5第五章热力学基础

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第五章化学热力学基础

状态（II）
U1
U2
U2 = U1 + Q + W
热力学第一定律数学表达式：
ΔU = U2 – U1 = Q + W （封闭体系） ●热力学第一定律：能量具有不同的形式，它们之间可以相互转化和传递，而且在转化和传递过程中，能量的总值不变。
8
● Q与W的正负号：
体系从环境吸热，Q取＋；体系向环境放热，Q取－环境对体系做功，W取＋；体系对环境做功，W取－
第五章化学热力学基础
•热力学：研究体系状态变化时能量相互转换规律的科学。其基础是热力学第一定律（主要基础）
热力学第二定律热力学第三定律 •化学热力学：将热力学原理和方法用于研究化学现象以及与化学有关的物理现象。 •主要研究内容化学反应进行的方向化学反应进行的限度化学反应的热效应
1
MnO(s) + CO(g) = Mn(s) + CO2(g)的反应热rHm。
解：
(1) Mn(s) + 1/2 O2(g) = MnO(s) rH1 = fHm(MnO)
(2) C(s) + 1/2 O2(g) = CO(g) rH2 = fHm(CO)
(3) C(s) + O2(g) = CO2(g)
§5.1 热力学第一定律
一、基本概念与术语
1、体系与环境
• 体系（系统）：被划分出来作为研究对象的那部分物质或空间。
• 环境：体系之外并与体系密切相关的其余部分。体系可分为：• 敞开体系——体系与源自境之间既有物质交换又有能量交换；
• 封闭体系——体系与环境之间没有物质交换只有能量交换；
• 孤立体系——体系与环境之间既没有物质交换也没有能量交换。

无机化学-第五章-化学热力学基础

热力学数据表中给的一般是298K时的生成自由能 (fG)其单位是kJ·mol-1。
注:①G为广度性质,与参与过程的物质的量成正比。
②逆过程G与正过程的G数值相等，符号相反。等于各③反如应果一G个之反总应和是。多个反应的和，总反应的rG
化学热力学的四个重要状态函数
判断一个反应进行的方向时，如果： rG<0反应自发进行 rG>0反应不自发进行 rG=0平衡状态当rG<0时(产物的G<反应物的G)该反应就自动向生成产物的方向进行，在反应中反应物不断减小而产物不断增加，G为广度性质，当G反应物=G产物即rG=0时反应就不再朝一个方向进行了，这就是化学反应的限度，即化学平衡。
状态函数。
化学热力学的四个重要状态函数
二、焓(H) 设一封闭体系在变化中只做体积功，不做其它功，则U=Q+W中W代表体积功：-pV(N/m2×m3)
W=Fl=pSl=-pV
V=V2-V1 若体系变化是恒容过程(体积不变)，即没有体积功则W=0，U=Qv Qv为恒容过程的热量，此式表示在不做体积功的条件下体系在恒容过程中所吸收的热量全部用来增加体系的内能。
我们可以从体系和环境间的热量传递来恒量体系内部焓的变化。
如果化学反应的H为正值，表示体系从环境吸收热能，称此反应为吸热反应。即：
∑H反应物<∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)>0 如果化学反应的H为负值，则表示体系放热给环境，称此反应为放热反应。即：
∑H反应物>∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)<0
rG=-RTlnKa
此式只表示在等温下，rG与K平衡在数值上的关系。
∴rG=-RTlnKa+RTlnJa
=RTln(Ja/Ka)

第五章热力学第一定律、第二定律

Q=A
V2 p1 = p1V1 ln = p 2V 2 ln V1 p2
吸热全部用于对外做功
3）摩尔热容）
由
Q = A:
M
V2 CT ∆T = RT ln µ µ V1
M
∆T = 0
4. 绝热过程
CT = ∞
绝热材料如气体自由膨胀）快速进行（如气体自由膨胀）
特点： dQ=0 特点：
1）过程方程）热力学第一定律条件
驰豫时间 < 10 −4 s
3. 相平面
相图相空间
相平面、以状态参量为坐标变量 —— 相平面、平衡态——对应相图中的点对应相图中的点平衡态平衡过程——对应相图中的线对应相图中的线平衡过程例：等温、等压、等温、等压、等体过程的相图
三、系统内能热力学主要研究系统能量转换规律 1.系统内能 E 系统内能广义：广义：系统内所有粒子各种能量总和平动、转动、振动能量、化学能、原子能、核能... 平动、转动、振动能量、化学能、原子能、核能不包括系统整体机械能狭义：狭义：所有分子热运动能量和分子间相互作用势能例：实际气体理想气体
dQ=dE+pdV
M i dQ = RdT + pdV µ 2
2. 物理意义：物理意义：涉及热运动和机械运动的能量转换及守恒定律。涉及热运动和机械运动的能量转换及守恒定律。 3.又一表述： 3.又一表述：又一表述第一类永动机是不可能制成的第一类永动机：系统不断经历状态变化后回到初态，第一类永动机：系统不断经历状态变化后回到初态，不消耗内能，不从外界吸热，不消耗内能，不从外界吸热，只对外做功即：
v r dA = F ⋅ dl = psdl = pdV

大学物理上册（第五版）重点总结归纳及试题详解第五章热力学基础

⼤学物理上册（第五版）重点总结归纳及试题详解第五章热⼒学基础第五章热⼒学基础⼀、基本要求1．掌握功、热量、内能的概念，理解准静态过程。

2．掌握热⼒学第⼀定律，能分析、计算理想⽓体等值过程和绝热过程中功、热量、内能的改变量。

3．掌握循环过程和卡诺循环等简单循环效率的计算。

4．了解可逆过程和不可逆过程。

5．理解热⼒学第⼆定律及其统计意义，了解熵的玻⽿兹曼表达式及其微观意义。

⼆、基本内容1. 准静态过程过程进⾏中的每⼀时刻，系统的状态都⽆限接近于平衡态。

准静态过程可以⽤状态图上的曲线表⽰。

2. 体积功pdV dA = ?=21V V pdV A功是过程量。

3. 热量系统和外界之间或两个物体之间由于温度不同⽽交换的热运动能量。

热量也是过程量。

4. 理想⽓体的内能2iE RT ν=式中ν为⽓体物质的量，R 为摩尔⽓体常量。

内能是状态量，与热⼒学过程⽆关。

5. 热容定体摩尔热容 R i dT dQ C V m V 2)(,== 定压摩尔热容 R i dT dQ C p mp 22)(,+== 迈耶公式 R C C m V m p +=,, ⽐热容⽐ ,,2p m V mC i C iγ+==6．热⼒学第⼀定律A E Q +?=dA dE dQ +=（微分形式）7．理想⽓体热⼒学过程主要公式（1）等体过程体积不变的过程，其特征是体积V =常量。

过程⽅程： =-1PT 常量系统对外做功： 0V A =系统吸收的热量：()(),21212V V m iQ vC T T v R T T =-=-系统内能的增量：()212V iE Q v R T T ?==-（2）等压过程压强不变的过程，其特征是压强P =常量。

过程⽅程： =-1VT 常量系统对外做功：()()212121V P V A PdV P V V vR T T ==-=-?系统吸收的热量： (),2112P P m i Q vC T v R T T ??=?=+-系统内能的增量： ()212iE v R T T ?=-（3）等温过程温度不变的过程，其特征是温度T =常量。

第五章化学热力学基础

5-2 基本概念
5-2-1 系统与环境 5-2-2相 5-2-3状态与状态函数 5-2-4过程 5-2-5 热与功 5-2-6 热力学标准态
5-2-1 系统与环境
被人为划定的作为研究对象的物质叫系
统（体系或物系）系统（体系）以外的与系统有密切关系的周围部分称为环境。
系统的分类
按照系统和环境之间的物质、能量的交换关系, 将系统分为三类：（1）开放系统体系和环境之间既有物质的交换又有能量的交换。
5-2-5 热与功
1. 定义：

热（Q）是体系与环境之间因温度差异而引起的能量传递形式。即热不是物质，不是系统的性质，而是大量物质微粒作无序运动引起的能量传递形式。除热之外，体系与环境之间所有其他能量传递形式都叫功（W）。在热力学中又把功分为两大类，一类叫膨胀功（体积功）；另一类则是除膨胀功而外的 “其他功”，或叫“有用功”，也叫非体积功。
非均相系统(或多相系统)
1、定义：状态：由表征体系宏观性质的物理量所确定的体系存在形式称为体系的状态。表征体系宏观性质的物理量主要有P、V、T、n 、U 、H、S、G等。状态函数: 确定体系状态的物理量, 如P、V、T、n 、U 、 H、S、G 等是状态函数。 2、状态函数的分类：（1）广度性质，也称容量性质：它的数值与体系中的物质的数量成正比。在一定的条件下，具有加合性。如V 、 n 、 m 、 U 、H、S、G等。（2）强度性质：它的数值与体系中的物质的数量无关，没有加合性，仅有体系中物质本身的特性所决定的。如T、P、密度、粘度等性质, 无加合性, 称强度性质的物理量。
注意：热力学标准态未对温度加以限定，所以任何温度下都有热力学标态。环境状态：298K，101.325kPa；理想气体标准状态：273K，101.325kPa。一般情况下，如果未指定温度时，温度T=298.15K 。

无机化学(人卫版)第五章化学热力学基础

CO 2 (g)
mol △ rHm (2) = -282.98kJ· -1 计算298.15K下，下列反应的反应热：
1 O2 (g) C(s) 2
CO(g) △ rHm (3)
解法一：（利用 △ rHm (1) 由始态 CO2 g 到终态途径1 的不同途径）
2
解：利用Hess定律 △ rHm (3) C(s) O (g )
B —物质B的化学计量数
B为物质B的化学计量数，其量纲为一，反应物的
化学计量数为负值，而生成物的化学计量数为正值。
νA=-a， νB=-b， νY=y， νZ=z 。
例：反应 1/2N2 + 3/2H2 = NH3 化学计量数 B分别为：
(NH3) = 1 ，(N2)= 1/2， (H2) = -3/2
mol △ rHm (298.15K) = -571.66kJ· -1
△ • 化学计量数不同时， rHm 不同。 1 H2(g)+ O2(g) H2O(g) 2 mol △ rHm (298.15K) = -241.82kJ· -1
2.3.3 盖斯（Hess）定律 △ rHm 始态终态
△ rHm,1 △ rHm,2
结论： aA + bB → yY + zZ
rHm(T)
=Σν B fHm(生成物) +Σ νBfHm(反应物)
= Σν B fHm(B)
§2.4 热力学第二定律
2.4.1 化学反应的自发性
•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)
解：该反应在恒温恒压下进行，所以

大学物理课后答案第5章

第五章热力学基础5－1 在水面下50.0 m 深的湖底处（温度为4.0℃），有一个体积为1.0×10-5 m 3的空气泡升到湖面上来，若湖面的温度为17.0℃，求气泡到达湖面的体积。

（大气压P 0 = 1.013×105 Pa ）分析：将气泡看成是一定量的理想气体，它位于湖底和上升至湖面代表两个不同的平衡状态。

利用理想气体物态方程即可求解本题。

位于湖底时，气泡内的压强可用公式gh p p ρ+=0求出，其中ρ为水的密度（常取ρ = 1.0⨯103 kg·m -3）。

解：设气泡在湖底和湖面的状态参量分别为（p 1，V 1，T 1）和（p 2，V 2，T 2）。

由分析知湖底处压强为ghp gh p p ρρ+=+=021。

利用理想气体的物态方程可得空气泡到达湖面的体积为()3510120121212m 1011.6-⨯=+==T p V T gh p T p V T p V ρ5－2 氧气瓶的容积为3.2×10-2 m 3，其中氧气的压强为1.30×107 Pa ，氧气厂规定压强降到1.00×106 Pa 时，就应重新充气，以免经常洗瓶。

某小型吹玻璃车间，平均每天用去0.40 m 3 压强为1.01×105 Pa 的氧气，问一瓶氧气能用多少天？（设使用过程中温度不变）分析：由于使用条件的限制，瓶中氧气不可能完全被使用。

从氧气质量的角度来分析。

利用理想气体物态方程pV = mRT /M 可以分别计算出每天使用氧气的质量m 3和可供使用的氧气总质量（即原瓶中氧气的总质量m 1和需充气时瓶中剩余氧气的质量m 2之差），从而可求得使用天数321/)(m m m n -=。

解：根据分析有RT V Mp m RT V Mp m RT V Mp m 333122111===；；则一瓶氧气可用天数()()5.933121321=-=-=V p V p p m m m n5－3 一抽气机转速ω=400r ּmin -1，抽气机每分钟能抽出气体20升。

5第五章热力学基础

第五章
热力学基础
第五章热力学基础
5-1 热力学第一定律及应用
5-2 循环过程卡诺循环
5-3 热力学第二定律
教学基本要求
一、理解准静态过程及其图线表示法. 二、理解热力学中功和热量的概念及功、热量和内能的微观意义，会计算体积功及图示. 会计算理想气体的定压和定体摩尔热容. 三、掌握热力学第一定律，能分析计算理想气体等体、等压、等温和绝热过程中的功、热量和内能的改变量.
m i dQV dE RdT M 2
摩尔定容热容: 在体积不变的条件下, 1mol 的理想气体温度升高（或降低）1K时吸收(或放出) 的热量. 1mol 理想气体 CV ,m
dQV dT
单位
J mol K
1
1
i 由 dQV CV ,mdT RdT 2 i 可得 CV ,m R 2 m 物质的量为的理想气体 M
以S表示活塞的面积，p表示气体的压强，dl Fdl pSdl
dW pdV
W
V2
1
p
dV
S
dl
V
pdV
p
1
功的大小等于在p-V图中曲线下的面积.
3. 准静态微元过程能量关系
p
2
dQ dE pdV
O V dV 1
V2
V
功的图示
p
p1
I
m Q p C p ,m (T2 T1 ) M
( E2 E1 ) p(V2 V1 )
m m CV ,m (T2 T1 ) R(T2 T1 ) M M m (CV ,m R )( T2 T1 ) M
可得 C p,m CV ,m R

第五章化学热力学基础

定温定容反应
定温定压反应
Q U 2 U1 Wu,V Q U 2 U1 Wu, p p(V2 V1 )
δQ dU δWu,V Q H2 H1 Wu,p δQ dH δ5Wu, p
上述这些公式称作热力学第一定律的解析式，它们是根据第一定律得出的，不论化学反应是可逆或不可逆的，均可适用。
4
§5-2 热力学第一定律在化学反应系统的应用
热力学第一定律是普遍的定律，对于有化学反应的过程也适用，是对化学过程进行能量平衡分析的理论基础。
一. 热力学第一定律解析式
Q U2 U1 Wtot Q U2 U1 Wu W
体积功
反应热
δQ dU δWu δW
有用功
实际的化学反应过程大量地是在温度和体积或温度和压力近似保持不变的条件下进行的。
效应间接求得：
9
C+O2 =CO2 Q1
Q1 393791 J/mol
CO+
1 2
O2
=CO2
Q3
Q3 283190 J/mol
据盖斯定律 Q1 Q2 Q3
Q2 Q1 Q3
393791J/mol (283190J/mol) 110601J/mol
据热力学第一定律，反应的热效应 Qp H Pr H Re
二、反应的热效应(thermal effect)和反应焓(enthalpy of reaction)
若反应在定温定容或定温定压下不可逆地进行，且没有作出有用功（因而这时反应的不可逆程度最大），则
定容热效应 QV U2 U1 这时的反应热称为反应的热效应
QV
Qp H2 H1
定压热效应
Qp
反应焓--定温定压反应的热效应，等于反应

热力学基础

AT
V2 M
V1
RT 1 dV V
M
RT ln V2 V1
M
RT ln
P1 P2
QT
AT
m M
RT ln V2 V1
m M
RT ln P1 P2
例题：温度为27℃，压强为1atm,质量为2.80×10 － 3 kg的氮气，先在体积不变的条件下，使压强增至3atm;然后经等温膨胀，使压强降到1atm；而后，又在1atm的等压条件下使其体积压缩一半。试求：先画出P-V图；再求各分过程吸收的热量、所作的功和内能的改变量。
A.孤立系统:系统和环境没有物质和能量的交换 B.封闭系统:系统和环境不交换物质,但交换能量 C.开放系统:系统和环境既交换物质又交换能量
3. 热力学状态:由状态参量所确定的系统的状况.
4. 平衡态在没有外界影响的情况下，系统各部分的宏观性质在长时间内不发生变化的状态。
说明 (1) 不受外界影响是指系统与外界不通过作功或传热的方
等压过程有
Mi
E E2 E1 2 R(T2 T1 )
AP P(V2 V1)
M
QP CP(T2 T1 )
气体的比热容比
CP CV R 1 2
CV
CV
i
①因CP恒大于CV，所以γ大于1
②双原子分子气体的比热容比为
1 2 1.40
5
气体摩尔热容、两种摩尔热容比、R的理论值表
CO 29.00 21 . 20
R=CP－CV
8.34
8.31 8.36
多
CO2 36.20 27.80
8.40
CP
CV
1.67 1.41 1.37
1.31

热工基础第5章热力学第一定律

物体的内能与机械能的区别
能量的形式不同。物体的内能和机械能分别与两种不同的运动形式相对应，内能是由于组成物体的大量分子的热运动及分子间的相对位置而使物体具有的能量。而机械能是由于整个物体的机械运动及其与它物体间相对位置而使物体具有的能量。
决定能量的因素不同。内能只与物体的温度和体积有关，而与整个物体的运动速度及物体的相对位置无关。机械能只与物体的运动速度和跟其他物体的相对位置有关，与物体的温度体积无关。
1
a
ΔU1a2 = ΔU1b2 = ΔU12 =U2 −U1
b
注意： ΔU21 =−ΔU12 =U1 −U2 0
2 v
二、外部储存能 —— 宏观动能Ek和重力位能Ep
由系统速度和高度决定
¾ 宏观动能：
Ek
=
1 2
mc 2
m — 物体质量；c — 运动速度
机械能
¾ 重力位能： Ep = mgz
Z — 相对于系统外的参考坐标系的高度
分子运动的平均动能和分子间势能称为热力学能（内能）。
符号：U
单位： J
比热力学能（比内能）：单位质量物质的热力学能，u，J/kg
u=U/m
增加热力学能的两种方法：做功、传热
2、微观组成内动能：分子热运动（移动、转动、振动）形成的内动能。它是温度的函数。内位能：分子间相互作用形成的内位能。它是比体积和温度的函数。其它能：维持一定分子结构的化学能、原子核内部的原子能及电磁场作用下的电磁能等。
对于不做整体移动的闭口系，系统宏观动能和位能均无变
化，有：（∆E=∆U），故Q：−W = ΔU 或 Q = ΔU +W
热力系吸收的能量
增加系统的热力学能

第五章热力学基础

第五章热力学基础一、基本要求1．掌握理想气体的物态方程。

2．掌握内能、功和热量的概念。

3．理解准静态过程。

4．掌握热力学第一定律的内容，会利用热力学第一定律对理想气体在等体、等压、等温和绝热过程中的功、热量和内能增量进行计算。

5．理解循环的意义和循环过程中的能量转换关系。

掌握卡诺循环系统效率的计算，会计算其它简单循环系统的效率。

6．了解热力学第二定律和熵增加原理。

二、本章要点 1．物态方程理想气体在平衡状态下其压强、体积和温度三个参量之间的关系为RT MmPV =式中是m 气体的质量，M 是气体摩尔质量。

2．准静态过程准静态过程是一个理想化的过程，准静态过程中系统经历的任意中间状态都是平衡状态，也就是说状态对应确定的压强、体积、和温度。

可用一条V P -曲线来表示3．内能是系统的单值函数，一般气体的内能是气体温度和体积的函数),(V T E E =，而理想气体的内能仅是温度的函数)(T E E =。

4．功、热量做功和传递热量都能改变内能，内能是状态参量，而做功和传递热量都与过程有关。

气体做功可表示为⎰=21V V PdV W气体在温度变化时吸收的热量为T C MmQ ∆=5．热力学第一定律在系统状态发生变化时，内能、功和热量三者的关系为W E Q +∆=应用此公式时应注意各量正负号的规定：0>Q ，表示系统吸收热量，0<Q 表示放出热量；0>∆E 表示内能增加，0<∆E 表示内能减少；0>W 系统对外界做功，0<W 外界对系统做功。

6．摩尔热容摩尔热容是mol 1物质在状态变化过程中温度升高K 1所吸收的热量。

对理想气体来说dT dQ C V m V =, dTdQ C Pm P =, 上式中m V C ,、m P C ,分别是理想气体的定压摩尔热容和定体摩尔热容，两者之差为R C C m V m P =-,,摩尔热容比：m V m P C C ,,/=γ。

第五章化学热力学基础

例2：混合气体中有4.4 g CO2，14 g N2 和12.8 g O2 ，总压为2.026×105Pa，求各组分气体的分压。解：n(CO2)＝4.4 g/44 g· -1=0.10 mol mol n(N2) ＝14 g/28 g· -1=0.50 mol mol n(O2) ＝12.8 g/32 g· -1=0.40 mol mol n总＝ n(CO2)＋ n(N2) ＋n(O2) ＝1 mol x(CO2)＝ n(CO2)/ n总=0.10 x(N2) ＝ n(N2) /n总＝ 0.50 x(O2) ＝ n(O2) /n总＝ 0.40 p(CO2)＝ 0.10 × 2.026×105Pa =2.0×104Pa p(N2) ＝ 0.50 × 2.026×105Pa = 1.0×105Pa p(O2) ＝ 0.40 × 2.026×105Pa = 8.1×104Pa
pB = nB RT/V
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设有一混合气体,其中有i 个组分则:
pi = ni RT/V pT ＝ p1 + p2 + p3 + p4 + pj ＝n1 RT/V +n2RT/V+n3RT/V+ …… + niRT/V ＝(n1+n2+……ni)RT/V ＝nTRT/V p1/pT ＝n1/nT; p2/pT ＝ n2/nT…….pi/pT ＝ni/nT p1 ＝pT×x1; p2 ＝pT×x2……pi ＝pT×xi
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2.注意:
在使用物质的量时,基本单元应指明,可以是原子,分子,离子,电子或这些粒子的特定组合. 物质的量: 单位名称为摩尔单位符号为 mol ● 摩尔是用以计算系统物质中所含微观基本单元数目多少的一个物质的量 ● 摩尔体积: 1 mol 物质的体积,符号Vm，单位m3·mol-1或L·mol-1

第五章化学热力学基础

5-2-6、状态与状态函数
1、状态由一系列表征体系性质的物理量
所确定下来的体系的一种存在形式，称为体
系的状态。 2、状态函数态函数。确定体系状态的物理量，称为状
例如某理想气体体系
n = 1 mol， p = 1.013 10 5 Pa， V = 22.4 dm 3 ，T = 273 K 这就是一种状态。是由 n、p、V、T 所确定下来的体系的一种
恒压反应热—在恒压反应中体系所吸收的热量, 全部用来改变体系的热焓.即 Qp=ΔU+PΔV=U2-U1+P2V2-P1V1 =（U2+P2V2）-（U1+P1V1）令H=U+PV，则Qp=ΔH （3）反应进度设有化学反应 νAA+νBB=νGG+νHH 式中ν为各物质的计量数，反应未发生时各物质的物质的量分别为n0，反应进行到t时刻，各物质的量分别为 n：则反应进度ξ定义为： ξ= [n0（A）-n（A）]/ νA=[n0（B）-n（B）]/ νB =[n0（G）-n（G）]/ νG=[n0（H）-n（H）]/ νH
5-3-3自由能
自发过程的方向性
所谓自发过程就是不需要任何外界作用而自动进行的过程。例如热量由高温物体传向低温物体就是一个自发过程，反之则不能自发进行，这是人所共知的常识。机械能通过摩擦转变为热能的过程也是一个自发过程，例如，行驶中的汽车刹车时，汽车的动能通过摩擦全部变成热能，造成地面和轮胎升温，最后散失于环境。
5-2-2、相
系统中物理状态、物理性质与化学性质完全均匀的部分称为一个相（phase）。如：系统里的气体，无论是纯气体还是混合气体，总是 1个相。系统中若只有一种液体，无论这种液体是纯物质还是溶液，也总是一个相。相是系统里物理性质完全均匀的的部分。

第五章化学热力学基础

吉布斯自由能 G，状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，
而与变化的途径无关。 4. 掌握化学热力学的主要应用：判断化学反应方向和限度，利用盖斯定律计算反应焓、反应熵和反应自由能，吉布斯－亥姆霍兹方程，范特霍夫等温方程等。
5-1 化学热力学的研究对象
化学热力学：用热力学的定律、原理和方法研究化学过程的能量变化、过程的方向与限度。
R---气体常量，其取值（包括单位）随p和V单位不同
而变化，使用时要注意正确取值。R= 8.314L∙kPa∙mol-1∙K-1
= 8.314 m3∙Pa∙molБайду номын сангаас1∙K-1 = 8.314 J∙mol-1∙K-1 。
理想气体状态方程式的应用：
(1) 计算p，V，T，n四个物理量之一（例5-3, 5, 6）
示。指溶质的质量和溶液的质量之比。浓度是强度量，不具有加和性，与溶液的取量无关。
5-2-4 气体
气体的最基本特征：具有可压缩性和扩散性。可分为
实际气体和理想气体。理想气体被假设为分子之间没有相
互作用力，气体分子本身没有体积。当实际气体的压力不大，温度又不低时，可当作理想气体来处理。 1. 理想气体状态方程式 pV = nRT
5-3 化学热力学的四个重要状态函数
5-3-1 热力学能(内能)
1、热力学能(U)：系统内各种形式的能量的总和，包括分子的动能，分子内电子运动的能量、原子核内的能量、分子间作用能……等等。 ①U是状态函数，任何系统在一定状态下内能是一定的。 ②内能的绝对值无法确定；
③始态、终态一定，热力学能的变化量U一定。
1）开放体系
2）封闭体系 3）孤立体系
既有能量交换，又有物质交换；

第五章化学热力学基础例题

第五章
化学热力学基础
例题
[例5－10] 298 K下水的蒸发热为例－下水的蒸发热为43.98 kJ•mol-1，求蒸发 mol 求蒸发1 下水的蒸发热为水的Q 水的 v、QP、△U，W和△H。 P217 ，和。
[例5－11] 用燃烧弹测出，氯气和氢气每合成 mol HCl气体放出例－用燃烧弹测出，氯气和氢气每合成1 气体放出 92.307 kJ的热。求反应焓。 P217 的热。的热求反应焓。
Qv=-92.307 kJ •mol-1
[例5－12] 由标态 2(g)+O2(g)==2H2O(g)的反应自由能△rGmө 例－由标态2H 的反应自由能△ 的反应自由能 (298.15K)求p(H2)=1.00×10 kPa，p (O2)=1.00×103kPa，p 求 × ， × ， (H2O)=6.00×10-2kPa下的反应自由能△rGm (298.15 K)。P220 下的反应自由能△ × 下的反应自由能。
△rSmө (298K) =[(192.45)+(186.908)-(94.6)]J · mol-1 · K-1 该合成反应属吸热熵增型反应。该合成反应属吸热熵增型反应。用左边的装置时，用左边的装置时，△rGmө=0：： 0=△rGmө (T)≈△rHmө (298K)-T△rSmө (298K) △ △ △ T≈△rHmө (298K)/ △rSmө (298K)=176.01KJ· mol-1×1000J·KJ△ 1/(285J· mol-1· K-1)
=176.01 kJ•mol-1×1 000 J•kJ-1／[(285－8.314 ln 0.25)J•mol-1•K-1] [(285－
[例5－20] 试计算在例－试计算在p(O2)=10-2pө时Ag2O的分解温度。P234 的分解温度。的分解温度

大学化学热力学基础课件

大学化学热力学基础课件一、教学内容本节课的教学内容选自人教版《大学化学》的第五章热力学基础。

该章节主要内容包括热力学第一定律、热力学第二定律和熵的概念。

具体讲解如下：1. 热力学第一定律：能量守恒定律，指出在一个封闭系统中，能量不会凭空产生也不会凭空消失，只会从一种形式转化为另一种形式，系统的内能变化等于系统所吸收的热量减去系统对外做的功。

2. 热力学第二定律：熵增定律，指出在自然过程中，一个孤立系统的总熵不会减少，即自然界的过程总是向着熵增加的方向进行。

3. 熵的概念：熵是衡量系统无序程度的物理量，是一个系统在热力学平衡状态下的状态函数。

二、教学目标1. 理解热力学第一定律和第二定律的基本概念和原理。

2. 掌握熵的概念及其在热力学中的应用。

3. 能够运用热力学基本定律分析实际问题，提高解决实际问题的能力。

三、教学难点与重点重点：热力学第一定律和第二定律的基本概念和原理，熵的概念及其在热力学中的应用。

难点：热力学定律在实际问题中的应用。

四、教具与学具准备教具：多媒体课件、黑板、粉笔。

学具：教材、笔记本、笔。

五、教学过程1. 实践情景引入：以日常生活为例，如烧水、做饭等，引导学生思考这些现象背后所蕴含的热力学原理。

2. 知识讲解：讲解热力学第一定律、第二定律和熵的概念，通过举例和实例让学生理解这些基本原理。

3. 例题讲解：选取具有代表性的例题，讲解热力学定律在实际问题中的应用。

4. 随堂练习：为学生提供一些实际问题，让学生运用所学的热力学定律进行分析和解答。

5. 知识拓展：介绍热力学在现代科学技术中的应用，如热力学在能源、环境等领域的重要性。

六、板书设计板书内容主要包括热力学第一定律、第二定律和熵的概念，以及这些定律在实际问题中的应用。

板书设计要简洁明了，突出重点。

七、作业设计1. 请简述热力学第一定律和第二定律的基本概念和原理。

2. 请解释熵的概念及其在热力学中的应用。

3. 请举例说明热力学定律在实际问题中的应用。

5

第五章化学热力学基础5-1从手册查出常用试剂浓盐酸﹑浓硫酸﹑浓硝酸﹑浓氨水的密度和质量分数，计算它们的（体积）物质的量浓度（c）和质量摩尔浓度（m）。

5-2从手册查出常温下的饱和水蒸气压，计算当相对湿度为40%时，水蒸气压多大。

5-3化学实验事中经常用蒸馏水冲洗已用自来水洗净的烧杯。

设洗后烧杯内残留“水”为1ml，试计算，用30ml蒸馏水洗一次和洗两次，烧杯中残留的“自来水的浓度”分别多大？5-4计算 15℃，97kPa下15g氯气的体积。

5-5 20 ℃，97kPa下0.842g 某气体的体积为0.400 L ，求该气体的摩尔质量。

5-6测得 2.96g 氯化汞在 407℃的 1L 容积的真空系统里完全蒸发达到的压力为60 kPa ，求氯化汞蒸汽的摩尔质量和化学式。

5-7 在1000℃和 97kPa 下测得硫蒸汽的密度为0.5977 g.L-1，求硫蒸气的摩尔质量和化学式。

5-8 在25℃时将相同压力的5.0 L 氮气和15 L 氧气压缩到一个10.0 L 的真空容器中，测得混合气体的总压为150 kPa ，（1）求两种气体的初始压力；（2）求混合气体中氮和氧的分压；（3）将温度上升到 210 ℃，容器的总压。

5-9在25 ℃， 1.47MPa 下把氨气通入容积为1.00 L 刚性壁容器中，在350℃下催化剂使部分氨分解为氮气和氢气，测得总压为 5MPa ，求氨的解离度和各组分的摩尔分数和分压。

5-10 某乙烯和足量的氢气的混合气体的总压为 6930Pa ，在铂催化剂催化下发生如下反应：C2H4(g) +H2(g) === C2H6(g)反应结束时温度降至原温度后测得总压为4530Pa 。

求原混合气体中乙烯的摩尔分数。

5-11以下哪些关系式是正确的（ p、V、n 无下标时表示混合气体的总压、总体积和总的物质的量）？说明理由。

pV B = n B RT p B V = n B RT p B V B = nRT pV = nRT5-12以下系统内各有几个相？（1）水溶性蛋白质的水溶液；（2）氢氧混合气体；（3）盐酸与铁块发生反应的系统（4）超临界状态的水。

北师大《无机化学》第四版习题参考答案5

精心整理第五章化学热力学基础5-1从手册中查出常用试剂浓硫酸、浓盐酸、浓硝酸、浓氨水的密度和质量分数计算它们的（体积）物质的量浓度和质量摩尔浓度。

解：经查阅:p(HCl)=1.19g/mlw(HCl)=37.23% p(H 2SO 4)=1.83g/mlw(H 2SO 4)=98% p(HNO 3)=1.42g/mlw(HNO 3)=69.80% 设5-2 则5-31mL,水，自来水占再加入30ml 蒸馏水，一共为31ml 水，自来水占1/312=1/963 所以倒掉后自来水占1/312=1/963 5-4计算15℃,97kPa 下15g 氯气的体积。

5-520℃，97kPa 下0.842g 某气体的体积为0.400L ，求气体的摩尔质量。

解：由理想气体状态方程：p ×v=n ×R ×T ，n=m/M ，得p ×v=m/M ×R ×T M=mpT/pv=0.842×8.314×293/97×103×0.4=52.8g/mol 该气体的摩尔质量为：52.8g/mol 。

5-6测得2.96g 氯化在407℃的1L 容积的真空系统里完全蒸发到的压力为60kPa ，求氯化汞蒸气的摩尔质量和化学式。

解：(1)设氯化汞蒸汽的摩尔质量为M ，则由n=m/M,p ×v=n ×R ×T 得M=m ×R ×T/p ×v=2.96×8.314×680/60=278.9g/mol (2)设氯化汞的化学式为HgCl n ,则 200.6+35.5n=278.9 解得n=2答：氯化汞的摩尔质量是278.9g/mol,化学式是HgCl 25-7 (2)5-8）将温1V 1=P 2V 2 P=P P 1P 2（2P 3P 4=（3P5=P ×T5/T=243kPa方法2：（1）两种气体的初始压力为p ，则由p 1v 1=p 1v 1得 p(V N2+V O2)=p 混V 混则p=p 混×v 混/(v N2+v O2) =150×10/(5+15) =75Kp（2）同温同压下,n(N 2):n(O 2)=V(N 2):V(O 2)=1:3 P(O 2)=P ×X(O 2)=1/4×150kPa=37.5kPaP(N2)=P×X(N2)=3/4×150kPa=122.5kPa (3)P2V2=nRT2①PV=nRT②两式相比,得P2/P=T2/T150kPa/P=298K/483KP=243kPa5-9在25℃，1.47MPa下把氨气通入容积为1.00刚性壁密闭容器中，在350℃下用催化剂使部分氨分解为氮气和氢气，测得总压为5MPa，求氨的解离度和各组分的摩尔分数和分压。

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