第一章(篇)化学热力学基础11级
第一章 化学热力学基础
![第一章 化学热力学基础](https://img.taocdn.com/s3/m/aeed3c647e21af45b307a8b3.png)
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](https://img.taocdn.com/s3/m/f412b632a58da0116d174920.png)
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](https://img.taocdn.com/s3/m/21dc6bc18bd63186bcebbc18.png)
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](https://img.taocdn.com/s3/m/a68f2dd9b9f3f90f76c61b9e.png)
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](https://img.taocdn.com/s3/m/7f001f486137ee06eff91898.png)
则体系和环境都能恢
复到原状。
上一内容 下一内容 回主目录
返回
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。
上一内容 下一内容 回主目录
上一内容 下一内容 回主目录
返回
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
上一内容 下一内容 回主目录
返回
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](https://img.taocdn.com/s3/m/4db94baaf524ccbff12184a8.png)
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](https://img.taocdn.com/s3/m/faa7395fc5da50e2534d7f37.png)
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](https://img.taocdn.com/s3/m/9cb833581fd9ad51f01dc281e53a580216fc509d.png)
功
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
例
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](https://img.taocdn.com/s3/m/2475ab8cbb68a98270fefa15.png)
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](https://img.taocdn.com/s3/m/090b69dfc1c708a1284a4470.png)
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
功
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](https://img.taocdn.com/s3/m/b4d8cfd6f78a6529657d5304.png)
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)。
2021/4/9
32
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
2021/4/9
19
•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
2021/4/9
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( )
2021/4/9
22
第一章 化学热力学基础
第二节 焓、熵、G
2021/4/9
23
2021/4/9
24
2021/4/9
25
2021/4/9
26
2021/4/9
27
2021/4/9
28
• 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](https://img.taocdn.com/s3/m/bb5cebe0f121dd36a32d82d2.png)
2019/9/20
第一章 化学热力学基础(上)
8
(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。
2019/9/20
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
2019/9/20
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
2019/9/20
15
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。
2019/9/20
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](https://img.taocdn.com/s3/m/40a7255ab0717fd5370cdc51.png)
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(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。