厦门大学无机化学第01章 化学热力学初步
化学热力学初步(无机化学) ppt课件
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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。
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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
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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
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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；
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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
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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）。
无机化学(三)复习总结
<期末总结>
第一章 化学热力学与化学平衡
➢掌握重要的概念、函数和方程； ➢掌握化学平衡； ➢理解热力学第一、二、三定律。
一、基本概念
1）系统、环境：
指定的研究对象为系统，系统外 与之有关的 部分为环境。系统可 以分成三类：开、封、孤
3）状态、状态函数：系统一
切宏观性质的总和为状态；表征体 系状态的物理函数即为状态函数，
五、化学平衡理论
1. 平衡态: 给定条件下，反应的ΔG = 0时的状态即为平衡 态，平衡态是化学反应可达到的限度。
对于任意一个化学反应：0 = ΣvB B 热力学等温方程：ΔrGm(T) =ΔrGmӨ(T) + RT·lnQ
Q称为反应商: Q = ∏(B/BӨ)vB 其中：
气相物质：(B/BӨ)vB = (pB/pӨ)vB 水溶液： (B/BӨ)vB = (cB/cӨ)vB 纯固、液相物质： (B/BӨ)vB = 1
2)多重平衡规则
如果一个总反应是多个分反应的总和,则总反应的平衡常 数是多个分反应平衡常数的乘积.
例如：A B1 B2
则有：K
A
K B1
K
B2
同理：A B1 - B2
则有：K
A
K B1
K B2
3、 化学平衡的移动 吕·查德里原理 如果改变平衡系统的某一个条件(如浓度、 压力、温度等),则平衡就会向着减弱这个改变的方向移动.
应热就叫做该化合物的标准摩尔生成焓（Δf HmӨ）。
规定1：指定单质的标准摩尔生成焓为 0. Δf HmӨ(B指定单质 ,T) = 0 规定2：水合氢离子的标准摩尔生成焓为 0. Δf HmӨ(H+,aq,T) = 0
5.反应的标准摩尔焓变及其计算 对于反应： 0 = ∑(vB B)
大学无机化学课件 第一章
· 家庭用液化气，主要成分是丙烷、丁烷，
加压后变成液体储于高压钢瓶里，打开时减压 即气化。压力 气 但有时钢瓶还很重却不能点燃。是因为 体 C5H12 或C6H14等高级烷烃室温时不能气化。 性 质
临界常数：
• 临界温度 Tc: 每种气体液化时，各有一个特定温度叫 临界温度。 在Tc 以上，无论怎样加大压力，都不能使 气体液化。
是系统边界以外与之密切相关的物质世界。系统
与环境之间可以有物质和能量传递。据此，系统 可分为：敞开系统（系统与环境之间同时存在物 质和能量的传递）、封闭系统（系统与环境之间 只有能量的传递，而没有物质的传递）和隔离系
统（系统与环境之间既没有物质的传递，也没有
能量的传递）。
2、状态和状态函数
系统的状态就是系统所处的状况；表明系
=101.3 kPa×0.600=60.8 kPa
P(H2)=P(总)×
=101.3 kPa×0.100=10.1 kPa
3 3 3 P ( H ) V ( 总 ) 10 . 1 10 Pa 1 . 00 10 m 2 (2) n(H2)= = RT 8.314J m ol1 K 1 300K
H2, 1.00×10-3 mol He 和 3.00×10-3 mol Ne，在
35℃时总压为多少?
n( H 2 ) RT 解: p(H2) = V 3 1 1 2.5010 m ol 8.314J m ol K (273 35) K = 3 0.010m
= 640 Pa
n( He ) RT p(He) = V 3
（1）试样中氢的分压是多少?
（2）收集到的氢的质量是多少?
解:(1) 用排水法在水面上收集的气体为被水蒸气饱 和了的氢气, 试样中水蒸气的分压为3.17 kPa, 根据 分压定律:
厦门大学《无机化学》教学大纲
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5
第五章氧化还原反应
5.1 基本知识与氧化还原反应式的配平。
5.2 电极电位和电池电动势：原电池和电极电位；电极类型与原电池的简易表示法；标准氢电极与标准电极电势；标准电极电位表的应用。
5.3 电池电动势（E池）与反应的自由能变（ΔG）：E池与ΔG的关系；平衡常数K与EӨ池的关系。
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第四章酸碱电离平衡、沉淀溶解平衡
4.1 酸碱理论简介：酸碱质子理论；酸碱电子理论。
4.2 强电解质溶液：离子氛；活度。
4.3 弱电解质的电离平衡：一元弱酸弱碱的电离平衡与pH值求算；多元弱酸弱碱的电离平衡与pH值求算；同离子效应、盐效应；盐类水解。
4.4 缓冲溶液：定义；pH值求算；应用。
4.5 溶度积常数：溶度积原理；溶度积和溶解度的相互换算。
1.3 化学反应的方向：反应的自发性；熵的初步概念；Gibbs自由能与ΔG；吉布斯—赫姆霍兹方程ΔG=ΔH－TΔS应用。
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2
第二章化学平衡
2.1 化学平衡常数：可逆反应；化学平衡定律；经验平衡常数与热力学平衡常数；转化率。
2.2 化学平衡常数和自由能变：等温方程；
化学平衡常数和标准自由能变。
2.3 化学平衡移动：压力、浓度对化学平衡的影响；
3.运用酸碱平衡、沉淀溶解平衡和氧化还原平衡的一些基本概念、原理进行相关计算。
三、主要内容及学时安排
章或节
主要内容
学时安排
绪论
1
第一章化学热力学初步
1.1 热力学基本概念：状态与状态函数；过程与途径；热力学第一定律。
1.2 热化学：化学反应的热效应；恒容反应热Qρ和恒压反应热Qν；焓与反应焓变ΔH；热化学方程式的写法；几种反应焓的计算方法：盖斯定律、由标准生成焓计算反应焓、由燃烧热计算反应焓、由键能估算反应焓。
厦门大学无机化学教学大纲
教学大纲第一章化学的基本概念1．1 溶液浓度的计算1．2 液体的蒸气压1．3 理想气体定律1．4 国际单位制第二章化学热力学初步2．1 热力学第一定律: 功；热；内能。
2．2 热化学：化学反应热效应；焓变；恒容反应热；恒压反应热。
2．3 熵的初步概念：物理意义；标准熵；反应熵变。
2．3 化学反应方向：自由能变；吉布斯－赫姆霍兹方程。
第三章化学平衡原理3．1 道尔顿气体分压定律3．2 平衡常数及其应用表达式；标准平衡常数；经验平衡常数。
3．3 平衡常数与自由能变3．4 化学平衡的移动第四章弱酸弱碱电离平衡、酸碱理论、沉淀溶解平衡4．1 弱酸弱碱电离平衡：一元弱酸弱碱电离平衡；多元弱酸电离平衡；同离子效应；缓冲溶液；盐的水解。
4．2 溶液酸碱性：水的电离；pH值。
4．3 酸碱理论简介：质子理论；电子理论；软硬酸碱理论。
4．4 沉淀溶解平衡：溶度积常数；多重平衡计算。
第五章氧化还原反应5．1 氧化还原反应基本知识：离子－电子法配平。
5．2 电池电动势：原电池及其表示；电极电势；电动势与反应自由能变化关系；标准电极电表应用；Nernst方程式；复杂电极电势计算。
5．3 电解5．4 化学电源第六章原子结构6．1 原子核外电子运动状态：氢光谱；玻尔理论；波粒二象性；测不准原理；波函数基本概念；几率；几率密度；四个量子数；波函数和几率密度函数的角度分布。
6．2 原子核外电子排布与元素周期律：多电子原子的能级；电子组态构造；元素周期表。
6．3 元素基本性质的周期性第七章化学键和分子结构7．1 离子键：形成与本质；晶格能；玻恩－哈伯循环；晶格能与离子型化合物熔点沸点的关系。
7．2 共价键与分子结构：现代价键理论；杂化轨道理论；价电子对互斥理论；离域大Π键；分子轨道理论。
7．3 分子间作用力：偶极；诱导偶极；色散力；氢键。
7．4 晶体结构：晶格；晶胞；离子晶体；半径比规则；原子晶体；分子晶体。
第八章核化学简介8. 1 核结构8. 2 核反应8. 3 核能释放第九章 S 区元素9. 1 S 区元素价电子构性、氧化性及其变化规律；9．2 S 区元素的一些规律：对角线规则；R-OH规则；离子性盐类溶解度的判断标准；盐类的热稳定性。
无机化学之化学热力学基础优秀课件
几种常见的热力学过程
• 恒压过程（isobar process）
如果体系在状态变化过程中，且压力始终恒定， 则此变化过程称为恒压过程；
等压变化：只强调始态与终态的压力相同，且等 于环境压力，而对过程中的压力不作任何要求。
• 恒温过程（isothermal process）
如果体系的状态变化是在温度恒定的条件下进行 的，此变化称为恒温过程。
• 状态函数的特点
1）状态函数是状态的单值函数。 2）条件变化时，状态也将变化，但状态函数的变化值只
取决于始态和终态，而与状态变化的具体途径无关。
例：当系统由始态变到终 态时，系统的状态函
系统压力从 3pº变为 pº
数压力 P 和体积V 的
变化量与途径无关。
始 态
终 态
中间态Βιβλιοθήκη 3）当状态变化时，状态函数一定改变，但状态变化时， 状态函数并不一定全部改变。
开放体系 (open system)
有物质和能量交换
封闭体系 (closed system)
有能量无物质交换
孤立体系 (isolated system)
无物质和能量交换
（体系 + 环境）
3.1.2 状态与状态函数
状态 (state)
• 状态的定义
体系的状态是体系宏观物理和化学性质的综合表现。 体系的宏观性质包括：温度 ( T )、压力 ( p )、体
描述体系的状态不一定要用该体系的全部状态 函数，而用它的某几个状态函数就行，因为这些状 态函数间往往有一定的联系。
例如，要描述一理想气体所处的状态，只需知道 T、p、V 就够用，因为根据理想气体的状态方程 pV = nRT，此理想气体的物质的量 (n) 也就确定了。
无机化学—第一章热化学
理想气体状态方程
pV = nRT
p——气体的压力，单位为帕(Pa) V——体积，单位为立方米(m3) n——物质的量，单位为摩(mol) T——热力学温度，单位为“开”(K) R——摩尔气体常数 (8.314 J∙mol-1∙K-1)
从微观上看，理想气体的分子有质量，无体积，是质点；每个分子在
气体中的运动是独立的，与其他分子无相互作用，碰到容器器壁之前
rHm = [4 fHm(NO,g) + 6 fHm(H2O,g)] - [4 fHm(NH3,g) + 5 fHm(O2,g)]
={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ·mol-1 = -905.48kJ·mol-1
※ 计算时,注意系数和正负号
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例
反应
rHm/kJ·mol-1 序号
2Cu2O(s)+O2(g) → 4CuO(s)
-292
1
CuO(s)+Cu(s) → Cu2O(s)
-11.3
2
计算 fHm (CuO,s)
解：(2)式×2，得： 2CuO(s)+2Cu(s)→2Cu2O(s) 3
(3)式+ (1)式，得： 2Cu(s)+O2(g)→2CuO(s) 4
(rHm)3=2(rHm)2=-22.6 kJ·mol-1
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1.1 几个基本概念
❖ 状态：是指用来描述系统压力 p,体积 V, 质量 m和 组成等各种宏观性质的综合表现；
❖ 状态函数：是用来描述系统状态的物理量，如 p,V T,以及内能 U,焓 H,熵 S ；
状态一定,状态函数确定 状态函数之间的关系称为状态方程;
化学热力学初步(无机化学)
温度、浓度、酸碱性质等都可以影响酸碱平衡。
应用
酸碱平衡是生物体内和工业生产中非常重要的过程，可以用于调节溶液的酸碱度，以及处理工业废水等。
04
CHAPTER
相平衡
单组分相图是描述单一化学物质在不同温度和压力条件下相态变化的图形。
总结词
单组分相图显示了物质从气态、液态到固态的相变过程，以及不同压力和温度下的相平衡点，如露点、泡点等。
02
CHAPTER
化学反应的热力学
VS
反应热是指在一定的压力下，化学反应吸收或释放的热量，通常用Qr表示。焓变是指在等温、等压条件下，化学反应吸收或释放的热量，通常用ΔH表示。
详细描述
反应热是化学反应过程中吸收或释放的热量，是热力学的一个重要参数。在等温、等压条件下，反应热等于反应物和生成物的焓值之差，即ΔH = Σ(Hb,产物) - Σ(Hb,反应物)。焓变则表示了化学反应过程中能量的变化，其值直接影响反应的方向和平衡常数。
反应速率与速率方程
反应机理是化学反应过程中各个步骤的详细描述，包括中间产物和能量变化。速率常数是反应机理中的一个重要参数，它表示了反应速率与反应物浓度的关系。
总结词
化学反应过程往往包含多个步骤，这些步骤构成了反应机理。反应机理是化学反应过程中各个步骤的详细描述，包括中间产物和能量变化。通过了解反应机理，可以更深入地理解化学反应的本质。在反应机理中，速率常数是一个关键参数，它表示了反应速率与反应物浓度的关系。速率常数的大小反映了不同物质在反应中的贡献，是化学动力学研究的重要内容之一。
热力学第二定律
总结词：热机效率
详细描述：热机效率表示热机将热能转化为机械能的效率。根据热力学第二定律，任何热机的效率都不可能达到100%，因为必然会有热量损失。
普通化学无机化学2019化学热力学基础1-PPT课件
功和热的数值与变化途径有关，因此它们不是 状态函数。
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气体反抗恒定外压所做的体积功可计算如下：
W p V 外
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例 2.1 温度 T，体积 V 的理想气体发定压膨 胀，体积增大 △ V。 以该理想气体为系统，计算过程中系统所作体 积功。
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体系和环境往往要进行物质和能量交换，按照 交换情况的不同，可将体系分为三种类型： （1）敞开体系：体系和环境之间既有物质交 换，又有能量交换的体系。 例：有一广口瓶，内盛一定量的水，这个盛水 的广口瓶就可看作是敞开体系，既有能量交换， 还有水的蒸发和气体溶解。 研究对象是水。
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（2）封闭体系：即体系和环境之间，只有能 量交换，而无物质交换。
一个人的健康状态常用体温、脉搏、血压等物 理量来说明，一个体系的状态也可以用一系列 物理量来确定。 如理想气体的状态是由压力p、体积V、温度T 和物质的量n，4个物理量来确定。
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如果其一个或多个物理量发生变化，则体系由 一种状态变成另一种状态。 这些确定体系热力学状态的物理量（p、V、T、 n）称之为状态函数。
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2.1.3功和热 功和热是体系（研究对象）状态变化（用状态 状态函数来描述）时，与环境交换能量时的两 种形式。
当体系和环境是由于温差而在两者之间传递的 能量称为热。 常以符号Q来表示，规定若系统吸热 Q>0,系统 放热 Q<0.热的单位是J.
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除了热以外，体系和环境之间传递能量的所有 其它形式统称为功。 功是由于压力差或其它机电“力”引起的能量 在体系和环境之间的交换的形式。 功用符号W表示，规定若环境对体系做功W > 0. 体系对环境做功W < 0,功的单位是J.
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无机化学_第1章化学热力学基础
2020年8月23日 3时38分
引言
(1) 反应是否能自发进行（反应的方向）？通过理论计 算来解决问题而不是靠实验。
(2) 如果反应能自发进行，它可以进行到何种程度（反 应的限度）？整个反应过程中的能量变化是多少？
(3)反应的速率大小（反应是否有实际意义）？ (4)了解物质的结构和性能之间的关系。
2020年8月23日 3时38分
如：在一封闭系统中
始态
过程中
U1
与环境交换热和功
q +W
终态 U2
根据能量守恒定律： U2 = U1 +（q + W） 或：△U = U2 - U1 = q + W
上式说明：系统从始态到终态的变化过程，其 热力学能的改变（△U ）等于系统吸收的热量和 得到的功。
2020年8月23日 3时38分
规定： 1、系统吸热 q ＞0 ，系统放热 q ＜0。 2、系统对环境做功 Ｗ ＜ 0 ， 环境对系统做功 Ｗ ＞ 0。 3、热和功不是状态函数，因此其数值大
小与变化途径有关 4、热和功的单位：J 或 kJ
2020年8月23日 3时38分
1-1-5 热力学能
１、热力学能──系统中一切形式能量的总和， 用Ｕ表示。
我们把状态发生变化的经过称为过程。完成 这个过程的具体步骤称为途径。又分为：
恒温过程：过程中体系的温度保持不变。 恒压过程：过程中体系的压力保持不变。 恒容过程：过程中体系的容积保持不变。 绝热过程：过程中体系与环境热交换为零。
2020年8月23日 3时38分
1-1-4 热和功
热量──系统和环境之间存在温差时所发生的能 量交换。 如：反应热、溶解热等
绪论 第一章 化学热力学基础 第二章 化学反应速率和化学平衡 第三章 滴定分析法概述、误差与数据处理 第四章 酸碱平衡 第五章 酸碱滴定法 第六章 氧化还原反应及电化学 第七章 氧化还原滴定法
无机化学第一章
CO 2 (g)
mol △ rHm (1) = -393.5kJ· -1 (2) CO(g) 1 O 2 (g) 2
CO 2 (g)
mol △ rHm (2) = -282.98kJ· -1 计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓。
解法一：设计反应途径。
C(s) O2 (g)
△ rHm (3)
CO2 g
1 2
O2 (g) CO(g)
△ rHm (2)
△ rHm (1) 途径1
途径2
△ rHm (1) =△ rHm (2) + △ rHm (3)
mol △ rHm (3) =△ rHm (1) -△ rHm (2) = -110.53kJ· -1
解法二：方程式代数相加减。
C(s) O 2 (g) CO 2 (g) △ rHm (1) )CO(g) 1 O 2 (g) CO 2 (g) △ rHm (2) 2
l
（二）、热力学能
热力学能(U)： 体系内所有微观粒子的全部 能量之和，也称内能（J 或 kJ）。 特点：是状态函数，是广度性质，其绝对值 不可知。
U U 2 U1
热力学能的改变量只与体系的始态、终态有 关，与变化途径无关。
（三）、热力学第一定律
即能量守恒与转化定律。 在封闭系统的前提下： Q U1 W U2 U2 = U 1 + Q + W U2 - U1 = Q + W 热力学第一定律为： 对于封闭系统： U Q W
•摩尔质量相同的物质，结构愈复杂的，
熵值愈大。
Sm (CH3OCH3,g)＜ Sm (CH3CH2OH,g)
•同一物质，温度升高，熵增大。 •压强对固体、液体熵值影响可忽略，但对 气体影响大，压强愈大，熵值愈小。
第2章+化学热力学初步-20111012-1
功: 除了热之外，其它被传递的能量叫做功表示为W
规定：环境对体系做功时，W为正值； 体系对环境做功时，W为负值。
体系与环境之间的能量的交换方式— 热和功
1.2 热和功
体积功： W = P ΔV 单位： J、kJ
热和功不是状态函数，不取决于过程的始、终态。只有 在能量交换时才会有具体的数值，而与途径有关。
例如，理想气体的状态方程可表示为：
pV=nRT
1.1.4、 广度（容量）性质及强度性质
1.1.4.1 广度（容量）性质（extensive properties） 与体系中物质的量成正比的物理量(体积、质量等)
∑ X = ∑ Xi ； 具有加和性。 （如体积、质量、熵等）i=1
1.1.4.2 强度性质（intensive properties）： 数值上不随体系中物质总量的变化而变化的物理量（温 度、密度、摩尔热容）。
状态
1.1 热力学基本概念
2. 确定体系状态的物理量称为状态函数（state function）
3. 状态函数的特点：状态函数只与体系的始态 和终态有关，而与变化的过程无关P、V、T、n
4. 体系状态函数之间的定量关系式称为状态方程。 （state equation ）
对于一定量的单组分均匀体系，状态函数T,p,V 之间 有一定量的联系。
1. 热力学第一定律,热和功
化学热力学的特点：
• 研究对象是大数量分子的集合体，结论具有统计意 义，只考虑物质宏观性质的变化，不涉及物质的微 观结构和微观运动机理。
• 只需了解研究对象的起始状态和最终状态，无需了 解变化过程机理，即可研究过程的变化趋势及规律。
无机化学-热化学
ECC
2 EOH ]
[5 ECH ECC EOH ECO ]
53.5kJ mol1
化学反应热计算小结
依据实验测定（ Q p 和 Q v )
应用热化学原理
1、盖斯定律：
r
H
θ m
r
H
θ m1
Δ
r
H
θ m
2
......
2、由标准生成焓计算反应焓
rHm = i f Hm ( 生 ) － i f Hm ( 反 )
凡注明反应热的反应方程式，称为热化学方程式
H2(g) + ½ O2(g) ½ N2(g) + O2(g)
H2O(l) NO2(g )
rHm(298K) = -286kJ·mol-1 rHm(298K) = +34kJ·mol-1
表示热力学标准状态
对单一气体——气体处于标准压力下 1atm=101325Pa 对混合气体——每种气体的分压都出于标准压力下 凝聚态物质——纯液体或固体的标态则指出于标准压力下的 纯物质。 溶液的标态——溶度为1mol ·dm-3
Thermochemical data
指的是能直接用量热计测定的那些反应
应用热化学原理
★ 正反应和逆反应的
r
H
θ m
数值相等, 但符号相反
★ 盖斯定律: 一个化学反应的总焓变与该反应可能涉
及的中间步骤的数目和涉及哪些中间步骤无关
思路和技巧
选择和设计合理、简捷的热化学循环至关重要！
测量恒容反应热的装置
求 C ( 石墨 ) + 1/2 O2 ( g ) —— CO ( g )的 rHm 。
解：
C ( 石墨 ) + O2 ( g )
厦大无机
1化学热力学初步1、热力学第一定律ΔU=Q －W ，由于U 为状态函数，所以Q 和W 也是状态函数，对吗？为什么？2、解释下列名词 （1）体系与环境（2）热（Q ）（3）功（W ）（4）焓（H ）和焓变（ΔH ）（5）热力学能U（6）恒容反应热（Q v ）和恒压反应热（Q p ） 3、什么叫状态函数？它具有何特性？ 4、何谓热效应？测量方法有哪两种？5、什么叫热化学方程式？书写热化学方程式要注意哪几点？6、①无机化学中常用的反应热有哪几种：反应热的实质是什么？什么类型的化学反应Q ρ=Q ν？等摩尔的NaOH 与NH 3·H 2O 溶液分别与过量的HCl 溶液中和所放热量是否相等？为什么？②反应2N 2（g ）+ O 2(g)=2N 2O （g ）在298K 时，ØmrH ∆=164KJ ·mol -1求反应的ΔU ？7、什么叫标准生成热Ømf H ∆？什么是标准燃烧热ØmcH∆？8、何谓盖斯定律？9、什么是自发过程？自发过程有何特征？ 10、用焓变判断反应的自发性为什么是不全面的？11、什么是熵？什么是绝对熵和标准熵？其符号、单位是什么？ 12、影响熵值的因素有哪些？举例说明。
13、化学反应自发性的标准是什么，举例说明。
14、什么叫Gibbs 自由能？怎样用自由能的变化（ΔG ）来判断反应的方向？ 15、在标准状态下Gibbs 方程如何书写？ 16、什么叫标准生成自由能Øm f G ∆？ 17、判断下列说法是否正确？为什么？ （1） ΔS 为正值的反应均是自发反应？ （2） 物质的量增加的反应ΔS 为正值；（3） 若ΔH 和ΔS 均为正值，则温度上升ΔG 将下降； （4） 某反应的ØmrG∆>0，表明该反应在任何条件下都是不自发进行的；（5） 放热反应均是自发反应； （6） 纯单质的Ømf H∆，Øm f G ∆，Øm S 皆为零；（7） ΔH 和ΔS 基本上不随温度而变化，G ∆也是这样； （8） 物质的温度越高，熵值越大。
厦门大学物理化学上各章知识点总结
第1章第零定律与物态方程一、基本要点公式及其适用条件1.系统的状态和状态函数及其性质系统的状态—就是系统物理性质和化学性质的综合表现，它采用系统的宏观性质来描述系统的状态，系统的宏观性质，也称为系统的"状态函数"。
系统的宏观性质（状态函数）—就是由大量（摩尔级）的分子、原子、离子等微观粒子组成的宏观集合体所表现出的集团行为，简称"热力学性质"或“热力学函数”如p、V、T、U、H、S、A、G 等。
Z=f(x,y)表示一定量、组成不变的均相系统，其任意宏观性质(Z)是另两个独立宏观性质(x,y)的函数。
状态函数Z具有五个数学特征：(1)，状态函数改变量只决定于始终态，与变化过程途径无关。
(2)，状态函数循环积分为零，这是判断Z是否状态函数的准则之一。
(3)，系Z的全微分表达式(4)，系Z的Euler 规则，即微分次序不影响微分结果。
(5)，系Z、x、y满足循环式，亦称循环规则。
2.热力学第零定律即热平衡定律：当两个物态A和B分别与第三个物体C处于热平衡，则A和B之间也必定彼此处于热平衡。
T =t+273.15，T是理想气体绝对温标，以"K"为单位。
t是理想气体摄氏温标，以"℃"为单位。
绝对温标与摄氏温标在每一度大小是一样的，只是绝对温标的零度取在摄氏温标的-273.15℃处，可以看出，有了绝对温标的概念后，只需确定一个固定参考点(pV)0p=0，依国际计量大会决定，这个参考点选取在纯水三相点，并人为规定其温度正好等于273.16K。
3.理想气态方程及其衍生式为:；式中p、V、T、n单位分别为Pa、m3、K、mol；R=8.314J·mol-1·K-1，V m为气体摩尔体积，单位为m3·mol-1，ρ 为密度单位kg·m-3，M 为分子量。
此式适用于理想气或近似地适用于低压气。
4.理想混合气基本公式(1)平均摩尔质量；式中M B和y B分别为混合气中任一组份B 的摩尔质量与摩尔分数。
无机化学化学热力学初步
的热容，指内容物升高 1 K 所需要的热 量；
C ：量热计常数，整个量热计升高 1 K 所需要的热量。
无机化学化学热力学初步
保温杯式量热计29
反应热的测量
❖ 2）等容反应热 Qv——弹式量 热计(测定燃烧热)
Q放= Q吸 Qv = Q水+ Q弹
4 10 5 Pa 4 dm3 15
途径 B：分两步膨胀
无机化学化学热力学初步
4 10 5 Pa 4 dm3 16
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 = - 800 （J）
= - 0.5 8.314 373
= - 1.55 kJ ·mol – 1
∵ Qp = Qv + nRT ∴ Qv = Qp – nRT
= - 241.9 – (-1.55)
= - 240.35 kJ ·mol – 1
无机化学化学热力学初步
34
2.3 化学反应的热效应
二、反应进度概念
❖ 煤炭燃烧中的重要反应: C + O2 —— CO2
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R = 8.314 J K-1 mol-1 = 8.314 Pam3 K-1 mol-1 = 8.314 kPadm3 K-1 mol-1
无机化学化学热力学初步
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例 2: 在 101.3 kPa 条 件 下 ， 373 K 时 ， 反 应 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)的等压反应热是 -483.7kJ·mol– 1，求生成1mol H2O(g)时的等压 反应热QP及等容反应热QV 。
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第一章化学热力学初步
1.1 热力学第一定律
1.1.1 基本概念
前言：热力学是研究热能和机械能以及其它形式能量之间转换规律的一门科学，用热力学的理论和方法研究化学则产生了化学热力学。
化学热力学可以解决化学反应中能量变化问题进行的限度等问题。
化学热力学在讨论物质的变化时，着眼于宏观性质的变化，不需涉及物质的微观结构,即可得到许多有用的结论，运用化学热力学方法研究化学问题时，只需知道研究对象的起始状态和最终状态而无需知道变化过程的机理，即可对许多过程的一般规律加以探讨。
一、热力学第一定律
1.基本概念
(1).环境和体系：热力学中称研究对象为体系，称体系以外的其它部分为环境。
例：研究杯中的水则水是体系，水面以上空气，盛水的杯子，乃至放杯子的桌子等都是环境。
按照体系与环境之间的物质和能量的交换关系，通常将体系分为三类：
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：体系与环境之间有能量交换但没有物质交换。
孤立体系：体系与环境之间既无能量交换又无物质交换。
例：在一敞开杯中盛满热水，以热水为体系则是一敞开体系。
降温过程中体系向环境放出热量，又不断有水分子变为水蒸气逸出。
若在杯上加一个盖子则避免理论与环境间的物质交换。
于是得到一个封闭体系。
若将杯子换成一个理想保温杯杜绝了能量交换，于是得到一个孤立体系。
(2).状态和状态函数
状态：由一系列表征体系的物理量所确定下来的体系的存在形式，称为体系的状态。
状态函数：籍以确定体系状态的物理量。
例：某理想气体，其物质的量n=1mol，压强p=1.013×105Pa，体积V=22.4L，温度T=273K。
我们说它处于标准状态。
P、V、T和n就是体系的状态函数。
体系发生变化前的状态称始态，变化后的状态称终态。
体系变化的始态和终态一经确定，各终态函数的改变量也就确定。
状态函数的改变量常用希腊字母∆表示，如始态温度为T１终态温度为Ｔ２则状态函数的改变量∆Ｔ＝T１－Ｔ２。
有些状态函数，如Ｖ和ｎ,所表示的体系的性质具有加和性,称体系的量度性质或广延性质。
有些状态函数如Ｐ和Ｔ等,所表示的性质不具有加和性，称体系的强度性质。
(3).过程和途径
过程：体系的终态发生变化，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。
有一些过程是在特定条件下进行的如恒压过程、恒温过程、恒容过程、绝热过程等。
途径：变化过程可以采取许多种不同方式，我们把这每一种具体的方式称为一种途径。
状态函数的改变量决定于过程的始终态，与采取哪些途径来完成这个过程无关。
(4).体积功
在许多过程中，体系的体积变化，体系在反抗外界压强发生体积变化时，有功产生。
这种功称为体积功。
例：膨胀过程中，气体将活塞从Ⅰ位推到Ⅱ位。
位移为∆l，则W=F·∆l，而F=P·S，所以W=P·S·∆l=P·∆V（W为功、F为力、P为压强、S为活塞面积、∆V为体积改变量）。
(5).热力学能（内能）
体系内一切能量的总和叫做体系的热力学能，通常用U表示。
它包括体系内各种物质的分子或原子的位能、振动能、转动能、平动能、电子的动能以及核能等，理想气体的内能U只是温度的函数。
1.1.2 热力学第一定律
2.热力学第一定律
(1)内容：若某体系由状态变化到状态，在这一过程中体系吸热为Ｑ，并做功Ｗ，用ｕ表示体系内能的改变量，则有关系式ΔU＝Ｑ－Ｗ。
可以说体系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。
(2)热和功:
a.符号：体系在变化过程若吸热则Ｑ>０，若放热则Ｑ<０。
体系在变化过程若体系对环境做功则Ｗ>０，环境对体系做功则Ｗ<０。
b.功和热与途径的关系：状态函数的改变量只与体系所经历的热力学过程的始态和终态有关，与途径无关。
功Ｗ和热Ｑ不是状态函数。
功和热只有在能量交换时才会有具体的数值并且随着途径不同，功和热的数据都会有变化。