化学热力学基础PPT课件

（三） 过程和途径
过程——系统从一种状态变到另一种状态称为经历了
一个过程。 等温过程： (T1=T2 ) 等压过程： (p1=p2 ) 等容过程： (V1=V2) 绝热过程：无热交换(Q1= Q2 )
途径——系统从始态变到终态，可以通过不同的步
骤来实现。完成这变化过程的具体步骤。
二、 热力学第一定律
Qp = QV + ⊿nRT
例：N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) ⊿n = - 2 Qp = QV + ⊿nRT = QV -2RT
(二) 反应进度概念
• 反应进度：描述化学反应进行的程度。符号：ξ
• ξ＝ΔnB/vB
• 对于化学反应式： aA+dD=gG+hH
• vB为计量系数，反应物为负值，生成物为正值
系统对环境作功，W ＜0 = - p . s . △l
= - p . △V
非体积功: 如电功等 功不是状态函数 单位：J、kJ
F
△l
（二） 热力学能
1. 定义(U ) ：系统内部所含的能量总和 。 2. U 是状态函数，具有加和性；但其绝对值无法求得。
△U = U终- U始 3. 热力学能变化只与始、终态有关, 而与变化途径无 关。 4. 单位：J、kJ
n, P, V, T
始态
状态1 P1=200 kPa V1=1dm3 T1=20℃
终态
状态3 P3=100 kPa V3=2dm3 T3=20℃
状态2 P2=20 kPa V2=10dm3 T2=20℃
势能
△E=mgh
3．状态函数分类
（1）广度性质：数值与系统中物质的量有关，具有 加和性。
（2）强度性质：如温度、压力、密度等。其数值不随 系统内物质的量而变，它仅由系统中物质本身的特性所 决定，不具有加和性。
§2.2 化学反应的热效应
二 Hess定律
（一）热化学方程式 （二） Hess定律
（一）热化学方程式
• 标准状态：在温度T和标准压力Pø下物质的状态。简 称标准态
• 物质标准态的热力学温度T未作具体规定。通常采用 298.15K为参考温度。
• 标准状态：气体：T，p = pø=100 kPa
（一） 热和功 （二） 热力学能 （三） 热力学第一定律
（一） 热和功
1. 热(Q) 系统与环境之间由于存在温度不同而传
递的能量。
热不是状态函数 规定:系统从环境吸收热量时， Q＞0；
系统向环境释放热量时， Q＜0。 单位：J、kJ
2．功(W)
除热以外，系统与环境间传递的所有其它形式的能量
规定: 环境对系统作功，W ＞0 (得功)
（三） 热力学第一定律
定义 ：能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为 另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化 和传递过程中能量的总值不变，即能量守恒定律。
对于封闭系统热力学第一定律为：
△U = U2- U1= Q + W
吸收热量Q
U1 环境对系统W
U2
【例2-1】对于热力学能为U1的某一封闭系统，①从环 境吸收了600J的热量，同时对环境做了450J的功；②向 环境释放了100J的热量，环境对系统做了250J的功。分 别计算系统热力学能的变化△U和终态的能U2 。
§2.2 化学反应的热效应
一 反应热 （一） 等容反应热和等压反应热 （二） 反应进度概念
(一） 等容反应热和等压反应热
1. 热化学：把热力学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。
2. 化学反应的热效应：简称反应热，在等压或等容 且化学反应过程中只作体积功，而且生成物与反应 物的温度相同时，体系吸收或放出的热量。
化学反应的方向
§2.1 热力学第一定律 §2.2 化学反应的热效应 §3.3 化学反应的方向性
§2.1 热力学第一定律
一、基本概念和常用术语 （一） 系统和环境 （二）状态和状态函数 （三） 过程和途径
（一） 系统和环境
1．系统——system, 被研究对象. [简单和复杂系统] 2. 环境——surroundings，系统外与其密切联系部分。 3．依系统和环境间质能交换关系，将系统分为三种：
⑴ 敞开系统既有物质的交换，又有能量交换； ⑵ 封闭系统没有物质的交换，只有能量交换； ⑶ 孤立系统既没有物质的交换，又没有能量交换 。
在热力学中，主要研究对象为封闭系统。
（二） 状态和状态函数
1. 状态：系统的宏观性质的综合表现。 例如: 温度、压力、重量、体积和聚集态等。
2. 状态函数：确定系统状态的物理量。 特点: ① 状态一定,状态函数一定。 ② 状态变化,状态函数也随之而变,且状态 函数的变化值只与始态、终态有关,而与 变化途径无关
解： ①△U = Q + W = (+600J) + (- 450J) = 150J
∴U2= U1 +△U= U1+150J ②△U = Q + W = (-100J) + ( +250J ) = 150J
∴U2= U1 +△U= U1+150J
可见，虽然变化路径不同，但△U仍然相同，而Q和W
却可分别具有不同的数值。
ΔU = Q + W = Q p - P.ΔV Q p = ΔU + P. ΔV ＝ U2 - U1 ＋ P ( V2 - V1 ) ＝ U2 - U1 ＋ P V2 - PV1 ＝ (U2 ＋ P V2 ) – (U1 + PV1 )
令U + PV ＝ H ---焓(状态函数，绝对值无法求得)
Q p = H2 –H1 = ΔH
---焓变
在只做体积功的条件下，体系在恒压过程中所 吸收或放出的热量全部用来改变体系的焓变。
ΔH < 0，为放热反应； ΔH > 0，为吸热反应。
(3) 等压反应热与等容反应热的关系
△U = QV Q p = △U + P.△V
Qp = QV + P.△V
对于理想气体反应，P.△V = △nRT，则：
（1） 当ΔV = 0 时，热效应又称恒容反应热(Q v ) 。
ΔU = Q + W = Q v - P. ΔV
ΔU = Q v 体系吸收或放出的热量全部用 来改变体系的内能，而不对外 做功。
Q v > 0 ，为吸热反应； Q v < 0 ，为放热反应。
（2） 当P1 = P2时 ，热效应又称恒压反应热(Qp ) 。