化学导论ppt

1.1.3 焓
热力学中定义一个便于测量的新状态函数 焓 (H)。 焓是一个组合的状态函数，其定义为： H = U+PV
在恒压下有： △H = H2－H1 = (U2+PV2) －(U1+PV1) = △U +P·△V 则 △U = △H – P·△V △ 与 △U= Q p – W´ 比较 ´
1．恒容热效应 ． 由于化学系统只做体积功，当系统在恒容条件 下， △V = 0 ， W体= p·△V=0 , △U = QV – W体 = QV （1-2） ）
（1）敞开体系（open system） 体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。
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体系分类 根据体系与环境之间的关系，把体系分为三类：
（2）封闭体系（closed system） 体系与环境之间无物质交换，但有能量交换。
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体系分类 根据体系与环境之间的关系，把体系分为三类： （3）孤立体系（isolated system） 体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故 又称为隔离体系。有时把封闭体系和体系影响所及的环 境一起作为孤立体系来考虑。
由上式可知化学反应的恒压热效应等于体系的 焓变。 燃烧热等属于恒容热效应，可用弹式量热计测 量。化学反应在一个密闭厚壁全钢制的容器中进行 ，由于总体积不变 ，故此法测定的是Qv 。 中和热、溶解热等属于恒压热效应，可用简易 量热计测量。化学反应在一个敞口的容器中进行,由 于总压力不变，故此法测定的是Qp 。
对于某一反应，但不做定量计算的时候，其 改变量写成△rH、△rU； 当某反应按所给定的反应方程式进行1摩尔反 应时(即反应进度为1摩尔)，其热力学改变量△rHm、
△rHm表示，称为摩尔焓变和摩尔内能变化。
Θ 在标准状态下，用 ∆rU m 表示 m ∆r H Θ
• 焓(H)的绝对值不能确定（与U一样） • 焓是状态函数，具有能量的量纲 • 焓没有确定的物理意义，它的定义是由H=U+PV 规定下来的，不能把它误解为“体系所含的热量” • 系统从环境吸热，则△H为“+”； + 系统向环境放热，则△H为“-”。 -
热力学所感兴趣并不是系统热力学能的绝对 值，而是该系统在变化过程中吸收或释放了多少 能量，亦即其 变化值△U 。 变化值△ 其变化值△U可以通过热和功来确定。 3．热力学第一定律 第一定律（能量守恒定律）：能量是不能自生 第一定律 自灭的，它能从一种形式转化为另一种形式，从一 种物体传递给另一种物体，而在转化和传递中能量 的总数量不变。
3．恒压热效应与恒容热效应的关系 由焓的定义可知： 对于恒温恒压下只做体积功的化学反应, △H=△U + P△V H= U P V 即 QP=QV+P△V 对于反应前后体积变化不大的液相和固相 QP≈QV
对于气相反应，如果将气体作为理想气体处 理，则有 QP=QV + △nRT 规定： 对于一个过程，其热力学改变量可以写成 △H、 △U等形式； （1-4） ）
如：一定量的某理想气体
体系的状态一定，状态函数的数值就有一 个相应的确定值。 当体系的状态被改变时，状 状
3．过程 过程:指当体系的状态发生变化时，其状态 过程 发生变化的经过。 热力学的基本过程主要有：恒温过程、恒 压过程、ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ热过程等。
1.1.2 热力学第一定律
1.热和功 1.热和功 热:在热力学中，把体系与环境之间因温度 的不同而交换或传递的能量称为热，符号为：Q 功：除了热以外的一切交换或传递的能量都 称为功。 热力学中表示符号为：W。 功分为体积功和非体积功，体积功是系统反 抗外压力而改变体积时，系统对环境做的功。无 论是压缩功 压缩功还是膨胀功都称体积功, W体=P外△V 膨胀功都称体积功, 压缩功 膨胀功都称体积功
内能) 2．热力学能 (内能) 内能(热力学能 内能 热力学能) ：这种系统内部能量的总和称 热力学能 为系统的内能(热力学能) 。符号：U 。 包括：分子平动能、分子转动能、分子振动能、 分子间势能、原子间键能、电子运动能、核内基本 粒子间核能等。 系统的状态一定，它的热力学能一定，所以内 内 能是一种表示能量的状态函数 状态函数，但其绝对值难以确 能是 状态函数 定。
国际标准中规定100.0kPa为标准压力，用 PΘ 表示。 对于气相系统，每种气态物质的压力均处 于标准压力时，即为标准态； 对液体和固体物质，其标准态是纯液体和 固体中最稳定的晶态。 处于标准压力下的理想溶液，浓度为标准 浓度 CΘ = 1 mol/L 时的状态，即为该溶液的标 准态。
体系与环境
对于一个体系，它处于一种特定的内能状态U1 （也就是这个体系含有的总能量是U1），如果体系 从环境吸收一定的热量Q，对环境做一定量功w，这 个体系终止于另一种 状 态U2。
Q的传递 的传递 w的传递 的传递
始态U1 始态
终态U2 终态
则内能的变化为：△U =U2 －U1 根据能量守恒定律得： △U = Q － W (1-1)
第一章
1.1 基本概念
热力学基础
1.1.1 基本概念 1.1.2 热力学第一定律 1 .1 .3 焓 1.2 化学反应热效应的计算 1.2.1 用盖斯定律求算 1.2.2 用标准摩尔生成焓求算 1.2.3 用燃烧热求算 1.2.4 用键能估算
1.3 化学反应的方向 1.3.1 反应方向的概念 1.3.2 混乱度与熵 1.3.3 吉布斯自由能与化学反应自发性的判据 1.4 化学反应限度与化学平衡 1 .4 .1 1 .4 .2 1 .4 .3 平衡常数 标准平衡常数与标准自由能的关系 化学平衡移动 小 结
体系（System） 在科学研究时必须先确定 研究对象，把一部分物质与其 余分开，这种分离可以是实际 的，也可以是想象的。这种被 划定的研究对象称为体系，亦 称为物系或系统。 环境（surroundings） 与体系密切相关、有相互 作用或影响所能及的部分称为 环境。
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体系分类 根据体系与环境之间的关系，把体系分为三类：
系统与环境间往往要进行物质和能量的交 换而发生联系。按交换情况的不同，系统可分 为三种类型。 敞开体系：体系与环境之间既有物质交换， 敞开体系 又有能量交换。 封闭体系：体系与环境之间没有物质交换， 封闭体系 只有能量交换。 孤立体系：体系与环境之间既无物质交换， 孤立体系 也无能量交换。
图片
状态和状态函数： 2．状态和状态函数： 描写一个系统，必须确定它的一系列物理、 化学性质，例如温度、压力、重量、体积、组成 、能量和聚集态等，这些性质的总和，就决定了 系统的状态 状态。 状态 状态：系统一切性质的总和。 状态 状态函数：用来确定状态的物理量如 T、P、 状态函数 V、H、U、S等，称为状态函数。
引 言
判断一个反应能否进行，化学反应中能量 是如何转化的，是研究化学反应最基本的问题。 要进一步讨论这些问题，我们首先要明确一些 如：系统和环境；状态与状态函数； 基本概念。 过程；标准态；热力学能等，在此基础上我们 来利用化学热力学第一定律，讨论化学反应中 的能量变化。
化学反应焓变的计算能反映出了化学反应 中的能量变化情况，即化学反应的热效应的情 况。 热化学定律--盖斯定律表明总反应的热效 应等于各分反应热效应之和，利用盖斯定律可 间接计算一些难于控制、甚至难以实现的化学 反应的热效应，并可指导生产实践。
即体系内能的变化(△U)在数值上等于等容热效 应Qv。
2．恒压热效应Q
p
对于恒温恒压下只做体积功的化学反应，有 △U= Qp – W体 =QP – P·△V QP = △U +P·△V =(U2-U1) + P(V2-V1) =(U2+PV2) – (U1+PV1) =△H 即 QP = △H （1-3） ）
规定：体系吸收热量， >0 规定：体系吸收热量，Q>0 ； 体系放出热量， <0 体系放出热量，Q<0 。 体系对环境作功， >0 >0； 体系对环境作功，W>0； 环境对体系作功，W<0。 <0。 环境对体系作功， <0 功的单位都采用焦耳。 功的单位都采用焦耳。 热和功不是状态函数。 热和功不是状态函数。它不仅与体系的始末状态 有关，还与体系变化的过程有关，所以称为过程函数。
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体系分类
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焓、熵和Gibbs函数变是三个非常重 要的状态函数，通过对这三者的计算，我 们可以回答一个化学反应进行的方向以及 化学变化中能量转化的问题。
1.1 基本概念
1.1.1 基本概念 1.1.2 热力学第一定律 1.1.3 焓
1.1.1 基本概念 1．体系和环境 体系和环境： 体系和环境 体系：为了研究的方便，需先确定研究对 象的范围和界限，亦即将某一部分物体或空间 ，人为地和自然界的其余部分分开来，作为研 究的重点。被划出来作为研究对象的这部分物 体或空间称为体系。 环境：体系以外的部分。环境通常是指与 系统有相互影响的有限部分。