化学热力学知识点梳理
高三化学学科总结化学反应的热力学
高三化学学科总结化学反应的热力学化学反应的热力学是一门研究化学反应中能量变化与热效应的学科。
在高三化学学科的学习中，我们对化学反应的热力学有了更深刻的认识。
下面将对化学反应的热力学进行总结，并探讨其在实际应用中的重要性。
一、化学反应的热力学基本概念1. 热力学第一定律：能量守恒定律热力学第一定律指出，在一个闭合系统中，能量可以从一种形式转化为另一种形式，但能量的总量保持不变。
在化学反应中，反应物与生成物之间的能量转化符合热力学第一定律的要求。
2. 热力学第二定律：自发变化的方向热力学第二定律描述了自然界中能量转化的方向。
化学反应中，反应物转变为生成物的过程是自发进行的，其方向由热力学第二定律的要求决定。
3. 反应焓变：描述化学反应中热效应的量反应焓变是描述化学反应中热效应的量。
化学反应可以放热或吸热，反应焓变为负值时表示反应放热，为正值时表示反应吸热。
二、重要的热力学性质1. 等压反应焓变与反应焓变在恒压条件下，等压反应焓变（ΔH）可以通过实验测定获得。
反应焓变是反应进行所伴随的热变化。
ΔH为负时，反应为放热反应；ΔH为正时，反应为吸热反应。
2. ΔH与反应热的关系反应热是单位摩尔反应物参与反应时放出或吸收的热量。
反应热与反应物的量以及反应物的化学方程式有关。
反应热可通过ΔH与反应物的物质量之间的关系来计算。
3. 熵变与化学反应的自发进行性熵是描述系统无序程度的物理量，反应的熵变（ΔS）可用于判断化学反应的自发性。
当ΔS为正时，反应是自发进行的；当ΔS为负时，反应是不自发进行的。
三、热力学在实际应用中的重要性热力学在实际应用中发挥着重要作用，特别是在工业生产和环境保护方面。
1. 工业生产热力学研究可以帮助我们了解化学反应的热效应，提高化工生产的效率和经济性。
在工业生产中，热力学知识可以被用于设计反应器、优化反应条件以及评估反应的可行性。
2. 环境保护热力学研究也对环境保护起到了重要作用。
通过研究化学反应的热效应，我们可以了解反应产物的稳定性和环境影响。
化学中的化学热力学知识点
化学中的化学热力学知识点化学热力学是研究化学反应中能量的转化与变化的学科，它对我们理解化学现象和反应行为起着重要的作用。
本文将介绍化学热力学的一些基本知识点，包括热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等。
1. 热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在化学反应中的应用。
热力学第一定律表明，系统的内能变化等于系统吸收的热量与对外做功之和。
这可以表示为以下公式：ΔU = q + w其中，ΔU表示系统的内能变化，q表示系统吸收的热量，w表示系统对外做的功。
2. 热力学第二定律热力学第二定律是热现象的方向性规律。
它表明自发过程在整个宇宙中是朝熵增加的方向进行的。
热力学第二定律可以通过熵的概念来描述，熵是衡量系统无序程度的物理量。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加，直到达到最大值。
3. 焓焓是一个物质在常压条件下的热力学函数，通常用H表示。
在常压下，焓的变化可以表示为下式：ΔH = q焓变表示物质的热量变化，正值表示系统吸热，负值表示系统放热。
4. 熵熵是衡量系统无序程度的物理量，通常用S表示。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加。
熵的变化可以表示为下式：ΔS = q/T其中，ΔS表示系统的熵变，q表示系统吸收的热量，T表示系统的温度。
5. 自由能自由能是描述系统在恒温、恒压条件下能量转化的热力学函数，通常用G表示。
自由能包括内能和对外做功两个方面的能量，可以表示为以下公式：G = H - TS其中，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
当系统的自由能变化ΔG为负值时，表示该过程是自发进行的。
总结：化学热力学是研究化学反应中能量转化与变化的学科，主要涉及热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等知识点。
热力学第一定律描述了能量守恒定律在化学反应中的应用，热力学第二定律说明了自发过程进行的方向性规律。
焓是在常压下物质的热力学函数，熵是衡量系统无序程度的物理量，自由能描述了系统在恒温、恒压条件下的能量转化情况。
高三化学热力学知识点
高三化学热力学知识点热力学是研究热和能量转化关系的科学。
而热力学的核心内容之一就是热力学系统中的能量变化。
对于高三化学学习者来说，掌握热力学的知识点是至关重要的。
本文将从热力学的基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律以及熵的概念等几个方面，详细介绍高三化学热力学的知识点。
一、热力学的基本概念1. 系统和环境：在热力学中，我们将研究的对象称为系统，而系统外部的一切都称为环境。
2. 热力学的热量和功：热量是能量以热传递的方式流入或流出系统，而功则是能量以非热传递的方式流入或流出系统。
3. 热力学第一定律：热力学第一定律表明能量守恒，即一个孤立系统的内能变化等于热量与功的代数和。
二、热力学第一定律1. 内能：内能是一个物体的微观粒子的热运动所具有的能量，它包括分子的平动能、转动能和振动能等。
2. 等容过程：在等容过程中，系统的体积保持不变，从而没有对外进行功，因此内能的变化只取决于热量的变化。
3. 等压过程：在等压过程中，系统的压强保持不变，系统对外做功的大小等于压强乘以体积变化。
三、热力学第二定律1. 热力学第二定律的表述：热量不可能自发地从低温物体传递到高温物体，而只有通过外界做功的方式才能实现。
2. 热力学第二定律的应用：热力学第二定律除了可以解释自然界中很多现象外，还可以解释永动机的不可能性。
四、熵的概念1. 熵的定义：熵是度量物质的无序程度的物理量，熵增原理规定了自然界中熵的增加趋势。
2. 熵与热力学过程：在一个孤立系统中，熵增是不可逆过程的本质特征，而等熵过程则是可逆过程的特征。
3. 熵的计算：根据熵的定义和统计热力学的理论，可以计算一些化学反应的熵变。
总结：通过对热力学的基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律以及熵的概念等知识点的学习，我们可以更好地理解热力学的基本原理和应用。
对于高三化学学习者来说，热力学作为一门重要的学科，掌握其知识点是提高学习成绩的关键。
通过不断的学习和实践，我们能够更好地理解和应用热力学，在考试中取得好成绩。
化学热力学基础理论学习要点
化学热力学基础理论学习要点化学热力学是利用热力学原理来研究化学反应热能方面的科学研究，其主要内容涉及到化学反应放热或吸热、温度对化学反应速率的影响、化学反应的热力学条件以及反应物的活化能等等。
化学热力学不仅在化学反应、也在生物反应等自然界的其他过程中也得到了广泛的应用。
随着科学家对化学热力学的不断深入研究，许多具有重要意义的结论也得以提出，其中有些结论可以帮助理解和分析生物、化学及其他自然界中的物质和能量转化反应过程，从而为技术革新、新能源开发实现科学化设计提供理论指导。
一、热力学基础热力学是一门基础性、广泛的学科，它涉及到热量的发生、传递和定义，以及热力学的原理，它主要有两部分内容：一是热力学原理；二是热力学实验研究。
1、热力学原理热力学原理是指根据热力学理论发展而成的一套理论，其中包括三大定律：第一定律，即热力学第一定律，热力学第二定律，热力学第三定律，以及相应的变量概念，如热力学温度、热力学状态参数，以及相应的活化能和能量等概念。
2、热力学实验研究热力学实验研究是指根据热力学理论和实验技术，进行各种实验以确定热力学原理，其中包括实验装置的设计、实验研究的计算、热力学变量的测试等方面的研究。
二、化学热力学基础理论化学热力学是通过运用热力学原理，研究物质热能方面的科学学科。
化学热力学的研究内容涵盖到物质反应放热或吸热、温度对化学反应速率的影响、反应物的活化能等一系列热力学理论。
其中，热力学第三定律是化学热力学的重要基础，该定律指出，当两个物质反应时，所有物质热量的变化最终都会收敛到一个恒定值，也就是反应的热力学最终状态；热力学第二定律指出，反应的热力学最终状态取决于反应物的分子结构；热力学第一定律则指出，反应物分子结构对热力学最终状态具有重要影响。
此外，还有其他重要的概念，如活化能、内能、外能、熵、热量、温度等，这些概念也是研究化学热力学的基础。
三、应用现今，化学热力学得到了广泛的应用，不仅可以应用在研究化学反应，还可以应用于生物反应、物理反应、活性性质、系统热能变化等多个方面，这些应用可以帮助我们深入分析在自然界中物质和能量的转化反应过程，从而更好地设计和利用新能源、开发新技术，实现科学化设计。
第四章_化学热力学基础
本章内容
4-1 基本概念和常用术语 4-2 热力学第一定律 4-3 Hess定律和反应热的计算
4-4 热力学第二定律
4-0 化学热力学的研究对象
热力学： 研究热和其他形式的能量互相转 变所遵循的规律的一门科学。
化学热力学： 应用热力学原理，研究化学反应
过程及伴随这些过程的物理现象，就 形成了“化学热力学”。
3. 状态函数分类
广延（广度或容量）性质的状态函数： 与系统中物质的量成正比，具有加和 性 (如体积、质量等)。 强度性质的状态函数： 由系统中物质的本性决定，不具加和 性，数值上不随系统中物质的量的变化 而变化（如温度、密度、热容、压力 等）。
4-1-3 相
系统中物理性质和 化学性质完全相同的且 与其他部分有明确界面 分隔开来的任何均匀部 分，叫做相。 均相系统(或单相系统)
一个化学反应的发生涉及5个方面的 问题： 1. 反应的方向
2. 反应的限度
3. 反应过程的能量转换
4. 反应机理
5. 反应速率
化学热力学主要是从宏观的角度 研究化学反应的能量变化、化学反应 的方向、可能性、限度等问题。即：
5个问题中的前3个。
后两个问题是属于动力学范畴。
4-1 基本概念和常用术语
1. 状态
系统的状态是系统的总性质。 即系统的宏观性质的综合表现。 如：由压力、温度、体积、 质量、密度、粘度和物质的量 等物理量所确定下来的系统存 在的形式称为系统的状态。
2. 状态函数 状态函数是描述系统性质的物理量。 (如p,V,T……)
状态函数的特点： ①状态一定，状态函数一定。 ② 状态变化，状态函数也随之而变， 且状态函数的变化值只与始态、终态有 关，而与变化途径无关。 系统一旦恢复，状态函数即恢复。
1-总结-1 焓、熵与吉布斯函数
第一章化学热力学知识点总结了解：化学热力学是干什么的？判断反应能否自发进行。
中学：气体，沉淀，水大学：严格的计算↖G具体：ΔrΔr G＞0不反应；Δr G＜0反应。
Δr G=W掌握！变=Δ=末-初焓=H对一般反应aA+bB→yY+zZ产物反应物读法！单质在没给时，=0对于化学反应，Δr H (T )≈Δr H (298.15K)习题：1）计算乙炔完全反应的标准摩尔焓变。
298K 、298℃和1000℃？解：Δf H mB （T ）226.73 －393.51 －285.83C 2H 2(g)+ O 2(g) 2CO 2(g)+ H 2O (l)掌握！Δ=末-初=产物-反应物焓=H对一般反应aA+bB→yY+zZ产物反应物单质在没给时，=0对于化学反应，Δr H (T )≈Δr H (298.15K)习题：1）计算乙炔完全反应的标准摩尔焓变。
298K 、298℃和1000℃？解：Δf H mB （T ）226.73 0－393.51 －285.83Δr H m (T )={2×(-393.51)+(-285.83)kJ ·mol -1-(226.73+0)kJ ·mol -1=-1299.58kJ·mol -1C 2H 2(g)+ O 2(g) 2CO 2(g)+ H 2O (l)掌握！2）2Fe2O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) 查表求该反应的在1000K 时的焓变？如果产物，反应物对调，焓变为多少？O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g)解：2Fe2(298K) -824.2 -393.5掌握！2）2Fe2O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) 查表求该反应的在1000K 时的焓变？如果产物，反应物对调，焓变为多少？O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g)解：2Fe2(298K) -824.2 0 0 -393.5首先计算298K下的反应焓变：(298K)=32323=3×(-393.51)-2×(-824.2) =467.9 (kJ/mol)(1000K)=(298K)=467.9kJ/mol对调后，按照同样的方法计算，答案恰好为相反数(1000K)=-467.9kJ/mol掌握！3）已知A，B，C，D四种化合物，其中A和C为参考态单质/元素，B和D在298K下的标准摩尔生成焓分别是40 和-50。
化学热学知识点总结
化学热学知识点总结一、热力学基本概念热力学是研究物体内部能量和物质间能量相互转化的物理学科，并且研究物体内能量的传递和扩散规律以及热现象的规律。
热力学研究的主要对象是热、功和能量。
热是由于温度差引起的能量传递。
功是由于力的作用引起的能量转化。
能量是物体具有的使其能够进行工作的物理量（如物体的动能、势能、内能等）。
热力学的热、功和能量是相互联系、相互转化的。
二、状态函数状态函数是在描述过程时与路径无关的，只与初始和终了状态有关的函数。
例如，压强、温度、体积等。
状态函数的改变与路径无关，只与初末状态有关，与路径无关意味着状态函数的变化值与过程取向无关，所以状态函数的变化必须是由初末状态决定的。
状态函数的改变与路径无关因为它们的改变只与初末态有关。
但对于某些状态函数来说，虽然它与系统的性质本身无关，但是它的改变却能使心理特性发生变化。
三、热力学定律热力学定律是热力学的基本规律，它描述了能量的转化和传递规律。
热力学定律包括零法则、第一定律、第二定律、第三定律。
零法则：如果两个系统与第三个系统分别处于热平衡状态，那么这两个系统之间也一定处于热平衡。
第一定律：能量守恒，即能量不能被创造或消灭，只能从一个物体转移到另一个物体，或从一个形式转化为另一形式。
它也可以表述为：系统的内能增量等于系统所吸收的热量与所作的功的代数和。
第二定律：热能不可能自发地从低温物体传递到高温物体，热力学过程不可逆的方向是从低温物体向高温物体传递热量的方向。
第三定律：当温度接近绝对零度时，是熵趋于常数。
这意味着，不可能通过有限数量次的操作使任何系统冷却至绝对零度。
四、热力学方程热力学方程是描述物质热力学性质的方程，其中包括理想气体状态方程、范德华方程等。
理想气体状态方程为P = nRT。
范德华方程为（P + a/V^2)(V - b) = RT。
热力学方程不仅可以用于计算压强、温度、体积等参数的关系，还可以从中推导出其他热力学性质的关系。
高二化学热化学知识点
高二化学热化学知识点热化学是化学的重要分支之一，研究物质在化学反应中的能量变化以及与能量变化相关的热力学参数。
高二化学热化学知识点包括热能、焓、热容、热平衡等内容，下面将逐一进行介绍。
一、热容量（C）热容量是指物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸收或放出的热量。
其计算公式为：Q = mCΔT其中，Q为吸热或放热量，m为物质的质量，C为热容量，ΔT 为温度变化。
热容量常用单位是焦耳/摩尔·开（J/(mol·K)）或卡路里/摩尔·开（cal/(mol·K)）。
二、焓变（ΔH）焓变是指化学反应过程中吸热或放热的能量变化。
在恒压下，焓变等于吸热或放热量。
ΔH的正负值表示反应是吸热反应还是放热反应。
当ΔH为正值时，表示吸热反应，反应物的能量高于产物；当ΔH为负值时，表示放热反应，反应物的能量低于产物。
三、热反应与反应热热反应是指化学反应与热量变化相关联的现象。
反应热是反应过程中放出或吸收的热量，可通过实验测量得到。
其计算公式为：ΔH = Q/n其中，ΔH为反应热，Q为吸热或放热量，n为摩尔数。
反应热常用单位是焦耳/摩尔（J/mol）或千焦/摩尔（kJ/mol）。
四、定压热容量与定容热容量定压热容量是指在恒定压力下，物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸热或放热量的变化量。
其计算公式为：Cp = ΔH/ΔT其中，Cp为定压热容量，ΔH为焓变，ΔT为温度变化。
定压热容量常用单位是焦耳/摩尔·开（J/(mol·K)）或卡路里/摩尔·开（cal/(mol·K)）。
定容热容量是指在恒定体积下，物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸热或放热量的变化量，通常用Cv表示。
五、热平衡与反应热力学定律热平衡是指系统与外界之间没有净热量交换，达到一定温度时，温度不再发生变化的状态。
热平衡与反应热力学定律密切相关。
根据热力学第一定律和热力学第二定律，热平衡可以由反应物到产物的熵变（ΔS）与焓变（ΔH）之间的关系来描述。
热力学重点知识总结(期末复习必备)
热力学重点知识总结(期末复习必备)热力学重点知识总结 (期末复必备)1. 热力学基本概念- 热力学是研究物质和能量转化关系的科学领域。
- 系统：研究对象，研究所关注的物体或者物质。
- 环境：与系统相互作用的外部世界。
- 边界：系统与环境之间的分界面。
2. 热力学定律第一定律：能量守恒定律- 能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，只会在不同形式之间转化。
- $\Delta U = Q - W$，其中 $U$ 表示内能，$Q$ 表示传热量，$W$ 表示对外界做功。
第二定律：热力学箭头定律- 热量不会自发地从低温物体传递到高温物体，而是相反的方向。
- 热量自发地会沿着温度梯度从高温物体传递到低温物体。
- 第二定律的一个重要应用是热机效率计算：$\eta =\frac{W}{Q_H}$，其中 $Q_H$ 表示从高温热源吸收的热量，$W$ 表示对外界做的功。
第三定律：绝对零度定律- 温度无法降低到绝对零度，即 $0$K 是一个温度的下限。
- 第三定律提供了热力学的温标基准，即绝对温标。
3. 热力学过程绝热过程- 绝热过程是指在过程中不与环境发生热量交换的过程。
- 绝热过程中，系统的内能会发生改变，但传热量为零。
等温过程- 等温过程是指在过程中系统与环境保持恒定的温度。
- 在等温过程中，系统的内能不变，但会发生热量交换。
绝热可逆过程- 绝热可逆过程是指绝热过程与可逆过程的结合。
- 在绝热可逆过程中，系统不仅不与环境发生热量交换，还能够在过程中达到热力学平衡。
4. 热力学系统分类封闭系统- 封闭系统是指与环境隔绝，但能够通过物质和能量交换来进行工作的系统。
开放系统- 开放系统是指与环境可以进行物质和能量交换的系统，也称为流体系统。
孤立系统- 孤立系统是指与环境既不进行物质交换，也不进行能量交换的系统。
5. 热力学熵- 熵是热力学中一个重要的物理量，表示系统的无序程度或混乱程度。
- 熵的增加反映了系统的混乱程度的增大，熵的减少反映了系统的有序程度的增大。
热力学提纲
热力学提纲热力学初步第一节热力学基本概念一、体系1．敞开体系；2．封闭体系；3．孤立体系。
二、环境三、状态及状态函数四、过程与途径五、广度（容量）性质及强度性质六、热力学第一定律，热和功七、化学反应的热效应(Q P Q v )、焓(H)1. 反应热（化学反应的热效应）2.焓（H）3.等压反应热（Q p）4.等容反应热5.ΔH的物理意义6. Q p与Q v之间的关系7. 适用条件8.反应热的测定9.热化学方程式10. 热力学标准态11．反应的焓变12．标准摩尔生成焓第二节盖斯定律，标准生成焓和反应热计算1. 盖斯定律2．应用条件3.①熔解热：②无限稀释溶液③离子生成热4.焓变的计算公式5.利用标准焓可计算某一化学反应的反应热6. 由燃烧热计算反应热7.键焓第三节过程的自发性, 熵, 热力学第二、三定律一、过程的自发性二、熵与熵变三、熵变与过程的方向1.热温熵2.熵的应用3．热力学第二定律4．⊿r H m&，⊿r S m&对反应自发性的影响5．结论第四节自由能与化学反应进行的方向一、自由能函数的定义二、吉布斯-赫姆霍兹方程三、标准生成自由能⊿f G m&四、化学反应中过程自由能变⊿f G m&的计算五、热力学函数的变化五、反应自发性的判断第五节热力学函数的计算及初步应用一、几个热力学函数二、计算及应用三、电池电动势与化学反应Gibbs自由能1、电池电动势与化学反应Gibbs自由能的关系2、电池标准电动势和平衡常数例1：用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正庚烷的恒容反应热为- 4807.12 kJ.mol-1,求其Qp值。
例2: 在101.3 kPa条件下，373 K时，反应2H2(g)+ O2(g) ==== 2H2O(g) 的等压反应热是- 483.7 kJ.mol–1，求生成1mol H2O（g）反应时的等压反应热Q P及恒容反应热Q V。
例3:计算CaCO3(s) =CaO(s) + CO2 (g)反应的热效应。
初二化学热力学知识点总结
初二化学热力学知识点总结一、热力学基本定律热力学基本定律包括零法和第一法。
零法是指在恒温条件下，两个物体和第三者达到热平衡时，它们的温度相等；第一法是指热力学系统中能量守恒的法则，即热力学系统的内能变化等于系统所吸收或放出的热量与对外所做的功之和。
二、内能内能是热力学系统的内部能量总和，包括分子的动能和势能。
内能的变化有两种形式，一种是热量对内能的影响，即Q=△U+W，其中Q表示热量（热量由高温物体传递到低温物体时，高温物体的内能减少，低温物体的内能增加）；△U表示内能的变化；W表示对外所做的功。
另一种是化学反应对内能的影响，即△U=△U化学反应+△U压力变化。
其中，△U化学反应表示化学反应的内能变化，△U压力变化表示压力的变化对内能的影响。
三、焓焓是一个物质在一定条件下的内能和对外所做的功（P△V）之和。
在常见条件下，焓变化可以表示为△H=△U+P△V，其中，△U表示内能的变化；P△V表示对外所做的功。
焓在化学反应中有广泛的应用，可以用来描述燃烧反应的热效应、热化学反应的热效应等。
四、物质的热化学性质在化学反应中，物质的热化学性质是指物质在化学反应中吸收或放出的热量。
常见的热化学性质包括燃烧反应的热效应、溶解反应的热效应、物质的燃烧热、升华热等。
热化学性质的研究可以帮助我们了解化学反应过程中的热变化情况，对控制化学反应、提高化学反应的效率有着重要的意义。
以上就是初中化学热力学知识点的简要总结，热力学是一个复杂的科学领域，需要我们在学习过程中认真对待，深入理解相关概念和原理，才能更好地掌握化学知识。
希望同学们在学习过程中能够勤加练习，多做相关的习题，加深对热力学知识的理解和掌握。
热力学基础知识点
热力学基础知识点热力学基础学问点是什么？有哪些公式和参数？请看建造网编辑的文章。
1、热力学特性– 焓焓是热力学系统的一个特性，其计算公式为：系统内部能量加上系统内气体压力与容积的乘积。
物理意义：单位质量所增强或移走的热量就是物质的焓的变化量。
它的符号为“∆h”。
即h = E + pVh = 焓E = 内部能量p = 压力V = 容积焓的单位千焦/千克- kJ/kg英国热量单位/磅- BTU/lb2、热力学特性– 熵在不做功的状况下向物质转移能量，就能增加物质的混乱程度。
这叫做物质的熵。
混乱程度越高，熵就越大。
在不施加功的状况下，这种混乱状态是不行逆的（即无法回到本来的次序）。
例如：1、在不做功的状况下转移能量，能使冰溶化成水，但在不施加功的状况下，无法让水重新变成冰。
2、一盒新的扑克牌，全部牌都是依次罗列。
通过洗牌，可以打乱牌的挨次。
现在取一盒挨次混乱的扑克牌，然后洗牌。
扑克牌无法回到本来的挨次。
3、拿一罐空气清爽剂，按下按钮。
空气清爽剂从罐中喷出，飘散到房间周围。
现在想象一下，将空气清爽剂收集起来，重新放回罐子里。
做不到，对不对？∆S = Q/TQ = 吸收的热量T = 温度熵的单位千焦/千克•开氏度- kJ/kg.K英国热量单位/磅。
兰氏温标。
- BTU/lb.R2纯物质的特性纯物质的特性可以绘制成图表。
1、压力– 温度图（P - T 图）2、温度– 熵图（T - S 图）3、温度– 焓图（T - h 图）4、压力– 焓图（P - h 图）留意：压力– 焓图常常用于制冷和空调系统。
现在举例如下：1、温度– 焓图（T-h 图）水的温度– 焓图水的温度– 焓图（不同压力）2、压力– 温度图（CO2 相态图）CO2 的压力– 温度图3、压力– 焓图（P-h 图）4、压力– 焓图（P-h 图）1、压力-焓图是纯物质的特性图。
2、图中包含物质的一些更为重要的特性，例如温度、压力、比容、密度、比热、焓或熵。
初一化学常见的化学反应热力学与溶液总结
初一化学常见的化学反应热力学与溶液总结化学是我们在初中学习的一门重要科目，而在化学学习的过程中，我们不可避免地会接触到各种各样的化学反应以及涉及到的热力学与溶液相关知识。
下面，我将对初一化学中常见的化学反应热力学与溶液进行总结，以帮助同学们更好地理解与掌握这些知识。
一、化学反应热力学常识化学反应热力学是研究化学反应与能量转化关系的学科，它主要涉及到热、焓变化、熵变化以及自由能变化等内容。
1. 焓变化（ΔH）：焓是热力学量，一般指体系在恒压下的能量变化。
当化学反应发生时，如果反应物释放热量，则焓变化为负值，表示反应放热；反之，如果吸收热量，则焓变化为正值，表示反应吸热。
2. 熵变化（ΔS）：熵是衡量系统混乱程度的物理量，与反应物和生成物的粒子的自由度有关。
熵变化正值表示反应使体系变得更加混乱，负值则相反。
3. 自由能变化（ΔG）：自由能是描述系统稳定性及反应方向的重要指标。
当自由能变化ΔG为负时，反应为自发反应，反之，为不自发反应。
二、常见的化学反应1. 酸碱中和反应：这是一类常见的化学反应，酸和碱在适当的条件下反应生成盐和水。
如HCl（盐酸）与NaOH（氢氧化钠）反应生成NaCl（氯化钠）和H2O（水）。
2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指化学反应中电子的转移。
其中，氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子。
如2Na（钠）+Cl2（氯气）→ 2NaCl（氯化钠）。
3. 合成反应：合成反应是指将两种或多种物质结合成一种物质。
如2H2（氢气）+ O2（氧气）→ 2H2O（水）。
4. 分解反应：分解反应是指一种物质分解成两种或多种物质。
如2H2O2（过氧化氢）→ 2H2O（水）+ O2（氧气）。
三、溶液与溶解度1. 溶液：溶液是由溶剂和溶质组成的均匀混合物。
其中，溶剂是指溶解其他物质的物质，而溶质是指被溶解的物质。
2. 饱和溶液与溶解度：饱和溶液是指在一定温度和压力条件下溶剂所能溶解的最大量的溶质。
化学热力学的基础知识
化学热力学的基础知识
化学热力学
化学热力学的主要研究内容是化学反应及相关过程中的能量效应和化学反应及相关过程的方向和限度问题。
具体的讲是利用热力学第一定律来计算化学反应中的热效应；利用热力学第二定律来解决化学和物理变化的方向和限度，以及相平衡和化学平衡等问题；用热力学第三定律阐明绝对熵的数值。
用热力学的基本原理来研究化学及其有关物理现象就称为化学热力学。
化学热力学的作用：
1) 预测反应发生的'可能性
2) 判断反应进行的方向 (判据)
3) 判断反应进行的限度 (平衡问题)
热力学第一定律
内容：任何封闭体系，在平衡态有一热力学能U，它是状态函数。
当系统从平衡态A出发径任一过程达到另一平衡态B时，系统热力学能的改变量等于在该过程中系统从环境吸收的热Q与环境对系统所作的功W之和。
本质是能量守恒定律。
3 3热学知识点总结
3 3热学知识点总结1. 热力学定律热力学定律是热学研究的基础，主要包括热力学第一定律和第二定律。
热力学第一定律是能量守恒定律，它表明能量在系统中的转化不会产生净增加或减少，只会在不同形式之间转换。
热力学第二定律则表明热永远不能从低温物体传递到高温物体，即热能不能自发地从低温物体流向高温物体，这被称为卡诺循环定律。
2. 热力学过程热力学过程是指系统内能量的变化过程，主要包括等体过程、等压过程、等温过程和绝热过程。
在等体过程中，系统内部体积不变，而在等压过程中，系统内部压强不变。
等温过程是指系统内温度不变，而绝热过程是指系统内不进行热交换。
对于这些过程，可以通过热力学定律来分析系统内能量的变化。
3. 热容热容是指物体在吸收一定量的热量时所发生的温度变化。
对于理想气体而言，其热容分为定压热容和定容热容。
定压热容是指在恒定压力下吸收一定量的热量时系统的温度变化，而定容热容则是指在恒定体积下吸收一定量的热量时系统的温度变化。
对于固体和液体而言，它们的热容是与压力和温度相关的，可以通过实验来测量。
4. 热传导热传导是指热量在物质中传递的过程，主要通过分子的热运动来实现。
对于导热系数是介质传导热的属性，是介质单位厚度，在单位时间内通过单位横截面积，温度差为1度时的热量，标志为λ，在大气物理学中有显著的意义，地壁斗式热瑞频率通俗的讲是越高越好越高越好，常见的大气分层、席尔梅环等现象都和隔卵系数有较大的关联。
5. 热功率热功率是指单位时间内的热量传递速率，可以通过热传导方程来描述。
对于导热系数是介质传导热的属性，是介质单位厚度，在单位时间内通过单位横截面积，温度差为1度时的热量，标志为λ。
在大气物理学中有显著的意义，地壁斗式热瑞频率通俗的讲是越高越好越高越好，常见的大气分层、席尔梅环等现象都和导热系数有较大的关联。
总之，热学是一门非常重要的物理学分支，它研究了热能转化与物质内部的热运动规律。
上述介绍的知识点只是热学中的一部分，希望能对大家有所帮助。
《普通化学》化学热力学总结
nB 化学计量系数（反应物为“-”，生成物为"+"）
SI单位为mol。
热化学方程式
表示化学反应及其反应热关系的化学反应 方程式：
写出计量 方程式
标明聚集 状态
2H2 g O2 g 2H2Og
r
H
θ m
298.15K
483.64
kJ
mol
-1
等压或等容 标明温度
吸热反应 ＋ 放热反应 -
二 热力学三定律
1 热力学第一定律
热力学第一定律常用的两种文字表述形式： 1、热力学第一定律就是能量守恒与转化的定律。 能量可以从一种形式转化为另一种形式，但它既不 能凭空创造，也不会自行消灭。 2、第一类永动机不可创造。
热力学第一定律数学表达式：
U＝(Q＋W)
2 热力学第二定律
≈ △r Hθm,298.15 – T△r Sθm,298.15
★方法3：运用Hess定律计算△rGmθ
由于G是状态函数，因此一个化学反应的 △rGmθ只与始、终态有关，与中间过程无关。
可以利用一些已知反应的△rGmθ值，按照Hess 定律求反应热的方式，通过加、减的方法求算未 知反应的 △rGmθ值。
它把影响化学反应自发性的两个因素：能量 (ΔH)及混乱度(ΔS)完美地统一起来了。
化学反应自发进行的自由能判据： ΔG ＜ 0 ，反应正向自发进行 ΔG = 0，反应达到平衡， ΔG ＞ 0，正向反应不自发，逆向自发。
条件：等温、等压、Wf = 0 。 ΔG越负，此化学反应自发的趋势就越大。
标准摩尔生成自由能：
一 概念
1 基本概念
系统 状态Ⅰ (P1 T1 V1)
途径Ⅰ 过程
途径Ⅱ
高中化学知识点总结化学反应的热力学与反应的能量变化
高中化学知识点总结化学反应的热力学与反应的能量变化高中化学知识点总结：化学反应的热力学与反应的能量变化导言：化学反应是物质发生变化的过程，而这个过程伴随着能量的变化。
热力学是研究能量转化和传递的学科，在化学反应中，热力学可以用来描述反应的能量变化。
本文将总结高中化学中涉及到热力学和反应能量变化的重要知识点。
一、热力学基础概念1. 系统和环境：在热力学中，研究的对象称为系统，系统周围的一切称为环境。
系统和环境之间可以通过能量、质量和物质进行交换。
2. 热力学第一定律：热力学第一定律又称能量守恒定律，它表明能量在系统和环境之间可以相互转化，但总能量守恒不变。
3. 热力学第二定律：热力学第二定律描述了自然界中能量转化的方向性，它表明自发发生的过程总是朝着能量逐渐耗散、混乱增加的方向进行。
二、化学反应热力学参数1. 反应焓变：化学反应中，物质的焓发生变化，称为反应焓变。
反应焓变可以通过实验测量得到，通常以ΔH表示。
2. 反应焓变的分类：- 生成焓变（ΔHf）：在标准状态下，生成1mol物质所释放或吸收的焓变。
- 反应焓变（ΔHr）：反应物与生成物在化学反应过程中所释放或吸收的焓变。
- 燃烧焓变（ΔHc）：1mol物质在完全燃烧时所释放的焓变。
3. 热化学方程式：热化学方程式描述了化学反应过程中的热力学信息，反应焓变可以从热化学方程式中推导得到。
三、能量变化与反应热力学条件1. 系统的能量变化：化学反应可以引起系统能量的变化，根据系统能量的变化情况，反应可以分为吸热反应和放热反应。
2. 吸热反应和放热反应：- 吸热反应：当反应过程中系统从环境吸收能量，即ΔH为正值时，称为吸热反应。
- 放热反应：当反应过程中系统向环境释放能量，即ΔH为负值时，称为放热反应。
3. 热力学条件与反应性质：根据反应焓变的正负值，可以判断反应过程的放热性质和吸热性质，进而预测反应是否会进行。
四、热力学计算与应用1. 定义标准状态：标准状态是指在特定条件下，纯物质的一种特定状态。
高中化学教材重点解析化学热力学
高中化学教材重点解析化学热力学化学热力学是研究化学反应中能量变化的科学，它不仅揭示了物质间能量转化的规律，还为我们理解和掌握化学反应提供了重要的理论基础。
在高中化学教材中，热力学是一个重要的知识点，本文将对高中化学教材中的热力学相关知识进行重点解析。
一、能量和热力学系统能量是物质存在的基本属性，它可以表现为物质的热能、动能和位能等形式。
而热力学系统则是指进行热力学研究的物质的总体，可以简化为一个反应容器。
热力学系统包括周围环境和系统本身，二者通过能量的传递实现热平衡。
二、热力学第一定律热力学第一定律也被称为能量守恒定律，它告诉我们：能量可以从一种形式转化为另一种形式，但总能量始终保持不变。
在化学反应中，能量的转化可以表现为放热或吸热的过程，而放热或吸热的大小可以通过焓变（ΔH）来表示。
三、焓和焓变焓（H）是热力学中常用的物理量，它表示了系统的热能。
在常压下，焓变（ΔH）等于反应物与生成物之间焓的差异。
焓变的正负值可以用来判断反应是放热反应还是吸热反应，正值表示吸热反应，负值表示放热反应。
四、熵和熵变熵（S）是描述系统混乱程度的物理量，它是一个与能量转化有关的状态函数。
熵变（ΔS）则表示化学反应过程中系统熵的变化。
熵增加意味着系统的混乱度增加，而熵减少意味着系统的混乱度减少。
通常情况下，自发反应的熵变是正值。
五、自由能和自由能变化自由能（G）是热力学系统中可用能量的度量，它是一个描述系统稳定性的物理量。
自由能变化（ΔG）则表示化学反应过程中系统自由能的变化。
自由能变化的符号可以用来判断反应的驱动力，负值表示反应是自发的，正值表示反应是非自发的。
六、温度和化学反应速率温度是影响化学反应速率的重要因素，一般来说，温度越高，反应速率越快。
这是由于温度的升高可以提高分子的平均动能，增加碰撞频率和反应活性。
因此，在研究化学反应速率时，我们需要考虑温度对反应的影响。
综上所述，高中化学教材中的热力学部分是学习化学的重要内容。
第一章 化学热力学基础 公式总结
第一章 化学热力学基础 公式总结 1.体积功 We = －Pe △V2．热力学第一定律的数学表达式 △U = Q + W 3．n mol 理想气体的定温膨胀过程。
定温可逆时：Wmax=-Wmin=4.焓定义式 H = U + PV在封闭体系中，W ′= 0,体系发生一定容过程 Qv = △U在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定压过程 Qp = H2 – H1 = △H5.摩尔热容 Cm （ J ·K —1·mol —1 ):定容热容 CV（适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 定容过程适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）定压热容 Cp⎰=∆21,T T m p dTnC H （适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 的定压过程适用对象 ： 任意的气体、液体、固体物质 ）单原子理想气体： Cv,m = 1.5R ， Cp,m = 2.5R 双原子理想气体： Cv，m = 2。
5R , Cp,m = 3.5R 多原子理想气体： Cv,m = 3R ， Cp ，m = 4RCp ，m = Cv ，m + R6。
理想气体热力学过程ΔU 、ΔH 、Q 、W 和ΔS 的总结7。
定义:△fHm θ（kJ ·mol —1)-- 标准摩尔生成焓△H —焓变； △rHm —反应的摩尔焓变 △rHm θ-298K 时反应的标准摩尔焓变;△fHm θ（B)—298K 时物质B 的标准摩尔生成焓； △cHm θ（B ） —298K 时物质B 的标准摩尔燃烧焓。
8.热效应的计算1221ln ln P PnRT V V nRT =nCC m =⎰=∆21,T T m V dTnC U由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = ∑νB △fH θm ，B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = -∑νB △cH θm ，B 9.Kirchhoff （基尔霍夫） 方程△rHm （T2） = △rHm （T1） +如果 ΔCp 为常数，则 △rHm （T2) = △rHm （T1） + △Cp （ T2 - T1）10。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第一章 化学反应的方向和限度
第二节 化学反应的程度和化学平衡
一 可逆反应和化学平衡
1、可逆反应
在同一条件下，既能向一个方向进行，又能向相反方向进行的反应，称为可逆反应。
插入视频文件：可逆反应与化学平衡.swf
严格地说，可以认为所有的化学反应都具有一定的可逆性，从微观的角度来看，反应物分子可以发生有效碰撞，结合成产物分子；同时，产物分子也可以发生碰撞，再结合成反应物分子：反应物⇔产物。
当反应进行到某一程度，恰好逆正υυ=，反应物和产物的浓度都不再随时间而改变。
那么，可逆反应的这种状态，就称为化学平衡。
2、化学平衡
正逆反应速率相等时，反应体系所处的状态，称为化学平衡状态。
特点：（1）逆正υυ=
（2）动态平衡；
（3）有条件的、相对的平衡（——条件改变，平衡改变）。
大量的实验表明：在一定条件下，处于化学平衡状态的体系，各物质浓度之间遵守一定的定量关系。
这就是平衡常数关系式。
二 平衡常数
1、平衡常数
可逆反应在一定温度下达到平衡时，产物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比是一个常数，这个常数就叫做平衡常数。
：平衡浓度）
浓度平衡常数—c K c c c c K b a d g c ( (B)(A)(D)(G)dD
gG bB aA c ⋅⋅=+=+
如果是气体反应，可以用平衡时各组分气体的分压来代替浓度，这时，平衡常数叫做压力平衡常数：
(B)
(A)(D)(G)p b a d g p p p p K ⋅⋅＝ （p ：平衡分压） ★ 注意：K c 、K p 一般都有单位，但习惯上不写；K c 一般不等于K p 。
为了统一和计算方便，规定在平衡常数的表达式中，凡是溶液中的浓度都除以标准态浓度：3θdm mol 1-⋅=c ，θc c ——相对浓度；若是气体分压，都除以标准态压力：Pa 101325θ=p ，θp p
——相对分压，这样用相对浓度或相对分压表示的平衡常数，叫
标准平衡常数。
2、标准平衡常数 一般如果不作说明，我们提到的平衡常数都是指标准平衡常数。
★ 注意：（1）平衡浓度、平衡分压
（2）对有纯固体或纯液体参加的反应，纯固体或纯液体的浓度视为常数1，不
出现在平衡常数的表达式中
（3）溶液中的组分一定用相对浓度θc c
表示；气相一定要用相对分压θp p 表
示
（4）平衡常数的表达式必须与反应方程式一一对应
3、平衡常数的意义
（1）平衡常数是反应进行程度的标志
（2）平衡常数是温度的单值函数，是反应的特征常数
（3）平衡常数指明了在一定温度下可逆反应建立平衡的条件
对于任一可逆反应：dD gG bB aA +=+，平衡时，各物质浓度符合： b a d
g c c c c c c c c K ]/(B)[]/(A)[]/(D)[]/(G)[θθθθθ
= 其中：c 一定是平衡浓度 若c 为任意状态浓度：b
a d
g c c c c c c c c Q ]/(B)[]/(A)[]/(D)[]/(G)[θθθθ=——反应商 则：⎪⎩
⎪⎨⎧=>><<—平衡建立的条件—反应处于化学平衡状态平衡浓度）
产物浓度反应向逆方向进行，（平衡浓度）产物浓度反应向正方向进行，（...θθθK Q K Q K Q 与自由能判据的关系：
根据热力学的推导，G ∆与Q 之间存在下列关系：
Q RT G G lg 303.2θ+∆=∆ ——热力学等温方程。
当反应达平衡时：θ,0K Q G ==∆ 则：0lg 303.2lg 303.2θθθ=+∆=+∆=∆K RT G Q RT G G
∴ RT G K K RT G 303.2lg lg 303.2θ
θ
θθ∆-=→-=∆ 4、标准平衡常数与标准吉布斯函数变的关系
RT G K 303.2lg θ
θ
∆-= 根据这个公式，可以由θ
G ∆来计算反应的标准平衡常数。
再把这个关系式带回到热力学等温方程中去，得到： θ
θθlg 303.2lg 303.2lg 303.2lg 303.2K Q RT Q RT K RT Q RT G G =+-=+∆=∆ 则：⎪⎩⎪⎨⎧<∆=<∆><∆<：反应处于平衡状态
逆向自发）
：反应不能自发进行（自发）：反应自发进行（正向)0()0()0(θθθG K Q G K Q G K Q 5、有关平衡常数的计算
（略） 三 多重平衡
在实际的生产过程中，还经常会遇到一个体系中几个相互关联的反应同时存在的情况，当整个体系处于平衡状态时，就存在着多重平衡的问题。
比如碳的燃烧，就是一个多重平衡体系，实际上存在着这样几个反应：
CO(g)(g)O C(s)221
=+ （1）
(g)CO (g)O CO(g)2221
=+ （2）
(g)CO (g)O C(s)22=+ （3） 达平衡时：21
])(O [(CO)θ2θ
θ
1p p p p K =，21
])(O [](CO)[)(CO θ2θθ2θ2p p p p p p K ⋅=
θ2θ
2θ
3
)(O )(CO p p p p K = 可以看出：（1）＋（2）＝（3）
θ3θ2θ1K K K =⋅ （某一组分的浓度或分压同时满足几个平衡关系
式）
通过归纳总结，人们发现多重平衡体系的各个平衡体系之间遵守如下规律：
体系中某一反应是其他反应之和，则该反应的平衡常数等于其它反应的平衡常数之积，
简单说：反应相加，则平衡常数相乘；相反，反应式相减，则平衡常数相除——多重平衡规则。
根据多重平衡规则，可以由已知反应的平衡常数求未知反应的平衡常数。
四、化学平衡的移动
在一定条件下建立的化学平衡，一旦条件改变，平衡就会被打破，发生移动，直到在新条件下建立新的平衡。
这些影响移动的因素包括：浓度、压力和温度。
1、浓度对化学平衡的影响
在一定温度下，增加反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；相反，减小反应物浓度或增大产物浓度，平衡向逆反应方向移动。
2、压力对化学平衡的影响
压力对化学平衡的影响是针对有气体参加的反应而言的。
一般改变压力是通过改变反应体系的体积来实现的。
规律：在一定温度下，增加体系总压力，平衡向气体分子数减小的方向移动；减小体系总压力，平衡向气体分子数增大的方向移动。
对反应前后气体分子数相等的反应，改变压力不会引起平衡移动。
3、温度对化学平衡的影响
升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热反向移动。
影响平衡移动的因素可以概括为吕.查理德里原理（1884.法）：如果改变平衡体系的任一个条件，如温度、压力或浓度，平衡就向能减弱改变的方向移动。