第一章 化学反应的基本规律

第一章化学反应的基本规律

一.基本概念

1.体系的三种类型:敞开体系，封闭体系，孤立体系。

2.体系的性质：a广度性质（容量性质，具有加和性），b强度性质（一般不具有加和性）。

3.状态函数及其重要特征：a体系的各状态函数之间互相联系，b当体系的始态和终态确定

时，状态函数的增量确定。

二.热力学第一定律及其三个变量：

1.△U（内能变化）=Q（从环境吸热）-W（对环境做功）；Q吸热大于零、W正负取值对外做

功大于零。

三.焓与热效应

1.H及其性质:a,H=U+pv b,其绝对值无法确定。

2.△H及其与热效应的关系：a 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Q等于体系的焓变ΔH； b Q=ΔH=H生成物－H反应物； c 标准摩尔焓变：标准状态下化学反应的焓变称为化学反应的标准摩尔，符号为：Δr Hθm d 标准生成焓：在标准状态下，由参考态单质生成1mol某物质的化学反应标准摩尔焓变，称为该物质的标准摩尔焓变；符号：Δf Hθm e标准生成焓乘以化学反应的系数的和等于标准摩尔焓变，反应物系数带负号。

3.反应进度：反应或者生成的物质的量除以化学计量数。ξ=Δn A÷V A

4．Δr Hθm=Δr H÷Δξ。

四.熵及其初步概念

1.熵的含义：熵是体系混乱度的量度；体系越混乱，熵值越大。体系状态确定后，熵值就确

定了，因此，熵也是状态函数；

2．熵的计算：温度为0K时，纯物质的熵值规定为零；将某纯物质从0K加热至某一温度T，过程的熵变ΔS=S(T)－0=S（T）；

3.标准摩尔熵变：Δr S mθ，标准生成熵：S mθ(T)

4. H,G的绝对值不知道，S的绝对值能够确定.

五.吉布斯自由能

1.吉布斯自由能与自发过程：吉布斯自由能G=H－TS ，H=U+pV，△G＜0，反应能自发进行；

2.G反映了体系做有用功的能力，体系吉布斯自由能的减少（△G）等于体系对外可能做的

最大有用功，－△G=W max

六．吉布斯-赫姆霍兹公式及其应用

1.公式：ΔG（T）=ΔH(T)-TΔS(T)，可做近似处理，将ΔH(T)、ΔS(T)视为不随温度改变；

2.应用：熵增焓减在任何温度自发；熵减焓增在任何温度都不自发；熵增焓增在高温下自发；

熵减焓减在低温下自发。