第一章(篇)化学热力学基础11级

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第一章 化学热力学基础

第一章 化学热力学基础

例如,测定 298 K 时 Cl- 的标准摩尔生成焓 r H m : 时,先测定出下列反应的标准摩尔焓变 HCl(g) H (aq) + Cl (aq) 反应的标准摩尔焓变为:
r Hm f Hm (Cl ) f Hm (H ) f Hm (HCl,g)
B
例题
二、热力学标准状态
由于不知道U 和H 的真实值,为了计算它们 的改变量,需要规定一个状态作为比较基准。这 个比较基准就是热力学标准状态,用符号 “○” 表示。 气体物质 B 的标准状态,是指无论是纯气体 还是在气体混合物中,均为标准压力下,且表现 理想气体特性时,气相纯 B 的(假想)状态。 液体和固体纯物质 B 的标准状态,分别是在 标准压力下纯液体和纯固体物质 B 的状态。 溶剂 A 的标准状态,为标准压力下液体或固 体纯物质 A 的状态。溶质 B 的标准状态,为标准 压力下,bB= b 或 cB= c,并表现无限稀释溶液 时溶质 B(假想)的状态。
v
B
B
H m, (T ) B
由于不知道焓的绝对值,不能利用上式计算 反应的摩尔焓变。为了方便地计算反应的摩尔焓 变,人们定义了标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧 焓。
(一)标准摩尔生成焓
B 的生成反应可用通式表示为:
0 E E+B
E
定义温度 T 时 B 的生成反应的标准摩尔焓变为 B 的标准摩尔生成焓,用符号 f Hm,B (T ) 表示。 任意化学反应: 0 v B
Cl- 的标准摩尔生成焓为:
f Hm (Cl , aq) f Hm (HCl, g) r Hm
例题
(二)标准摩尔燃烧焓
B 的燃烧反应的通式为: 0 = B v (O2 )O2 vP P 定义温度 T 时 B 的燃烧反应的标准摩尔焓变 为 B 的标准摩尔燃烧焓,用符号 c Hm,B (T ) 表示。 对任意有机化学反应: 0 BB 都可由反应物和生成物的燃烧反应乘以各自的化 学计量数的相反数后相加得到。根据赫斯定律, 有机化学反应的标准摩尔焓变等于反应物和生成 物的燃烧反应的标准摩尔焓变乘以各自的化学计 量数的相反数后相加的总和。 r H m (T ) vBc H m,B (T ) B 例题

《化学热力学》物化第一章

《化学热力学》物化第一章
其中可逆膨胀系统对环境作功最大可逆压缩环境对系统作功最小其中可逆膨胀系统对环境作功最大可逆压缩环境对系统作功最小w可逆膨胀可逆膨胀ww可逆压缩可逆压缩在过程进行的每一瞬间系统都接近于平衡状态以致在任意选取的短时间dt内整个过程可以看成是由一系列极接近平衡的状态所构成这种过程称为准静态过程
第一章
热力第学一第一章定律 热力学第一定律
1. 系统为电炉丝,其状态未变,故ΔU=0,水(环境)吸热Q<0 ,电源(环境)做功W>0
2. 系统为电炉丝和水,是绝热系统,故Q=0,电源(环境) 做功W>0,ΔU=Q+W= W> 0
3. 电炉丝、电源和水为系统时,是孤立系统,故ΔU=0, Q=0,W=0
§1.4 体积功
1.体积功 2.可逆过程 3.相变体积功
§1.1 热力学概论
1.热力学的研究对象 (1)变化过程中的能量转换的定量关系 ——热力学第一定律 (2)变化过程的方向和限度 ——热力学第二定律
(3)规定熵——热力学第三定律, ——解决熵的计算问题。
热力学基本原理在化学中的应用——化学热力学 。 化学热力学主要研究和解决的问题:
(1)研究化学过程及该过程中的能量效应; (2)判断化学过程在一定条件下是否可能进行, 该过程的方向和所能取得的产物的最大(小) 产量。
经典热力学主要研究封闭系统。
2. 状态和状态性质(状态函数)
状态:系统的物理性质和化学性质的综合表现。 状态性质:系统处于某一状态时的性质,就是一些
系统本身所属的宏观物理量。
T,p, ,V,m, U,H,S…
常见的状态函数
状态性质之间互相联系的,不是独立的,在数学 上有函数关系,所以又称状态函数。
48
44

化学热力学基础

化学热力学基础

1molH2(g) ; T’’=373K; P’’=50kPa; V’’=0.062m3
途径2
途径1:∆V=(V’-V1)+(V2-V’)=V2-V1=0.031-0.050=-0.019(m3) 途径2:∆V=(V’’-V1)+(V2-V’’)=V2-V1=0.031-0.050=-0.019(m3) 循环过程:∆V=0(m3)
自由膨胀(向真空膨胀) V2 ① 自由膨胀 Pe=0 W = − Pe ⋅ dV = 0

② 恒外压膨胀
V1
一次恒外压膨胀
Pe=P2 =31kPa
W = ∫ − Pe ⋅ dV = − P2 (V2 − V1 ) = −31(0.1 − 0.025) = −2.3(kJ )
V1 V2
二次恒外压膨胀 Pe1=P’=62kPa ; Pe2=P2 =31kPa
④ 等温过程中系统对环境做功最大,环境对系统做功最小。
第 一 章 化 学 热 力 学 基 础
三.热力学第一定律
文字表述: 文字表述:能量守恒。 第一类永动机是不能造成的。 数学表达式: 数学表达式: 设系统发生变化:
状态1,U1 状态2,U2
∆U = U 2 − U1 ∆U = Q+W (热 学 一 律 力 第 定 )
化学反应热:系统发生化学变化时吸收或放出的热。 相变热:系统发生相变化时吸收或放出的热。 显热:系统发生简单状态变化时吸收或放出的热。
第 一 章 化 学 热 力 学 基 础
一.内能、热和功 内能、
3. 功 W (Work ):除热以外,系统与环境之间传 : 递的能量的统称。 功的符号: 功的符号:环境对系统做功,W为正值; 系统对环境做功,W为负值。 功的单位: 功的单位:焦耳(J) 功不是状态函数。 功不是状态函数。 功的种类: 功的种类: 体积功(Wexp):系统体积发生增减时做的功。 表面功(Wsur):液体表面积增减时做的功。 电功 (Wele): 系统发生电化学反应做的功。… 系统总功: 系统总功:W= Wexp + Wsur + Wele +… = Wexp + W’(有用功或非体积功)

化学热力概论20140208

化学热力概论20140208
Ⅰ (过程量)
A
(状态 函数) Ⅱ (过程量)
B
(状态 函数)
Ⅰ和Ⅱ的过程量一般不同:QⅠ≠ QⅡ, WⅠ≠ WⅡ Ⅰ和Ⅱ的状态函数变化相同:YⅠ= YⅡ
课堂练习
1. 均是强度性质的一组是:(
B)
A. P﹑U﹑T﹑
C. P﹑T﹑m﹑ A. m﹑V﹑H﹑U C. H﹑m﹑﹑C
B. P﹑T﹑﹑
液相
§1-1 热力学概论
二、热力学状态函数
(一)状态函数的概念
2.状态函数: 用来描述系统状态的物理量。 如:m、T、P、V、U、H、S、G (T、P、V可直接测量) 3.状态函数的分类:
容量性质(广延性质):与n成正比,有加和性。 例如m,V,U,H; 强度性质:与n无关,无加和性。 例如T,p,Vm,
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
函数的方法,建立物质体系平衡的热力学函数及函数间
的定量关系,不涉及物质的微观结构。 化学热力学研究以下问题,如: N2 (g) + 3H2(g) = 2 NH3 (g) 1.反应的方向(△rGm ø ﹤0 ) 2.反应过程的能量转换——放热?吸热?( △rHm﹤0,放 热; △rHm﹥0,吸热)
第一章 化学热力学基础
§1-1 热力学概论
一、热力学系统
1. 定义:系统——研究对象(也称体系)
环境——与系统有相互影响的外界
例如,研究结晶硫酸铜 的溶解过程时,可将结 晶硫酸铜和水溶液作为 系统,环境就是三角瓶 及瓶外的周围物质
敞开系统 封闭系统 孤立系统
开放系统 有物质和 能量交换
封闭系统 只有能量 交换
孤立系统 无物质和 能量交换
D. V﹑T﹑﹑H B. m﹑V﹑﹑C D. U﹑T﹑P﹑V

第一章化学热力学基础

第一章化学热力学基础

则体系和环境都能恢
复到原状。
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2020/5/11
功与过程(小结)
功与过程 小结:
从以上的膨胀与压缩过程看出,功与变化的途 径有关。虽然始终态相同,但途径不同,所作的功 也不相同。显然,可逆膨胀,体系对环境作最大功; 可逆压缩,环境对体系作最小功。
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2020/5/11
热和功
热(heat)
体系与环境之间因温差而传递的能量称为
热,用符号Q 表示。 Q的取号:
体系吸热,Q>0;
体系放热,Q<0 。
功(work)
体系与环境之间传递的除热以外的其它能量 都称为功,用符号W表示。
功可分为膨胀功和非膨胀功两大类。W的取号:
环境对体系作功,W>0;体系对环境作功,W<0 。
功与过程
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2020/5/11
功与过程
2)多次等外压压缩
第一步:用 p" 的压力将体系从 V2 压缩到V " ; 第二步:用 p' 的压力将体系从V " 压缩到V ' ;
第三步:用 p1 的压力将体系从V ' 压缩到 V1 。
W' e,1
p"(V "
V2 )
p' (V ' V ")
相当于一杯水不断地缓慢蒸发,这样的膨胀过程 是无限缓慢的,每一步都接近于平衡态。所作的功为:
We,4 pedV ( pi dp)dV
V2 V1
pidV
V2 V1
nRT V

普通化学 第一章 化学热力学基础

普通化学 第一章  化学热力学基础

1 1 (91.8kJ mol-1 ) 30.6 kJ mol-1 Δr H Δ H m,2 3 r m 3
(3)
NH3 ( g )
Δr H m,3
3 1 H2 ( g) N2 ( g ) 2 2 1 1 (91.8 kJ mol-1 ) 45.9 kJ mol-1 Δ r H m 2 2
体系由始态到终态,状态发生了变化,则称体系经历 了一个热力学过程,简称过程。 在状态发生了变化过程中,若体系的始态和终态温度
相等并且等于恒定的环境温度,称为“恒温过程”;同
样,若体系的始态和终态压力相等并且等于恒定的环境 压力,称为“恒压过程”;若体系的体积保持不变称为 “恒容过程”。若体系变化时和环境之间无热量交换, 则称之为“绝热过程”。
“生成”之意。例如:
1 H 2 ( g ) O 2 ( g ) H 2 O(l ) 2
1 Δr H ( 298 .15 K) 285.8 kJ mol m
普通化学
1.3.2 化学反应的标准摩尔焓变的计算
对任一个化学反应来说 dD eE gG hH 其反应物和生 成物的原子种类和个数是相同的,因此我们可以用同样 的单质来生成反应物和生成物,如图1.5所示。
与Q之和。
U Q W
(1.2)
式(1.2)为封闭体系中热力学第一定律的数学表达式。
普通化学
1.2.1 热力学第一定律
例1.1 设能量状态为U1的体系,体系输出200 J的热量,
Q 200 J
环境对体系做了350 J的功,求体系能量变化和终态能量U2。 解: 由题意
W 350 J
普通化学
普通化学
目 录

1章 化学热力学基础

1章 化学热力学基础

第一章化学热力学基础第一节热力学第一定律一、基本概念和常用术语1、体系和环境体系:被选作研究对象的部分。

环境:体系之外并与体系密切相关的部分。

敞开体系:与环境有物质交换、有能量交换。

封闭体系:与环境无物质交换、有能量交换。

孤立体系:与环境无物质交换、无能量交换。

2、状态和状态函数状态:体系的宏观性质的综合表现。

状态函数:确定体系状态的物理量。

(p, V, T, U, H, S, G)状态函数特征:状态函数的改变量只与体系的始态、终态有关,而与变化途径无关。

分类:广度性质(具有加和性)强度性质(不具有加和性T, p )3、过程和途径过程:当体系的状态发生变化时,发生变化的经过。

途径:完成状态变化过程的具体步骤。

等容过程等温过程等压过程绝热过程二、热力学第一定律1、热和功(体系与环境能量交换的两种形式)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特 点: 热和功不是状态函数其数值与具体途径有关2、热力学能U特 点: 是状态函数,广度性质,其绝对值未知。

3、热力学第一定律该定律的实质是能量守恒与转化定律。

第二节 化学反应的热效应一、反应热在封闭体系、非体积功=0的前提下,当反应物和生成物温度相同时,化学反应过程中吸收或放出的热量。

1. 恒容反应热(QV)W =0+(- p e x V )=0U= QV + W= QVQV 全部用于改变系统的热力学能2.恒压反应热 U Q V ∆=Vp Q U p ∆-=∆ex()12ex 12V V p Q U U p --=- 定义焓: ()111222)(V p U V p U Q p +-+=状态函数,广度性质焓变:Qp = H pV U H +=3. 反应进度ξ(读作“克赛”)a A + d D = g G + h H0= – a A – d D + g G + h H写成通式式中符号B 表示反应中的物质,而νB 为数字或简分数,称为物质B 的化学计量数。

第一章 热力学第一定律

第一章 热力学第一定律


在热力学中,体系与环境之间除热以外其余 各种形式被传递的能量都叫做功。用符号 “W”表示。
热和是与过程有关的函数,其微小变化不具 有全微分性质,不能全微分“d W”表示, 而要用“ W”表示。
功也是只有体系发生状态变化时才伴随发生, 没有过程就没有功。因此不能说体系中含有 多少功。
当体系从一个状态变化到另一个状态,我们 就可以说体系对环境作了多少功。
QP=H2 - H1=⊿H
•即:在封闭体系中,非体积功为零的等压 过程中,体系所吸收的热全部用来增加体 系的焓变 :
•QP=H2 - H1=⊿H
H≡U+ PV
与热力学能类似,焓的绝对值也不可知, 但我们只需要测定其变化量即可达到我们 的目的。
焓,也叫热函,是一个系统中的热力作用, 等于该系统内能加上其体积与外界作用于 该系统的压力的乘积的总和。
这些仅是字面上的解释,其真正的物理意 义目前还不是很清楚。
虽然焓真正的物理意义目前还不是很清楚, 但焓的使用比较丰富,比如键焓、燃烧焓、 生成焓、反应焓、溶解焓、稀释焓、蒸发焓、 气化焓等。
对于理想气体,有:
即:
QP= QV +⊿n(g) RT
⊿H =⊿U +⊿n(g) RT

已知,在373K和外压为100KPa时,可将 水蒸气近似看成理想气体,液态水的蒸发 热为40.66kJ/mol,请计算1mol液态水在上 述条件下完全蒸发为水蒸气时体系对环境 所做的功W,体系所吸收的热Q,体系的 热力学能变化⊿U,体系的焓变 ⊿H
第一章 化学热力学基础 1,2节
4学时
化学热力学的研究内容
研究化学变化的方向和限度及其伴随变化 过程中的能量的相互转换所遵循的规律;
1、化学反应中的热效应; 2、化学反应的方向和限度;

上海交通大学 大学化学 第一章 化学热力学基础

上海交通大学 大学化学 第一章 化学热力学基础

盖斯定律应用举例
例2:求298.15K、标准大气压时C(s)和 O2(g)生成CO(g)
的反应热:
C(s)
1 2
O
2
(g)
CO(g)
H ?
已知:(1)C(s) O 2 (g) CO 2 (g) H1 393 .51kJ
(2)
CO(g)
1 2
O 2 (g)
CO 2 (g)
H 2 283kJ
弹式量热计示意图 讨论: (1)测得的是QV还是QP? (2)适用所有反应吗?
2. 盖斯定律 (Hess’ Law)
“the heat evolved or absorbed in a chemical process is the same whether the process takes place in one or in several steps”(1840年)
Δf Hm(物质,相态,温度)
注意: •未规定温度,通常298.15 K时的数据有表可查; •生成热是相对值,最稳定单质的生成焓值等于零;
最稳定单质
最稳定单质:在标态及指定温度下能稳定存在的单质
如:
稳定态单质 Δf Hm
H2(g), Hg(l), Na(s) 是
0
H2(l), Hg(g), Na(g) 否
产生的焓变,ΔrHm(T)。单位:kJ·mol-1或J·mol -1
5.热化学方程式
要求:• 反应物、产物要配平
• 标明物质的状态,注明物态、温度、压力等。对于固 态还应注明结晶状态。
• 反应的焓变(反应热)
例 已知下列热化学方程式:298.15 K时
H2(g,p)+I2 (g,p)=2HI(g,p)

第一章 热力学基础

第一章 热力学基础

W pV
W=0
1.1.5 能量守恒定律——热力学第一定律 热功当量 1 cal = 4.1840 J 焦耳自1840年起, 历经20多年,用 各种实验求证热和功的转换关系,得到的
结果是一致的。
在任何变化过程中,能量不会自生自灭, 只能从一种形式转化为另一种形式,能量 总值不变。
封闭系统:始态(1) → 终态(2) 热力学第一定律数学表达式:
n=1 mol T=300 K
途径2) 反抗100 kPa
n=1 mol
T=300 K p2=100 kPa
p1=1000 kPa
途径3)a 反抗 500 kPa
n=1 mol
T=300 K
途径 3)b
p3=500 kPa
反抗 100 kPa
体积功及其计算
几种不同过程功的计算:
气体向真空膨胀(气体自由膨胀): ∵ p环 = 0 恒压过程: 恒容过程 ∴W = 0

非体积功: 除体积功外的功,如电功, 表面功等。
气体受热,体积膨胀dV , 活塞移动dl,反抗环境压 力p环而作微功:
微功 = 力×位移 = p 环· s · A dl
δW p 环dV = p环· dV
W p环 V
注 1. 加“-”号是因为气体膨胀(dV > 0)而系 意 统输出功(W<0) 。气体压缩过程同样适用。 : 2. 计算功时用的是环境的压力p环。
·
a
Z b2
1
·b A
V
1.1.3 系统的状态函数及其性质
通常用系统的宏观可测性质如体积、压力、 温度、粘度、表面张力等来描述系统的热力 学状态。这些性质也称为热力学变量。 可分为两类:容量性质和强度性质。

物理化学第一章--化学热力学

物理化学第一章--化学热力学

Qp不是状态函数,而△H是状态函数的变化,
只有在等温、等压、不做其他功的条件下, 二者才相等。
通常用△H代表Qp(恒压反应热)。
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反应热:在等温非体积功为零的条件下,封闭系统中发
生某化学反应,系统与环境之间所交换的热量称为该化学 反应的热效应,亦称为反应热。
热化学方程式:表示化学反应及其反应热关系的化学反
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•有一封闭系统从状态1变化经a到状态2,又从 状态2经过b回到状态1,如果已知1-a-2过程 吸收热量为10kJ;2-b-1过程放出热量9kJ, 并且环境对系统所做功为8kJ,那么1-a-2过 程的做功为( )。
A.8kJ
B.7kJ
C.9kJ
D.6kJ
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20
• 对一定质量的理想气体,下列四种状态变 化中,哪些是可能实现的( )
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第一章 化学热力学基础
第二节 焓、熵、G
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• 鸡腿堡 441千卡 • 墨西哥鸡肉卷1个: 600千卡 34克脂肪 • 香辣鸡翅膀6个:471千卡 33克脂肪 • 上校鸡块3个: 340千卡 16克脂肪 • 薯条( 小): 205千卡 • 苹果派: 260千卡 • 奶昔: 360千卡 9克脂肪 • 蛋塔: 290千卡 13克脂肪
系统吸热: Q >0; 系统放热: Q <0。 系统对环境做功:W <0; 环境对系统做功:W > 0

普通化学 第一章 化学热力学基础上

普通化学 第一章 化学热力学基础上
体系状态函数的两个明显特征:1.体系的状 态一定,各种状态函数的值就一定。2.体系的状 态发生变化时,体系的状态函数也随之改变,状 态函数的变化值只与体系的始态和终态有关,而 与变化的具体途径无关。
2019/9/20
第一章 化学热力学基础(上)
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(3)过程和途径: 过程:体系状态发生的变化。 途径:完成过程的具体步骤。
3. 热化学方程式可以像一般代数方程一样进行运算。
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第一章 化学热力学基础(上)
21
第三节 热化学定律
一、 盖斯(Gess)定律
在恒压或恒容条件下,任一反应不管是一步完成还是分 步完成,其反应的热效应总是相同的。
反应物(始)
Qp = H
产物(终)
Qp 1 = H 1 过程1
中间产物
U = -240.3 kJ ·mol-1
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第一章 化学热力学基础(上)
17
1 反应的摩尔热力学能[变]
当生成物的温度与反应物的温度相同时, 化学反应过程中放出或吸收的热量,化学反 应的热效应,简称反应热。
在不做非体积功时,定容热等于系统热 力学能变:
QV = ΔU
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在恒压过程(不做其它功)中,体系与环境交换的热量全 部用来改变体系的焓。
注意以下几点:
1. H0 ,体系向环境放热; H0 ,体系向环境吸热;
C(s) + 2H2O(g) = CO(g) + H2(g) H=131.25KJ·mol-1 2. 焓与体系温度有关,而H几乎与温度无关,即温度对 H几乎无影响。
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第一章 化U1
U2
W
状态1(始) 体系对环境做了W的功

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

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。

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第一章(篇)化学热力学基础
1、下列函数属于状态函数且具有强度性质的是(),具有容量性质的是(
)。

T、P、W(功)、Q(热)、c、ρ(密度)、m(质量)、n、V、H、U、G、△H、△U、△G
2、体系可分为()、()和()三类。

3、恒容反应热(Q V)与热力学内能改变量(△U)的关系是()。

4、恒压反应热(Qp)与焓变(△H)的关系是()。

5、恒压反应热(Qp)与恒容反应热(Q V)的关系是()
6、焓变(△H)与与热力学内能改变量(△U)的关系是()
7、利用△H fθ求算△H mθ的公式为()
8、状态函数及其变量只与有关,而与体系发生状态变化的无关。

9、利用S mθ求算△S mθ的公式为()
10、Q P(或Q V)只与有关,而与体系发生状态变化的无关。

11、吉布斯亥~姆霍兹方程是(),它体现了吉布斯自由能改变
量与()、温度和()之间的关系。

12、利用△G fθ求算△G mθ的公式为()
13、在标准状况下,稳定单质的△H fθ=(),△G fθ=()
14、求反应的转折温度的公式是()
15、绝对0K时,任何物质的完美晶体的熵值S mθ(0K)=( )
16、若一个化学反应可以分为几个化学反应,则总反应的反应热△H将等于这几个分反应的反应热
△H i( ),此规律称为()。

17、判断反应正向自发的判据是△G m()0,逆向自发的判据是△G m()0,平衡时△G m ()0
18、体系对环境放热Q为()值,同时对环境做功W为()值,此时内能改变量为()
值;若体系从环境吸热Q为()值,同时环境对体系做功W为()值此时内能改变量为()值。

19、比较物系的熵值大小的规律是:
①混合物的S mθ()纯净物的S mθ
②聚集状态相同的同系物(如F2(g)、Cl2(g)、Br2(g)、I2(g))的S mθ,化学式量大的S mθ值()。

③气态的S mθ()液态的S mθ()固态的S mθ
④复杂分子的S mθ()简单分子的S mθ
20、常温下,下列物质S(正交)、H2O(l)、SO2(g)、SO3(g)、Cl2(g)、Kr(g)的熵值由大到小的排列顺序是
21、比较化学反应前后的熵值变化的规律是:
①反应前为固体(s)→反应后有液体(l)或气体(g)生成的,则△S mθ()0
反应前为液体(l)→反应后有气体(g)生成的,则△S mθ()0
反之亦然。

③反应前为气体(g)→反应后仍为气体(g),当△n=n(生成物,g)-n(反应物,g)>0时,则△S mθ()0,反之则△S mθ()0。

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