吉林大学第六章化学热力学初步演示文稿

合集下载

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）。

《基础化学》课件：第六章化学热力学基础(黄兰)1

等压过程（isobaric process）在环境压力恒定下，体系的始态、终态压力相同，并且等于环境的压力。
27
Thermodynamic Precess
C
1 2
O2
CO
12O2 CO252
过程与途径的关系
始态 n p1 T1 V1
恒温过程
恒容过程途径Ⅰ
n p2 T1 V2 途径 II
终态 n p2 T2 V1
恒压过程
26
Thermodynamic Precess
热力学过程分为以下几类：等温过程（isothermal process）
在环境温度恒定下，体系的始态、终态温度相同，并且等于环境的温度。
T、p、V
决定系统所含物质的量 n
22
State Function
状态函数 X 即：X =X2-X1
状态一定时，状态函数有一个相应的确定
值。始终态一定时，状态函数的改变量就只有一个唯一数值。
50g，50℃水途径 1 50g，80℃水
状态1
途径2
状态2
50g，20℃水
23
状态3
Thermodynamic Precess
三、过程和途径
过程：热力学系统中发生的一切变化。途径：某一过程的具体方式。
完成一个过程，可以经过不同的具体路线，具体步骤，这些所经历的具体路线，具体步骤就叫做不同的途径，所以说途径就是完成一个过程的具体步骤。24
Thermodynamic Precess
例：一化学反应
途径Ⅰ
途径Ⅱ
C O2 CO2
能量变化：放热？吸热？
△rH
Ө m
﹤0，放热
△rHห้องสมุดไป่ตู้

2024版大学化学热力学基础课件

大学化学热力学基础课件contents •热力学基本概念与定律•热力学基本量与计算•热力学过程与循环•热力学在化学中的应用•热力学在物理化学中的应用•热力学在材料科学中的应用目录01热力学基本概念与定律孤立系统与外界既没有物质交换也没有能量交换的系统。

开放系统与外界既有能量交换又有物质交换的系统。

封闭系统与外界有能量交换但没有物质交换的系统。

热力学系统及其分类状态函数与过程函数状态函数描述系统状态的物理量，如内能、焓、熵等。

状态函数的变化只与系统的初、终态有关，与过程无关。

过程函数描述系统变化过程的物理量，如热量、功等。

过程函数的变化与具体的路径有关。

能量守恒定律能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式，或者从一个物体转移到另一个物体。

热力学第一定律表达式ΔU = Q + W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统与外界交换的热量，W表示外界对系统所做的功。

热力学第二定律的表述不可能从单一热源吸热并全部转化为有用功而不引起其他变化。

熵增原理在孤立系统中，一切不可逆过程必然朝着熵增加的方向进行。

熵是描述系统无序度的物理量，熵增加意味着系统无序度增加。

02热力学基本量与计算温度是表示物体冷热程度的物理量，是热力学中最重要的基本量之一。

温度的概念温标的定义温度的测量温标是用来衡量温度高低的标准，常见的有摄氏温标、华氏温标和开氏温标等。

温度的测量通常使用温度计，其原理是利用物质的热胀冷缩性质或其他物理效应来测量温度。

030201温度与温标压力的概念压力是单位面积上受到的垂直作用力，是描述气体状态的重要物理量。

体积的概念体积是物体所占空间的大小，对于气体而言，体积通常是指气体所充满的容器的容积。

压力与体积的关系在温度不变的情况下，气体的压力与体积成反比关系，即波义耳定律。

压力与体积030201热量的概念热量是物体之间由于温差而传递的能量，是热力学中重要的基本概念之一。

功的概念功是力在力的方向上移动的距离的乘积，是描述系统能量转化或传递的物理量。

大学基础化学课件之化学热力学

书写热化学方程式的注意事项
⑴、注明反应的温度和压力热效应一般用△rHmθ(T) 或△Hθ(T) 表示
不注明温度即表示298K时的热效应
⑵、注明反应物和生成物的聚集状态 g-气态； l-液态；s-固态，且注明固体有不同晶型用aq表示水溶液聚集状态不同时， rHm 不同 2H2(g)+O2(g) 2H2O(g) 2H2(g)+O2(g) 2H2O(l) rHm =－483.64kJ/mol rHm =－571.66kJ/mol
和终态有关，而与途径无关。
②焓H和内能U一样，绝对值是无法测量的，但它的变化值△H可以通过测量恒压反应热得到。 ③焓H是体系的一个容量性质，具有加和性。 ④△H=QP：H＜0的过程，反应放热。 H＞0的过程，反应吸热。
正向反应与逆向反应的热效应数值相同，符号相反。
化学反应过程中的H和U的关系
⑶、化学式前的系数是化学计量数，无量纲，可以是整
数或分数。
⑷、反应热单位kJ/mol，表示的是摩尔反应热，该处的基本单元为“化学式前的系数＋化学式”；所以不同计量系
数的同一反应，其摩尔反应热不同。
H2(g) +1/2O2(g)=H2O(g)， rHm =－241.8 kJmol-1
2H2(g) +O2(g)=2H2O(g)，
第6章化学热力学
6.1热力学常用的一些基本概念
6.2热力学第一定律
6.3化学反应的热效应
6.4自发变化和熵 6.5Gibbs能与化学反应的方向
6.1 热力学常用的基本概念
1 2 3
体系与环境
状态和状态函数
过程和途径
1.体系与环境
体系：作为研究对象的一定量物质和一部分空间叫做体系（system）。

06第六讲++化学热力学初步

第六讲化学热力学初步【竞赛要求】熵（混乱度）的初步概念及与自发反应方向的关系。

【知识概要】一、基本概念 1、体系和环境体系：热力学中我们研究的对象，称为体系。

环境：体系以外的其它部分，称为环境。

例如：我们研究杯子中的H 2O ，则H 2O 是体系，水面上的空气，杯子皆为环境。

当然，桌子、房屋、地球、太阳也皆为环境。

但我们着眼于和体系密切相关的环境，即为空气和杯子等。

又如：若以N 2和O 2混合气体中的O 2作为体系，则N 2是环境，容器也是环境。

按照体系和环境之间的物质、能量的交换关系，将体系分为三类：（1）敞开体系：既有物质交换，也有能量交换。

（2）封闭体系：无物质交换，有能量交换。

（3）孤立体系：既无物质交换，也无能量交换。

例如：一个敞开瓶口，盛满热水的瓶子，水为体系，则是敞开体系; 若加上一个盖子，则成为封闭体系; 若将瓶子换成杜瓦瓶（保温瓶），则变成孤立体系。

热力学上研究得多的是封闭体系。

若无特别说明，我们通常研究的是封闭体系。

2、状态和状态函数状态：由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式，称为体系的状态。

状态函数：用于确定体系状态的物理量称状态函数。

例：某理想气体体系n = 1 mol ，p = 1.013×105 Pa ，V = 22.4 dm 3，T = 273 K 这就是一种存在状态（我们称其处于一种标准状态）。

体系的状态是由一系列的状态函数如 n ，p ，V ，T 所确定下来的，因而 n ，p ，V ，T 都是体系的状态函数。

状态一定，则体系的各状态函数有一定的值。

体系的一个或几个状态函数发生了变化，则体系的状态也要发生变化。

状态函数分为广度性质和强度性质。

广度性质：体系的性质具有加和性，如体积，物质的量等。

强度性质：体系的性质不具有加和性，如温度、密度等。

始态和终态：体系变化前的状态为始态；变化后的状态为终态。

状态函数的改变量：状态变化始态和终态一经确定，则状态函数的改变量是一定的。

第六章化学热力学初步

§6-1-2 常用术语
1 体系和环境 (1).敞开体系 (open system) (2).封闭体系 (closed system) (3).孤立体被划分为研究对象的物质或空间称为体系(system)。体系以外的并且与体系有关系的其他物质或空间称为环境 (surrounding) 。
盖住瓶盖就是封闭体系
别质点的微观结构及个体行为,不依据物质结构的知识。
(2). 不涉及时间概念无机化学课的‚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；严格的理论推导、详细地学习‚化学热力学‛，是‚物理化学‛课程的任务
之一。
6 热力学四大定律
热力学第零定律 —处于热平衡的热力学系统的温度相同。体系测量的基本依据。
W2 3P 0 ( 4 1) P 0 (4 4 ) 366.7 J 3 3
(3) 多次膨胀
W3 3P ( 1) 2P (2 ) P (4 2) 433.3J
0 4 3 0 4 3 0
(4) 无限多次膨胀始态 →终态
p外 p0 →p0-dp→p0-2dp→……→p’ p p0→p0-dp→p0-2dp→……→p’
功和热与U 不同，只指出过程的始终态，而不指出具体途径时，是不能计算功和热的。
3 热力学第一定律的表达式状态1 U1
环境温度升高使体系的能量增加Q 环境对体系做功使体系的能量增加w
状态2 U2
U2=U1+Q+W
ΔU＝U2–U1＝Q+W (封闭体系) 功分为
体积功：由于体系体积变化而传递的能量称体积功，又称膨胀功。
又因是向真空膨胀, p外=0 ,所以W=p外V=0。
U=Q-W=0-0=0 。

化学热力学基础PPT课件

相平衡条件
在三组分系统中，除了温度、压力恒定外，还需要满足各相中三组分的摩尔分数相等。
三组分系统
含有三个组分的系统。
相图复杂性
由于三组分系统的自由度增加，相图的复杂性也显著增加，需要借助计算机模拟等手段进行分析。
应用领域
三组分系统相图在石油化工、冶金、陶瓷等领域有广泛应用，用于指导多组分体系的分离、提纯和合成等过程。
热力学第一定律
能量守恒定律
能量不能凭空产生或消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学第一定律的表述
热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。
热力学第一定律的数学表达式
ΔU = Q + W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统与外界交换的热量，W表示外界对系统所做的功。
工业生产应用
氯碱工业、电解冶炼、有机电化学合成、电化学分析等。
06
界面现象与胶体性质探讨
表面张力和表面能概念引入和计算方法
表面张力定义
作用于液体表面，使液体表面积缩小的力。
表面能定义
恒温恒压下，增加单位表面积时，体系自由能的增加值。
计算方法
通过测量液体表面张力或表面能相关的物理量，如接触角、表面张力系数等，利用相关公式进行计算。
01
胶体性质
丁达尔效应、电泳现象、布朗运动等。
02
03
稳定性影响因素
分析方法
电解质种类和浓度、pH值、温度等。
通过实验研究不同因素对胶体稳定性的影响，利用相关理论进行解释和预测。
界面现象在日常生活和工业生产中应用举例
日常生活应用

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

早期的化学热力学研究主要集中在理想气体和单一物质系统的平衡性质。
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。

2024版大学化学热力学基础ppt课件

焓变与熵变
在化学反应中，反应前后物质的焓的差值称为焓变，用ΔH表示；反应前后物质的熵的差值称为熵变，用ΔS表示。
11
热力学性质图表
01
温度-熵图（T-S图）
以温度为纵坐标、熵为横坐标的图示方法，用于表示物质在不同温度下的熵值变化。
02
压力-体积图（p-V 图）
以压力为纵坐标、体积为横坐标的图示方法，用于表示物质在不同压力下的体积变化。
28
非平衡态热力学基本概念
非平衡态定义
系统内部存在不均匀性，导致物理量（如温度、压力、浓度等）在空间或时间上呈现不均匀分布的状态。
热力学流与力
描述非平衡态系统中，各种物理量的流动（如热流、粒子流、信息流等）及其驱动力（如温度梯度、浓度梯度等）。
局域平衡假设
在非平衡态系统中，可以将其划分为若干小区域，每个小区域内达到局部平衡状态，从而可以应用平衡态热力学的理论。
内容
热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。
数学表达式
ΔU = Q - W，其中ΔU为系统内能的变化，Q为系统吸收的热量，W为系统对外所做的功。
2024/1/25
6
热力学第二定律
内容
不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响，或不可能从单一热源取热使之完全转换为有用的功而不产生其他影响，或不可逆热力过程中熵的微增量总是大于零。
热力学第三定律在热力学温度零度（即T=0开）时，一切完美晶体的熵值等于零。
10
热力学性质的计算
热容
系统在某一过程中，温度升高（或降低）1K 所吸收（或放出）的热量，称为该系统在该过程中的“热容”，用C表示。

相关主题

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)。

1 10 5 Pa 16 dm3
先考察途径 A：反抗外压 p = 1 10 5 Pa，一次膨胀，
WA = p V = 1 10 5 Pa ( 16 － 1) 10 －3 m3 = 1500 J
16 10 5 Pa 1dm3
途径 B，分两步膨胀： 1 ) 先反抗外压 p1 = 2 10 5 Pa 膨胀到 8 dm3
途径 C，分三步膨胀： 1 ) 先反抗外压 p1 = 4 10 5 Pa 膨胀到 4 dm3
W1 = p外 V= 4 10 5 Pa ( 4 － 1 ) 10－3 m3
= 1200 J
1 10 5 Pa
2 ) 再反抗外压 p2 = 2 10 5 Pa
体系内能的改变量等于体系从环境吸收的热量减去体系对环境所做的功。显然，热力学第一定律的实质是能量守恒。
[例 1] 某过程中，体系吸热 100 J，对环境做功 20 J。求体系的内能改变量。
解：由第一定律表达式 U = Q －W
= 100 － 20 = 80 ( J ) 体系的内能增加了 80 J。
吉林大学第六章化学热力学初步演示文稿
§6-1 热力学第一定律
1-1 化学热力学的常用术语
1、体系与环境：
可以将体系分为三类：
敞开体系封闭体系孤立体系
能量交换物质交换
有
有
有
无
无
无
2、状态和状态函数
状态由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式，称为体系的状态。
状态函数确定体系状态的物理量，称为状态函数。例如某理想气体体系 n = 2 mol， p = 1.013 10 5 Pa， T = 273 K ， V = 44.8 dm 3 这就是一种状态。是由 n、p 、T 、 V 所确定下来的体系的一种存在形式。因而 n、p、 T 、 V 都是体系的状态函数。
2、功和热 (1) 功和热的符号规定
Q 是指体系吸收的热量。 Q = 30 J，表示体系吸热 30 J， Q = － 40 J，表示体系放热 40 J 。体系吸热为正，放热为负。
W ：体系对环境所做的功为正，反之为负。 W = 20 J 表示体系对环境做功 20 J， W = －10 J 表示环境对体系做功 10 J 。
4、体积功和p-V图
化学反应过程中，经常发生体积变化。体系反抗外压,体
积改变，产生体积功。
按照传统的功的定义:
W = F ·
(6-1)
F= p S = V/S
W =P. V
(6-4)
由体积膨胀而产生，称为体积功。(P=N/m2 =Pa;V== 0 ，则 W体 = 0 。我们研究的过程与途径，若不加以特别说明，可以认为只有体积功。即 W = W体
状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或几个状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。
始态和终态态称为终态。
体系变化前的状态称为始态，变化后的状
状态函数性质：状态变化的始态和终态一经确定，则状态函数的改变量是一定的。
例如，温度的改变量用 T 表示，则 T = T终－ T始同样理解 n、 p、 V 等的意义。
环境的内能改变量怎样求得？从环境考虑，吸热－ 100 J，做功－ 20 J，所以
U环 = ( － 100 ) － ( － 20 ) = － 80 ( J ) 环境的内能减少了 80 J。
内能是广度（量度）性质，有加和性。体系加环境为宇宙，故 U宇宙 = U体 + U环 = 80 + ( － 80 ) = 0，能量守恒。
5、热力学能热力学能：是体系内部所有能量之和。包括分子原子的动能，
势能，核能，电子的动能以及一些尚未研究的能量。热力学上用符号 U 表示热力学能（经常称为内能）。
虽然体系的内能尚不能求得，但是体系的状态一定时，内能是一个固定值。因此，热力学能 U 是体系的状态函数。
体系的状态发生变化，由初终态确定，则内能变化量 U 是一定值: U = U终－ U始。
1 10 5 Pa 2 dm3
0.5 10 5 Pa 4 dm3 途径 I
途径 II 4 10 5 Pa
0.5 dm3
2 10 5 Pa 1 dm3
p = p终－ p始 = 2 10 5 － 1 10 5 = 1 10 5 ( Pa )
V = V终－ V始 =1－2 = － 1 （dm3 ）
理想气体是最简单的体系，可以认为理想气体的内能只是温度的函数。温度一定，则 U 一定。（因分子间没有作用力）
即 T = 0 ，则 U = 0 。
1-2 热力学第一定律
1、第一定律的内容某体系由状态 I 变化到状态 II，在这一过程中体系吸热
Q，对外做功 W，体系的内能改变量用 U 表示，则有： U = Q － W
过程着重于始态和终态；而途径着重于具体方式。
该过程可以经由许多不同的途径来完成。下面给出其中两种途径：
0.5 10 5 Pa 4 dm3
途径 I
1 10 5 Pa 2 dm3
途径 II 4 10 5 Pa
0.5 dm3
2 10 5 Pa 1 dm3
状态函数的改变量，取决于始态和终态，不管途径如何不同。如上述过程的两种途径中，状态函数的改变量一致。
W1 = p外 V = 2 10 5 Pa ( 8 － 1 ) 10－3 m3
= 1400 J
2 ) 再反抗外压 p2 = 1 10 5 Pa 膨胀到 16 dm3
W2 = p外 V = 1 10 5 ( 16 － 8 ) 10－3
1 10 5 Pa 16 dm3
= 800 （J）
WB = W1 + W2 = 800 + 1400 = 2200 ( J )
3、过程和途径过程体系的状态发生变化，从始态到终态，则称体系经历了一个热力学过程，简称过程。
若体系在恒温条件下发生了状态变化，我们说体系的变化为 “恒温过程”；同样理解 “恒压过程”，“恒容过程”。若体系变化时和环境之间无热量交换，则称之为“绝热过程 ”。
途径完成一个热力学过程，可以采取多种不同的方式。我们把每种具体的方式，称为一种途径。