第4章 化学热力学基础92页PPT
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1.正确理解热力学的基本概念及有关符号的意义。
2.掌握盖斯定律的应用及反应的ΔrHm、ΔrSm、 ΔrGm和ΔrGm的计算。
3.熟练运用吉布斯-亥姆霍兹方程判断化学反应自 发进行的方向和计算标准状态下自发进行的最高温度 或最低温度。
4.了解化学平衡的概念，掌握标准平衡常数K的意 义、表示方法及有关平衡的计算。
5.了解浓度、压力、温度对化学平衡的影响，掌握 温度与平衡常数的关系及定量计算。
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引言
对一个化学反应，需要研究解决以下五个方面的问题： （1）在指定条件下，反应能否发生? （2）如果反应能发生，反应体系的能量如何变化? （3）如果反应能发生，反应进行的程度有多大? （4）如果反应能发生，反应的速率有多大? （5）反应是怎样发生的? 前三个是化学热力学问题，后两个是化学动力学问题。
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4.2.1 热和功
热——系统与环境之间因温度不同而传递的能量，用Q表示。 功——除热之外，其它各种被传递的能量，用W表示。 热和功都不是状态函数。 热力学规定： 系统从环境吸热，Q＞0；系统向环境放热，Q＜0 环境对系统做功，W＞0；系统对环境做功，W＜0
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5.通过原子结构和分子结构的学习，了解量子力学的一些基本 观点和结论，并把这些观点和结论用于解释元素及其化合物的性 质，解释元素周期率和分子的空间构型。
6.通过化学实验，掌握基本操作技能和实验数据处理，提高理 论联系实际的能力和分析问题、解决问题的能力。
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课程成绩评定
课堂考勤 随堂测验 课程作业 期末考试 （4次） （3次） （3次） （闭卷）
（3）纯液体(纯固体)的标准状态——在标准压力 p下，纯液体(纯固体)的状态。
（4）溶液中各组分的标准状态——在标准压力p 下，各组分的浓度均等于标准浓度(c=1molL-1或 b=1molkg-1)的状态。
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4.1.4 过程和途径
过程：系统由始态→终态的经过 途径：由始态→终态经过的具体方式 例如化学反应过程：反应物(始态)→生成物(终态)
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化学热力学中功的分类
化学热力学把功分为两类： （1）体积功：包括膨胀功和压缩功。 （2）非体积功：除体积功外其他所有类型的功，如电 功、表面功等。
在化学热力学的讨论中，为使问题简化，常规定过程 的非体积功为零，即系统与环境之间只有热和体积功的 传递。
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4.1.2 状态和状态函数
状态——系统的物理性质和化学性质的综合表现 状态函数——描述系统状态的宏观物理量，如n、T、p、V等 状态函数的特点： （1）系统的状态一定时，状态函数有一定值。 （2）系统的状态发生改变，状态函数也随之改变，并且状态函
数的改变值只与系统的初始状态(始态)和终止状态(终态)有关， 而与变化的途径无关。 （3）系统恢复到原来状态，状态函数也恢复到原值。
C(石墨)+O2(g) 始态
途径Ⅱ
过程
途径Ⅰ CO(g)+½O2(g)
中间态
CO2(g) 终态
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化学热力学中常见的过程
（1）定温过程：T1=T2，T=0(过程发生时系统的温度可以改 变，只要T=0即可)
（2）定压过程：p1=p2，p=0(过程发生时系统的压力可以改 变，只要p=0即可)
教学目标
1.通过化学热力学的学习，掌握化学热力学的基本原理，认识 化学反应过程的一些基本规律。
2.通过四大平衡的学习，掌握平衡和平衡移动原理，掌握平衡 的计算，尤其是多种平衡共存的计算。
3.通过误差与数据处理的学习，建立起误差的概念，能正确地 进行数据记录和处理，以得出合理的结论或结果。
4.通过滴定分析法的学习，掌握滴定分析法尤其是酸碱滴定法 的基本原理、方法及有关计算。
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第4章 化学热力学基础
学习内容： 4.1 热力学的基本概念 4.2 热力学第一定律 4.3 反应的焓变 4.4 混乱度与反应的熵变 4.5 反应自发性与反应的吉布斯自由能变 4.6 化学平衡与反应限度
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第4章Hale Waihona Puke Baidu化学热力学基础
基本要求：
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4.1 热力学的基本概念
❖ 4.1.1 系统与环境 ❖ 4.1.2 状态和状态函数 ❖ 4.1.3 标准状态 ❖ 4.1.4 过程和途径 ❖ 4.1.5 化学计量系数和反应进度（不作要求）
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4.1.1 系统与环境
系统——人为划分的研究对象 环境——系统以外与系统有关的部分 根据系统与环境之间有无物质和能量交换将系统分为三类： （1）敞开系统——系统与环境之间既有物质交换也有能量交换 （2）封闭系统——系统与环境之间无物质交换只有能量交换 （3）孤立系统——系统与环境之间既无物质交换也无能量交换
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始态 T1=25℃
例如温度的改变
直接升温
终态 T2=100℃
升温
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T中间态=150℃ 中间态
降温
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4.1.3 标准状态
标准状态的引入：物质的状态函数与物质所处的 状态有关，为了便于比较和进行计算，规定一个标 准状态。
标准状态的定义：指定温度和标准压力(p=105Pa) 下纯物质的状态。
注意：标准状态没有规定温度，故随着温度的改 变，可有无数个标准状态。常用温度为298K。
若在指定温度下，参加反应的各物种(包括反应物 和生成物)均处于标准状态，则称反应在标准状态下 进行。
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各种物质标准状态的规定
（1）纯理想气体的标准状态——该气体处于标准 压力p下的状态。
（2）混合理想气体的标准状态——各组分的分压 均等于标准压力p的状态。
（3）定容过程：V1=V2，V=0 （4）定温定压过程：T=0，p=0(敞口容器中的反应) （5）定温定容过程：T=0，V=0(刚性密闭容器中的反应) （6）绝热过程：系统与环境之间没有热交换，Q=0(绝热容器 中的反应)
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4.2 热力学第一定律
4.2.1 热和功 4.2.2 热力学能 4.2.3 热力学第一定律
2.掌握盖斯定律的应用及反应的ΔrHm、ΔrSm、 ΔrGm和ΔrGm的计算。
3.熟练运用吉布斯-亥姆霍兹方程判断化学反应自 发进行的方向和计算标准状态下自发进行的最高温度 或最低温度。
4.了解化学平衡的概念，掌握标准平衡常数K的意 义、表示方法及有关平衡的计算。
5.了解浓度、压力、温度对化学平衡的影响，掌握 温度与平衡常数的关系及定量计算。
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引言
对一个化学反应，需要研究解决以下五个方面的问题： （1）在指定条件下，反应能否发生? （2）如果反应能发生，反应体系的能量如何变化? （3）如果反应能发生，反应进行的程度有多大? （4）如果反应能发生，反应的速率有多大? （5）反应是怎样发生的? 前三个是化学热力学问题，后两个是化学动力学问题。
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4.2.1 热和功
热——系统与环境之间因温度不同而传递的能量，用Q表示。 功——除热之外，其它各种被传递的能量，用W表示。 热和功都不是状态函数。 热力学规定： 系统从环境吸热，Q＞0；系统向环境放热，Q＜0 环境对系统做功，W＞0；系统对环境做功，W＜0
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5.通过原子结构和分子结构的学习，了解量子力学的一些基本 观点和结论，并把这些观点和结论用于解释元素及其化合物的性 质，解释元素周期率和分子的空间构型。
6.通过化学实验，掌握基本操作技能和实验数据处理，提高理 论联系实际的能力和分析问题、解决问题的能力。
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课程成绩评定
课堂考勤 随堂测验 课程作业 期末考试 （4次） （3次） （3次） （闭卷）
（3）纯液体(纯固体)的标准状态——在标准压力 p下，纯液体(纯固体)的状态。
（4）溶液中各组分的标准状态——在标准压力p 下，各组分的浓度均等于标准浓度(c=1molL-1或 b=1molkg-1)的状态。
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4.1.4 过程和途径
过程：系统由始态→终态的经过 途径：由始态→终态经过的具体方式 例如化学反应过程：反应物(始态)→生成物(终态)
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化学热力学中功的分类
化学热力学把功分为两类： （1）体积功：包括膨胀功和压缩功。 （2）非体积功：除体积功外其他所有类型的功，如电 功、表面功等。
在化学热力学的讨论中，为使问题简化，常规定过程 的非体积功为零，即系统与环境之间只有热和体积功的 传递。
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4.1.2 状态和状态函数
状态——系统的物理性质和化学性质的综合表现 状态函数——描述系统状态的宏观物理量，如n、T、p、V等 状态函数的特点： （1）系统的状态一定时，状态函数有一定值。 （2）系统的状态发生改变，状态函数也随之改变，并且状态函
数的改变值只与系统的初始状态(始态)和终止状态(终态)有关， 而与变化的途径无关。 （3）系统恢复到原来状态，状态函数也恢复到原值。
C(石墨)+O2(g) 始态
途径Ⅱ
过程
途径Ⅰ CO(g)+½O2(g)
中间态
CO2(g) 终态
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化学热力学中常见的过程
（1）定温过程：T1=T2，T=0(过程发生时系统的温度可以改 变，只要T=0即可)
（2）定压过程：p1=p2，p=0(过程发生时系统的压力可以改 变，只要p=0即可)
教学目标
1.通过化学热力学的学习，掌握化学热力学的基本原理，认识 化学反应过程的一些基本规律。
2.通过四大平衡的学习，掌握平衡和平衡移动原理，掌握平衡 的计算，尤其是多种平衡共存的计算。
3.通过误差与数据处理的学习，建立起误差的概念，能正确地 进行数据记录和处理，以得出合理的结论或结果。
4.通过滴定分析法的学习，掌握滴定分析法尤其是酸碱滴定法 的基本原理、方法及有关计算。
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第4章 化学热力学基础
学习内容： 4.1 热力学的基本概念 4.2 热力学第一定律 4.3 反应的焓变 4.4 混乱度与反应的熵变 4.5 反应自发性与反应的吉布斯自由能变 4.6 化学平衡与反应限度
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第4章Hale Waihona Puke Baidu化学热力学基础
基本要求：
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4.1 热力学的基本概念
❖ 4.1.1 系统与环境 ❖ 4.1.2 状态和状态函数 ❖ 4.1.3 标准状态 ❖ 4.1.4 过程和途径 ❖ 4.1.5 化学计量系数和反应进度（不作要求）
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4.1.1 系统与环境
系统——人为划分的研究对象 环境——系统以外与系统有关的部分 根据系统与环境之间有无物质和能量交换将系统分为三类： （1）敞开系统——系统与环境之间既有物质交换也有能量交换 （2）封闭系统——系统与环境之间无物质交换只有能量交换 （3）孤立系统——系统与环境之间既无物质交换也无能量交换
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始态 T1=25℃
例如温度的改变
直接升温
终态 T2=100℃
升温
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T中间态=150℃ 中间态
降温
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4.1.3 标准状态
标准状态的引入：物质的状态函数与物质所处的 状态有关，为了便于比较和进行计算，规定一个标 准状态。
标准状态的定义：指定温度和标准压力(p=105Pa) 下纯物质的状态。
注意：标准状态没有规定温度，故随着温度的改 变，可有无数个标准状态。常用温度为298K。
若在指定温度下，参加反应的各物种(包括反应物 和生成物)均处于标准状态，则称反应在标准状态下 进行。
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各种物质标准状态的规定
（1）纯理想气体的标准状态——该气体处于标准 压力p下的状态。
（2）混合理想气体的标准状态——各组分的分压 均等于标准压力p的状态。
（3）定容过程：V1=V2，V=0 （4）定温定压过程：T=0，p=0(敞口容器中的反应) （5）定温定容过程：T=0，V=0(刚性密闭容器中的反应) （6）绝热过程：系统与环境之间没有热交换，Q=0(绝热容器 中的反应)
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4.2 热力学第一定律
4.2.1 热和功 4.2.2 热力学能 4.2.3 热力学第一定律