2化学热力学初步

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第二章化学热力学初步要点

如有一系统由状态(1)→(2)，相应热力学能由U1 → U2 ，在此过程中系统吸收的热量为Q，环境对系统所做的功为W。
根据能量守恒与转化定律有：U2 = U1 + Q +W 即： U = Q + W 当系统作体积功时，设系统压力为p，恒定外压下
膨胀做功，体积变化为 V 则 W = － p· V
解：反应 4H2(g) + 2O2(g) = 4H2O(l ) 在等压条件下进行， H= Qp= －1143 kJ
U = H－ nRT
= －1143－[0 －(4+2)] ×8.315 × 10-3 × 298
= －1128kJ
说明：“R”应乘以10-3，则量纲为kJ·mol-1·K-1 。
敞开系统：系统和环境间既有能量的交换，又有物
质的交换。
封闭系统：系统和环境间有能量的交换，但无物质
的交换。
孤立系统：系统和环境间既无能量的交换，又无物
质的交换。
二、状态和状态函数
系统的状态由它的一系列物理量来确定，如气体
的状态由n、T、p、V等物理量决定，当这些物理量确定时，系统的状态确定，所以状态是系统所有宏观性质的综合。系统的状态确定，确定系统状态的物理量就有定值，确定系统状态的物理量称为状态函数。状态函数最重要的特点，其变化值只与始态和终态有关，而与变化的具体途径无关。
三、过程与途径
当系统的状态发生变化时，我们把这种变
化称为过程，完成这个过程的具体步骤称为途径。
如果系统的状态是在恒压条件下发生变化，就称等压过程。相应地有等容过程、等温过程等。
2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功 2.2.2 热力学能 2.2.3 热力学第一定律

2化学热力学初步-题目

第二章化学热力学初步1. 关于熵，下列叙述中正确的是( )A. 0K 时，纯物质的标准熵 S=0 ; B. 单质的S =0 ，单质的△H 和△G 均等于零;C. 在一个反应中，随着生成物的增加，熵增大;D. △S>0 的反应总是自发进行的.2. 下列反应中哪个是表示△H=△H(AgBr ，s)的反应( )A. Ag(aq) + Br(aq) =AgBr(s)B. 2Ag(s) + Br 2(g) =2AgBr(s)C. Ag(s) + 1/2Br 2(l) = AgBr(s)D. Ag(s) + 1/2 Br 2(g) =AgBr(s)3. 由下列数据确定CH 4(g)的 m f H ∆为（）。

C(石墨) + O 2(g)=CO 2(g) m r H ∆= - 393.5 kJ·mol -1H 2(g) +21O 2(g)=H 2O (l) m r H ∆= - 285.8 kJ·mol -1 CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O (l) m r H ∆= - 890.3 kJ·mol -1A . 211 kJ·mol -1B .-74. 8 kJ·mol -1C . 890.3 kJ·mol -1D .缺条件，无法算4. （多选）已知: 298K 和101.325kPa 下:△H (kJ·mol -1) S (J·mol -1·K -1)石墨 0.0 5.74金刚石 1.88 2.39下列哪些叙述是正确的 ( )A. 根据焓和熵的观点，石墨比金刚石稳定;B. 根据焓和熵的观点，金刚石比石墨稳定;C. 根据熵的观点，石墨比金刚石稳定，但根据焓的观点，金刚石比石墨稳定;D. 根据焓的观点石墨比金刚石稳定，但根据熵的观点金刚石比石墨稳定;E. △G (金刚石)>△G (石墨).5. （多选）下列情况下，结论正确的是 ( )A. 当△H>0，△S<0时，反应自发;B. 当△H<0，△S>0时，反应自发;C. 当△H<0，△S<0时，低温非自发，高温自发;D. 当△H>0，△S>0时，低温非自发，高温自发;E. 当△H>0，△S>0时，任何温度下均不自发.6. 已知 :4Fe(s) + 3O 2 = 2Fe 2O 3(s); △G=-1480kJ·mol -14Fe 2O 3(s)+Fe(s)=3 Fe 3O 4 (s); △G=-80kJ·mol -1则 △G(Fe 3O 4，s)的值是( )kJ·mol -1A. -1013B. -3040C. 3040D. 10137. 对于封闭体系，体系与环境间( )A. 既有物质交换，又有能量交换;B. 没有物质交换，只有能量交换;C. 既没物质交换，又没能量交换;D. 没有能量交换，只有物质交换.8. 关于熵，下列叙述中正确的是………………………………… ( )(A) 0 K 时，纯物质的完整晶体的熵值等于0(B) 单质的S =0，单质的△H 和△G 均等于零(C) 在一个反应中，随着生成物的增加，熵增大(D) △S > 0的反应总是自发进行的9. 室温下，稳定状态单质的标准摩尔熵………………………… ( )(A) 0 (B) >0 (C) <0 (D) 1 J·mol -1·K -110.已知下列热化学方程式：(g)CO (s)O 2Fe CO(g)(s)O 3Fe 24332+=+ Δr H m ø＝-25KJ ·mol -1(g)3CO 2Fe(s)3CO(g)(s)O Fe 232+=+ Δr H m ø＝-49KJ ·mol -1(g)CO 3FeO(s)CO(g)(s)O Fe 243+=+ Δr H m ø＝19KJ ·mol -1不用查表，计算下列反应的热效应Δr H m ø(g)CO Fe(s)CO(g)FeO(s)2+=+11.反应(g)2SO (g)O (g)2SO 322=+计算说明：（1）在标准态及25℃时，反应能自发进行的原因。

2化学热力学初步(1)

化学热力学初步学号姓名一、是非题（判断下列叙述是否正确，正确的在括号中画√，错误的画）1、系统的焓等于系统的热量。

...................... .................. .........................（）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、已知298K时，△f Gθm(SbCl5，g)=-334.3kJ·mol-1，△f Gθm(SbCl3，g)=-301.0kJ·mol-1，则反应SbCl5(g)→SbCl3(g)+Cl2(g)在298K、标准状态下不能自发进行。

....................（）4.如果一个反应的△r Hθm和△r Sθm均为正值，当温度升高时，△r Gθm将减小.................（）5.冰在室温下自发地融化成水，是熵增起了主要作用。

..................................（）6、如果一个反应的△r Hθm和△r Sθm均为正值，当温度升高时，△r Gθm将减小................（）二、选择题（在下列各题中，选择出符合题意的答案，将其代号填入括号内）1、已知反应C2H2(g)+5/2 O2(g)→2CO2(g)+H2O(l)的△r Hθm (1)=-1301.0kJ·mol-1，C(s)+O2(g)→CO2(g)+H2O(l)的△r Hθm (2)=-393.5kJ·mol-1，H2(g)+1/2 O2(g)→H2O(l)的△r Hθm (3)=-285.8kJ·mol-1，则反应2C(s)+H2(g)→C2H2(g)的△r Hθm为.......................... .....................................（）。

化学热力学初步教案

化学热力学初步教案化学热力学初步教案一、教学目标1.掌握化学热力学的基本概念和基本定律，理解能量转换与平衡的基本原理。

2.掌握热力学第一定律和第二定律的含义和应用，了解热力学函数和熵的概念。

3.了解化学反应的热效应和焓变，掌握盖斯定律及其应用。

4.理解化学平衡的条件和影响因素，掌握平衡常数的概念和计算方法。

5.能够运用化学热力学初步解决实际问题，如反应过程中的能量转化与平衡、反应条件优化等。

二、教学内容1.化学热力学基础o热力学的基本概念：系统、环境、状态、过程、功、热、焓等。

o热力学第一定律：能量守恒定律及其在化学反应中的应用。

o热力学第二定律：熵增原理及其在化学反应中的应用。

2.化学反应的热效应o反应热、焓变及其计算方法。

o盖斯定律及其应用：通过已知反应的焓变来计算未知反应的焓变。

3.化学平衡o平衡常数概念及其计算方法。

o平衡移动原理及其影响因素：温度、压力、浓度等。

4.应用案例分析o如何优化反应条件以实现高效的能量转化与平衡？o如何利用化学平衡移动原理进行物质分离或转化？三、教学方法1.理论讲解：通过课堂讲解、案例分析等方式，使学生深入理解化学热力学的概念和原理。

2.实验操作：通过实验验证化学热力学的理论，加深学生对知识的理解和掌握。

3.小组讨论：组织学生进行小组讨论，引导学生运用所学知识解决实际问题。

4.习题练习：布置相关习题，帮助学生巩固所学知识，提高解题能力。

5.自学指导：鼓励学生进行自主学习，提供相关学习资源，引导学生深入探究化学热力学的应用领域。

四、教学评估1.课堂表现：观察学生在课堂上的参与度、表现等，评估学生对知识的掌握程度。

2.实验操作：检查学生的实验操作能力和对实验数据的分析能力，评估学生对实验原理的理解程度。

3.小组讨论：观察学生在小组讨论中的表现，评估学生对知识的运用能力和解决问题的能力。

4.习题练习：检查学生的习题完成情况，评估学生对知识的掌握程度和解题能力。

5.期末考试：通过期末考试全面评估学生对化学热力学初步知识的掌握程度和应用能力。

2化学热力学初步(xiugai)

P△V=P（V2-V1）= PV 2 - PV1 = n2RT - n1RT =（n2 - n1）RT =△nRT (式中的n指的是气体物质的量）
所以
△H=△U+△nRT
[例2.2] 在1atm和373K下（恒温恒压），2 molH2和1 mol O2反应生成2 mol 水蒸气，放出483.7kJ的热。求生成1 mol 水蒸气时的△H和△U。
(1)
rHm1
CO2(g)
rH
m
2
rH
m
3
(2)
(3)
CO(g)+1/2O2(g)
已知：（1）C(s) O2(g) CO2(g)
rH
m
1
393.5kJ mol1
求解：
（3）
CO(
g
)
1 2
O2
(
g
)
CO2
(
g
)
rH
m3
282.99kJ mol 1
（2） C(s)
1 2
O2
(g)
CO(g)
H O(g) H (g) 1 O (g)
2
2
22
rH (298K ) 241.8kJ mol1 m
例：
下列各式中，书写正确的热化学反应式是（ C ）
A、N2H4+O2 = N 2+ 2H2O
rH
m
665kJ mol 1
B、N2H4 （g） +O2 （g） = N 2(g)+ 2H2O （l）
环境对系统作功定为正值，即W>0；
系统对环境作功定为负值，即W<0。
内能(热力学能)
系统内的物质所具有的热力学能—— 各种形式能量的总和。

chap2 化学热力学初步2

3－2 热化学方程式
热化学方程式：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
2H2(g) + O2(g) =2H2O(g) △rHm= -483.6 kJ/mol
书写热化学方程式时应注意：书写热化学方程式时应注意：标明反应的温度及压力，若在p ①标明反应的温度及压力，若在 θ、T=298.15K可不写可不写标明物质的状态，若有几种晶型也要标明。 ②标明物质的状态，若有几种晶型也要标明。聚集状态不同时， ③聚集状态不同时，△rHm不同化学计量数不同时， ④化学计量数不同时， △rHm 不同
实验测得298K时，C7H16的恒容燃烧热△rUm＝－的恒容燃烧热△ 例2-4 实验测得时 4807.12kJ/mol，求此条件下该反应的恒压燃烧热。，求此条件下该反应的恒压燃烧热。 C7H16(l) + 11O2(g) = 7CO2(g) + 8H2O(l)
Solution
△rHm=△rUm+RT∑vB(g) △ =-4807.12kJ/mol+8.315kJ/mol/K×298K×（7－11）×10－3 × × －） =-4817.03kJ/mol
Κ时计算蒸发1 例 2−5 298 Κ时, 水的蒸发热为 43.93 kJ·mol-1。计算蒸发 mol 水时的Q ，水时的 p，W 和△rHm、△rUm 。
Solution
H2O(l) → H2O(g) △rHm = 43.93 kJ·mol–1 Qp＝ △rHm = 43.93 kJ 1mol水蒸发过程做的体积功为：水蒸发过程做的体积功为：水蒸发过程做的体积功为 W=－p∆V=－∆nRT=－1×8.315kJ/mol /K× 298K －－ = －2.48KJ ＋（– △rUm= Q ＋W = 43.93 kJ ＋（ 2.48）kJ = 41.45 kJ·mol-1

化学热力学

第二章化学热力学初步
3、掌握化学反应的标准摩尔焓变(standard molar enthalpy change)的各种计算方法；（标准生成热（ standard heat of formation ）、燃烧热（standard heat of combustion）。）
4、掌握化学反应的标准摩尔熵变（standard molar entropy change）和标准摩尔吉布斯自由能变（standard molar Gibbs free energy change）的计算方法； 5、会用ΔG来判断化学反应的方向，并了解温度对ΔG的影响。
不可逆途径和可逆途径的功和热
第二章化学热力学初步
2.1 热力学第一定律
*对于理想气体来说，热力学能U只是温度的函数，
第二章化学热力学初步
根据热力学第一定律，比较不同途径时的功和热，必然有如下结论：理想气体恒温膨胀过程中，以可逆途径进行时，体系对环境做的功最大，吸收的热量最多；恒温压缩过程中，以可逆途径进行时，环境对体系做的功最小，体系放出的热量最少。
2.1 热力学第一定律
3. 过程和途径（process and pathway）
方式途径过程状态
第二章化学热力学初步
基本概念
过程状态1 途径1 状态2
途径2
平衡状态
2.1 热力学第一定律
热力学中常见的过程等温过程(isothermal process) ：T1＝T2＝T环等压过程(isobaric process)：p1＝p2＝p环等容过程(isochoric process)：V1＝V2 绝热过程(adiabatic process)：Q＝0 循环过程(cyclic process)：可逆过程*(reversible process)：它是一种在无限接近于平衡，并且没有摩擦力条件下进行的理想过程。自发过程 (spontaneous process) ：一定条件下，自动进行的过程。

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。

第二章化学热力学初步

一、化学反应的自发性一定条件下，不要外界做功就可自动进行的过程，自发过程，则该过程具有自发性自发性。称自发过程自发过程自发性能量传递热量传递气体扩散水的流动自发方向高温物体 → 低温物体 (T1) → (T2) 高压(P1) → 低压 (P1) → (P2) 高势能 → 低势能 (E1) → (E2) 判据平衡
§2-2 热力学第一定律
一、功与热是体系与环境之间能量交换的两种方式，是过程量，没有过程就没有能量的传递。热Q(heat)：热力学中，由于温差而引起传递的能量。：功W(work)：热力学中，除热以外，各种被传递的能：量。如电功、机械功、表面功等. （功=体积功+非体积功）功功和热不是状态函数，与过程有关。功和热不是状态函数
热力学上常见的几种过程：等压过程(isobaric process)：等压过程：体系压力始终恒定不变。（如敞开容器中进行的反应）等容过程(isochoric process)：等容过程：体系体积始终恒定不变。（如体积不变的密闭容器进行的反应）等温过程(isotheemal process)：只要求T始 = T终等温过程：
3．过程和途径（process and rood）．体系的状态发生变化，从始态到终态，我们说体系经历了一个热力学过程，简称过程过程；完成这个过程的过程具体步骤称途径途径
298K, H2O（g) 途径1 298K,H 298K, 2O(l) 始态 373K,H 373K, 2O(l) 途径2 途径 373K,H 373K, 2O（g) 终态
已知 (1) C(石墨 + O2(g) → CO2(g) 石墨) 石墨 = △rHm(1) -393.5 kJ.mol-1 (2) CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) = △rHm(2) -282.9 kJ.mol-1 C(石墨) + O2(g) (石墨) 石墨始态）（始态） △rHm =？？ △rHm(1) CO2(g) 终态）（终态） △rHm (2)

化学热力学初步示范课

P21例题可逆过程功： W = -nRT ln（V2/V1）如果气体是按可逆过程，系统对环境做
最大致积功
14
2.2.2 热力学能( thermodynamic energy)
热力学能(U)：系统内全部微观粒子的全部能量之和，也称内能。
U是状态函数。
热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。
36
2. 热力学原则态
反映物与生成物都是气体时，各物质的分压为1.013 105 Pa 反映物与生成物都是液体时，各物质的浓度为1.0 mol kg-1 固体和液体纯物质的原则态指在原则压力下的纯物质原则态对温度没有规定，不同温度下有不同原则态
37
3. 书写热化学方程式： ● 注明反映的温度和压强条件 ● 注明反映物与生成物的聚集状态，
rHm(298) = - 483.6 kJmol-1
●正逆反映的反映热效应数值相等，符号相反 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm (298) = - 483.6 kJ mol-1 2H2O（g） === 2H2（g）+ O2（g）
rHm(298) = + 483.6 kJmol-1
35
§ 2.5 热化学方程式
1. 热化学方程式： 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm (298) = - 483.6 kJ mol-1 r: reaction， m：表达 mol，：热力学原则态 rHm表达反映进度为1mol时所产生的焓变，称为
摩尔焓变，单位为KJ.mol
阐明：在等容过程中，体系吸取的热量QV全部用来增加体系的热力学能。
23
QV= ΔT(C1+C2)

2. 1 热力学基本概念

状态函数确定体系状态的物理量，称为状态函数。
例如某理想气体体系 n = 1 mol p = 1.013 105 Pa V = 22.4 dm3 T = 273 K 这就是一种状态。
是由 n，p，V，T 所确定下
来的体系的一种存在形式。
因而 n，p，V，T 都是体系
的状态函数。
状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或几个状态函数
若体系在变化过程中，始态、
终态的温度和环境的温度等于一个
恒值则称为“恒温过程”。
若体系在变化过程中，始态、
终态的压力和环境的压力等于一个
恒值则称为“恒压过程”。
体积不变称为 “恒容过程” 若体系和环境之间无热量交换，则称之为“绝热过程 ”。
途径完成一个热力学过程，可
以采取多种不同的具体方式。每一种具体方式，称为一种途径
T 一定，则 U 一定。即若 T = 0，则 U = 0
发生了变化，则体系的状态发生
变化。
始态和终态体系变化前的状态称为始态，变化后的状态称为终态。状态变化的始态和终态一经确定，
则状态函数的改变量是一定的。
例如，温度的改变量用 T 表示，则 T = T终－ T始同样理解 n，p，V 等的意义。
某些状态函数，如 V，n 等所表示的体系的性质有加和性。
状态函数的改变量均一致。
下面给出其中两种途径：
0.5 105 Pa 4 dm3
1 Pa 2 dm3 105
途径 I
途径 II
2 105 Pa 1 dm3
4 10 5 Pa 0.5 dm3
p = 1 105 Pa
V = 2 dm3
恒温过程
p = 2 105 Pa

无机及分析化学第二章

保温杯式量热计
3．焓 enthalpy
(1)对于式（2-3），U、p、V都是状态函数，则 (U+pV)也是状态函数，为了方便，我们将它定义为一个新的状态函数，称为焓，用H 表示。对于理想气体，H只是温度的函数，等温过程△H=0
H=U+pV
(2-5)
则式(2-3)简化为QP=H2-H1=△H
(2-6)
无机及分析化学第二章
第二章化学热力学初步
Chapter 2 Primary Conception of Chemical
Thermodynamics
本章学习要求
1、了解热力学能、焓、熵和吉布斯自由能等状态函数的概念
2、理解热力学第一、第二和第三定律的基本内容 3、熟练运用各种方法计算化学反应的标准摩尔焓变 4、掌握化学反应的标准摩尔熵变和标准摩尔吉布斯
说明：等压过程中，系统吸收的热量全部用来增加系统的焓；即等压过程中，系统焓的减少全部以热的形式放出。
(2)由式(2-5)知，等压变化中， △H=△U+ p·△V
(2-7)
对于式(2-7)，注意： ①当生成物与反应物均为s态或l态时，△V≈0，则△H≈△U
②对有气体参加的反应，△V较大，用理想气体状态方程式来处理
解： (1)W=-P外△V =-100KPa× (0.04-0.015)m3 =-2.5KJ
(2)V=nRT/P≈ 0.025m3 W=-200KPa×(0.025-0.015)m3-100KPa×(0.040- 0.025)m3 =-3.5kJ
(3)W=-nRTln(V2/V1) =-2×8.315×298×ln(0.04/0.015) ≈-4.9kJ
自由能变的计算方法 5、会用△G 来判断化学反应的方向，并了解温度对

第二章化学热力学初步 (Thermodynamics)

1、热（Q）：由于温差引起的能量传递形式。恒压热效应（QP）恒容热效应（QV）
2、功（W）：除热以外的其它能量传递形式叫功。体积功：体系体积变化反抗外力的功（膨胀功）。非体积功（电功、表面功）注意：1、一般，化学反应中体系只作体积功。 2、热和功不是状态函数。因为其大小与过程进行的途径有关。
注意：焓变是容量性质，与物质的量有关，计算时应注意化学式前的系数。
例
(1) C(s) O2 (g) CO2 (g)
rH 393.5kJ
m1
1 (2) CO(g) O 2 (g) CO2 (g) rH m2 283.0kJ 2
1 (3) C(s) O 2 (g) CO(g) 求 rH m 3 ? 2 解：即（1）-（2）=（3）则状态函数ΔrHmθ3
S
r
T
r-reversible,又叫可逆过程热温熵
三、热力学第二定律 1、第二定律的文字与数学表述: 在孤立体系的任何自发过程中，体系的熵总是增加的。即ΔS（孤立）> 0 真正的孤立体系是不存在的，但若把与体系有物质和能量交换的那部分环境也包括进去组成一个新的体系，则这个新体系可算作为孤立体系。此时,原体系 ΔS（体系）+ ΔS（环境）> 0
第三节热化学（Thermochemistry）
一、等容反应热、等压反应热和焓的概念（Enthalpy）在化学反应中，反应物为体系的始态，产物为体系的终态。反应物和产物内能总和是不同的，反应后，体系总内能会发生改变。其改变量是以热和功的形式表现出来的。这就是反应热产生的原因。
1、等容反应热（QV）等容下反应ΔV=0，则体系不做体积功W=0。
第二章化学热力学初步

02化学热力学初步

热化学方程式可像代数式那样进行加减运算
½ N2(g) + ½O2 (g) →NO (g) + NO (g) + ½O2 (g) →NO2 (g)
½ N2(g) + O2 (g) →NO2 (g)
△H = 90.25 kJ ·mol-1 △H = -57.07 kJ ·mol-1 △H = 33.18 kJ ·mol-1
Θ m
(CH
4
)
Δr
H
Θ m
利用标准摩尔燃烧焓计算反应热
反应： a A d D e E f F
ΔrHΘ m NhomakorabeaBΔc
H
Θ m
(B)
B
[aΔc HΘ m (A) dΔc HΘ m (D)] [eΔc HΘ m (E) fΔc HΘ m (F)]
第四节热力学第二定律
• 一、自发性 • 二、熵（S） • 三、热力学第二定律 • 四、标准摩尔熵
用热力学原理研究物质体系中的化学现
➢ 化学热力学：象和规律，根据物质体系的宏观可测性
质和热力学函数关系来判断体系的稳定性、变化方向和变化的程度
✓ 预测反应发生的可能性
➢ 三个研究重点： ✓ 判断反应进行的方向（判据）
✓反应进行的限度
➢ 研究特点：
研究中不考虑物质的微观结构和反应进行的机理
第一节常用术语
的影响 • 理解范托夫等温方程，了解压力和浓度对ΔG的影
响
章节内容
➢引言 ➢常用术语 ➢热力学第一定律 ➢热化学 ➢ 热力学第二定律 ➢吉布斯自由能及其应用
➢ 什么是化学热力学？
高
炉
炼
铁
Fe2O3(s) + 3CO(g) →2Fe(l) + 3CO2(g)

第2章-化学热力学基础1

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4．相
系统中物理性质和化学性质完全相同，并与其它部分在明确界面分隔开来的任何均匀部分称为一相（phase）。
只含一个相的系统称为均相系统或单相系统。
例如：混合气体、NaCl水溶液、金刚石等。相可以是纯物质或均匀的混合物组成。相和组分不是一个概念。
2 状态与状态函数
热力学中是用体系的一系列性质来规定其状态（热力学平衡态）。
状态：
描述一个体系的一系列物理性质和化学性质的总和就称为体系的状态。如质量、温度、压力、体积、密度、组成、热力学能(U)、
焓(H)、熵(S)、吉布斯函数(G)等，当这些性质都有确定值时，体系就处于一定的状态。
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ξ =[n2(N2)-n1(N2)]/v(N2) =(2.0-3.0)/(-1) = 1(mol)
或ξ =[n2(H2)-n1(H2)]/v(H2)=(7.0-10.0)/(-3) = 1(mol)
或ξ=[n2(NH3)-n1(NH3)]/v(NH3)=(2.0-0)/(2)=1(mol) 可见，对于同一反应式，不论选用哪种物质表示反应进度均是相同的。
热和功与过程紧密联系，没有过程就没有能量的传
递。热和功不是体系的状态函数.
热力学中功的分类体积功：体系因体积变化抵抗外压所作的功。用-pΔV表示
非体积功：
除体积功外的所有功。如电功、机械功、表面功等.
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2.2.2 内能与热力学第一定律内能U ：
2.3.1 化学反应热效应
封闭体系在不作非体积功(Wf = 0)的条件下，热力学第一定律表示为： △U = Q + W = Q – P△V

化学热力学初步 2

CO(g) + 1/2O2 已知： C(石墨) ＋ O2(g) CO2(g)
(1)
？
(2)
CO(g) ＋1/2O2(g) CO2(g)
rHm1 = - 393.5 kJ· mol-1 rHm 2 = - 283.0 kJ· mol-1
则(1) - (2)得：C(石墨)＋1/2 O2(g) CO(g) 的 rHm 1 为：
3 由 G = H - T S
4. 非标准态下,反应的方向性由G的正负值确定 G < 0 自发 G > 0 非自发 G = 0 平衡 5. G与H，S是具有广度性质 rGm，rHm，rSm应与具体的化学反应式相联系
6 化学反应中过程自由能变fGm的计算
aA + bB === cC + dD
限稀释溶液时产生的热效应。
相对值：以H+(，aq)的生成热为零
例题2-10
8 热力学分解温度（求算反应逆转的温度）
298 K时rGm 的计算方法：
① rGm ＝ f Gm(生成物) - f Gm(反应物)
②rGm ＝ rHm - 298 rSm T K时rGm 的计算方法：

一些物质在298K时的标准生成焓列于附录 P360 由标准生成焓可计算反应的反应热。对于任意一个反应，如果反应中各物质的标准生成焓已知，则可按下式求出整个化学反应在标准状态下的反应热。 ΔrH ＝∑ ۷B ΔfH（生成物）－ ∑ ۷B ΔfH（反应物）
（例2－5）
4 燃烧焓

标准摩尔燃烧焓：在标准压力和指定温度下，1mol物质完全燃烧的恒压热效应。适应于有机物。
rGm ＝ rHm - T rSm < 0

安徽高中化学竞赛无机化学第二章化学热力学初步

安徽高中化学竞赛无机化学第二章化学热力学初步第二章化学热力学初步2. 1. 01 体系、环境和宇宙：化学热力学中将研究的对象称为体系。

除体系以外的其他部分称为环境。

体系和环境放在一起，在热力学上称为宇宙。

2. 1. 02 三种不同的热力学体系：①封闭体系：和环境之间有能量交换而无物质交换的封闭体系。

②敞开体系：和环境之间既有能量交换，又有物质交换的体系称为敞开体系。

③孤立体系：和环境之间既无物质交换，又无能量交换的体系称为孤立体系。

2. 1. 03 状态函数：描述和确定体系状态的物理量，称为状态函数。

状态一定，则体系的状态函数一定。

体系的状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。

2. 1. 04 量度性质和强度性质：某些状态函数，如V，n等所表示的体系的性质有加和性。

V，n等性质称为体系的量度性质。

某些状态函数，如T，p，以及密度等性质不具有加和性，称为体系的强度性质。

2. 1. 05 过程和途径：体系的状态发生变化，从始态到终态，则称体系经历了一个热力学过程，简称过程。

若体系的始态、终态的压力和环境的压力等于一个恒值，则称体系的变化为“恒压过程”。

同样可以理解“恒温过程”和“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”。

完成一个热力学过程，可以采取多种不同的方式。

每一种具体方式，称为一种途径。

过程注重于体系的始态和终态，而途径注重于具体方式。

状态函数的改变量，取决于始态和终态。

在同一过程中，不管途径如何不同，状态函数的改变量均一致。

2. 1. 06 热力学能：2. 2. 02 热力学第一定律在化学反应中的表达形式：化学反应中，体系的热力学能的改变量写成∆r U（下标r是英语中反应一词reaction的字头），它等于生成物的U生减去反应物的U反由第一定律∆r U= Q+ W故有U生－U反= Q+ W2. 2. 03 恒容反应的热效应：恒容反应的热效应全部用来改变体系的热力学能。

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。