第6章++化学热力学基础

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化学热力学基础

Qp = ΔU +Δ (pV) = (U2 - U1) +p(V2 -V1) = (U2 + p2V2) - (U1 + p1V1)
ΔH 称为焓变。ΔH > 0，表明体系从环境吸热； ΔH < 0, 表明体系向环境放热。
4பைடு நூலகம்
1、“焓”不是系统所含的热量。QP与ΔH只是数值上相等， QP不是状态函数,而ΔH是状态函数。特别提醒
恒压过程、恒容过程，绝热过程和循环过程。
2
途径
完成这一过程的具体步骤。
4、热与功
体系与环境之间因为温度差而进行的能量交换形式。热（Q）体系从环境吸热：Q > 0 ；体系向环境放热：Q < 0 特点：不是状态函数体系与环境之间除热以外的其它能量交换形式。
功（W）
环境对体系做功：W > 0 ；体系对环境做功：W < 0
7
对于任意的化学反应：aA ＋ bB ＝ gG ＋ dD 标准摩尔反应焓变 rHm = H = g fHm(G)+ d fHm(D)- a fHm(A)- b fHm(B)
标准摩尔燃烧焓变 C H m
Θ
1mol纯物质在标准状态和指定温度下完全燃烧时的标准焓变。完全燃烧是指C、H、N、S等分别被氧化为CO2(g)、H2O(l)、N2(g)、SO2(g) 。规定：完全燃烧产物的 CHm= 0 。即： CHm(CO2,g) = CHm(H2O,l) = CHm(N2,g)= CHm(SO2,g) = CHm(O2,g) = 0 对于任意的化学反应：aA ＋ bB ＝ gG ＋ dD rHm = H = a CHm(A)+ b CHm(B)- g CHm(G)- d CHm(D)

化学热力学基础及化学平衡

16
3.1.7 反应进度
1. 反应进度：描述反应 aA bB yY zZ
进行程度的物理量。
0 BB
B
B —物质B的化学计量数,可以是整数或分数，
及正值与负值。
νA=-a， νB=-b， νY= y， νZ= z 。
反应进度：单位是mol
nB nB( ) nB(0)
因气体的体积变化很大，体积功主要研究气体作的
体积功。若在定压过程：p始 = p终 = p环
体积功 W = -p ·ΔV=-ΔnRT
Δn：反应前后气体物质的量变化值
掌握
体积功：
W Fex l pex A l
pex V2 V1
pex V
V1
pex A:活塞面积
C2H4(g)+H2(g)→C2H6(g)
解: Q = -68.49kJ 2 = -136.98kJ
Δn=n(C2H6)-[n(C2H4)+n(H2)]=-1mol
W=-PΔV=-ΔnRT= -(-1) 298 8.314 = 2477.6J =2.48kJ
ΔU = Q + W = -136.98 + 2.48 = -134.50kJ
20
在一定条件下，化学反应 0 BB
B
反应的摩尔热力学能变rUm
rU m

U ξ
BU
n
反应的摩尔焓变 rHm
rHm

H ξ
BH
n
21
3.2 化学反应的反应热
3.2.1 热力学第一定律
定义：自然界的一切物质都具有能量；能量有各种不同的形式，能够从一种形式转化为另一种形式；在转化过程中，能量不生不灭，总值不变”。能量守恒与转化定律应用于热力学系统，就称为热力学第一定律。

化学热力学基础

一、反应热与化学反应方向
早在 19 世纪 70 年代，法国化学家贝塞洛和丹麦化学家汤姆森提出，反应热是判断化学反应方向的判据。
许多放热反应在常温、常压下确实能自发进行，但少数吸热反应在常温、常压下也能自发进行。这说明反应热是影响化学反应方向的重要因素，但不是决定反应方向的惟一因素。
二、熵变与化学反应方向
书写热化学方程式应注意以下几点：（1）习惯上将化学反应方程式写在左边，相应的 ΔH
和ΔU写在右边，两者之间用逗号或分号隔开。（2）注明反应的温度和压力。
（3）注明反应物和产物的聚集状态，分别用 s、l 和 g 表示固态、液态和气态，用 aq 表示水溶液，如果固态物质存在不同的晶型，也要注明晶型。
（4）同一化学反应，当化学计量数不同时，反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变也不同。
四、赫斯定律
化学反应，不管是一步完成或分成几步完成，反应热总是相等的。上述规律称为赫斯定律。
A rHm(T ) D
r H m,1(T )
r H m,3(T )
B rHm,2 (T) C
r Hm (T ) r Hm,1(T ) r H m,2 (T ) r H m,3(T )
dGT , p ≤ δW
对有限的化学变化：
(rGm )T ,p ≤W
当 W 0 时：
(rGm )T , p ≤ 0
在标准状态，上式可改写为：
(rGm )T ≤ 0
四、温度对化学反应方向的影响
表2 ΔH、ΔS 及T 对反应自发性的影响
反应实例
ΔH ΔS ΔG = ΔH–TΔS
① H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) — +
（1）敞开系统：系统与环境之间既有能量交换，又有物质交换。

化学热力学基础习题

化学热力学基础习题硫(一氧化碳，克)= 197.9焦耳摩尔-1克-1，硫(H2，克)= 130.6焦耳摩尔-1克-1 .(1)计算298K下反应的标准平衡常数k；(2)计算标准配置中反应自发向右进行的最低温度。

15当298K已知时，反应为:C(石墨)+2S(对角线)→CS2(l)，△fH(S，对角线)= 0kj mol，△fH(CS2，l) =-87.9kj mol-1，S(C，石墨)= 5.7j mol-1 k-1，S(S，对角线)= 31.9j mol-1 k-1，S(CS2，l) = 151.0j mol-1 k-1。

尝试计算298K时△fG(CS2，l)和反应自发发生的最低温度。

16当298K已知时，反应为:(1)fe2o 3+3C→2Fe+3co 2(g)。

22(2)Fe2O3(s)+3H 2(g)→2Fe(s)+3H2O(g)，(Fe2O 3，s)=-824.2 kJ·mol-1，△fH(二氧化碳，克)=-393.5千焦摩尔-1，△千焦(H2O，△fHG) =-241.8 kj mol-1，S(Fe2O3，s) = 87.4 j mol-1 k-1，S(C，石墨)= 5.7 j mol-1 k-1，S(Fe，s) = 27.3 j mol-1 k-1，S(CO2，g) = 213.7 j mol-1 k-1，S(H2，g) = 130.6 j mol-1 k-1，S(H2O，g) = 188.7 j mol-117当298K已知时，反应为:碳酸镁→氧化镁+二氧化碳(g)，△ FH(碳酸镁，s)=-1110.0 kj·mol-1，△fHS(MgO，s)=-601.7kJ mol-1，△fH(CO2，g)=-393.5千焦摩尔-1，(氧化镁，s)= 26.9千焦摩尔-1千焦-1，(碳酸镁，S)= 65.7焦耳摩尔-1克-1，S硫(二氧化碳，克)= 213.7焦耳摩尔-1克-1 .在较低的标准配置(298K 和850K)下，反应能自发地向右进行吗？18当298K已知时，反应为N2(g)+2O2(g)2NO2的rG(g)= 102.6千焦摩尔-1，△-1-1RS =-120.7j·mol·k，尝试计算398K时的标准平衡常数k41300K下的反应2co(s)△RG = 112.7 kJ·mol-1，400K(Cu2O(s)+102(g)2-1rG = 101.6kJ千焦摩尔.试计算:(1)反应的△相对湿度和△相对湿度；(2)当p(O2)= 100千帕时，反应自发进行的最低温度。

化学热力学的基本定律

化学热力学的基本定律化学热力学是研究化学反应中热现象的科学，它揭示了物质在化学反应中的热变化规律。

在化学热力学的研究中，有一些基本定律被广泛应用，帮助我们理解和预测化学反应中的热现象。

本文将介绍化学热力学中的基本定律，包括热力学第一定律、热力学第二定律和熵增定律。

热力学第一定律是热力学的基本定律之一，也称为能量守恒定律。

它表明在一个系统中，能量的总量是守恒的，能量既不能被创造也不能被毁灭，只能从一种形式转化为另一种形式。

热力学第一定律的数学表达式为ΔU = Q - W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外界做功。

根据热力学第一定律，系统吸收的热量等于系统内能的增加与对外界所做的功之和。

热力学第一定律的一个重要应用是热力学循环的分析。

在热力学循环中，系统经历一系列的热力学过程，最终回到初始状态。

根据热力学第一定律，整个热力学循环中系统的内能变化为零，即ΔU = 0。

这意味着系统在一个完整的热力学循环中，吸收的热量等于对外界所做的功，系统的总能量保持不变。

热力学第二定律是热力学中另一个重要的定律，也称为熵增定律。

热力学第二定律表明在一个孤立系统中，熵永远不会减少，只会增加或保持不变。

熵是描述系统无序程度的物理量，熵增定律可以解释为自然趋向于混乱的方向。

热力学第二定律还提出了热力学不可逆过程的概念，即在不可逆过程中系统的总熵必定增加。

熵增定律对于化学反应的方向和速率有着重要的影响。

在化学反应中，如果系统的总熵增加，那么这个反应是自发进行的；反之，如果系统的总熵减少，那么这个反应是不自发进行的。

通过熵增定律，我们可以预测化学反应的进行方向，以及了解反应的自发性和不可逆性。

除了热力学第一定律和热力学第二定律外，熵增定律也是化学热力学中的重要定律之一。

熵增定律指出在一个孤立系统中，熵的总变化永远大于等于零，即ΔS ≥ 0。

这意味着孤立系统中的熵永远不会减少，只会增加或保持不变。

熵增定律也可以解释为自然趋向于混乱的方向，系统总是倾向于朝着熵增加的方向发展。

大学化学——化学热力学基础.

= _ 153.89 _ 64.77 = _ 218.66 kJ•mol-1
注意：
(1) 摩尔反应指按反应方程式中化学计量数表示的量所完成的反应。由于反应的焓变与所进行反应的物质的量有关，所以，不同的反应，其摩尔焓变值不同。
2Al(s) + 3/2O2(g) = Al2O3(s) ΔH1 = -1675.7 kJ•mol-1 4Al(s) + 3O2(g) = 2Al2O3(s) ΔH2 = 2ΔH1= -3351.4 kJ•mol-1 (2) B为反应系统中某物质的化学计量数，对生成物取正值，对反应物取负值，计算时切勿丢掉。 (3) 反应的标准摩尔焓变等于生成物的标准生成焓之和，减去反应物的标准生成焓之和，切勿颠倒。
第1章
化学热力学基础
热效应可能性方向性限度反应机理反应速率
热力学: 研究能量转换过程中所遵循规律的科学。化学热力学: 研究化学反应,物理变
化(如:相变热,溶解热)
过程中能量交换。
化学动力学: 研究反应进行的速率
和所经过的中间步骤。
1.1 化学反应热的测量
1.1.1 基本概念 1.1.2 化学反应热的测量
1.反应热的测量
化学反应时放出或吸收的热叫做反应的热效(反应热) 弹式量热计测 q 钢弹组件 q弹 = C • T 吸热介质(水) q水= cm• T qV = _ ( q弹 + q水) = _ ( C + c•m) T
恒容反应热qv与恒压反应热 qp的关系
敞口容器与封闭容器
1.2 化学反应的理论计算
物质的绝对熵性质：状态函数
波尔兹曼公式 S = k • ln S :熵 K:波尔兹曼常数 :混乱度(热力学概率)

化学热力学基础

Q 和W 都不是状态函数
体积功
体积功是体系在反抗外压发生体积变化时而引起的体系与环境间能量的传递。 W体= p外ΔV
p内 P内 ΔV
P外 p外
第二节热力学第一定律和热化学
热力学第一定律
能量只能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，但在转化和传递过程中，能量的总数量不变。它的另一种表达形式就是：不供给能量而连续不断的对外做功的第一类永动机是不可能造成的。
CaCO3 (方解石)
CaO(s)+ CO2(g)
△ rH m
CaO(s)+ CO2(g)
Ca(s)+ C (石墨)+ O2
标准生成焓
温度T下,由标准态的各元素的稳定单质生成标准态下1mol某纯物质的热效应称为该物质的标准摩尔生成焓(standard molar enthalpy of formation)简称标准生成焓。
example
例：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)
△rHm(298.15K)＝-483.6 kJ· -1 mol H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)
△rHm(298.15K)＝-241.8 kJ· -1 mol
标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓
CaCO3 (方解石) Qp =△rH=H2 - H1 =∑H(生成物) - ∑H(反应物)
练习题求H2O(l)→H2O(g) ΔrHm
ΔfHm

1 查表： H2(g) + O2(g) = H2O(l) 2
H2O(l) = -285.8 kJ· -1 mol
1 H2(g) + O2(g) = H2O(g) 2
ΔfHm H2O(g) = -241.8 kJ· -1 mol ΔrHm = ΔfHm H2O(g)-ΔfHm H2O(l) ΔrHm = -241.8+285.8 = 44.0 kJ· -1 mol

基础化学中的计算公式

△rH ＝Σ△fH (生成物)－Σ△fH (反应物) △rH＝Σ△cH (反应物)－Σ△cH (生成物)
自由能的计算
利用状态函数特性计算
△rGm＝ ∑△fGm (生成物)－∑△fGm（反应物）
△rG＝△rH－T△rS
有关平衡常数的计算
rGmθ RT ln K θ rGm rGmθ RT ln Q
第七章化学动力学基础
一、简单级数反应的动力学方程与特点
反应级数一级反应二级反应零级反应
基本方程式半衰期(t1/2)
ln c0 kt c
0.693/k
1 1 kt c c0
1/kc０
c0-c =kt c０/2k
k的量纲
[t]-1
[c]-1[t]-1
[c][t]-1
二、温度对反应速率的影响
第二章稀溶液的依数性 ΔTb=Kb·bB ΔTf= Kf·bB
ΠV=nRT 或 Π=cRT
ΠV m RT M
第三章酸碱解离平衡

K
θ a
c
K
θ a

K
θ b

K
θ w
（注意
K
θ a
、K
θ b
的对应关系）
K
θ w
[H ][OH ]
[H ] Kaθc
[OH ]
K
θ b
c
[H ]
K
θ a1
K
θ a2
第四章缓冲溶液
pH

pK
θ a

[B ] lg
[HB]
pH

pK
θ a

lg
nB nHB
第五章难溶强电解质溶液的沉淀溶解平衡

化学热力学基础

3. However, we won’t adopt a purist attitude but will often use molecular concepts to help us understand thermodynamics.
4. Thermodynamics does not apply to systems that contain only a few molecules; a system must contain a great many molecules for it to be treated thermodynamically.
In thermodynamics, the total store of energy in a system is called its internal energy, U.
当体系的状态发生变化时，体系与环境之间必然伴随着能量的交换， “热”和“功” 。
热：由于温度差引起的能量从环境到体系的流动或者热交换过程中，体系发生化学变化或相变(变化过程中，温度不变)。热用符号Q 表示， SI单位为J。
Energy is the capacity of a system to do work (and ultimately, to lift a weight). If a system can do a lot of work, we say that it possesses a lot of energy.
变；如果其性质发生改变，则称为“稳态”(steady state)。
“稳态”举例：两端温度不同的金属棒，一端40C，另一端50C，给予足够条件，其温度不随时间而改变，但是，在环境中移动时，其温度就会发生改变。
三、状态和状态函数

光盘6-3热力学

第六章化学热力学基础1、化学热力学的定义、主要内容及意义是什么？答：化学热力学是指把热力学中最基本的原理用来研究化学现象以及和化学有关的物理现象，应用于化学反应、物质状态的变化和各种物理化学过程。

化学热力学的主要内容是：(1)利用热力学第一定律来计算变化中的热效应问题，即研究化学变化和相变化过程中的能量转化，主要是吸热和放热的规律，应用于生产中的能量或热量衡算，以有助于在生产过程中更合理地利用能量。

(2)利用热力学第二定律及其热力学第三定律研究化学变化和相变化的方向与限度，建立化学平衡与相平衡的理论，这些理论是化学反应器设计及精馏、萃取、结晶等工艺单元操作的理论基础，应用于选择工艺路线、设计工艺装置、确定操作条件时。

化学热力学提供科学原理和方法，依据体系的宏观可测性质和热力学函数关系，判断给定条件下物质的稳定性和它们朝某一方向变化的能力，它给出化学反应过程或物理变化过程的热效应，它提供化学反应的深度及结晶、精馏、萃取的限度的计算方法。

2、热力学中的系统与环境各怎样定义？它们之间有何关系？系统与环境之间的能量传递和物质交换存在怎样的关系？答：系统是指将一部分物质从其余的物质中划分出来作为研究的对象；环境是指系统之外与系统密切相关的部分；系统与环境是共存的，在系统与环境之间总有一个实际存在的或想象中的界面存在。

系统与环境之间能量传递和物质交换的不同可分为三种情况：(1) 系统与环境之间既无物质的交换，也无能量的传递，这种系统称为隔离体系；(2) 系统与环境之间既有物质的交换，又有能量的传递,这种系统称为敞开体系。

(3) 系统与环境之间没有物质的交换，但有能量的传递,这种系统称为封闭体系。

3、状态函数是怎样定义？它具有哪些特性？内能是怎样定义？它的改变取决于什么？答：由系统的状态所确定的系统的各种热力学性质称为体系的状态函数。

它具有下列特性：(1)状态函数是系统状态的单值函数，状态一经确定，状态函数就有唯一确定的数值，此数值与系统到达此状态前的历史无关。

大学化学化学热力学基础

真实气体状态方程在科研和工程中的应用举例
石油工业
利用真实气体状态方程预测天然气在地下的分布和储量，指导油气田的开发和生产。
化学工程
在化工过程中涉及气体的压缩、膨胀、冷却和加热等操作，需要利用真实气体状态方程进行精确计算和控制。
航空航天工程
在飞机和火箭的发动机设计中，需要考虑高温高压下气体的性质和行为，真实气体状态方程为相关计算提供了重要依据。
压条件。
混合气体中各组分性质变化规律探讨
道尔顿分压定律
混合气体的总压力等于各组分气体分压之和，分压与各组分的摩尔分数成正比。
阿马格分体积定律
混合气体的总体积等于各组分气体分体积之和，分体积与各组分的摩尔分数成正比。
亨利定律
在一定温度和平衡状态下，气体在液体中的溶解度与液面上该气体的平衡压力成正比。
04
相平衡与相图分析
相平衡条件及相律应用
相平衡条件
在恒温恒压下，当多相系统中各相的性质和数量均不随时间变化时，称系统处于相平衡状态。此时，各相中的组元成分和物性均保持恒定，且各相间的宏观物质交换达到动态平衡。
相律应用
相律是描述相平衡系统中相数、组元数和自由度之间关系的定律。对于简单系统，相律可表示为F=CP+2，其中F为自由度，C为组元数，P为相数。利用相律可以判断系统可能存在的相数及自由度，进而分析系统的相平衡状态。
大学化学化学热力学基础
目录
• 热力学基本概念与定律 • 热力学在化学反应中的应用 • 热化学方程式及计算 • 相平衡与相图分析 • 化学平衡移动原理及影响因素探讨 • 非理想气体状态方程及混合气体性质研究
01
热力学基本概念与定律
热力学系统及其分类

无机化学之化学热力学基础

3 第章
化学热力学基础
Chapter 3
Primary Conception of Chemical
Thermodynamics
本章教学内容
3.1 能量转换守恒和热力学能 3.2 化学反应热效应与焓 3.3 自发过程与熵 3.4 化学反应方向与吉布斯自由能

化学反应的基本问题
如果将两种或多种物质放在一起，能发生化学反应吗？如果发生的话，是正向还是逆向自发？到什么程度才会终止或平衡？
几种常见的热力学过程
• 恒压过程（isobar process）
如果体系在状态变化过程中，且压力始终恒定，则此变化过程称为恒压过程；
等压变化：只强调始态与终态的压力相同，且等于环境压力，而对过程中的压力不作任何要求。
• 恒温过程（isothermal process）
如果体系的状态变化是在温度恒定的条件下进行的，此变化称为恒温过程。
热和功都不是状态函数，其值与体系状态变化的途径有关。
体积功 (volume work)
以理想气体的恒温膨胀为例，来进一步说明热和功不是状态函数。
p外 = p1
p外 = p2
理想气体 p1 V1
始态
L
p外 = p'
理想气体 p2 V2
终态
理想气体 p' V'
中间态
p外 = p1
理想气体 p1 V1
描述体系的状态不一定要用该体系的全部状态函数，而用它的某几个状态函数就行，因为这些状态函数间往往有一定的联系。
例如，要描述一理想气体所处的状态，只需知道 T、p、V 就够用，因为根据理想气体的状态方程 pV = nRT，此理想气体的物质的量 (n) 也就确定了。

化学热力学基础概念

化学热力学基础概念热力学是研究能量转化和能量传递规律的科学，而化学热力学则是热力学在化学领域的应用。

化学热力学基础概念是学习化学热力学的第一步，掌握这些基础概念对于深入理解化学反应过程和能量变化至关重要。

一、热力学系统在化学热力学中，我们首先要了解的概念是热力学系统。

热力学系统是指我们研究的对象，可以是封闭系统、开放系统或孤立系统。

封闭系统是与周围环境隔绝但能交换能量的系统，开放系统可以与周围环境交换能量和物质，而孤立系统则与外界完全隔绝，既不能交换能量也不能交换物质。

二、热力学过程热力学过程描述了系统从一个状态变化到另一个状态的过程。

常见的热力学过程包括等温过程、绝热过程、等压过程和等体过程。

在等温过程中，系统的温度保持不变；在绝热过程中，系统与外界没有热量交换；在等压过程中，系统的压强保持不变；在等体过程中，系统的体积保持不变。

三、热力学状态函数热力学状态函数是描述系统状态的函数，与系统的过程无关，只与系统的初末状态有关。

常见的热力学状态函数包括内能、焓、熵和自由能等。

内能是系统的热力学状态函数，表示系统的总能量；焓是在恒压条件下的状态函数，表示系统的热力学状态；熵是系统的无序程度的度量，是一个状态函数；自由能是系统能量的一种表达形式，包括吉布斯自由能和哈密顿量等。

四、热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在热力学中的表述，它指出能量可以从一种形式转化为另一种形式，但总能量守恒。

数学表达式为ΔU = q + w，即系统内能的变化等于系统吸收的热量与对外界做的功的和。

其中，ΔU表示内能的变化，q表示吸收的热量，w表示对外界做的功。

五、热力学第二定律热力学第二定律是热力学中最重要的定律之一，它规定了自然界中热现象发生的方向。

热力学第二定律有多种表述形式，其中最著名的是克劳修斯表述和开尔文表述。

克劳修斯表述指出热量不会自发地从低温物体传递到高温物体，而开尔文表述则指出不可能制造出一个只吸收热量而不做功的系统。

热力学基础

第一章热力学基础目的要求：1. 理解热力学的一些基本概念：系统与环境、状态与状态函数、热和功、各种热力学过程。

2. 明确热力学能和焓的定义及状态函数的特征，理解热力学能变与恒容热，焓变与恒压热之间的关系。

3. 理解热力学第一定律的文字表述，掌握热力学第一定律的数学表达式及其应用。

4. 理解可逆过程及其特征。

5. 明确过程量热和功的正、负，理解体积功、热容、显热、潜热、化学反应热、摩尔相变焓、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓等概念。

6. 能熟练地运用热力学第一定律计算系统在理想气体的纯P V T变化、在相变化及化学变化中的应用（计算功、热、热力学能变、焓变）。

7. 能熟练地应用标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓求标准摩尔反应焓，能用基尔霍夫公式计算不同温度下化学反应的焓变。

8. 了解自发过程的共同特征。

理解热力学第二定律的文字表达。

9. 了解熵判据的表达式和熵增原理，较熟练地计算单纯P、V、T变化过程、相变和化学反应的熵变。

10. 理解规定摩尔熵、标准摩尔熵，理解标准摩尔反应熵的定义及掌握化学反应熵差的计算。

11. 理解熵的物理意义，了解热力学第三定律、卡诺循环、卡诺定理。

12. 明确亥姆霍兹函数、吉布斯函数的概念，较熟练地计算各种恒温过程的△ G13. 明确熵判据、亥姆霍兹函数判据、吉布斯函数判据应用条件，会用熵判据、吉布斯函数判据判断过程的方向和限度。

14. 了解热力学基本方程及一些重要关系式。

教学重点难点：1. 基本概念：系统与环境、状态与状态函数、热和功、各种热力学过程2 •热力学的状态函数：热力学能、焓、熵、亥姆霍兹函数、吉布斯函数过程量：热和功3 •基本定律：热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律4 •热力学第一定律对理想气体的状态变化过程、相变过程及化学变化过程的应用（计算Q W △ U>A H）o5 •热力学判据：熵判据、亥姆霍兹函数判据、吉布斯函数判据的具体应用（计算A S A G A F）o教学难点：1 •状态与状态函数2•热力学第一定律、热力学第二定律3•熵判据、亥姆霍兹函数判据、吉布斯函数判据教学内容:第一章热力学基础热力学的研究对象及方法热力学是研究能量相互转化过程中所遵循的规律及各种因素对能量转化的影响的科学。

化学热力学基础指导

化学热力学基础一．主要内容概述1．热力学第一定律热力学第一定律的实质就是物质变化的能量守恒与转化定律。

一般说来，物质变化过程中，体系与环境之间能量交换方式有两种：一种是热传递，另一种是做功。

能量交换的过程中，体系的热力学能的改变量（ΔU）等于体系从环境吸收的热量（Q）与环境对体系所做功的代数和。

热力学第一定律的数学表达式为：ΔU＝Q + W (4-1) 热力学能（U）是体系内的一切能量总和，体系发生变化时，只要过程的终态和始态确定，则热力学能的改变量U∆一定，ΔU＝U终－U始能量的变换过程中具有方向性，热力学上规定：体系吸热Q> 0；体系放热Q < 0。

环境对体系做功，W > 0；体系对环境做功，W < 0。

体系变化时功的得失有多种形式，如机械功、电功、表面功、体积功等。

在化学变化和相变过程中总是伴有体积的改变。

体系抵抗外压所做的功称为体积功，其它形式的功为非体积功，功和热不是状态函数。

2．焓与焓变在化学反应中即有新物质的生成又伴有能量的变化。

若生成物的温度和反应物的温度相同（恒温变化），并且化学反应过程中体系只做体积功，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的热效应，一般称为反应热。

反应热与体系组成物种的聚集状态和反应条件有关。

（1）恒容反应热由式（4－1）ΔU＝Q v + W由于在恒温恒容反应过程中V∆＝0，式中的功W = PΔV故W = 0，则可得ΔU＝Q v（4－2）（2）恒压反应热在恒温恒压反应过程中ΔP＝0，体系做体积功时，恒压反应热等于体系的焓变，即Q p = H ∆ΔH = H 2 - H 1H 是热力学函数，称为热焓，简称焓，其定义为：H = U + PV因为U 、P 、V 都是体系状态函数，故H 也是状态函数。

焓变（ΔH ）只与体系的始态和终态有关，而与变化过程无关。

ΔH > 0，体系吸热，ΔH < 0，体系放热。

（3）在恒温恒压得条件下，反应体系中的焓变与热力学能变之间关系为ΔH ＝ΔU ＋P ΔV (4-3)反应体系中若是固体和液体P ΔV 可忽略不计，若体系中为气体且为理想气体则（4－3）式可写为ΔH ＝ΔU ＋ΔnRT （4－5）若反应物和生成物均为固体或液体时，则恒压反应热与恒容反应热相等，即：Q p = Q v （4－6）（4）标准摩尔生成焓化学热力学规定在温度为T 时，由处于标准状态的各元素的指定单质生成标准状态下1mol 某纯物质的热效应，称为温度T 时该物质的标准摩尔生成焓，用符号θm f H ∆表示。

化学热力学基本概念

化学热力学基本概念从宏观角度看，当物质与外界发生相互作用的时候，区域温度可能发生变化，这种现象被称为热力学效应。

热力学是一门探究热量和能量之间相互转化关系的科学。

在热力学中，有许多基本概念和重要定律，本文将着重介绍其中的一些基本概念。

能量能量可以看做是物体的某种状态或运动形式，而热力学中的能量指与热有关的能量。

热能是指由于热量转移而形成的能量，例如热的动能（物体的热量要求的来源）。

热量热量是指由物质内部能量的转移造成的能量转化。

当物质的内部能量由于温度差异而从高能量物质向低能量物质转移时，就会产生热量这种形式的热能。

热量的质量单位是焦耳（J），其中1焦耳等于在温度为1摄氏度下，1克纯水的温度升高了1摄氏度所放出的热量。

熵熵是描述热力学系统混乱度的物理量，它表示了系统的范围内团聚和秩序的程度，通常可以简单理解为混乱度或不可逆性。

熵是一个在热力学中非常重要的概念，与能量的消耗和热量的传递有联系。

气体状态方程气体状态方程是热力学中经常用到的数学模型，用于描述气体体积、压强、温度和物质量之间的关系。

为了方便，人们通常采用理想气体状态方程来描述，理想气体状态方程的基本表达式为P V = n R T，其中P、V、n、R和T分别表示气体的压强、体积、物质量、气体常量和温度。

理想气体状态方程可以用于计算气体的热力学性质和做各种气体相关的计算。

热力学第一和第二定律热力学的第一定律是能量守恒定律，它在热力学的任何过程中都成立：在任何一个开放或封闭系统中，能量的总量不变，只能够从一种形式转化到另一种形式。

然而，第一定律并没有指明能量何时可以从不可用形式转变为可用形式，在这里，热力学的第二定律就发挥了作用。

热力学的第二定律是指任何封闭系统在物质和能量交换过程中，总是会出现不可逆性。

第二定律的主要应用在热力学中，其揭示了热量不能够完全转化为有用的能量，而仅仅是部分转化为热能。

热力学第二定律也是整个自然界不可逆性的基础之一。

大学基础化学课件工科06化学热力学基础

Na2O2 (s)
fH m / kJ mol
1
H2O (l) -285.8
NaOH (s) -425.6
O2 (g) 0
-510.9
[ 4 (NaOH ,s ) 0 ( O ,g )] rH m fH m fH m 2 [ 2 (Na O ,s ) 2 ( H O ,l)] fH m 2 2 fH m 2 [ 4 ( 425 . 6 ) 0 ] [ 2 ( 510 .9 ) 2 ( 285 .8 )]
24
QV与Qp的关系
• 对于无气体参加的化学反应 W = – p外 V 0 QV = Qp
• 有气体参加的化学反应 QV = Qp – p外 V = Qp - n(g) RT Qp
25
2. 焓 (H) 和焓变 (H)
封闭系统的等压过程：
U = Qp – p 外 V
U2 – U1 = Qp – p外 (V2 – V1) U2 – U1 = Qp – (p2V2 – p1V1) Qp = (U2 + p2V2) – (U1 + p1V1)
1 H 1530 kJ mol r m
(90kJ· mol-1)
34
5. 热化学方程式
表示化学反应及其反应热关系的化学方程式
2H (g) O (g) 2H O(l) 2 2 2
1
Δ H (298.15K) 571.66 kJ mo r m
热化学方程式的书写：
广度性质：与物质的量有关，具有加和性
如：V、n、U、H、S、G 等强度性质：与物质的量无关，不具有加和性如：T、p、c、Vm、E等
强度=广度/广度
20

化学热力学基础习题

第6章化学热力学初步习题目录第一部分化学热力学基础、热化学一判断题；二选择题；三填空题；四计算题第二部分熵、吉氏函数与化学反应方向一判断题；二选择题；三填空题；四计算题第一部分化学热力学基础、热化学一判断题1气体的标准状况与物质的标准态是同一含义。

（）2在恒温恒压下，某化学反应的热效应Q p=△H＝H2－H1，因为H是状态函数，故Q p也是状态函数。

（）3系统状态一定，状态函数就有确定的值。

（）4在恒温恒压条件下，反应热只取决于反应的始态和终态，而与过程的途径无关。

（）5功和热是系统与环境间能量传递的两种形式。

（）6气体膨胀或被压缩所做的体积功是状态函数。

（）7由环境中吸收热量，系统的热力学能增加。

（）8环境对系统做功，系统的热力学能增加。

（）9系统的焓等于系统的热量。

（）10系统的焓等于恒压反应热。

（）11系统的焓变等于恒压反应热。

（）12反应的热效应就是该反应的焓变。

（）13由于CaCO3的分解是吸热的，故它的生成焓为负值。

（）14298K时反应Na(s)+1Cl2(g)→NaCl(s)的△r H＝-411.1kJ·mol-1，即该温度下NaCl(s)的2标准摩尔生成焓为-411.1kJ·mol-1。

（）15298.15K时由于Na+(g)+Cl-(g)→NaCl(s)的△r H=-770.8kJ·mol-1，则NaCl(s)的标准摩尔生成焓是-770.8kJ·mol-1。

（）16298K时，反应CO(g)+Cl2(g)→COCl2(g)的△r H=-108kJ·mol-1，则△f H(COCl2，g)=-108kJ·mol-1。

.（）17所有气体单质的标准摩尔生成焓都为零。

（）18△f H(Br2,g)=0kJ·mol-1。

（）19298K时石墨的标准摩尔生成焓为零。

（）20在密闭容器中盛有等物质的量的N2(g)和O2(g)，使其反应生成NO(g)，保持反应在等温下进行，则该反应的焓变一定等于△f H(NO,g)。