高中化学2020高考化学清北预备拔尖——专题二：化学热力学初步 (共71张PPT)

)
g
f
H
m
(G
)]
[d
f
H
m
(
D)
e
f
H
m
(
E
)]
【例2-2】 ：求下列反应的标准焓变
2Na2O2 (s) 2H2O(l) 4NaOH (s) O2 (g)
解：f Hm -510.9 -285.8
-425.6
0
（kJ mol-1）
r
H
m
B
f
H
m
(B)
B
＝4（- 425.6）－[2(- 510.9)+ 2(- 285.8)]
m
Formation，生成
标准状态 ξ = 1 mol
说明： ❖ 指定单质的标准生成焓为0，标准生成焓
可查 P475。 ❖ 可由物质的标准生成焓求算反应标准焓变。
由标准摩尔生成焓求反应的标准焓变:
r
H
m
B
f
H
m
(
B)
B
化学反应： dD eE fF gG
r
H
m
B
f
H
m
(B)
B
[
f
f
H
m
(
F
2.1.3 过程与途径
1、过程：系统从始态变为终态所发生的 一系列变化
常见过程：
定温过程：始态、终态温度相等，并且过 程中始终保持这个温度。T1=T2，ΔT = 0
定压过程：始态、终态压力相等，并且过 程中始终保持这个压力。p1=p2， ΔP = 0
定容过程：始态、终态体积相等，并且过 程中始终保持这个体积。V1=V2， ΔV = 0
V nRT
cRT
bRT
化学热力学初步
§2.1 热力学一些常用术语 §2.2 热力学第一定律 §2.3 热化学 §2.4 热力学第二定律 §2.5 吉布斯自由能及其应用
重点：
❖掌握状态函数、反应焓变、物质标准生成 焓和熵的基本概念 ❖掌握热力学定律，盖斯定律及其应用 ❖学会运用吉布斯自由能判断反应的方向
解：利用Hess定律
C O2
(1)
r H1
(3) r H3
1
CO 2 O2
CO2 (1)C(s) O2 (g) CO2 (g) r H1
(2)
r
(3)CO( g )
H
2 (2)C
(
s)
1
2
1 2
O2
(
g)
CO2
(
g)
O2 (g) CO(g)
r r
H
2
H3
△ rHm(1)=△ rHm(2) +△ rHm(3)
W = - pV = - 101.325 ×103 Pa×1.0 × 10-3 m3
= - 101.325 J
则 U = Q + W
= 500 J + （-101.325 J） = 398.675 J
§2.3 热化学
2.3.1 等容反应热、等压 反应热和焓的概念
2.3.2 热化学方程式 2.3.3 生成焓 2.3.4 盖斯定律 2.3.5 水合离子的标准生成焓 2.3.6 键能与反应焓变的关系
注意点：
❖ 同一方程式中:各物质的ξ相等
❖ 同一反应，方程式书写不同: ξ不等
2、热化学方程式
对于一个化学反应而言，等压条件下反应吸收或放出的热 量通常用反应焓变（enthalpy of reaction）来表示，符号为
r
H
m,T
定义：表示化学反应与其热效应(标准摩尔焓变) 关系的化学反应方程式叫做热化学方程式。
当系统只对环境做体积功时：
U = Q + W = Q + （-p V）
【例2-1】给一封闭系统加热500 J，系统内理想气 体膨胀做功，外压恒为101.325 kPa, 气体体积胀大 了1.0升，则系统内能变化多少？
【解】 ：已知 Q = 500 J p = 101.325 kPa V=1.0 dm3
应用：利用方程式组合计算 △ rHm
【例2-2】 ：已知298.15K下，反应：
(1) C(s) O2(g) CO2(g)
△ rHm(1) = -393.5kJ·mol-1
(2)
CO(g)
1 2
O2
(g)
CO2 (g)
△ rHm(2) = -282.98kJ·mol-1
计算(3) C(s)+
CO(g)的
❖ 气体：分压为标准压力（pɵ ）的标理准想状气态体
❖ 液体和固体的标准态：标准压力与(标pɵ准)下状的纯液体
或纯固体
况的区别？
❖ 温度可以任意选择，一般为298.15K
2H2(g)+O2(g) 2H2O(g) △ rHm(298.15K) = -483.64kJ·mol-1 • 聚集状态不同时，△ rHm不同。 2H2(g)+O2(g) 2H2O(l) △ rHm(298.15K) = -571.66kJ·mol-1 • 化学计量数不同时，△ rHm 不同。
反应进度 ξ
dD eE fF gG
反应前各物质的量 反应后各物质的量
n n n n D(0) E (0) F (0) G(0) nD nE nF nG
ni ni(0) n
i
i
注意点：
❖反应进度ξ ：描述和表征化学反应进行程度的物理量， 单位为mol ， νi: 对反应物为负，对产物为正。
0 = BB B
B：化学反应方程式中任一反应物或产物的化学式。
B：物质B的化学计量数（stoichiometric number）。
由通式可以看出，反应物的化学计量数为负值，而产物的化学 计量数为正值。这与反应物减少和产物增加相一致。
由于反应物与产物的化学计量数不相同，随着反应的进行，
各组分的变化量是不同的，为了从量化角度进行描述，引入新的物 理量——
标准生成焓：在标准态和指定温度下，由 元素的指定单质生成1 mol某物质时的热效 应称为该物质的标准摩尔生成焓。
△ fHm (B,相态,T) ，单位是kJ·mol-1
1 H2(g)+ 2 O2(g) H2O(g)
△ fHm (H2O ,g,298.15K) = -241.82kJ·mol-1
f
H
系统与环境之间由于存在温差而传递 的能量。
• 热不是状态函数。
规定：系统向环境吸热：Q >0；
系统向环境放热： Q <0。
2、功( W ) 系统与环境之间除热之外以其它形式
传递的能量 。 规定：系统对环境做功，W<0（失功）
环境对系统做功，W>0（得功）
•功不是状态函数。
分类： • 体积功： • 非体积功 ：如电功
2.4.2 熵 2.4.3 热力学第二定律 2.4.4 标准摩尔熵
2.4.1 化学反应的自发性
1、自发过程 •水从高处流向低处； •热从高温物体传向低温物体； •铁在潮湿的空气中锈蚀；
锌置换硫酸铜溶液反应： Zn(s)+Cu2+(aq) Zn2+(aq)+Cu(s)
在没有外界作用下，系统自身发生 变化的过程称为自发过程。
解法二： C(s) O2 (g) CO2 (g) △ rHm(1)
)CO(g)
1 2
O2 (g)
CO2 (g) △ rHm(2)
C(s)
1 2
O2 (g)
CO(g)
△ rHm(3)
△ rHm(3)=△ rHm(1) - △ rHm(2)
2.3.3 生成焓
生成焓：由元素指定单质生成1 mol某物 质时的热效应。
❖ 选择的始态反应进度不为0，则以反应进度变化ξ来 表示
N2 (g) 3H2 (g) 2NH3(g)
始态 1mol 3mol 0mol
终态 0mol 0mol
2mol
N2＝1mol H2 1mol NH3 1mol
1
3
2 N2 (g) 2 H2 (g) NH3(g)
N2 2mol H2 2mol NH3 2mol
难点： ❖准确地理解状态函数和标准生成焓的基 本概念，正确掌握热力学第一定律中热和 功的含义和符号规定。
§2.1 热力学一些常用术语
2.1.1 系统和环境 2.1.2 状态和状态函数 2.1.3 过程和途径
2.1.1 系统和环境
1、系统：被研究对象。 2、环境：系统外与其密切相关的部分。 敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换。 封闭系统：与环境无物质交换有能量交换。 隔离系统：与环境无物质、能量交换。
1 H2(g)+ 2 O2(g) H2O(g) △ rHm(298.15K) = -241.82kJ·mol-1
2.3.4 Hess定律
始态 △ rHm 终态
△ rHm,1△ rHm,2Fra bibliotek中间态
△ rHm =△ rHm,1 + △ rHm,2
或
△ rHm = ∑ △ rHm,i
化学反应不管是一步完成还是分几步完 成，其反应热总是相同的。
2、途径：完成过程的具体步骤。
3
状态1
1
2
状态2
状态函数改变：仅取决于系统始态和终态， 与途径无关。
“状态一定值一定 殊途同归变化等 周而复始变化零”
§2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功 2.2.2 热力学能 2.2.3 热力学第一定律 2.2.4 可逆过程和最大功
2.2.1 热和功 1、热( Q )
2.2.3 热力学第一定律
热力学第一定律的实质是能量守恒与 转化定律。
状态1 U1
吸热Q 做功W
状态2 U2
U2 = U1+Q + W
U2 - U1 = Q + W 热力学第一定律数学表达式：
U = Q + W
热力学第一定律文字表述：系统热力学能的改 变量等于系统从环境中吸收的热量加上环境对系 统做的功。
2H2(g)+O2(g) 2H2O(g)
△ rHm(298.15K) = -483.64kJ·mol-1
注意点： ❖ 方程式后写反应热 ❖ 注明物态，气态（g），液态（l），固态（s）
标准焓变
r
H
m,T
Reaction，反应
标准状态 反应温度T
ξ = 1 mol
标准状态：
❖ 溶液：浓度1mol/L的理想溶液，以cɵ表示
2.1.2 状态和状态函数
1、状态：由一系列物理量所确定的系统的存 在形式。 2、状态函数：决定系统状态的物理量。
特点： ❖ 状态一定(改变)，状态函数一定(改变) ❖ 状态函数的变化值只与系统变化的始态和终态有 关，而与状态变化的过程无关。 ❖ 系统内的状态函数之间是相互关联的 ❖ 状态函数的集合（和、差、积、商）也是状态函 数
•体积功的计算：
W Fex l
pex A l
pex V2 V1
pex V
pex V1
l
活塞移动方向 系统膨胀
2.2.2 热力学能
热力学能(U)： 系统内所有微观粒子的全部 能量之和，也称内能。
热力学能(U)是状态函数
U2-U1 = ΔU
热力学能(U)是体系的状态函数，其变 化值只取决于系统的始态和终态，与变化 途径无关
pV ＝ p(V产物 – V反应物） ＝ (n产物 – n反应物)RT = (n)RT
H U (n)RT
❖ P24 例2-1
2.3.2 热化学方程式
任一化学反应
dD + eE = fF + gG 移项后写成
0= –dD – eE+ fF+ gG 令–d = vD; – e = vE; f = vF ; g = vG 简化为化学计量通式：
H2 H1
H：焓，状态函数 H (U PV )
QP H
在等压条件下进行的化学反应，其反应热等 于该系统的焓的改变量。等压过程中，系统吸收 的热量全部用来增加系统的焓。
3、等压过程中ΔH与ΔU的关系
H (U Pp V )
H U Pp V ❖ 固、液反应: ΔV很小 H U ❖ 气体反应: eE(g) + f F(g) ＝ gG(g) + rR(g)
2.3.1 等容反应热、等压反应热和 焓的概念
反应热定义：系统发生化学反应时，等温过程 中系统吸收或放出的热量。
反应物 Q 产物
U = Q + W
Qv：等容热效应，等温等容条件下进行反应的反应热 Qp：等压热效应，等温等压条件下进行反应的反应热
1、 等容反应热
QV U W U pV
V 0 W pV 0
QV U
U 0 吸热反应 U 0 放热反应
在等容条件下进行的化学反应，其反应热等 于该系统的热力学能的改变量。等容过程中，系 统吸收的热量全部用来增加系统的热力学能。
2、 等压反应热
P 0 QP U W U p(V2 V1)
U2 U1 pP(V2 V1)
(U2 pPV2 ) (U1 Pp V1)
109.0kJ mol 1
计算标准焓变的方法
• 1. 有气体参与的反应的等压过程
H U (n)RT
• 2. 已知一些反应热数据，求另一些反应的反应 热 盖斯定律 热化学方程式的组合计算
• 3. 由标准摩尔生成焓计算焓变
r
H
m
B
f
H
m
(B)
B
§2.4 热力学第二定律
2.4.1 化学反应的自发性
2020高考化学清北预备拔尖
无机部分 专题二：化学热力学初步
知识点回顾
结论： 蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降，渗透压都是
难挥发的非电解质稀溶液的通性；它们只与溶剂的本性和 溶液的浓度有关，而与溶质的本性无关。
p pB* xB
p pB* p pB* xA
p K b
ΔTb = Kb·b ΔTf = Kf ·b