化学热力学 J
化学热力学
理想气体状态方程式：
pV = nRT R---- 摩尔气体常数
在标准状态下，p =101325Pa, T=273.15K
n=1.0 mol时, Vm=22.414L=22.414×10-3m3
R pV nT
1 0 1 3 2 5 P a 2 2 .4 1 4 1 0 m 1 .0 m o l 2 7 3 .1 5 K
焓
H U pV
Q p H 2 H 1 H
(U 2 p 2V 2 ) (U 1 p 1V 1 )
在封闭体系中当发生只做体积功的等压过程时，体系与环境 交换的热Qp等于体系的焓变 H
焓的意义和性质
①焓是状态函数。
H U pV
U,p,V都是状态函数，焓是复合的状态函数，具有能量的 量纲，单位为焦耳(J)。绝对值无法确定。 ② 在封闭体系中发生只做体积功的等压过程，这一特定 条件下：
H (高 温 ) H ( 低 温 )
⑤对于化学反应，等压过程的热 Q p 等于体 -H 系的焓变 Q H H
p 生成物 反应物
H 生成物 H 反应物 , H 0 H 生成物 H 反应物 , H 0
体系吸收热量使焓增加，为吸热反应。
体系放出热量使焓降低，为放热反应。
⑥当过程反向进行时， H 要改变符号。
T环 境 T体 系
T环 境 T体 系
体系吸热，Q>0 系统放热，Q<0
热不是体系的状态函数，计算热一定要与系统与环境 之间发生热交换的过程联系在一起，不能说体系含有多 少热，而只能说体系在某一过程中吸收或放出多少热。
（3）功
体系与环境之间传递的除热以外的其他能量都称为功 ，用符号W表示。
化学 热力学
体 系
The System
体系的分类
（1）敞开体系： 体系与环境间既有能量交换，又有物质交换。 （2）封闭体系： 体系与环境间有能量交换，没有物质交换。 （3）孤立体系： 体系与环境间既没有能量交换，也没有物质 交换。 本章主要讨论的就是封闭体系
1.1.2 体系的性质
体系的宏观性质：质量、温度、压力、 体积、密度、组成等。 体系的热力学性质——体系的宏观性质。 简称体系的性质。
研究内容包括两个方 面
以热力学第一定律为基础，研究 化学变化中的能量转换问题，计 算化学变化中的热效应——热化 学。 以热力学第二定律为基础，研究 一定条件下化学反应进行的方向 和限度。
高炉炼铁
Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+CO2(g)
• 问题：出口气体中含有22％～28％
CO？ • 以前认为是CO与铁矿石接触时间不 够。 • 解决办法：加高炉身、升高炉温。 • 结果：出口气体中CO含量并未明显
化条件，不考虑中间过程。
特点
• 不考虑物质的微观结构和反应机理。 • 不涉及反应速率问题。只解决反应的
可能性问题，不能解决反应的现实性 本章重点讨论： 问题。 四个热力学状态函数：
U (△U)、H(△H)、G (△G)、 S (△S) 两个过程变量：Q 、W
1.1 基本概念
1.1.1 体系与环 境
(1-1)
（1）内能 U (Internal Energy)
1）内能——体系内部能量的总和。单位：J
如分子的动能，分子间的势能，分子中原子、 电子运动的能量，核内基本粒子间的核能等。 2） 内能的特点： 内能的绝对值无法确定。 内能是体系的状态函数。 △U = U2 — U1
化学热力学的基本概念
化学热力学的基本概念
化学热力学是研究化学体系能量转化和热效应的学科。
本文将介绍化学热力学的基本概念。
1. 热力学系统
热力学系统是指研究对象，可以是一个物质样品或一组物质。
系统与周围环境通过能量交换进行相互作用。
2. 热力学第一定律
热力学第一定律是能量守恒定律的应用，它指出热力学系统的内能是由热和功所做的贡献之和。
3. 热力学第二定律
热力学第二定律是能量转化的过程中自发方向的判据。
它表明在孤立系统中，热量不能自发从低温物体传递到高温物体，而是自发地从高温物体传递到低温物体。
这个定律还提供了熵增原理，描述了熵的不可逆增加趋势。
4. 焓和焓变
焓是描述系统能量的状态函数，定义为内能与压力乘积的和。
焓变则是描述物质转化过程中能量变化的函数。
焓变可以通过热量和功来描述，常用于反应热和燃烧热的计算。
5. 自由能和自由能变
自由能是描述系统可用能量的状态函数，定义为系统的内能减去温度乘以熵。
自由能变则是描述系统自由能变化的函数。
自由能变的符号判断了系统处于平衡态还是非平衡态。
6. 反应熵和反应焓
反应熵和反应焓用于描述化学反应的热力学性质。
反应熵是指反应过程中系统熵的变化，反应焓是指反应过程中系统焓的变化。
根据反应焓和反应熵的正负判断反应是否自发进行。
以上就是化学热力学的基本概念，希望对您有所帮助。
高二化学总结化学反应的能量变化与热力学
高二化学总结化学反应的能量变化与热力学化学反应是一个涉及能量转化的过程，其能量变化关系着反应的进行与速率。
热力学研究了化学反应中的能量变化以及与热力学参数的关系。
本文将对高中化学中涉及的能量变化与热力学知识进行总结，以帮助读者更好地理解这一重要的化学概念。
一、能量的基本概念能量是物质存在和运动的基本属性，化学反应过程中的能量包括化学反应物的能量以及反应释放或吸收的能量。
常用的能量单位是焦耳（J）。
化学反应中的能量变化可以分为两种类型：放热反应和吸热反应。
放热反应指反应过程中释放出能量，温度升高，周围物质吸热。
吸热反应指反应过程中吸收外界的能量，温度降低，周围物质放热。
二、能量变化与焓变能量变化可以通过焓变（ΔH）来描述，焓变是化学反应中系统吸放热的大小。
焓变值为正表示吸热反应，为负表示放热反应。
焓变的单位也是焦耳（J）反应的焓变可以通过实验测定或计算得出。
实验测定焓变需要使用热量计，通过测量反应前后的温度变化和热量传递给水的量来计算焓变。
计算焓变需要使用热力学计算方法，例如利用标准焓变或化学方程式配平后的系数来计算。
三、热力学参数热力学中的常用参数包括标准焓变（ΔH°）、标准反应焓变（ΔHºrxn）、标准生成焓（ΔHºf）等。
这些参数能够提供有关反应热力学性质的信息。
1. 标准焓变（ΔH°）是在标准状态下（1 atm、298K）进行实验测定的焓变值。
标准焓变可以根据实验数据直接测得，常用于比较不同反应之间的能量变化。
2. 标准反应焓变（ΔHºrxn）是在标准状态下，化学方程式配平后，一个摩尔的反应物在标准条件下参与反应所释放或吸收的能量变化。
标准反应焓变可以根据已知的标准生成焓和消耗焓来计算。
3. 标准生成焓（ΔHºf）是一摩尔化合物在标准状态下生成时所释放或吸收的能量变化。
标准生成焓是评价物质的稳定性和热化学性质的重要参数。
四、热力学第一定律热力学第一定律（也称能量守恒定律）指出，能量不会凭空消失或增加，只会在不同的形式之间转化，且总能量守恒。
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。
化学热力学的计算方法
化学热力学的计算方法热力学是研究能量转化和物质转化关系的科学分支。
其中，化学热力学是研究化学反应中能量变化的学科。
在化学实验和工业生产中，我们常常需要计算和预测化学反应的热力学性质，例如焓变、熵变和自由能变化等。
因此，了解化学热力学的计算方法是非常重要的。
一、热力学基础概念在介绍化学热力学的计算方法之前，先来回顾一些热力学的基础概念。
1. 系统和环境：在热力学中，我们将研究对象称为“系统”，而与系统进行能量和物质交换的周围部分称为“环境”。
2. 热力学第一定律：热力学第一定律，也被称为能量守恒定律，指出能量在系统和环境之间的转化是守恒的。
即系统吸收的热量等于系统对外做功和系统内部能量变化的代数和。
3. 焓和焓变：焓（H）是热力学中常用的物理量，定义为焓=内能+PV，其中P为系统的压力，V为系统的体积。
焓变（ΔH）代表了化学反应中吸热或放热的量。
4. 熵和熵变：熵（S）是用于描述系统混乱程度的物理量，也称为系统的无序程度。
熵变（ΔS）代表了化学反应中体系熵的变化。
5. 自由能和自由能变化：自由能（G）是描述系统在恒定温度和压力下变化趋势的重要参数。
自由能变化（ΔG）可以用来预测化学反应的进行方向。
二、焓变的计算方法焓变是描述化学反应中吸热或放热量的物理量。
计算焓变的方法有多种，其中最常用的是利用热容和温度差来计算：ΔH = mcΔT其中，ΔH表示焓变，m表示物质的质量，c表示物质的热容，ΔT表示温度的变化。
这个公式是在常压条件下成立的，当反应发生在其他压力条件下时，需要根据具体情况进行修正。
三、熵变的计算方法熵变是用来描述化学反应中体系熵的变化的物理量。
计算熵变的方法依赖于反应前后的物质状态和反应方程式中的摩尔系数。
根据熵的加性原理和标准熵值的表格，可以通过以下公式来计算熵变：ΔS = ΣnS(products) - ΣnS(reactants)其中，ΔS表示熵变，ΣnS(products)表示生成物中物质的摩尔数乘以标准熵值之和，ΣnS(reactants)表示反应物中物质的摩尔数乘以标准熵值之和。
化学反应的热力学参数
化学反应的热力学参数热力学是研究能量转化和能量传递规律的学科，而化学反应的热力学参数描述了化学反应的能量变化情况。
本文将介绍化学反应的热力学参数，并分析其在化学反应中的重要性。
一、反应焓变（ΔH）反应焓变（ΔH）是指化学反应过程中发生的能量变化。
当反应发生时，如果反应物的焓（enthalpy）高于生成物的焓，反应则释放出热能，反之则吸收热能。
反应焓变越大，反应释放或吸收的热能越多。
通过测量反应前后的物质体系中的能量变化，可以确定反应焓变的值。
反应焓变的单位通常用焦耳（J）或千焦（kJ）表示。
二、反应熵变（ΔS）反应熵变（ΔS）描述了化学反应中物质分子在有序到无序转变过程中的变化。
熵可以理解为系统的无序程度，反应熵变正值表示反应过程中系统的无序程度增加，反之则减小。
反应熵变的计算需要考虑参与反应的各个物质的摩尔数和各自的熵变值。
常见的单位是焦耳每摩尔·开尔文（J/(mol·K)）。
三、反应自由能变化（ΔG）反应自由能变化（ΔG）是化学反应的驱动力，它描述了反应在特定条件下发生的愿望强度。
根据反应自由能变化的大小，反应可以分为两类：自发反应和非自发反应。
当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统趋于稳定状态；当ΔG大于零时，反应是非自发进行的，需要提供外界能量以促使反应发生。
ΔG等于零时，反应处于平衡状态。
反应自由能变化的计算涉及到反应焓变和反应熵变，用以下关系式描述：ΔG = ΔH - TΔS，其中T为反应发生的温度，单位为开尔文（K）。
四、反应平衡常数（K）反应平衡常数（K）是描述化学反应平衡程度的参数。
在给定温度下，反应物和生成物的浓度比例与平衡常数相关。
平衡常数越大，反应向生成物方向偏移；平衡常数越小，反应向反应物方向偏移。
平衡常数的表达式为：K = [生成物]的浓度之积 / [反应物]的浓度之积，方括号内表示物质的浓度。
在化学工程和工业生产中，根据反应平衡常数可以控制反应条件，以实现所需的产物选择和产率。
第二章 化学热力学初步
§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)
化学热力学基础概念
化学热力学基础概念化学热力学是研究化学反应中能量变化的学科，它是化学的一个重要分支。
在化学反应中，物质的能量会发生变化，热力学正是研究这种能量变化的规律和原理。
本文将介绍化学热力学的基础概念，包括能量、焓、熵和自由能等。
一、能量能量是物质存在的基本属性，是物质运动和相互作用的结果。
在化学反应中，能量的变化可以分为两类：热能和化学能。
热能是指物质的温度和热量的能量，而化学能是指物质分子之间的化学键能量。
二、焓焓是热力学中常用的一个物理量，表示系统的热能。
在化学反应中，焓的变化可以用来描述反应的放热或吸热过程。
焓的变化可以通过测量反应物和生成物的温度变化来确定。
三、熵熵是热力学中描述系统无序程度的物理量，也可以理解为系统的混乱程度。
在化学反应中，熵的变化可以用来描述反应的自发性和方向性。
熵的变化越大，反应越倾向于自发进行。
四、自由能自由能是热力学中描述系统能量状态的物理量，也是判断反应是否进行的重要指标。
自由能的变化可以用来判断反应的可逆性和方向性。
当自由能变化为负时，反应是可逆的；当自由能变化为正时，反应是不可逆的。
五、热力学第一定律热力学第一定律是热力学的基本定律之一，也被称为能量守恒定律。
它表明能量在物质转化过程中不会凭空消失或产生，只会从一种形式转化为另一种形式。
热力学第一定律可以用数学公式表示为ΔU = Q - W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外界做的功。
六、热力学第二定律热力学第二定律是热力学的另一个基本定律，也被称为熵增定律。
它表明在孤立系统中，熵总是增加的，即系统的无序程度总是增加的。
热力学第二定律还提出了熵增定律的两个等价表述：卡诺定理和熵不减原理。
七、热力学第三定律热力学第三定律是热力学的最后一个基本定律，也被称为绝对零度定律。
它表明在绝对零度下，系统的熵为零。
热力学第三定律还提出了绝对零度的概念，即绝对零度是温度的最低限度，为0K或-273.15℃。
化学热力学
νB
νB
单位：mol ∆ξ也称为反应进度 对给定的反应，反应进度的数值与计量 方程式的写法（即νB的值）有关。
5. 反应的摩尔焓变和反应的摩尔内能变
∆r H ∆r H m = ∆ξ ∆ rU ∆ rU m = ∆ξ
∆H m = ∆U m + RT ∑ν B ( g )
νB(g): 反应方程式中气体物质的化学计量 数
6. 热化学方程式
1 C6 H6 (l) + 7 O2 (g) → 6CO2 (g) + 3H2O(l); 2 -1 ∆ r H m (298K ) = −3293.6 kJ ⋅ mol
反应热的计算
（1） 反应的标准摩尔焓变 ）
当反应系统中所有的物质都处于各自的标 准态时，反应的摩尔焓变称为反应的标准 摩尔焓变，记作 ∆rHmθ。
∆r Hm (T ) = ∑ν B∆ f HB (T )
θ
θ
② 标准摩尔燃烧焓 standard molar enthalpy of combustion （a）定义： 1 mol 物质在指定温度下完全氧化（燃 烧）成指定产物 标准摩尔焓变 指定产物的标准摩尔焓变 指定产物 标准摩尔焓变，称为该 物质在此温度下的标准摩尔燃烧焓。 θ 记作 ∆ c H m (T )
6、功 ( Work ) 、 除热以外，在体系和环境之间传递的能量 形式。 功的符号： 功的符号： 体系做功为负 ，环境做功为正 体积功 ( Expansion work ) 当体系的体积变化时， 反抗外压所作的功 p
w = − p ex ∆ V
Pex : 外压 ∆V：体积的变化值
7、内能 ( Internal energy ) 、 体系内部所有粒子的能量的总和 ( 不包括 体系宏观运动的动能和势能） 体系宏观运动的动能和势能） 内能是状态函数，广度性质 内能是状态函数，
化学热力学：焓熵和自由能
化学热力学：焓熵和自由能化学热力学：焓、熵和自由能热力学是研究能量转化和能量传递规律的学科。
在热力学中，焓、熵和自由能是重要的概念。
本文将介绍焓、熵和自由能的定义、计算以及在化学反应中的应用。
一、焓（Enthalpy）焓是热力学中的一个重要量，通常用H表示。
焓的定义为系统的内能与系统所施加的外界压力乘积之和。
焓的单位是焦耳（J）或卡路里（cal）。
在恒压条件下，焓变表示为ΔH。
当ΔH为正值时，表示反应吸热，即吸收热能；当ΔH为负值时，表示反应放热，即释放热能。
焓变的计算可以利用反应前后的反应物和产物的摩尔数与焓变的标准摩尔焓变之间的关系进行。
二、熵（Entropy）熵是系统的无序程度的度量，通常用S表示。
熵的定义为系统所处的状态的无序性程度。
熵的单位是焦耳/开尔文（J/K）。
熵的增加表示系统的无序程度增加，反之则减小。
在化学反应中，根据熵的变化可以判断反应的趋向性。
当ΔS为正值时，表示反应是自发进行的；当ΔS为负值时，表示反应是不可逆进行的；当ΔS等于零时，表示反应处于平衡状态。
三、自由能（Free Energy）自由能是描述系统能量可利用性的指标。
通常用G表示。
自由能的定义为系统的焓减去系统的熵与温度的乘积，即G = H - TS。
根据自由能的定义，可以得出系统的自由能变化关系为ΔG = ΔH - TΔS。
当ΔG为负值时，表示反应是自发进行的；当ΔG为正值时，表示反应是不可逆进行的；当ΔG等于零时，表示反应处于平衡状态。
四、焓熵图焓熵图是研究热力学反应趋势的常用工具。
焓熵图将焓变与熵变的数值表示在坐标轴上，通过分析焓熵图可以判断反应的自发性。
在焓熵图中，焓变为横轴，熵变为纵轴。
对于一定温度下的反应，焓变为正值时，熵变为负值时，反应处于不可逆状态，即反应不会自发进行；焓变为负值时，熵变为正值时，反应处于自发状态，即反应会自发进行；焓变和熵变在同一侧时，反应的自发性取决于温度。
五、化学反应中的焓、熵和自由能焓、熵和自由能在化学反应中的应用非常广泛。
化学热力学的基本概念
化学热力学的基本概念化学热力学是研究化学反应中能量转化和热效应的科学，它研究的是物质的能量变化和反应过程中产生的热量。
在化学反应中，反应物与生成物之间的能量变化对于了解反应的性质和趋势具有重要意义。
本文将介绍化学热力学的基本概念，包括焓、熵和自由能的定义和计算方法，以及它们在化学反应中的应用。
1. 焓（enthalpy）焓是热力学中表示系统的能量的物理量，常用于描述化学反应中热效应的大小。
焓的符号是H，单位是焦耳（J）。
在化学反应中，焓的变化可以用来判断反应是吸热反应还是放热反应。
2. 熵（entropy）熵是热力学中表示系统混乱程度的物理量，也是描述热平衡和反应趋势的重要参数。
熵的符号是S，单位是焦耳/摄氏度（J/K）。
熵的增加意味着系统的混乱程度增加，而熵的减少则表示系统的有序性增加。
3. 自由能（free energy）自由能是热力学中用于描述系统能量变化和可能性的重要概念。
自由能的符号是G，单位是焦耳（J）。
自由能的变化可以用来判断反应的进行方向和可逆性。
其中，焓、熵和自由能之间的关系由吉布斯自由能方程给出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示系统自由能变化，ΔH表示焓变化，ΔS表示熵变化，T表示温度。
吉布斯自由能方程是化学热力学中最基本的方程之一，它将焓、熵和温度联系在一起，描述了化学反应的驱动力和可逆性。
化学热力学的基本概念在化学工程、材料科学和生物化学等领域具有广泛应用。
通过了解和掌握热力学的基本概念，我们可以预测和优化化学反应过程，改善工艺条件，提高产率和能源利用效率。
总结：化学热力学的基本概念包括焓、熵和自由能。
焓表示系统的能量，熵表示系统的混乱程度，自由能描述了反应的可能性和方向。
它们之间的关系由吉布斯自由能方程给出。
了解和掌握化学热力学的基本概念对于理解和预测化学反应具有重要意义，能够指导实际的化学工程和材料科学应用。
化学热力学
二、热化学（Thermochemistry)（续）
Qp = △H 式的物理意义是：在等温、等 压、不做其它功条件下，一封闭体系所吸 收的热，全部用来增加体系的焓。 或说，等压热效应与反应的焓变数值相等。
Qp不是状态函数，而△H是状态函数的 变化，只有在等温、等压、不做其他功的 条件下，二者才相等。
无机化学课的“化学热力学初步”，着重应用热力学的一些结论， 去解释一些无机化学现象。
二、常用的热力学术语
（一）体系和环境(system and surrounding) 体系——即作为研究对象的物质。 环境——体系之外，与体系密切相关
影响（物质交换和能量交 换）所及的部分。 体系分类 按体系与环境的关系（有无物质交换和/或 能量交换）划分
（standard state, S.S.），“m”—“molar” （摩尔的），m可省略。
热力学标准状态 — ø
纯净气体，分压力为1 pø( 1×105 Pa)； （原为1 p ø=101325 Pa）
固体、液体为纯净物质； 溶液中溶质活度为 ：
1 mø( 1 mol ·kg-1 ) (溶质·溶剂质量) 近似: 1 aø( 1 mol ·dm-3 ) (溶质·溶液体积)
22.4 dm3 O2(g) + 44.8 dm3 O2(g) → 67.2 dm3 O2(g)
V1
V2
VT (下标 T : total)
n1
n2
nT
T1
T2
TT
VT = ∑ Vi “体积”属广度性质；（具加和性）
nT = ∑ ni “物质的量” 也是广度性质。 但：T1 = T2 = TT “温度”是强度性质（不具加和性） 。
2-2 热力学第一定律与热化学
第五章化学热力学基础
例2：混合气体中有4.4 g CO2，14 g N2 和12.8 g O2 ， 总压为2.026×105Pa，求各组分气体的分压。 解：n(CO2)＝4.4 g/44 g· -1=0.10 mol mol n(N2) ＝14 g/28 g· -1=0.50 mol mol n(O2) ＝12.8 g/32 g· -1=0.40 mol mol n总＝ n(CO2)＋ n(N2) ＋n(O2) ＝1 mol x(CO2)＝ n(CO2)/ n总=0.10 x(N2) ＝ n(N2) /n总＝ 0.50 x(O2) ＝ n(O2) /n总＝ 0.40 p(CO2)＝ 0.10 × 2.026×105Pa =2.0×104Pa p(N2) ＝ 0.50 × 2.026×105Pa = 1.0×105Pa p(O2) ＝ 0.40 × 2.026×105Pa = 8.1×104Pa
pB = nB RT/V
无机 化学精品课程
设有一混合气体,其中有i 个组分则:
pi = ni RT/V pT ＝ p1 + p2 + p3 + p4 + pj ＝n1 RT/V +n2RT/V+n3RT/V+ …… + niRT/V ＝(n1+n2+……ni)RT/V ＝nTRT/V p1/pT ＝n1/nT; p2/pT ＝ n2/nT…….pi/pT ＝ni/nT p1 ＝pT×x1; p2 ＝pT×x2……pi ＝pT×xi
无机 化学精品课程
2.注意:
在使用物质的量时,基本单元应指明,可以是原子,分 子,离子,电子或这些粒子的特定组合. 物质的量: 单位名称为 摩尔 单位符号为 mol ● 摩尔是用以计算系统物质中所含微观基本单元数目 多少的一个物质的量 ● 摩尔体积: 1 mol 物质的体积,符号Vm， 单位m3·mol-1或L·mol-1
化学热力学基础概念
化学热力学基础概念热力学是研究能量转化和能量传递规律的科学，而化学热力学则是热力学在化学领域的应用。
化学热力学基础概念是学习化学热力学的第一步，掌握这些基础概念对于深入理解化学反应过程和能量变化至关重要。
一、热力学系统在化学热力学中，我们首先要了解的概念是热力学系统。
热力学系统是指我们研究的对象，可以是封闭系统、开放系统或孤立系统。
封闭系统是与周围环境隔绝但能交换能量的系统，开放系统可以与周围环境交换能量和物质，而孤立系统则与外界完全隔绝，既不能交换能量也不能交换物质。
二、热力学过程热力学过程描述了系统从一个状态变化到另一个状态的过程。
常见的热力学过程包括等温过程、绝热过程、等压过程和等体过程。
在等温过程中，系统的温度保持不变；在绝热过程中，系统与外界没有热量交换；在等压过程中，系统的压强保持不变；在等体过程中，系统的体积保持不变。
三、热力学状态函数热力学状态函数是描述系统状态的函数，与系统的过程无关，只与系统的初末状态有关。
常见的热力学状态函数包括内能、焓、熵和自由能等。
内能是系统的热力学状态函数，表示系统的总能量；焓是在恒压条件下的状态函数，表示系统的热力学状态；熵是系统的无序程度的度量，是一个状态函数；自由能是系统能量的一种表达形式，包括吉布斯自由能和哈密顿量等。
四、热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在热力学中的表述，它指出能量可以从一种形式转化为另一种形式，但总能量守恒。
数学表达式为ΔU = q + w，即系统内能的变化等于系统吸收的热量与对外界做的功的和。
其中，ΔU表示内能的变化，q表示吸收的热量，w表示对外界做的功。
五、热力学第二定律热力学第二定律是热力学中最重要的定律之一，它规定了自然界中热现象发生的方向。
热力学第二定律有多种表述形式，其中最著名的是克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出热量不会自发地从低温物体传递到高温物体，而开尔文表述则指出不可能制造出一个只吸收热量而不做功的系统。
化学热力学
体积功的计算
△L
A A
W＝F外· △L＝P外· · A △L＝ P外· △V
功与途径有关
例如（第6页6~10行）： 理想气体的等温膨胀，虽然始、终态完全相 同，一步膨胀至终态所做功最少。分步膨胀 至终态，体系所做的功将增大；所分步骤越 多，体系做的功越大。当分成无数步减压膨 胀的极限情况，体系将做最大功。
反应限度（化学平衡） 反应速率 反应机理
化 学 热 力 学 化 学 动 力 学
反 应 的 现 实 性
反 应 的 可 能 性
研究内容包括两个方面
• ①热化学：化学和物理变化中的 能量转换问题。以热力学第一定 律为基础。 • ②化学和物理变化进行的方向和 限度。以热力学第二定律为基础。
研究对象
• 热学的研究对象由大量 的微观粒子组成的宏观 系统。 • 其结果只具有统计意义。
加压
减压
V3＝0.2 m3
只要始态和终态确定，状态函 数的变化值就是一定的
△P＝ P2－ P1 ＝2×105 Pa－1×105 Pa＝1×105 Pa △V＝ V2－ V1＝ 1m3 － 2m3 ＝-1m3
1.2 热化学与焓
•热力学第一定律 •焓与化学反应的热效应
热力学第一定律
the first law of thermodynamics
• 状态一定, 内能有确定的值与它 相对应 • 体系的状态发生变化时，内能的 变化值，只跟体系的始态与终态 有关，而与变化途径无关。 • 但内能的绝对值无法确定。
内能绝对值无法确定
• 由于物质内部结构的复杂性，能 量形式的多样性，内能的绝对值 尚无法测定。但内能的变化量 ΔU是可以测定的。根据能量守 恒与转化定律，内能变化量可以 由体系与环境间交换的热和功来 加以确定。
化学热力学的基本概念与应用
化学热力学的基本概念与应用热力学是研究能量转化和能量传递规律的科学，而化学热力学是研究化学反应中能量变化以及与这些变化相关的物理量和性质的科学。
热力学的基本概念是热、能和功，通过这些概念，可以描述化学反应的热效应、熵变和自由能变化，进而解释和预测化学反应的发生性质，优化反应条件以及设计合成路线。
1. 热力学基本概念1.1 热的概念热是能够使物质温度上升或者产生相变的能量传递形式，单位是焦耳（J）。
1.2 能的概念能是物体所具有的做功的能力，它分为内能和外能两部分。
内能是物质本身所具有的能量，外能是物体的位置、状态等所决定的能量。
单位是焦耳。
1.3 功的概念功是物体通过做功所转化出的能量，单位是焦耳。
2. 化学反应的热效应化学反应的热效应是指在常压下，化学反应中吸热或放热现象的能量转化。
反应放热时，反应物的内能大于生成物的内能；反应吸热时，反应物的内能小于生成物的内能。
2.1 焓变焓变（ΔH）描述了化学反应中热的变化量。
当ΔH为正值时，反应为吸热反应；当ΔH为负值时，反应为放热反应。
2.2 热化学方程式热化学方程式用来表示反应的热效应。
例如，A+B→C，ΔH＝-100 kJ/mol表示该反应放出100千焦热量。
3. 熵变与自由能变化3.1 熵变熵（S）是描述体系无序程度的物理量，熵变（ΔS）表示在化学反应中，体系的无序程度的变化。
正的ΔS表示反应使体系的无序程度增加，负的ΔS表示反应使体系的无序程度减小。
3.2 熵变和焓变的关系根据热力学第二定律，化学反应发生的方向是使体系的熵增加，即ΔS总是大于零。
结合焓变（ΔH）与熵变（ΔS），可以使用吉布斯自由能（G）描述反应的驱动力。
3.3 吉布斯自由能吉布斯自由能（G）是描述体系在一定条件下能量变化和无序程度变化的物理量，它与焓变（ΔH）和熵变（ΔS）有关。
当ΔG为负值时，反应可以自发进行；当ΔG为正值时，反应不可以自发进行；当ΔG等于零时，反应达到平衡。
高中化学化学热力学与化学动力学
高中化学化学热力学与化学动力学高中化学热力学与化学动力学化学热力学与化学动力学是高中化学学科中的两个重要分支，它们分别研究了化学反应的热量变化和反应速率。
本文将对这两个概念、基本原理以及相关实验方法进行详细探讨。
一、化学热力学化学热力学是研究化学反应热量变化与反应条件之间的关系的科学，我们常用的焓、热化学方程式和热力学函数都是在热力学的基础上定义的。
而在化学反应过程中，热力学可以帮助我们判断反应是否自发进行，以及反应过程中能量的转化情况。
1. 热量变化热量变化是指在化学反应过程中，反应物和生成物之间的能量差异。
常用的描述热量变化的单位是焦耳（J），和卡路里（cal）。
根据热量变化的正负值可以判断反应是吸热反应还是放热反应，吸热反应的热量变化为正值，放热反应的热量变化为负值。
2. 热力学函数热力学函数是用来描述化学反应中系统的状态和能量变化的函数。
常见的热力学函数有焓（H）、熵（S）和自由能（G）。
焓表示系统的总能量，熵表示系统的无序程度，自由能表示反应物在标准状况下能够释放的能量。
二、化学动力学化学动力学是研究化学反应速率及其影响因素的科学，它以反应速率和反应机理为核心内容，可以揭示反应速率和反应机理之间的关系，并通过实验确定反应速率方程。
1. 反应速率反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化量。
反应速率可以通过实验中改变反应物浓度、温度、压力等条件来进行调节和测定。
反应速率方程可以用来描述反应速率与反应物浓度的关系。
2. 反应机理反应机理是指描述反应物转化为生成物的具体步骤和过程。
通过研究反应机理，可以了解反应物之间的相互作用以及反应过程中可能涉及的中间体和活化能等重要参数。
三、实验方法在高中化学实验中，我们可以通过测定反应物浓度的变化、反应速率的改变以及温度、压力的影响等来研究化学热力学和化学动力学。
以下是一些常用的实验方法和技术：1. 反应物浓度的测定：通过滴定、比色法、浊度法等方法来测定反应物浓度的变化。
第二章 化学热力学基础
普通化学第二章化学热力学基础⏹§1.1 热力学基本概念⏹§1.2 热力学第一定律⏹§1.3 焓热力学⏹§1.4 自发过程和熵⏹§1.5 吉布斯自由能与化学反应的方向⏹总结化学热力学研究与解决的主要问题？热力学-------研究各种形式的能量相互转变过程中所遵循规律的科学。
热力学的基础：热力学第一定律和热力学第二定律化学热力学-------将热力学的原理应用于化学变化过程，就称为化学热力学。
化学热力学研究与解决的主要问题：一是在指定的条件下，某一化学反应进行时，与外界交换多少能量？即计算化学反应热。
二是在指定的条件下，某一化学反应能否自发进行，即判断化学反应进行的方向。
三若可能自发进行，反应进行的温度如何？热力学方法的特点：大量质点组成的宏观体系1、热、功、状态函数△U、△H、△G和△S2、热力学第一、二、三定律3、盖斯定律4、自发过程的判定5、吉布斯—亥姆霍兹公式1、功、热、内能、焓、自由能、熵的计算2、自发过程判定AgNO 3与NaCl 的水溶液:如果只研究在水溶液中所进行的反应，则含有这两种物质的水溶液就是体系。
溶液以外的烧杯、溶液上方的空气都是环境。
如果还要研究反应时的能量变化，则水溶液和烧杯为体系，空气为环境。
例如:NaCl+AgNO 3溶液－体系分类敞开体系：体系与环境之间既有能量交换，又有物质交换。
封闭体系：体系与环境之间只有能量交换，没有物质交换。
孤立体系：体系与环境之间既没有能量交换，也没有物质交换。
敞开体系封闭体系绝热箱孤立体系NaOH+H2ONaOH+H2ONaOH+H2O热物质热二、体系的性质1、体系的性质：确定体系状态的各种宏观物理量。
如温度、压力、体积、质量、密度、浓度等2、体系的性质分为广度性质和强度性质两类：广度性质：在数值上与体系中物质的量成正比，即具有加和性。
如体积、质量、内能、焓、熵等。
强度性质：在数值上与体系中物质的量无关，即不具有加和性。
- 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)。
（3） 过程和途径
• 过程：系统由某一状态变至另一状态。
等温过程（isothermal process) 在变化过程中，体系的始态温度与终态温度 相同，并等于环境温度。 等压过程（isobaric process) 在变化过程中，体系的始态压力与终态压力 相同，并等于环境压力。
与途径（或过程）有关
W 称为功
注意： 此数学表达式适用于封闭体系。
Q > 0，表明系统对环境吸热； Q < 0，系统对环境放热； W > 0，系统接受环境作功； W < 0，系统对环境作出功。
例：
1. 某系统在恒定的3MPa外压下膨胀，体积变化为1200cm3 , 计算此过程的W体。
解：
W体＝-P外 V 3 106 1200 106
例5：0.500 g C6H5COOH（苯甲酸）在盛有 1210 g 水的 弹式热量计的钢弹内完全燃烧，温度计由 23.20℃上升到 25.44℃。已知cw(H2O) = 4.18 J· g–1· K–1Cs = 848 J· K –1 ， 试求 C6H5COOH 完全燃烧的反应热。 解： QV = –[cw (H2O) ·m (H2O) + Cs] · ΔT = –[ 4. 18 J· g–1· K–1 × 1 210 g + 848 J· K–1] × 2. 24 K = – [11 329. 47 + 1 899. 52] J = – 13 228. 99 J ≈ – 13. 2 kJ
1 = 8.314 351 63J 24 16 6
2.3 恒压热效应和恒容热效应
对于任一封闭体系，根据化学热力学第一定律的数学表 达式： U Q W 当体系只做体积功而不做其它形式的功时：
等容过程
U Q P 外V
QV = U = U2 U1
上式说明，恒容过程中系统的热量变化 QV 全部 变成的热力学能改变 U。
等压过程 U = Q + W = Qp + (pV) 得： Qp = U + pV = U + (p2V2 p1V1) = (U2 + p2V2) (U1 + p1V1) 上式说明，恒压过程中系统热量 Qp 的变化等于终 态和始态的 (U + pV) 值之差。 热力学中将 (U + pV) 定义为焓，符号为 H。
nD
D
nE
E
nF
F
nG
G
反应进度被应用于反应热的计算、化学平衡和反应速率 的定义等方面。
注意：反应进度为标量 反应进度有单位 应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。
2.2 热力学第一定律
（The First Law of Thermodynamics）
H 。已知此过程吸热 计算此过程的 U 、 40.67KJ。
此相变过程为等压过程 Qp H 4.067 104 J W体＝－P外 V nRT = 1 8.314 373 = 3101.12 J U Qp W体＝40.67 3.10 37.57 KJ
解：
例4：计算以下过程 Qp与Qv 的差值 (1)2molNH4HS的分解 (2)水溶液中生成AgCl沉淀反应 解： (1) NH 4 HS( s ) NH 3 (g) H 2 S( g )
Q p Qv ng RT =2 2 8.314 298.15 =9.92KJ
正值。
B为计量方程中的系数，对反应物取负值，生成物取
例6：在298.15K,标准大气压下，计算
f H m CH 3OH l , 298.15K ) ? 已知 r H m (298.15K ) =-238.57KJ mol-1
1 OH l 2
2.6 化学反应热效应的表示及其计算
（1）热化学方程式
焓的变化
反应物和生成物都处于标准态
$ r H m (298.15 K)
反应温度
反应进度为1 mol 反应（reaction）
（2）盖斯定律（Hess’s law）
例如：求C(s)和O 2 (g)生成CO(g)的反应热。
已知：（1） C(s) O 2 ( g ) CO 2 (g)
解：
f H m (CH 3OH , l ,298.15K ) r H m (298.15 K ) =-238.57KJ mol-1
例7：利用标准摩尔生成焓数据，计算反应的
r Hm 298.15K ) ?
在标准态和指定温度下，由稳定单质生成1摩尔该化合物 的标准摩尔反应焓，称为此化合物的标准摩尔生成焓。
表示为: f Hm (化合物，状态，温度）
注意：
•没有规定温度，一般298.15 K时的数据有表可查。
•生成焓仅是个相对值，相对于稳定单质的焓值等于零。
稳定单质的标准摩尔生成焓规定为零。
例如：在298.15 K时
（1）系统和环境
• 系统：研究的对象。
• 环境：与系统相联系的其它物质。
• 系统的分类：封闭系统、敞开系统和孤立系统。
体系与环境： 环
体系
境 能量交换 有 有 无 物质交换 有 无 无
敞开体系 (open) 封闭体系 (closed) 孤立体系 (isolated)
（2）状态和状态函数 •状态：系统自身一切性质的总和。 •状态函数：用来描述系统自身性质的宏观物理量。 如：质量、温度、压力、体积、浓度、密度、粘度、 折光率等等。
广度性质（extensive properties） 又称为容量性质，它的数值与体系的物质 的量成正比，如体积、质量、熵等。这种性质 有加和性。它表现的是系统量的特征。
强度性质（intensive properties） 它的数值取决于体系自身的特点，与体系的数 量无关，不具有加和性，如温度、压力等。它表 现的是系统质的特征。
《无机化学》 绪论及热化学
2014年6月
化学在人类社会发展和进步中起着举足轻重的作用。
化学究竟是什么 化学就是你我 要飞天探地 化学提供动力（能源） 要身心健康 化学密码解锁（生命） 要温暖漂亮 化学为您提供（饮食） 人类的生存 需要绿色化学（环境） 化学 你原来如此神奇！ ---改编自北大周其凤院士《化学之歌》
（2） CO(g) 1 2 O2 (g) CO 2 (g)
r H m,1
r H m,2
则 （1）-（2）得（3）
（3） C(s)
1 O (g) 2 2
CO(g)r H m,3
r H m,3 r H m,1 r H m,2
（3）标准摩尔生成焓 （standard molar enthalpy of formation）
等容过程（isochoric process)
在变化过程中，体系的容积始终保持不变。
循环过程（cyclic process) 体系从始态出发，经过一系列变化后又回到 始态的变化过程。
•途径：系统由始态变化到终态的具体步骤。
300K 101325Pa 15dm3 始态
等容过程
900K 3×101325Pa 15dm3 终态
由生成焓计算反应焓变
hH+gG=mM+nN
r H m (T ) H 产物 H 反应物 {m f H m (T ) n f H m (T )}产物 {h f H m (T ) g f H m (T )}反应物 B f H m (T )产物 B f H m (T )反应物
等温过程 300K 3×101325Pa 5dm3
等压过程
（4）聚集状态和相 聚集状态：物质的存在形式。（等离子体） 相：系统中任何分布均匀，物理性质和化学性质 都相同的部分。
冰晶体结构
（5）反应进度（ extent of reaction ）
反应进度的定义：
设某反应
D D E E F F G G
=-3600J 3.6KJ
2. 351K,1000KPa时， 1克C2 H 5OH l 同温同压下C2 H 5OH g ，此过程
系统吸热853J , 计算此过程（） 1 W体＝？ （2）U ?
解：
W体＝-P外 V P外 V g Vl
P外 V g nRT
在等温等压条件下，有： p1= p2 = p，T1 = T2 = T，pV= nRT 即 H = U + n (g)RT
其中 n(g) = 生成物气体的物质的量 反应物气体的物质的量
等温、等压 1 molH O H 2O g p 例3.在373K， 下， 2 l
能量守恒定律：大量事实证明，任何一种形式的能在转化 为其他形式的能的过程中，能的总量是保持不变的。 能量守恒与转化定律在化学热力学领域内所具有的特殊形 式，说明热力学内能、热和功之间可以相互转化，但总的
能量不变。
化学热力学第一定律的数学表达式：
U – (Q + W) = 0
Q 称为热
或
U = Q + W
nD,0
nD
t 0, 0
nE,0
nE
nF,0
nF
nG,0
t t ,
nG
20世纪初比利时的Dekonder引进反应进度 的定义为：
nB nB,0
B
单位：mol
B是任一组分B的化学计量数，对反应物取负值，
对生成物取正值。
引入反应进度的意义：