2019最新第六章化学热力学初步化学
最新第六章化学热力学初步化学ppt课件
系统吸热 Q 状态Ⅰ,U1
系统对外作功 W
状态Ⅱ,U2
数学表达式:U2 = U1+QW
△U=U2-U1=Q-W
即 △U=Q-W
(注意Q、W符号的规定)
2024/7/3 10
例题1:某过程中系统从环境吸热100J,
对环境做体积功20J。求过程中系统热力 学能的改变量和环境热力学能的改变量。 解:△U系 =Q-W
△fHθm(H2O,l)=-285.83kJ·mol-1
2024/7/3 33
化学热力学中的标准状态:
是指在温度T和标准压力Pθ=100kPa下的该 物质的状态,简称标准态。
若计量方程写成: 1/2N2+3/2H2→NH3,则一单元反应是 指消耗了1/2molN2和3/2molH2 ,生成了 1molNH3 。
所以,在谈到反应进度时,必须指明相 应的计量方程式。
2024/7/3 23
(2)QV与QP的关系
反应物 T P1 V1 (始态)
等压
(1)
生成物 T P1 V2
若1mol C6H6(l)参加反应,QV=- 3.268×103kJ; 1mol O2参加反应,QV=-3.268×103/7.5kJ。 为了对参与反应的各物质从数量上统一表达化学 反应进行的程度,引进反应进度ξ。
2024/7/3 20
(1)反应进度ξ(extent of reaction) 设有反应: νAA + νBB →νGG +νHH
= H2-H1
(enthalpy)
QP=△H(焓变)
[条件①等压过程②变化过程中系统只作体积功]
意义:等压反应过程中,系统吸收的热量
全部用于改变体系的焓。
化学热力学初步(无机化学) ppt课件
5
2. 局限性:
不知道反应的机理、速率和物质的微观性质,只
讲可能性,不讲现实性。
ppt课件
5
3.2 热力学基本概念
一、体系和环境
体系:被研究的直接对象 环境: 体系外与其密切相关的部分
ppt课件
6
体系类型:根据体系与环境的关系
敞开体系:与环境有物质交换也有能量交换 封闭体系:与环境有能量交换无物质交换
转动能,平动能,电子动能及核能,电子与电子间的势
能,电子与核间的势能等。
特点:“热力学内能”是状态函数。
现还无法求出体系热力学内能的绝对值;但能测定到
ppt课件
20
2. 热力学第一定律内容
一个封闭体系,处于一种特定的内能状态U1。若这 个体系吸收一定的热量Q, 同时环境对体系做功W, 这 个体系则达到一个新的内能状态U2
量传递的方向,是由体系的观点 体
Q﹤
系
出发的;
ppt课件
w﹥
w﹤
功 18
3.3 热力学第一定律及反应热
一、研究基础
1. 热功当量 即: 1 cal = 4.1840 J
为能量守恒原理提供了科学的实验证明。
2. 能量守恒定律
1850年,科学界公认能量守恒定律是自然界的普遍规 律之一。能量守恒与转化定律可表述为:
375 K,506.5 kPa
终态
实际过程与完成过程的不同途径
ppt课件
14
五、热和功: 体系状态变化过程中的能量表现形式
热:体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量 称为热(Q)。
Q>0, 体系吸收热量 , Q<0, 体系释放热量 功: 除热之外,体系与环境之间以其它形式交换或传递 的能量称为功(W)。
第六章化学热力学初步
第六章化学热力学初步1、什么是化学热力学?它有什么特点?答:热力学是研究热能和机械能以及其他形式的能量之间的转化规律的一门科学。
用热力学的理论和方法研究化学,则产生了化学热力学。
可以解决化学反应中能量变化问题,同时可以解决化学反应进行的方向和限度问题。
特点:(1)是讨论大量质点的平均行为(宏观性质)不涉及少数或个别的分子,原子的微观性质,不依赖结构知识(战略问题)。
(2)由实践经验可推出热力学三大定律,进而推理演绎出基本的函数。
(3)通常回答是什么或怎么样可能性的问题,并不回答为什么和如何实现的问题。
(4)不涉及时间的概念,不能解决反应速度和反应机理的问题。
(5)热力学三大定律的意义不限制于纯自然科学。
2、什么叫相、系统和环境,开放系统、封闭系统和孤立系统,广度性质和强度性质,过程与途径,状态与状态函数?答:相:在所研究的系统中,物理状态,物理性质与化学性质完全均匀的部分。
要注意的是相与组分,状态是有区别的,讨论相是处于平衡状态的物质系统。
系统:为研究的需要,被划定为研究对象的与周围的物质或空间隔离开来的物质(又叫体系或物系),环境:体系以外,与体系有密切联系的周围部分(外界),注意:系统与环境之间有时有明显的界限(如N2和O2混合气中以O2为开放系统,N2为环境。
按照系统与环境之间的关系,将系统分为三类:广度量:具有加和性的物理量,如质量、物质的量、长度、体积等。
强度量:不具有加和性的物理量,如浓度、压强、温度、密度等。
过程:系统从一个状态(始态)变为另一个状态(终态)就说发生了一个过程。
如:恒温过程:T始=T终;恒压过程:P始=P终;恒容过程:V始=V终;可逆过程:无限接近平衡状态途径:体系由同一始态变为同一终态的状态变化所经历的具体方式。
过程:系统发生的任何变化叫过程,着眼点是始终态。
途径包括过程,即一个途径可能有一个或多个过程,着眼点是具体方式。
从A到B是发生了过程。
而A1、A2、B2、B2为途径。
习题课-期末
rHm = fHm(Ca2+, aq) + 2fHm(Cl-, aq) - fHm(CaCl2, s) = [-542.83 + 2(-167.159) - (-795.8)] kJmol-1 = -81.35 kJmol-1
Sm(环境) = -rHm / T = 272.8 Jmol-1K-1
k k0e
RT
k2 Ea 1 1 ln ( ) k1 R T1 T2
例1. 对于 元 反应,其反应级数一定等于反应物计量 数之和,速率系数单位由 反应级数 决定。若某反应 速率系数 k 的单位是mol-2L2s-1,则该反应的反应级 数是 3 。
例2. 在化学反应中,加入催化剂可以加快反应速率,主 要是因为 降低 了反应活化能,活化分子 分数 增 加,速率系数 k 增大 。 例3. 下列叙述中正确的是 ( B) A、溶液中的反应一定比气相中的反应速率大 B、反应活化能越小,反应速率越大 C、增大系统压力,反应速率一定增大 D、加入催化剂,使正反应活化能和逆反应活化能减 小相同的倍数
解: (1) vGm(170K) = vHm- TvSm = 5.65 kJmol-1 – 170 K 28.9 Jmol-1K-1 = 0.74 kJmol-1 (2) 170K时,vGm > 0,标准状态下氨的熔化过程不 是自发的。 (3) 在标准压力下,固体氨与液体氨达到平衡时, vGm = 0,则T = vHm/ vSm = 196 K
环境的熵增大。环境的熵变大于系统的 rSm, Sm(环境) + rSm(系统) > 0,所以 CaCl2(s) 溶于水的过 程是自发的。
例7. 固体氨的摩尔蒸发焓变vHm = 5.65 kJmol-1,摩尔熔化 熵变 vSm = 28.9 Jmol-1K-1。 (1) 计算在170K下氨熔化的标准摩尔Gibbs函数变; (2) 在170K标准状态下,氨熔化是自发的吗? (3) 在标准压力下,固体氨与液体氨达到平衡时的温度是多少?
化学原理6化学热力学初步
V = 0 ,W = -pV,故W = 0
U = Qv + W U = Qv
在恒容反应中,体系 的热效应全部用来改 变体系的内能。
弹式量热计 Qv = T (C水 + C量热计)
恒压热效应Qp
若反应在恒压条件下进行,其热效应称 为恒压热效应Qp。
U = Qp + W W = -pV = -p(V2-V1) U = Qp + W = Qp- p(V2-V1) U2 - U1 = Qp- p(V2-V1)
QpQvnRT 4807.12(4)8.314298103 4817.03 kJ
反应进度 煤炭燃烧反应,C + O2 = CO2,放出的热
量显然和反应掉多少煤炭有关。
AA + BB GG + HH
t = 0时: n0(A) n0(B) n0(G) n0(H) t = t时: n(A) n(B) n(G) n(H)
3.2 盖斯定律
1840年前后,俄国科学家 Hess :一个化学 反应不论是一步完成、还是能分成几步来完成, 其热效应是相同的。
rHm
H 2 (g ) 1 2O 2 (g ) H 2 O (l)
rHm1
rHm2
rHm4
2 H (g ) O (g ) H 2 O (g )
rHm3
rHm = rHm1 + rHm2 + rHm3 + rHm4
盖斯定律实际上是热力学第一定律的延伸。 实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关, 而与途径无关。
某反应的 rHm (1) 与其逆反应的rHm (2) 数值相等,符号相反。
rHm (1) = - rHm (2)
例2:已知 C (石 墨 )O 2(g) C O 2(g)
2024版《基础化学》第六章热力学基础
02
热力学第一定律
Chapter
2024/1/29
7
热力学第一定律表述及意义
表述
热力学系统从外界吸收的热量Q与对环境所作的功 W之和等于系统内能的增量ΔU。即ΔU=Q+W。
意义
热力学第一定律是能量守恒定律在热力学系统中的 具体表达,它揭示了热力学过程中能量转化的规律, 是热力学的基础。
2024/1/29
8
能量守恒原理在化学反应中应用
化学反应中的能量转化
化学反应中常伴随着能量的吸收和释 放,这些能量变化遵循能量守恒原理。
反应热与焓变
反应热是化学反应过程中吸收或释放的 热量,焓变是反应物和生成物内能之差, 两者在数值上相等,符号相反。
2024/1/29
9
焓变计算及实际意义
2024/1/29
焓变计算
应用举例
利用盖斯定律可以间接计算一些难以直接测量的反应热,例如通过已知的反应 热数据来计算未知反应的反应热。
2024/1/29
11
03
热力学第二定律与熵增原理
Chapter
2024/1/29
12
热力学第二定律表述及意义
热力学第二定律的两种表述
01
04
热力学第二定律的意义
克劳修斯表述:热量不能自发地从低温物 体传到高温物体。
2024/1/29
自发过程判断依据
对于孤立系统,熵变大于零的 过程是自发的。
对于非孤立系统,需要同时考 虑焓变和熵变,利用自由能判
据来判断过程的自发性。
14
熵变计算及实际意义
熵变的计算 对于理想气体,熵变可通过状态方程
和热力学第一定律求得。
对于实际气体和凝聚态物质,需要借 助实验数据或经验公式来计算熵变。
大学化学基础——刘静——第六章 热力学1.
功W:除热以外,各种形式被传递的能量。
体积功(无用功/膨胀功): 伴随体积变化而产生的能量 其它功(有用功): 除体积以外的功。如电功,机械 功等 符号规定Байду номын сангаас体系对环境做功时,W为正值。 环境对体系做功时,W为负值。
功W
体积功和p–V图
W = F l II I S
l
n1 N 2 (2.0 3.0)mol 1 1.0mol N 2 1
7.0 5.5
2.0 3.0
t0
' 1
1 3 N 2 g H 2 g NH 3 g 2 2 3.0 10.0 0 (mol)
t t1时 2.0
n N2
运动的动能。
★ 质点间相互作用的位能 ★ 质点内部电子运动、原子核的能量
1. 为体系的状态函数。 2. U的绝对值无法测定。 3. 为体系的广度性质。
U
内能(U)的特点:
2.热Q(heat)和功W(work) 热Q:体系与环境之间由于温度不同而传递的
能量。
符号:吸热为正,放热为负。
规定:体系从环境吸热时,Q为正值。体
△n= 2-3-1= -2
△n=0-1-1/2= -1.5
教材P164 例6.2 在298.15 K,100 kPa时,1 mol的H2(g)与0.5 mol的O2(g)反应
1 H2 (g) + O2(g) H2O (1) 2 放热285.90 kJ,计算此反应的W(不做有
用功)、△U、△H。如果反应是在298.15 K, 100 kPa下的原电池中进行,做电功187.82 kJ (不做体积功),此时的Q,W,△U, △H又为多少?(设H2和O2都为理想气体。)
第六章 化学反应热及反应的方向和限度
封闭系统
环境
Ⅰ
Ⅱ
能
量
ΔU = Q + W
二、系统的焓和等压反应热
对于封闭系统:
ΔU=Q+W
等容反应热
等容、非体积功为零的情况下,即:
ΔV=0
Wf=0
Δ U = QQv+v=WΔe=U Qv + P ΔV=Qv
对于封闭系统:
ΔU = Q + W
等压、非体积功为零的情况下,即:
ΔP=0
Wf=0
ΔU = Qp+ We= Qp - PΔV= Qp -P外ΔV
∴ Qp= ΔU + P外ΔV
=(U2-U1) + (P外V2-P外V1)
=(U2+P外V2) - (U1+P外V1)
焓
定义:H≡U+PV
Qp=H2-H1=Δ H
三、反应进度与热化学方程式
反应进度
对于任意反应
eE + fF = gG + hH
可表达为:
∑BνBB=0
反应进度:
ξ=
∆nB νB
反应进度与反应方程式的写法有关系吗?
能量降低
推动力
混乱度增加
二、系统的熵
熵的概念
——表示系统混乱程度的物理量(用S表示)。 热力学第三定律
热力学温度0K时,任何纯物质的完整晶体的熵值为零。 两个概念
规定熵
标准摩尔熵 ——在标准状态下,1mol物质的规定熵。
对于任一反应:
∆rSθm=∑ Sθm(产物) — ∑ Sθm(反应物)
由于当温度变化不大的时候,∆rSθm与温度的关系不大,
B.-92.30KJ mol-1
第六章 化学热力学初步
4817.03 4807.12 4817.03
0.2%
例题:将5克液态乙醇在其沸点78.3℃完全蒸发成乙 醇蒸气,吸收热量4.268kJ.求1mol乙醇蒸发为气态 的∆rUm,W,和∆rHm。 解:是一个恒温、恒压过程, Qp=∆H= +4.268kJ
∆rHm= 4.268kJ/5/46 mol=39.266kJ/mol
2.化学反应进行的方向
3.化学反应进行的限度
注意 应用热力学的三个定律讨论化学变化 的过程,没有时间的概念,不能解决变化 进行的速度及其和时间有关的问题。
§6-1
热力学第一定律
1-2 热力学第一定律
(1)热力学第一定律 (2)功和热
1-1 基本概念
(1)体系与环境 (2)状态与状态函数 (3)过程和途径 (4)体积功和p-V图
Qv = ΔT(C1+C2)
C1和C2分别为水的热容和装置的热容
(2)恒压反应热Qp
在恒压过程中,完成的化学反应称为恒压反应,其 热效应称为恒压反应热。 由热力学第一定律:ΔU= Qp-W 体积功
W =PΔV Qp =ΔU+ PΔV
恒压 ΔP=0,P2=P1=P
∴ Qp =U2-U1+P2V2 - P1V1 =U2+P2V2-(U1+P1V1) U、P、V都是状态函数 ∴ U+PV亦是体系的状态函数
t0时 nB/mol 3.0
10.0
0
0
1
t1时 nB/mol 2.0 t2时 nB/mol 1.5
1
1
n1 N 2
7.0 5.5
1
2.0 3.0
1.0 mol
6.第六章_化学热力学初步
(3)Qp和Qv的关系
① 对于有气体参加的化学反应:
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)
Qp=Qv+p △V
Qp=Qv+△n RT
△H=△U+△n RT ② 对于无气体参加的化学反应,△n=0, △V=0 Qp=Qv 或△H = △U
例6-3 p253
(4)反应进度(ξ ) 设有化学反应 t=0 nAA + nBB nGG + nHH no(A) n(A) no(B) n(B) no(G) n(G) no(H) n(H)
t=t
t 时刻的反应进度为 ( 克赛 )
no(A) nA νA
no(B) nB νB
nG no(G) νG
nH no( H ) νH
关于反应的焓变与摩尔反应焓变
① △H、 △U—为体系的焓变、热力学能变化,单位J或kJ ② 对于某一化学反应,没有明确的反应进度时 △rH—反应的焓变 △rU—反应的热力学能改变。单位J或kJ
可见: rHm <0,或>0 ,不是影响反应方向的唯一因素。
有的吸热反应,常温下不能自发进行;高温下可以自发 进行。 CuSO4 · 5 H2O(s)=CuSO4(s) +5H2O(l) rHm=78.96kJ· mol-1 > 0 NH4HCO3 (s)=NH3 (g)+H2O (l)+CO2 (g) rHm=185.57kJ· mol-1> 0 因此,放热反应一般可自发进行;吸热反应改变反应温度,
P259 [例6-5]
2-4 燃烧热(p260)
在 100kPa 压强下,1 mol 物质完全燃烧时的热效应,叫
《化学热力学初步》课件
现代化学热力学与计算机模拟技术相 结合,为复杂化学反应和过程的研究 提供了强大的工具。
随着实验手段的进步,多组分系统、 溶液、非理想气体以及高分子系统的 热力学研究逐渐发展起来。
目前,化学热力学正朝着跨学科方向 发展,与生物学、材料科学等领域相 互渗透,为解决实际问题提供更多可 能性。
自主学习建议
提供进一步学习热力学的资源 和方法,鼓励学生自主学习, 深入探究热力学原理。
实践环节建议
针对课程内容,提出相应的实 验和实践环节建议,促进学生 理论与实践相结合,提高实践
能力。
THANKS
感谢观看
焓变的计算可以通过已知 的焓值和反应系数进行计 算,也可以通过实验测定 。
影响因素
焓变的大小受反应温度、 压力、物质性质等多种因 素影响。
化学反应的熵变
熵变
熵变是化学反应过程中体系混乱 度的变化,用于衡量反应自发性
的方向。
计算方法
熵变可以通过已知的熵值和反应系 数进行计算,也可以通过实验测定 。
影响因素
《化学热力学初步》ppt课件
目 录
• 化学热力学简介 • 热力学基本概念 • 化学反应的热力学分析 • 热力学在化学中的应用 • 热力学与环境科学 • 总结与展望
01
化学热力学简介
化学热力学的定义
化学热力学是研究化 学反应和物理变化过 程中能量的转化和平 衡的学科。
化学热力学为化学反 应和过程的设计、优 化和控制提供了理论 依据。
热力学过程
01
02
03
等温过程
系统温度保持不变的过程 。等容过程Βιβλιοθήκη 系统体积保持不变的过程 。
热力化学第六章 化工过程热力学分析
Wid 耗功:a WS
T0 T0 Q低 Q 1 1 T L T I a T0 Q高 1 T H
T0 1 T L T0 1 T H
100%转化为理想功。 100%转化为理想功。
E XP
E XPh 部分转化为理想功。 E XC 部分转化为理想功。
稳流过程,流体具有的总有效能为:
EX EXK EXP EXPh EXC
6.3 过程热力学分析法
1)动能 和位能 100%转化为理想功。
E XK
2) 物理
6.2 化工单元过程的热力学分析
1. 流体流动过程的热力学分析 问题的提出: 由于流体流动有摩擦,包括流体的内摩擦及 流体与管道、设备的摩擦,使流体的一部分机械 能耗散为热能,导致功损耗,并有熵产生。 流体流动的推动力是压力差,为不可逆过程, 也有熵产生。 讨论流体流动过程的功损耗应首先找出熵产生 与压力降之间的关系:Δ Sg Δ p
6.2 化工单元过程的热力学分析
(4)换热过程的热力学效率: 例题6-9
H L Wid WL Wid a H H Wid Wid 无温差的传热过程,若无散热损失: a 1,但实际 生产中均为不可逆的有温差传热:
H L Wid Wid
a 1
思考: (1)热量全部回收,仍有功耗,为什么?
T Q ) Q(1 0 ) T T
|QH|=|QL|=Q
T0 ) TH T L Wid Q (1 0 ) TL
H Wid Q (1
损耗功: WL W
H id
T0 (TH TL )Q W TH TL
L id
第六章 热力学第一定律与热化学
化学平衡 :化学反应系统的组成不随时间变化
6.1.3 系统的状态函数
状态┄系统一切性质的总和 ( T , P ,V , ρ , U , S , H , G ...... )
恒温过程: T=T环, 且dT=0 恒压过程: p=p环, 且dp=0 恒容过程: dV=0 绝热过程: Q = 0 循环过程: 过程进行后,系统重新回到初始状
态,所有状态函数的增量均为零。
可逆过程: 是一种在无限接近平衡条件下进行的理
想过程, 该过程的推动力无限小。
1.在无限接近平衡且没有摩 擦力条件下进行的理想过程
6.2 热力学第一定律
∆U = Q + W
当系统经历变化时
(封闭系统)
以热和功的形式传递的能量, 必定等于系统热力学能的变化 系统的热力学能的变化,以 热和功两种方式体现出来
U —热力学能(内能) 系统中各物质的各种运动形态的能量总和 为具有容量性质状态函数,无法确定绝对值
ΔU = U2 - U1
两个基本概念的说明: 压力 (p) 热力学温度 (T)
标准大气压
p = 760mmHg(毫米汞柱) = 1.01325×105Pa (帕斯卡)
热力学标准压力: pө = 1 bar(巴) = 100 kPa(千帕)
通常所说的标准状况是101.325 kPa,而不是指热力学 标准态
热力学温度(热力学温标) 热力学温度 T = (t +273.15)K
第六章 热力学第一定律和热化学
6.1 6.2 6.3 6.4 6.5 6.6 6.7 化学反应中的能量关系 热力学第一定律 一般化学反应的过程特征 化学反应热效应 生成焓和燃烧焓 相变焓 化学反应热的计算
化工热力学 第六章 相平衡.
5
2019/9/8
2 相律
F N 2
相律是各种平衡系统都必须遵守的规律。
相数π讨论:
(1)甲醇-水二元汽液平衡 甲醇-水全浓度下互溶, 仅存在一个液相, 和一个与
之平衡的汽相. π = 2
(2)戊醇-水二元汽液平衡 戊醇-水不能在全浓度下互溶, 存在两个液相, 和一
个汽相. π = 3 在有限浓度范围内, 戊醇-水能够互溶, 仅存在一个
fˆil
fi
l i
xi
(i
1,2,, N )
分析:
v难于
i
计算,
l i
重点计算
2019/9/8
8
1 状态方程法 (Equitions of States)
汽、液相逸度均用逸度系数表示
pyi iv pxi il yi iv xi il
ln i
fi是i组元标准态下的逸度(L R) fi fil (i 1,2,, N )
2019/9/8
10
fi fil (i 1,2,, N )
fi1
fis
exp[ Vil ( p RT
pis )]
Pi sis
exp[ Vil ( p RT
pis )]
pyiˆiv
pyi pis i xi (i 1,2,, N )
对于低压的二元汽液平衡:
p1 py1 p1s1x1
p2 py2 p2s 2 x2
p p1 p2 p1s1x1 p2s 2 x2
2019/9/8
y1
p1s 1x1 p1s 1x1 p2s 2 x2
- 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)。
例如:
合成氨的计量方程若写成:N2+3H2→2NH3, 则一单元反应是指消耗了1molN2和3molH2, 生成了2molNH3 ;
若计量方程写成:1/2N2+3/2H2→NH3, 则一单元反应是指消耗了1/2molN2和 3/2molH2 ,生成了1molNH3 。
所以,在谈到反应进度时,必须指明 相应的计量方程式。
C(石墨)+O2(g)→CO2(g) △γHm⑴=-393.5kJ·mol-1 H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l) △γHm⑵=-285.83kJ·mol-1 C3H8(g)+5O2(g)→3CO2(g)+4H2O(l)
△γHm ⑶=-2220.07kJ·mol-1 求算下面反应的反应热:
3C(石墨)+4H2(g) → C3H8(g)
A
B
G
H
ξ的量纲是mol,用反应系统中任一物质 来表示反应进度在同一时刻ξ值相同。
2019/8/23 22
ξ≥0 ξ=0,表示反应开始时刻的反应进度; ξ=1,表示有νAmolA和νBmolB 消耗掉,生成
了νGmolG和νHmolH。即按νA个A粒子和νB 个 B粒子为一个单元,进行了6.02×1023个单元反 应。当ξ=1时,我们说进行了1mol反应。 或者说从反应开始时ξ=0进行到ξ=1的状态, 称按计量方程进行了一个单元(位)反应
2019/8/23 28
2、盖斯定律
一个化学反应,不论是一步完成还是分 几步完成,热效应相同。
例1 已知: C(石墨)+O2(g)→CO2(g) △γHm⑴=-393.5kJ·mol-1 CO(g)+1/2O2(g)→CO2(g) △γHm⑵=-283.0kJ·mol-1 求: C(石墨)+1/2O2(g)→CO(g)的 △γHm⑶
2019/8/23 20
4.QP与QV的关系
1molC6H6(l)在O2中完全燃烧,化学计量方程为: C6H6(l)+7.5O2(g)→6CO2(g)+3H2O(l)
若1mol C6H6(l)参加反应,QV=-3.268×103kJ; 1mol O2参加反应,QV=-3.268×103/7.5kJ。 为了对参与反应的各物质从数量上统一表达
第六章 化学热力学初步
§6-1 热力学第一定律 §6-2 热化学 §6-3 化学反应的方向
§6-1 热力学第一定律
一、基本概念 二、热力学第一定律 三、可逆途径
2019/8/23 2
热力学:研究能量相互转换过程中应遵循的规律 的科学。
化学热力学:研究化学变化过程中的能量转换问 题(热力学第一定律);研究化学变化的方向和 限度以及化学平衡和相平衡的有关问题(热力学 第二定律)。
(注意Q、W符号的规定)
2019/8/23 11
例题1:某过程中系统从环境吸热100J,
对环境做体积功20J。求过程中系统热力 学能的改变量和环境热力学能的改变量。 解:△U系 =Q-W
=100-20 =80(J) △U环 =-△U系 =-80(J)
2019/8/23 12
三、可逆途径
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。
恒温可逆膨胀、压缩过程
WR
V2 V1
P外
dV
V2 P dV
V1
V2 nRT dV nRT ln V2
V V1
V1
nRT ln P2 P1
膨胀或压缩步数越多的途径,
体系所做的体积功越大
2019/8/23 13
§6-2 热化学
一、化学反应的热效应 二、盖斯定律 三、标准摩尔生成热 四、标准摩尔燃烧热 五、相变热 六、由键能估算反应热
当泛指一个过程时,其热力学函数的改 变量可写成如△U、△H等形式,单位是J或 KJ。
若指明某一反应而没有指明反应进度, 即不做严格的定量计算时,可写成△rU 、 △rH,单位是J或KJ。
若某反应按所给定的反应方程式进行 1mol反应时,即ξ=1mol,则写成△rHm(摩尔 焓变)= △rH/ξ(kJ·mol-1)
△γHm ⑷=?
(-103.8kJ·mol-1)
2019/8/23 32
三、标准摩尔生成热
1.定义:某温度下,由处于标准状态下的
各种元素的最稳定的单质,生成标准状态下 单位物质的量(1mol)某纯物质的热效应,叫 做这种温度下该纯物质的标准摩尔生成热。
规定:标准状态下的各元素的最稳定单质 的标准摩尔生成热为零。
2019/8/23 16
2.等压反应热(QP)与焓(H)
△U=QP-W
QP=△U+W
=(U2-U1)+P(V2-V1)
=(U2+PV2)-(U1+PV1)【令:U+PV=H 焓】
= H2-H1
(enthalpy)
QP=△H(焓变)
[条件①等压过程②变化过程中系统只作体积功]
意义:等压反应过程中,系统吸收的热 量全部用于改变体系的焓。
量。用符号“W”表示 规定: 系统对环境做功 W>0
环境对系统做功 W<0
功有多种形式,此处只涉及气体的体积功(因 固体、液体在变化过程中△V很小)
W=F·△l =P·S·△V/S = P·△V(任意过程) =△nRT(理想气体反应)
P △l
气体
2019/8/23 9
问题:功和热是不是状态函数? 5.热力学能(内能) 热力学系统内各种形式的能量总和。 用“U”表示,单位J或kJ
2019/8/23 29
解法一:设计反应循环求解
(1)
C(石墨)+ O2(g) +
CO2(g)
1/2O2(g)
(2)
(3)
CO(g) + 1/2O2(g) △rHm⑴=△rHm⑶+△rHm⑵
说明:外加的辅助反应,无需考虑是 否能发生,只要始终态不变就行。
2019/8/23 30
解法二:将已知的热化学方程式进行加减,
符号:△fHm 单位:kJ·mol-
一些物质在298K下1 的标准摩尔生成热可 直接查书后附录(四)热力学数据表
2019/8/23 33
注意:对有不同晶态或形态的物质来说,只有 稳定态的单质的标准摩尔生成热才等于零。
化学反应进行的程度,引进反应进度ξ。
2019/8Leabharlann 23 21(1)反应进度ξ(extent of reaction) 设有反应: νAA + νBB →νGG +νHH t=0 n0(A) n0(B) n0(G) n0(H) t n(A) n(B) n(G) n(H)
n0 (A) n(A) n(B) n(G) n(H)
2019/8/23 5
2.状态与状态函数 状态:由一系列表征系统性质的物理量所确
定下来的系统的存在形式。
状态函数:描述系统状态的物理量。T、V等 状态函数分类:
容量性质:在一定条件下具有加和性。n、m等 强度性质:不具有加和性。T等
2019/8/23 6
3.过程与途径
过程:系统由一个状态变为另一个状态。
2019/8/23 18
例:在298.15K,100kPa时,反应 H2(g) + 1/2 O2(g)=H2O(l)
放热285.90kJ,计算此反应的W、△U、△H。如同样条 件下,反应在原电池中进行,做电功187.82kJ,此时Q、 W、△U 、△H又为多少?(H2 ,O2为理想气体)。
(理想气体的U、H都只是温度的函数,与体积、 压力无关。温度不变,△U、△H不变。)
特点:着眼于宏观性质;只需知道起始状态和最 终状态,无需知道变化过程的机理。
2019/8/23 3
一、基本概念
1.系统与环境
系统:被研究的对象
环境:与系统密切相关的其它部分
系统分类:
敞开系统 封闭系统 孤立系统
物质交换 √
×
×
能量交换 √
√
×
2019/8/23 4
敞开系统
封闭系统
孤 立 系 统
2019/8/23 24
(2)QV与QP的关系
反应物 T P1 V1 (始态)
等压
(1)
生成物 T P1 V2
(终态)
等容 (2)
生成物 T P2 V1
(中间态)
(3) 等温
△H1= △H2+△H3=△U2+△(PV)2+△H3 QP =△U2+△nRT=QV+△nRT
2019/8/23 25
(3)状态函数变量的表示法与单位
使其结果与所求的热化学方程式相同,则反 应热也进行相应的加减。
C(石墨)+O2(g)→CO2(g) (1)
CO(g)+1/2O2(g)→CO2(g)
(2)
(3) = (1)-(2)
C(石墨)+1/2O2(g)→CO(g) (3)
△γHm⑶=△γHm⑴-△γHm⑵
2019/8/23 31
例2 已知298K时,石墨、氢气和丙烷燃烧时的反应 热如下:
2019/8/23 17
焓是状态函数,无绝对值。与U、V一样都是系统 的容量性质,即具有加和性。 【问题】:因为 Qv = U ,Qp= H,因此Q是状态函 数,对吗?是不是只有等压过程才有焓? 任意过程△H=△(U+PV)=△U+△(PV) 若等压过程,有非体积功W′存在,则 △U= QP-( W+W′) QP=△U+( W+W′)=(U2-U1)+(PV2-PV1)+ W′ QP=△H+ W′ ∴△H =QP-W′