第二章 无机化学中的热力学问题
无机化学第2章习题及参考答案(河北师范、福建师范、山东师范、辽宁师范、吉林师范)
第2章 化学热力学基础与化学平衡习题答案2-1下列叙述是否正确？将错误的改正。
(1) H 2O(l) 的标准摩尔生成焓等于H 2(g)的标准摩尔燃烧焓； (2) Q p = ∆H ，H 是状态函数，所以Q p 也是状态函数；(3) 对于稳定单质，人们规定它的Δr H m ө=0，Δr G m ө=0，S m ө=0； (4) 系统的焓变等于等压热效应。
答：(1) 正确。
(2) 不正确。
H 是状态函数，但Q p 不是状态函数。
(3) 不正确。
对于参考态单质，人们规定它的 m f H ∆ =0， m f G ∆=0，但m S ≠0。
(4) 正确。
2-2 区分下列基本概念，并举例说明。
⑴ 系统与环境；⑵状态与状态函数；⑶均相与异相；⑷热和功；⑸热和温度；⑹焓与热力学能；⑺标准状态与标准状况；⑻反应进度与计量数； 答：略。
2-3 已知下列反应：① N 2(g) + H 2(g) → 2NH 3(g) ② Cl 2(g) + H 2(g) → 2HCl(g)(1) 推测各反应在定压下的反应焓变和定容下的反应热力学能变是否相同？(2) 为什么通常忽略了这种差别，多以m r H ∆来表示反应热？答：(1) 对于① N 2(g) + 3H 2(g) → 2NH 3(g) ， m r H ∆≠m r U ∆因为反应前后0)(≠∆g n ，而 m r H ∆= m r U ∆+RT n g )(∆，故 m r H ∆≠ m r U ∆。
对于② Cl 2(g) + H 2(g) → 2HCl(g)，因为反应前后0)(=∆g n ，故 m r H ∆= m r U ∆。
(2) 因为通常RT n g )(∆相对于 m r H ∆或 m r U ∆很小，故通常忽略了这种差别，特别是化学反应通常在常压条件下进行，所以多以 m r H ∆来表示反应热。
2-4 在298 K 时，水的蒸发热为43.93 kJ·mol -1。
《无机化学》第3版 宋天佑 第2章 化学热力学基础
此时，可以设计一个假想界面， 从分体积的概念出发，认为 VO 以内 是体系，以外是环境。
宇宙 体系和环境放在一起， 在热力学上称为宇宙。
按照体系和环境之间的物质及能量 的交换关系，可以将体系分为三类：
敞开体系、封闭体系和孤立体系
敞开体系 体系和环境之间 既有能量交换， 又有物质交换
封闭体系 体系和环境之间 有能量交换， 无物质交换；
折线 ABC 即是过程的 p－V 线。
p
16
1
V
1
16
图中两轴所表示的物理量的
单位之积为
105 Pa 10-3m3 ＝1.0 × 102 J
p
16
1
V
1
16
故图中的单位面积代表
1.0×102 J 体积功。
p
16
1
V
1
16
而 p－V 线下覆盖的面积即图
中阴影部分的面积为
1×（16 －1）＝15 个 单位
p = 1105 Pa
恒温过程
p = 2105 Pa
V = 2 dm3
V = 1 dm3
V = V终 － V始 =1－2
= － 1 （dm3）
体积功 在热力学过程中， 体系对抗外压改变体积，产生体 积功。
在一截面积为 S 的 圆柱形筒内，理想气体 体系经历一热力学过程
截面积 S
I
受恒外力 F
蓄电池充电的化学反应， 是为了储存能量。
化学热力学，就是从化学反应的 能量出发，去研究化学反应的方向和 进行的限度的一门科学。
2. 1 热力学第一定律
2. 1. 1 热力学的基本概念和常用术语
体系 热力学中研究的对象， 称为体系。
环境 体系以外的其他部分， 称为环境。
大一无机化学2章 化学热力学基础习题解
第二章 化学热力学基础思考题与习题2-1 何谓物质的标准状态？答：物质的标准状态是在温度为T 及标准压力P ө（P ө=100 kpa ）下的状态。
2-2 计算下列各体系由状态A 变化到状态B 时热力学能的变化(1) 吸收了2000KJ 热量，并对环境做功300KJ 。
(2) 向环境放出了12.54KJ 热量，并对环境做功31.34KJ 。
(3) 从环境吸收了7.94KJ 热量，环境对体系做功31.34KJ 。
(4) 向环境放出了24.5KJ 热量，环境对体系做功26.15KJ 。
解：（1）1700KJ 300KJ -KJ 2000==+=∆W Q U (2) -43.88KJ 31.34KJ -KJ 4.512=-=+=∆W Q U (3) KJ 8.293KJ 4.331KJ 4.97=+=+=∆W Q U (4) 1.64KJ 26.15KJ .5KJ 24=+-=+=∆W Q U2-3 某体系由状态Ⅰ沿途径A 变到状态Ⅱ时从环境吸热314.0 J ，同时对环境做功117.0 J 。
当体系由状态Ⅱ沿另一途径B 变到状态Ⅰ时体系对环境做功44.0 J ，问此时体系吸收热量为多少？解：（1）由状态Ⅰ变到状态Ⅱ：J 0.197J 0.117J 0.3141=-=+=∆W Q U （2）由状态Ⅱ变到状态Ⅰ：122U J,0.44U W ∆-=∆-=J 0.1971222-=∆-=-=∆U W Q U J 0.1532-=Q2-4、在1标准压力下，100℃时1mol 液态水体积为18.8mL ，而1mol 水蒸气的体积为30.2ml ，水的汽化热为40.67KJ·mol -1，计算100℃时在标准压力下由30.2g 液态水蒸发为水蒸气时的△H 和△U 。
解：68.23KJ l 40.67KJ.mo mol 18.030.2H 1-P =⨯==∆Q ()63.02K J 103738.314mol 18.030.2-68.23KJ RT n -H U 3-=⨯⨯⨯=∆∆=∆ 2-5、甲苯，CO 2和水在298K 时的标准生成焓分别为48.0KJ·mol -1、-393.5KJ·mol -1和-286.0KJ·mol -1，计算298K 和恒压下10gCH 4 (g)完全燃烧时放出的热量。
第2章-化学热力学初步(习题解)
第二章化学热力学初步1. 热力学第一定律WU-=Q∆,由于U为状态函数，所以Q和W也是状态函数，对吗？为什么？答：不对。
Q和W只有在能量交换的时候才会有具体的数值，并且随途径不同，共和热的数值都会有变化，所以不是状态函数。
2. 解释下列名词(1) 体系与环境(2) 热（Q）(3) 功（W）(4) 焓（H）和焓变（H∆）(5) 热力学能U(6) 恒容反应热（Q V）和恒压反应热（Q p）答：(1) 热力学中称研究的对象为体系，称体系以外的部分为环境。
(2) 体系在变化过程中吸收的热量为Q。
(3) 体系对环境所做的功。
(4) H＝U+PV当泛指一个过程的时候，其热力学函数的改变量为焓变。
(5) 体系内一切能量的总和叫热力学能。
(6) 在恒容过程中完成的化学反应，其热效应称为恒容反应热。
在恒压过程中完成的化学反应，其热效应称为恒压反应热。
3. 什么叫状态函数？它具有何特性？答：藉以确定体系状态的物理量称为体系的状态函数。
它具有加和性。
4. 何谓热效应？测量方法有哪两种？答：化学反应的热效应为当生成物和反应物的温度相同时，化学反应过程中的吸收或放出的热量。
可以选择恒压和恒容两种条件下测量。
5. 什么叫热化学方程式？书写热化学方程式要注意哪几点？答：表示出反应热效应的化学方程式叫做热化学方程式。
书写化学方程式时要注意一下几点：(1)写热化学方式式，要注意反应的温度和压强条件，如果反应是在298K和1.013×105Pa下进行时，习惯上不予注明。
（2）要注明物质的聚集状态和晶形。
（3）方程式中的配平系数只是表示计量数，不表示分子数。
但计量数不同时，同一反应的反应热数值也不同。
6. ①无机化学中常用的反应热有哪几种？反应热的实质是什么？什么类型的化学反应Q V＝Q p？等摩尔的NaOH和NH3·H2O溶液分别与过量的HCl溶液中和所放热量是否相等？为什么？②反应2N2（g）＋O2（g）＝2N2O（g）在298K时，ΔrH mø=164K J·mol-1, 求反应的ΔU?答：①无机化学中常用的反应热有恒压反应热和恒容反应热。
无机化学（周祖新）习题解答第二章
无机化学（周祖新）习题解答第二章第二章化学热力学初步思考题1.状态函数得性质之一就是:状态函数得变化值与体系得始态与终态有关;与过程无关。
在U、H、S、G、T、p、V、Q、W中,属于状态函数得就是U、S、G、T、p、V。
在上述状态函数中,属于广度性质得就是U、H、S、G、V,属于强度性质得就是T、p。
2.下列说法就是否正确:⑴状态函数都具有加与性。
⑵系统得状态发生改变时,状态函数均发生了变化。
⑶用盖斯定律计算反应热效应时,其热效应与过程无关。
这表明任何情况下,化学反应得热效应只与反应得起止状态有关,而与反应途径无关。
⑷因为物质得绝对熵随温度得升高而增大,故温度升高可使各种化学反应得△S大大增加。
⑸△H,△S受温度影响很小,所以△G受温度得影响不大。
2.⑴错误。
强度状态函数如T、p就不具有加与性。
⑵错误。
系统得状态发生改变时,肯定有状态函数发生了变化,但并非所有状态函数均发生变化。
如等温过程中温度,热力学能未发生变化。
⑶错误。
盖斯定律中所说得热效应,就是等容热效应ΔU或等压热效应ΔH。
前者就就是热力学能变,后者就是焓变,这两个都就是热力学函数变,都就是在过程确定下得热效应。
⑷错误。
物质得绝对熵确实随温度得升高而增大,但反应物与产物得绝对熵均增加。
化学反应△S得变化要瞧两者增加得多少程度。
一般在无相变得情况,变化同样得温度,产物与反应物得熵变值相近。
故在同温下,可认为△S不受温度影响。
⑸错误。
从公式△G=△H－T△S可见,△G受温度影响很大。
3.标准状况与标准态有何不同？3.标准状态就是指0℃,1atm。
标准态就是指压力为100kPa,温度不规定,但建议温度为25℃。
4.热力学能、热量、温度三者概念就是否相同？试说明之。
4.这三者得概念不同。
热力学能就是体系内所有能量得总与,由于对物质内部得研究没有穷尽,其绝对值还不可知。
热量就是指不同体系由于温差而传递得能量,可以测量出确定值。
温度就是体系内分子平均动能得标志,可以用温度计测量。
无机与分析化学第二章化学反应的能量和方向
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3
(1)
1 2
N2
3 + 2 H2 ———
NH3
(2)
同样 = 1 mol 时，( 1 ) 表示生成了 2 mol 的 NH3 ； ( 2 ) 表示生成了 1 mol 的 NH3 。
对于同一化学反应方程式，如 ( 1 )
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3 某一时刻消耗掉 10 mol 的 N2 ， 消耗掉 30 mol 的 H2 ，同时生成 20 mol 的 NH3 。则 有
H
θ m
(2)
1 2
O2
(g)
CO(g)
根据Hess定律，可知：
r
H
θ m
(1)
r
H mθ
(2)
r
H
θ m
(3)
∴ △rHΘm,3 = △rHΘm,1 - △rHΘm,2= -393.51-(-282.98)= -110.53 kJ·mol-1
运用盖斯定律时应注意的问题:
1. 反应式相加减, △rHm也要相应相加减。 2. 反应式乘了系数, △rHm也要乘上相同的系数。 3. 整个反应方向调换, △rHm要变符号。 4.合并以及对消的项要完全相同(包括物态、晶型、浓
当 U > 0 时，Qv > 0，是吸热反应， U < 0 时，Qv < 0，是放热反应。
2. 定压热
对于只作体积功的定压过程, p = 0，
则有 所以
U = Qp + W = Qp－ p V = Qp － ( pV ) Qp = U + ( pV )
Qp = ( U2 －U1 ) + ( p2V2 － p1V1 )
无机化学——释疑与习题解析汇报(第二版)上
第二章热化学（自测试题）1、填空题（每空一分，共20分）（1）热是能量传递的一种形式，系统吸热，Q>0；系统放热，Q<0；定压下气体所做的体积功W=-p ex(V2-V1)；气体膨胀时，体积功W<0。
若NaOH溶液与HCl溶液正好中和时，系统的焓变Δr HΘ =a kJ.mol-1，则其热力学能的变化Δr UΘ = a kJ.mol -1。
这是一个均（单）相反应。
（2）反应进度§的单位是mol ;反应计量式中反应物B的计量数vB<0。
生成物的vB>0。
（3）由石墨制取金刚石的焓变Δr H mΘ>0,燃烧相同质量的石墨和金刚石，石墨燃烧放出的热量更多。
Δf H mΘ(O3,g,298K) 0。
（4）已知298K时下列热化学方程式:○12NH3（g） N2（g）+3H2（g）Δr H mΘ=92.2kJ.mol-1○2H2（g）+1/2O2（g） H2O(g) Δr H mΘ=-241.8kJ.mol-1 ○34NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g) Δr H mΘ=-905.6kJ.mol-1试确定Δf H mΘ(NH3,g,298K)=-46.1kJ.mol-1；Δf H mΘ(H2O,g,298K)=-241.8kJ.mol-1;Δf H mΘ(NO,g,298K)=90.2kJ.mol-1。
由NH3（g）生产1.00kgNO(g)则放出热量为7.55× 103kJ。
（5）已知反应HCN(aq)+OH-（aq） CN-(aq)+H2O(l)的Δr H mΘ=-12.34kJ.mol-1;反应H+（aq）+OH-（aq） H2O(l)的Δr H mΘ=-55.84kJ.mol-1。
Δf H mΘ(OH-,aq)=-229.994kJ.mol-1,Δf H mΘ(H2O,l)=-285.83KJ.mol-1,则Δf H mΘ(H+,aq)= 0kJ.mol-1,HCN(aq)在水中的解离反应方程式为该反应的Δr H mΘ=43.5KJ.mol-1。
大学无机化学第二章试题与答案
第二章 化学热力学基础本章总目标：1：掌握四个重要的热力学函数及相关的计算。
2：会用盖斯定律进行计算。
3：理解化学反应等温式的含义，初步学会用吉布斯自由能变化去判断化学反应的方向。
各小节目标：第一节：热力学第一定律了解与化学热力学有关的十个基本概念（敞开体系、封闭体系、孤立体系、环境、状态、状态函数、过程、途径、体积功、热力学能），掌握热力学第一定律的内容（△U=Q-W ）和计算。
第二节：热化学1：掌握化学反应热的相关概念：○1反应热——指恒压或恒容而且体系只做体积功不做其它功的条件下，当一个化学反应发生后，若使产物的温度回到反应物的起始温度，这时体系放出或吸收的热量称为反应热。
（）。
○2标准生成热——某温度下，由处于标准状态的各元素的指定单质生成标准状态的1mol 某纯物质的热效应。
符号f m H θ∆,单位：1J mol -•或1kJ mol -•）。
○3燃烧热——在100kPa 的压强下1mol 物质完全燃烧时的热效应。
符号：c m H θ∆；单位：1kJ mol -•。
2：掌握恒容反应热△U=Q v -W;恒压反应热Q p =△H恒容反应热和恒压反应热的关系：p V Q Q nRT =+∆3：掌握盖斯定律内容及应用○1内容：一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。
○2学会书写热化学方程式并从键能估算反应热。
第三节：化学反应的方向1：了解化学热力学中的四个状态函数——热力学能、焓、熵、吉布斯自由能。
2：重点掌握吉——赫公式r m r m r m G H T S θθθ∆=∆-∆的意义及计算。
3;建立混乱度、标准摩尔反应焓、标准摩尔反应自由能和标准熵以及标准摩尔反应熵的概念，并学会对化学反应的方向和限度做初步的讨论会运用吉布斯自由能判断反应的自发性。
Ⅱ 习题一 选择题1.如果反应的H 为正值，要它成为自发过程必须满足的条件是（ ） A.S 为正值，高温 B.S 为正值，低温 C.S 为负值，高温 D.S 为负值，低温2.已知某反应为升温时rG 0值减小，则下列情况与其相符的是（ ） A.rS 0<0 B.rS 0>0 C.rH 0>0 D.rH 0<03.该死定律认为化学反应的热效应与途径无关。
江苏师范大学《无机化学》习题库及答案第二章 热化学
第二章热化学一、选择题（每题3分，共30分）( ) 1. 下列关于状态函数的的说法错误的是(A) 状态函数的始终态与系统经历的途径有关；(B) 当系统状态发生变化时，状态函数的变化量与系统变化的途径无关；(C) 当系统的状态确定时，状态函数就是确定的。
( ) 2. 下列哪一种条件下，一个过程中系统的焓变等于系统吸收或放出的热？(A) 等温过程(B) 等压过程(C) 等容过程(D) 循环过程( ) 3.如果系统对环境放热66.0 kJ，同时环境对系统做功44.0 kJ，则系统的热力学能变化量D U是多少? (A) -110 kJ (B) 110 kJ (C) -22 kJ (D) 22 kJ( ) 4. 标准离子生成热以氢离子的摩尔生成热为零，即D f H m(H+, aq) = 0。
在此规定下，氢气的摩尔生成热D f H m(H2, g)为何值？(A) D f H m(H2, g) = 0 (B) D f H m(H2, g) > 0 (C) D f H m(H2, g) < 0 (D) 视条件而定( ) 5. H2(g)和O2(g)在绝热钢筒中反应生成水，则下列变化量中，何者为零？(A) D U(B) D H(C) D S(D) D G( ) 6. 元素硫的标准摩尔燃烧热与下列哪一种物质的标准摩尔生成热相等？(A) SO3(B) SO2(C) H2SO3(D) H2SO4( ) 7. 298 K下，下列哪一个反应的标准摩尔焓变D r H mɵ等于化合物CO2(g)的标准摩尔生成焓D f H mɵ(CO2, g)？(A) C (金刚石，s) + O2(g) = CO2(g)(B) CO(g) + 1/2O2(g) = CO2(g)(C) C (石墨，s) + O2(g) = CO2(g) (D) 2C (石墨，s) + 2O2(g) = 2CO2(g)( ) 8. 不经过计算，判断下列反应中D H与D U相差最大的是（）(A) C(s) + Si(s) = SiC(s) (B) C(s) + 1/2O2(g) = CO(g)(C) C (s) + O2(g) = CO2(g) (D) 2C(s) +3H2(g) = C2H6(g)( ) 9. 下列说法中，哪一个正确？(A) 298 K下，液态水的生成热就是氢气的燃烧热；(B) 298 K下，水蒸气的生成热就是氢气的燃烧热；(C) 298 K下，液态水的生成热就是氧气的燃烧热；(D) 298 K下，水蒸气的生成热就是氧气的燃烧热；( ) 10. 某温度下，反应N2(g) + 3H2(g) ⥦ 2NH3(g)的D r H mɵ为a kJ×mol-1，当反应进度是1 mol 时，下列哪种说法最恰当？(A) N2(g)反应消耗了1 mol；(B) NH3(g)生成了2 mol；(C) D r Hɵ为a kJ；(D) 以上都对。
【无机化学试题及答案】第二章 化学热力学基础
第二章化学热力学基础一、填空题1，热力学第一定律的数学表达式为；若不做非体积功，热力学第一定律可表示为。
2，在物理量H ，S ，G ，Q ，W ，T ，p 中，属于状态函数的是，与过程有关的量是______；在上述状态函数中，属于强度性质的是。
3，在温度T 时，参考单质的标准摩尔生成焓，标准摩尔生成吉布斯函数，标准摩尔熵。
4，反应2AB(s)B (g)＋AB 3(s)在298.15 K 、标准状态下正向自发进行，由此可判断该反应的(298.15 K)，(298.15 K)，(298.15 K)，若升高温度，反应正向进行的程度。
5，(NaCl, s, 298.15 K)称为，其SI 单位为。
6，2(H O, g, 298.15 K)称为，其SI 单位为。
7，2(O , g, 298.15 K)称为，其SI 单位为。
二、是非题1，虽然温度对r m H ∆和r m S ∆的影响较小，但温度对r m G ∆的影响却较大。
2，由于r m ,0p w H Q '=∆=，而H 是状态函数，因此,0p w Q '=也是状态函数。
3，r m S ∆＞0的反应在等温、等压下均能自发进行。
4，对于任何物质，焓和热力学能的相对大小为H U ＞。
5，298.15 K 时，2H (g)的标准摩尔燃烧焓等于2H O(g)的标准摩尔生成焓。
6，由于Q 和W 与过程有关，因此Q ＋W 也与过程有关。
7，对于同一化学反应，r m ()H T ∆必定大于r m ()U T ∆。
8，等温等压不做非体积功的条件下，一切吸热且熵减小的反应，均不能自动进行。
9，反应21CO(g)+O (g)22CO (g)的标准摩尔焓变即为2CO (g)的标准摩尔生成焓。
10，化学反应的摩尔焓变就是反应热。
三、问答题1，化学反应的r m G ∆与有何不同？2，如果系统放热，其热力学能是否一定减少？ 3，Hess 定律的内容如何？它能解决什么问题？ 4，什么叫标准摩尔生成焓？如何利用标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变？写出有关的计算公式。
无机化学——释疑与习题解析(第二版)上
第二章热化学（自测试题）1、填空题（每空一分，共20分）（1）热是能量传递的一种形式，系统吸热，Q>0；系统放热，Q<0；定压下气体所做的体积功W=-p ex(V2-V1)；气体膨胀时，体积功W<0。
若NaOH溶液与HCl溶液正好中和时，系统的焓变Δr HΘ=a kJ.mol-1，则其热力学能的变化Δr UΘ= a kJ.mol -1。
这是一个均（单）相反应。
（2）反应进度§的单位是mol ;反应计量式中反应物B的计量数vB<0。
生成物的vB>0。
（3）由石墨制取金刚石的焓变Δr H mΘ>0,燃烧相同质量的石墨和金刚石，石墨燃烧放出的热量更多。
Δf H mΘ(O3,g,298K) 0。
（4）已知298K时下列热化学方程式:○12NH3（g）N2（g）+3H2（g）Δr H mΘ=92.2kJ.mol-1○2H2（g）+1/2O2（g）H2O(g) Δr H mΘ=-241.8kJ.mol-1○34NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g) Δr H mΘ=-905.6kJ.mol-1试确定Δf H mΘ(NH3,g,298K)=-46.1kJ.mol-1；Δf H mΘ(H2O,g,298K)=-241.8kJ.mol-1;Δf H mΘ(NO,g,298K)=90.2kJ.mol-1。
由NH3（g）生产1.00kgNO(g)则放出热量为7.55×103kJ。
（5）已知反应HCN(aq)+OH-（aq）CN-(aq)+H2O(l)的Δr H mΘ=-12.34kJ.mol-1;反应H+（aq）+OH-（aq）H2O(l)的Δr H mΘ=-55.84kJ.mol-1。
Δf H mΘ(OH-,aq)=-229.994kJ.mol-1,Δf H mΘ(H2O,l)=-285.83KJ.mol-1,则Δf H mΘ(H+,aq)= 0kJ.mol-1,HCN(aq)在水中的解离反应方程式为HCN（aq）H+(aq)+CN-(aq),该反应的Δr H mΘ=43.5KJ.mol-1。
无机化学--化学热力学基础
H = U + (pV)
= U + (p2V2 – p1V1)
= U + (n2RT –n1RT) （ 对于理想气体）
= U + nRT
(n为反应前后物质量的变化)
举例：在373K和101.3kPa下，2.0 mol的H2和1.0 mol的O2反应，生成2.0 mol的 水蒸气，总共放出484kJ的热量。求该反应的H 和 U。
p
p
V
V
p p
V1
V2
V
V
可逆过程和可逆反应的联系和区别？
2-3热化学
一、等温反应热、等压反应热和焓的概念 热化学：把热力学的理论和方法应用到化学反应中，讨论和计算化学反应
的热量变化的学科。
反应物 始态U1
生成物 终态U2
当U1U2，U的变化以热和功的形式表现出来，因此具有热效应。
热效应：当生成物和反应物的温度相同时，化学反应过程中的吸收 或放出的热量。化学反应热效应一般称为反应热。
第二章 化学热力学基础
热力学（thermodynamics）：热力学是专门研究能量相互转变过程中所遵循 的法则的一门科学。着眼于宏观性质的变化，不需要知道物质的内部结 构和细节，只考虑从起始状态到终了状态发生变化的净结果，即可得到 许多有用的结论，具有高度的可靠性和普遍适用性。
19世纪建立了热力学第一、第二定律，奠定了热力学的基础， 20世纪初建立了热力学第三定律，使热力学近于完美。 化学热力学（chemical thermodynamics）: 用热力学的理论和方法研究化学，
2-2热力学第一定律
一、热和功（heat and work） 热和功是能量传递的两种方式。 热（Q）：由于温差而引起的能量传递； 功（W）：体积功和非体积功（电功、表面功…..）； 热和功总是和状态的变化联系的，若无过程发生，而体系处于定态，则不
第2章 化学热力学初步(习题解)
第二章化学热力学初步1. 热力学第一定律WU-=Q∆,由于U为状态函数，所以Q和W也是状态函数，对吗？为什么？答：不对。
Q和W只有在能量交换的时候才会有具体的数值，并且随途径不同，共和热的数值都会有变化，所以不是状态函数。
2. 解释下列名词(1) 体系与环境(2) 热（Q）(3) 功（W）(4) 焓（H）和焓变（H∆）(5) 热力学能U(6) 恒容反应热（Q V）和恒压反应热（Q p）答：(1) 热力学中称研究的对象为体系，称体系以外的部分为环境。
(2) 体系在变化过程中吸收的热量为Q。
(3) 体系对环境所做的功。
(4) H＝U+PV当泛指一个过程的时候，其热力学函数的改变量为焓变。
(5) 体系内一切能量的总和叫热力学能。
(6) 在恒容过程中完成的化学反应，其热效应称为恒容反应热。
在恒压过程中完成的化学反应，其热效应称为恒压反应热。
3. 什么叫状态函数？它具有何特性？答：藉以确定体系状态的物理量称为体系的状态函数。
它具有加和性。
4. 何谓热效应？测量方法有哪两种？答：化学反应的热效应为当生成物和反应物的温度相同时，化学反应过程中的吸收或放出的热量。
可以选择恒压和恒容两种条件下测量。
5. 什么叫热化学方程式？书写热化学方程式要注意哪几点？答：表示出反应热效应的化学方程式叫做热化学方程式。
书写化学方程式时要注意一下几点：(1)写热化学方式式，要注意反应的温度和压强条件，如果反应是在298K和1.013×105Pa下进行时，习惯上不予注明。
（2）要注明物质的聚集状态和晶形。
（3）方程式中的配平系数只是表示计量数，不表示分子数。
但计量数不同时，同一反应的反应热数值也不同。
6. ①无机化学中常用的反应热有哪几种？反应热的实质是什么？什么类型的化学反应Q V＝Q p？等摩尔的NaOH和NH3·H2O溶液分别与过量的HCl溶液中和所放热量是否相等？为什么？②反应2N2（g）＋O2（g）＝2N2O（g）在298K时，ΔrH mø=164K J·mol-1, 求反应的ΔU?答：①无机化学中常用的反应热有恒压反应热和恒容反应热。
大学无机化学热力学求蒸气压的题
大学无机化学热力学求蒸气压的题一、引言热力学为研究物质在不同温度和压力下的性质及能量变化提供了基础。
它是一门涉及能量转换的学科，旨在研究热能如何转化为其他形式的能量，以及各种能量转换的效率。
热力学的基本问题之一是求蒸汽压。
蒸汽压是一种物质的浓度，是指液体或固体物质汽化成液体或气体的压力，它可以用来测量物质的浓度。
本文将讨论无机化学中求蒸汽压的问题。
二、无机化学中求蒸汽压的原理在无机化学中，求蒸汽压的原理可以总结为：求蒸汽压是求出物质在某种温度和压力下的蒸汽压，即在一定温度和压力下，蒸汽压是物质的浓度。
由于物质的浓度受温度和压力的影响，可以把求蒸汽压的问题看作一个温度和压力变化的过程，以求出物质在某种温度和压力下的蒸汽压。
无机化学中求蒸汽压的具体方法可以用“蒸汽压-温度”曲线来描述，即把蒸汽压和温度作为两个变量，绘制出一条曲线，以求出物质在某种温度和压力下的蒸汽压。
三、无机化学中求蒸汽压的方法1.熵定律法熵定律法是根据物质的热力学性质，把物质的温度和压力作为变量，画出温度-压力曲线，从而求出物质的蒸汽压。
熵定律法的具体步骤如下：(1)计算物质的熵：首先，计算物质的熵，即热力学中的热力学特性，用来表示物质的热力学性质。
(2)绘制蒸汽压-温度曲线：把物质的熵和温度作为两个变量，画出温度-压力曲线，从而求出物质的蒸汽压。
2.压力-温度曲线法压力-温度曲线法是根据物质的物理性质，把物质的压力和温度作为变量，画出压力-温度曲线，从而求出物质的蒸汽压。
压力-温度曲线法的具体步骤如下：(1)计算物质的密度：首先，计算物质的密度，即物质的物理性质，用来表示物质的物理性质。
(2)绘制压力-温度曲线：把物质的密度和温度作为两个变量，画出压力-温度曲线，从而求出物质的蒸汽压。
四、结论从上述内容可以看出，在无机化学中求蒸汽压的问题，可以采用熵定律法和压力-温度曲线法，分别通过求解物质的熵和密度，来绘制蒸汽压-温度曲线和压力-温度曲线，从而求出物质在某种温度和压力下的蒸汽压。
无机化学-第二章化学热
和 △ rGm（T）RT lnK ( T )
得：RT lnK ( T ) = △ rHm -T△ rSm
ln K
(T)
△
rHm(T)
△
rSm
(T)
RT
R
在温度变化范围不大时：
ln K (T) △ rHm(298K) △ rSm (298K)
RT
R
ln K (T)与1/T呈直线关系
当温度为T1时：
当ln温K 度(T为1)T2时△：rHmR(T2198K)
△
rSm (298K)
R
l两n K式相(T减2)得△：rHmR(T2298K)
△
rSm (298K)
R
ln K (T2) △ rHm(298K) 1 1
K (T1)
R
T1 T2
由此式可见,对于吸热反应,温度升高, K 增大；对于放热反应,温度升高, K 减小。
微观状态数：
3 分子 (3位置)
3 分子 (4位置)
2 分子 (4位置)
系 微观粒子 位置 微观状态
统数
数
数
(1)
3
3
1
(2)
3
4
4
(3)
2
4
6
粒子的活动范围愈大，系统的微观 状态数愈多，系统的混乱度愈大。
熵与微观状态数：
1878年，L.Boltzman提出了熵与微观 状态数的关系。
S=klnΩ
为物质B的标准摩尔生成Gibbs函数。
△ f Gm(B,相态,T) ，单位是kJ·mol-1 △ f Gm (参考态单质,T)=0
2. 用△ f Gm(B,相态,T) 计算△ rGm
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一、晶格能和Born-Haber循环 1 晶格能(U): 0 K，100 kPa下，1 mol离子晶体转变为 相互无限远离的气态离子时的能量变化值。 MXn(s) →Mn+(g) + nX-(g) 简单地说,由气态正、负离子形成1mol晶 体时所放出的能量。
1 ( 1) 34.5 (1 ) 276 276
U 1.079 105 v 1.079 105 2 782 KJmol 1
Z Z r 0
11 276计算的结果一致(3)Born-Haber循环计U
以NaCl为例，先设计一个包括晶格能的热力学循环。
U 1.389 105 A ZZ 1 (1 ) r0 n 1 1 1 (1 ) 276 8
1.389 105 1.748 770 KJmol 1
5 U 1.214 105 v 5
Z Z 34.5 (1 ) r0 r0
1.214 105 2 770 KJmol 1
U实验与U理论值相近，说明该化合物符合离子 晶体模型，化合物的键主要是离键。 U实验＞U理论，说明离子晶体中有明显的共价 成分。
一般
U = （玻恩- 哈伯循环） - （理论值）
< 50 kJ · -1 ，较典型的离子晶体 mol > 50 kJ· -1 ，具有共价性 mol 5
26
69
89
112
三、 用U和Born-Haber循环 讨论离子化合物的性质 离子 型盐类溶解性的热力学讨论 (1) 溶解过程的标准自由焓变化
e=1.6×10-19C 2、晶格能的理论计算 1C=2.99792×10 (1) Born-Mayer公式: 9(esu 静电单位） 根据静电吸引和静电排斥以及短程排斥力推 ∴e=1.6×10-19×2.99792×109=4.803×10-10(esu) 导出来的. 1
U [( NAZ Z e 2 ) / r0 ](1 ) n 1 [6.02 1023 (4.803 1010 ) 2 Z Z A / r0 ](1 ) n 1.389 105 AZ Z 1 (1 )( KJmol 1 ) r0 n
(2)Kapustinskii方程
U
Z Z
d
d* (1 ) K d
卡普斯钦斯基找到了一条经验规律: A大约同ν成正 比(ν ＝n＋＋n－, 其中n＋、n－分别是离子晶体化学式中 正、负离子的数目), 其比值A /ν约为0.8. d=r++r- , K=121MJ· mol-1 pm· d*为一常数，可通过测量晶体压缩性来估算，它反映了 离子受外力压缩而靠近时势能增加，通常取34.5 pm。
② 1-2价型或2-1价型 (Ag2SO4、CaF2）
MX2（s）=M2+（aq）+2X-（aq） 或 M2X（s）=2M+（aq）+X2-（aq） Ksp=[M2+][X-]=(0.01) ×(2×0.01)2=4X10-6 Ksp=[M+]2[X2-]=(2×0.01)2× (0.01)=4x10-6 或
5
由Born-Mayer公式可见
1.389 105 AZ Z 1 U (1 ) ( KJ mol 1 ) r0 n
Z Z U r0
晶格能是离子晶体中离子间结合力大小的 一个量度. 一般而言,U越高,离子晶体的熔点高,硬度大.
在上述公式中, 马德隆常数A随晶体的结构类型 不同而有不同的值，对于结构尚未弄清的晶体，或者 要予计某种迄今尚未制得的离子化合物来说，A的值 是无法确定的。
△sGmθ ＝△sHmθ－T△sSmθ 离子性盐的溶解：焓变项常较小, 熵变项不可忽视 离子的水合熵： (1)
(2)
因此，溶解过程的熵是增加还是减小决定于这 两个方面哪一个占优势。
当离子的电荷很高和离子半径较小时，离子的 电荷密度较大，第一种效应显然占优势，此时熵值 减小，不利于溶解过程的发生； 当离子电荷低、半径大、离子电荷密度小，此 时，第一种效应较弱，此时熵值增加，有利于溶解 过程的进行。 总的说来，当△S<0，熵变项对自由焓变化的贡 献是正值，即△S<0，使盐的溶解性减小。当△S>0， 熵变项对自由焓变化的贡献是负值，即△S>0，使盐 的溶解性增加。
ΔsGº =-2.303×8.314×298×10-3lgKsp=30.8KJ· -1 mol m
同样方法计算其它价型盐的ΔsGº 的界限值 m
1-1或2-2价型盐: 22.8KJ· -1 mol
1-2或2-1价型盐:30.8KJ· -1 mol
1-3或3-1价型盐:38.5KJ· -1 mol
2-3或3-2价型盐:45.6KJ· -1 mol
★ 如 NaNO3 ， 1－1，△ sGmθ ＝－7.2 kJ· － 1<22.8 mol kJ· －1，易溶盐； mol (△sHmθ＝19.4 kJ· －1，△sSmθ＝89.1 J· －1· －1) mol K mol ★ CuS ， 2 － 2 ， △ sGmθ ＝ 220 kJ· － 1 >> mol 22.8 kJ· －1，难溶盐； mol (△sHmθ＝146 kJ· －1， mol 且有明显熵减△sSmθ＝－180 J· －1· －1) K mol ★Ca3(PO4)2, 2 － 3, △sGmθ ＝ 191.6 kJ· － 1>>45.6 mol kJ· －1，难溶盐； mol (△sHmθ ＝－64.4 kJ· －1<0，但多价的PO43－ 和Ca ＋ mol 有特显著的熵减效应，△sSmθ＝－859 J· －1· －1)； K mol
△rHm (Xe[PtF6]）＝I1 ＋ EA －U ＝1170＋(－771)－465 ＝－60 kJmol－1
∴合成Xe[PtF6]是可能的 实验： 室温下，PtF6蒸气与过量Xe混合，立即 发生反应，生成不溶于CCl4的橘黄（红）色 晶体。 证实为Xe[PtF6]
4.晶格能作为判断键合性质的依据
△sGmθ ＝△sHmθ－T△sSmθ
KNO3：
△sGmθ ＝△sHmθ－T△sSmθ 0.6 = 34.9 - 298×0.11512
∴易溶于水 Ca3(PO4)2： △ G θ ＝△ H θ－T△ S θ s m s m s m
312.3 = 62.9 ∴难溶于水
- 298×(- 0.8386)
其中 N为阿佛加德罗常数 r0为离子的核间距 （pm） Z+ Z-为正负离子所带电荷，e为电子电荷 A为马德隆常数。A与离子晶体的结构类型有关 n 称为玻恩指数 ，n与离子的电子构型有关
5
A
5
由正、负离子构成的晶体, 玻恩指数 n 为 正、负离子玻恩指数的平均值。 以NaCl为例，Na＋有Ne的结构，玻恩指数 取7，Cl－有Ar的结构，玻恩指数取9，对 NaCl，n＝(7＋9)/2＝8。
事实上，它可能发生下述歧化反应：
2 CrCl（s）＝ CrCl2（s）＋Cr（s）
△fHm / kJmol－1
45
－396
0
△rGm ≈△rHm ＝(－396)－ 2×45 ＝－486 kJmol－1 此反应的自由能变为较大的负值，说明向 右进行的趋势很大。 因此，即使能生成CrCl，也会按上式发 生歧化反应。所以CrCl是不稳定的。
1.214 105 1 (1) 2 34.5 U[ XePtF6 ] [1 ] 180( pm) 310( pm) 180( pm) 310( pm)
＝461 kJmol－1
由Born-Harber循环算出Xe[PtF6]的标准摩尔 生成焓
于是
△rHm Xe(g) ＋ PtF6(g) ＝ Xe[PtF6] I1 EA －U Xe＋(g) ＋ PtF6－(g)
1.214 105 Z Zv 34.5 U (1 ) ( KJ mol 1 ) r r r r
以上公式仅限于计算在0K,Pθ下晶体的晶格能. 晶格能计算公式还可简化为 Z Z 5 U 1.079 10 v r0
分别以这三个公式计算NaCl的晶格能有
离子性化合物在水中溶解的难易程度，可以根据 溶解过程的标准自由焓变化来加以讨论： McXa(s) I
△LG mθ
△SGmθ cMa＋(aq)
＋
aXc－(aq)
Ⅱ △hGmθ cMa＋(g) ＋ aXc－(g)
△SGmθ ＝△LGmθ ＋△hGmθ ＝(△LHmθ+△hHmθ)－T(△LSmθ＋△hSmθ) ＝△sHmθ－T△sSmθ
U
－△fHm
U＝（S＋I)Cr＋(1/2 D＋EA)Cl－△fHm
Cr＋的半径估计约为100 pm, rCl－＝181 pm,根 据晶格能的理论计算公式 1.214 105 Z Zv 34.5 U (1 )( KJmol 1 ) r r r r U＝ -1.214×105×2×1×(-1)(1－34.5/281)/281 ＝758 kJmol－1 代入相应的热力学数据，有 △fHm(CrCl)＝ 397＋653＋121.7－368.5－758 ＝45 kJmol－1 计算出来的生成焓是正值，且由Cr和Cl2生成 CrCl是熵减的反应(△rGm ＞45 kJmol－1), 表 明CrCl即使能生成也是一个不大稳定的化合物。
(2) 溶解过程的近似计算处理 现假定以溶解度0.01molL-1作为易溶和难 溶的分界线,即溶解度大于0.01molL-1者视为易 溶盐,小于0.01molL-1者属难溶盐. ① 1-1价型和2-2价型盐(AgCl、BaSO4） MX（s）= Mn+(aq) +Xn-（aq） （n=1或n=2） Ksp=[Mn+][Xn-]=（0.01)2=1x10-4 此时忽略了浓度积和活度积的差别。 若1-1、2-2型盐,ΔsGº >22.83KJ.mol-1属难溶盐 m -4代入下式 将Ksp=1x10 ΔsGº <22.83KJ.mol-1属易溶盐 m ΔsGθm=-RTlnKsp = -2.303×8.314 ×298 ×10-3lgKsp =22.83KJ· -1 mol