化学热力学基础
化学热力学基础
Qp = ΔU +Δ (pV) = (U2 - U1) +p(V2 -V1) = (U2 + p2V2) - (U1 + p1V1)
ΔH 称为焓变。ΔH > 0，表明体系从环境吸热； ΔH < 0, 表明体系向环境放热。
4பைடு நூலகம்
1、“焓”不是系统所含的热量。QP与ΔH只是数值上相等， QP不是状态函数,而ΔH是状态函数 。 特别提醒
恒压过程、恒容过程，绝热过程和循环过程。
2
途径
完成这一过程的具体步骤。
4、热与功
体系与环境之间因为温度差而进行的能量交换形式。 热（Q） 体系从环境吸热：Q > 0 ；体系向环境放热：Q < 0 特点：不是状态函数 体系与环境之间除热以外的其它能量交换形式。
功（W）
环境对体系做功：W > 0 ；体系对环境做功：W < 0
7
对于任意的化学反应：aA ＋ bB ＝ gG ＋ dD 标准摩尔反应焓变 rHm = H = g fHm(G)+ d fHm(D)- a fHm(A)- b fHm(B)
标准摩尔燃烧焓变 C H m
Θ
1mol纯物质在标准状态和指定温度下完全燃烧时的标准焓变。 完全燃烧是指C、H、N、S等分别被氧化为CO2(g)、H2O(l)、N2(g)、SO2(g) 。 规定：完全燃烧产物的 CHm= 0 。即： CHm(CO2,g) = CHm(H2O,l) = CHm(N2,g)= CHm(SO2,g) = CHm(O2,g) = 0 对于任意的化学反应：aA ＋ bB ＝ gG ＋ dD rHm = H = a CHm(A)+ b CHm(B)- g CHm(G)- d CHm(D)
化学热力学基础知识点汇总
化学热力学基础知识点汇总化学热力学是研究化学反应过程中能量转化规律的科学，它对于理解化学反应的可能性、方向和限度具有重要意义。
以下是对化学热力学基础知识点的详细汇总。
一、热力学的基本概念1、体系与环境体系是我们研究的对象，根据体系与环境之间物质和能量的交换情况，可分为敞开体系、封闭体系和孤立体系。
敞开体系：与环境既有物质交换，又有能量交换。
封闭体系：只有能量交换，没有物质交换。
孤立体系：既无物质交换，也无能量交换。
2、状态函数状态函数是用于描述体系状态的物理量，其值只取决于体系的状态，而与变化的途径无关。
常见的状态函数有温度（T）、压力（P）、体积（V）、内能（U）、焓（H）和熵（S）等。
3、过程与途径过程是指体系状态发生变化的经过，而途径则是完成这个过程的具体方式。
例如，从状态 A 到状态 B 可以通过不同的途径实现，但状态函数的变化量只与始态和终态有关，与途径无关。
二、热力学第一定律热力学第一定律也称为能量守恒定律，其表达式为：ΔU ＝ Q ＋ W 。
其中，ΔU 表示体系内能的变化，Q 表示体系从环境吸收的热量，W 表示环境对体系所做的功。
当体系膨胀时，体系对环境做功，W 为负值；当体系被压缩时，环境对体系做功，W 为正值。
如果是恒容过程，体积不变，W ＝ 0，此时ΔU ＝ Qv ，Qv 表示恒容热。
如果是恒压过程，压力恒定，ΔU ＝Qp PΔV ，Qp 表示恒压热，此时 H ＝ U ＋ PV ，ΔH ＝ Qp 。
三、热化学1、化学反应的热效应化学反应在一定条件下发生时，所吸收或放出的热量称为化学反应的热效应。
热效应分为等容热效应和等压热效应。
2、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与热效应关系的方程式。
需要注明反应物和生成物的状态、反应的温度和压力以及反应热。
3、标准摩尔生成焓在标准状态下，由最稳定单质生成 1mol 化合物时的焓变称为该化合物的标准摩尔生成焓。
利用标准摩尔生成焓可以计算化学反应的标准摩尔反应焓变：ΔrHmθ ＝ΣνBΔfHmθ(B) 。
化学热力学基础
主要解决过程的能量效应问题，计算过程的功和反应热。
1、在计算应用过程中，不考虑非体积功。
即：W’= 0
2、化学反应发生后，T 始=T 终
ΔU = Q + W’+ W 体= Q + W 体 2.2.3.2 定容过程
定容热 QV： 若系统在变化过程中保持体积恒定，此时的热称为定容热。
2.4 热化学
规定：（1）在计算应用过程中，不考虑非体积功。即：W’= 0 （2）化学反应发生后，T 始=T 终
2.4.1 热化学方程式
热化学方程式表示指定的反应与指定条件下的反应热效应的关系的方程式。 H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (l) △rHmθ =-285.8kJ/mol 1/2 N2 (g) + O2 (g) = NO2 (g) △rHmθ = 34kJ/mol
即： νA=-a，νB=B -b，νY=y，νZ=z
上式可简写成： 此式中的 B 代表反应物和产物。 反应进度（ξ）：是表示物质变化进程的物理量。 其定义为： nBB(ξ)= nBB(0)- nBξB
式中nB(B 0)和nBBξ分别代表反应进度ξ=0（反应未开始）和ξ=ξ 时B的物质的量。由于反应未开始时nB(B 0) 为常量，因此
后，即系统的状态一定时，系统内部的能量总和（热力学能）就有确定的值。所以，热力学能
（U）是状态函数，其变化量 ΔU 与途径无关，其绝对值不可测定。可测量的只是ΔU
2.2.3 热力学第一定律
对于一与环境没有物质交换的系统（封闭系统），若环境对其作功 W 、系统从环境吸收热量 Q , 则系统的能量必有增加，根据能量守恒原理，增加的这部分能量等于 W 与 Q 之和：
化学热力学基础
一、反应热与化学反应方向
早在 19 世纪 70 年代，法国化学家贝塞洛和 丹麦化学家汤姆森提出，反应热是判断化学反应 方向的判据。
许多放热反应在常温、常压下确实能自发进 行，但少数吸热反应在常温、常压下也能自发进 行。这说明反应热是影响化学反应方向的重要因 素，但不是决定反应方向的惟一因素。
二、熵变与化学反应方向
书写热化学方程式应注意以下几点： （1）习惯上将化学反应方程式写在左边，相应的 ΔH
和ΔU写在右边，两者之间用逗号或分号隔开。 （2）注明反应的温度和压力。
（3）注明反应物和产物的聚集状态，分别用 s、l 和 g 表示固态、液态和气态，用 aq 表示水溶液，如 果固态物质存在不同的晶型，也要注明晶型。
（4）同一化学反应，当化学计量数不同时，反应的 摩尔热力学能变和摩尔焓变也不同。
四、赫斯定律
化学反应，不管是一步完成或分成几步完成， 反应热总是相等的。上述规律称为赫斯定律。
A rHm(T ) D
r H m,1(T )
r H m,3(T )
B rHm,2 (T) C
r Hm (T ) r Hm,1(T ) r H m,2 (T ) r H m,3(T )
dGT , p ≤ δW
对有限的化学变化：
(rGm )T ,p ≤W
当 W 0 时：
(rGm )T , p ≤ 0
在标准状态，上式可改写为：
(rGm )T ≤ 0
四、温度对化学反应方向的影响
表2 ΔH、ΔS 及T 对反应自发性的影响
反应实例
ΔH ΔS ΔG = ΔH–TΔS
① H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) — +
（1）敞开系统：系统与环境之间既有 能量交换，又有物质交换。
化学反应热力学
化学反应热力学热力学是研究能量转化和传递的科学。
而化学反应热力学则是研究化学反应中能量转化和传递的过程，包括热量变化、热力学函数和方程等方面的内容。
本文将从化学反应的热力学基础、热化学方程式和热力学定律三个方面来论述化学反应热力学的相关内容。
一、化学反应热力学基础化学反应的热力学基础是热力学第一定律和第二定律。
热力学第一定律，也称为能量守恒定律，指出能量在物质系统中的转换不会增加或减少，只会从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物的能量要等于生成物的能量。
热力学第二定律则是描述反应的熵变，即反应过程中系统的混乱程度的增加或减少。
根据熵变的正负可以判断反应的方向和可逆性。
二、热化学方程式热化学方程式是描述化学反应热力学性质的方程式。
在热化学方程式中，可以通过ΔH和ΔS来表示反应的焓变和熵变。
ΔH为焓变，表示反应过程中吸热或放热的大小；ΔS为熵变，表示反应过程中系统的混乱程度的变化。
根据热化学方程式可以计算出反应的热力学性质，如热力学平衡常数、反应的自由能变化等。
三、热力学定律热力学定律是描述化学反应热力学性质的基本规律。
其中最重要的定律是吉布斯自由能变化定律和反应标准摩尔焓变定律。
吉布斯自由能变化定律可以用来判断反应的可逆性和方向，当吉布斯自由能变化ΔG小于零时，反应是可逆的，当ΔG等于零时，反应处于平衡态。
反应标准摩尔焓变定律可以用来计算反应的焓变，它依赖于反应物和生成物的摩尔焓。
在化学反应热力学中，还有其他一些重要的定律和概念，如伟德平衡、化学动力学和反应速率等，这些内容超出了本文的范围，不再详述。
总结：化学反应热力学是研究化学反应中能量转化和传递的科学。
从热力学基础、热化学方程式和热力学定律三个方面，我们了解到了化学反应热力学的相关内容。
热力学第一定律和第二定律是热力学的基础，热化学方程式可以用来描述反应的焓变和熵变，热力学定律则是描述反应的热力学性质的基本规律。
通过对化学反应热力学的学习，我们可以更深入地理解化学反应过程中能量的转化和传递。
化学热力学基础
Q 和W 都不是状态函数
体积功
体积功是体系在反抗外压发生体积变 化时而引起的体系与环境间能量的传递。 W体= p外ΔV
p内 P内 ΔV
P外 p外
第二节 热力学第一定律和热化学
热力学第一定律
能量只能从一种形式转化为另一种形式，从一个 物体传递给另一个物体，但在转化和传递过程中，能 量的总数量不变。 它的另一种表达形式就是：不供给能量而连续不 断的对外做功的第一类永动机是不可能造成的。
CaCO3 (方解石)
CaO(s)+ CO2(g)
△ rH m
CaO(s)+ CO2(g)
Ca(s)+ C (石墨)+ O2
标准生成焓
温度T下,由标准态的各元素的稳定单质生成 标准态下1mol某纯物质的热效应称为该物质的标 准摩尔生成焓(standard molar enthalpy of formation)简称标准生成焓。
example
例：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)
△rHm(298.15K)＝-483.6 kJ· -1 mol H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)
△rHm(298.15K)＝-241.8 kJ· -1 mol
标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓
CaCO3 (方解石) Qp =△rH=H2 - H1 =∑H(生成物) - ∑H(反应物)
练习题 求H2O(l)→H2O(g) ΔrHm
ΔfHm
1 查表： H2(g) + O2(g) = H2O(l) 2
H2O(l) = -285.8 kJ· -1 mol
1 H2(g) + O2(g) = H2O(g) 2
ΔfHm H2O(g) = -241.8 kJ· -1 mol ΔrHm = ΔfHm H2O(g)-ΔfHm H2O(l) ΔrHm = -241.8+285.8 = 44.0 kJ· -1 mol
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℃。
大学化学热力学基础ppt课件
01
耗散结构理论
研究非平衡态系统中自组织现象的理论 框架，探讨系统如何通过自组织形成有 序结构。
02
03
协同学
研究非平衡态系统中各部分之间协同 作用的理论，揭示系统如何通过协同 作用实现自组织过程。
谢谢聆听
03
开放系统
与外界既有能量交换又有物质交换的系统。
热力学平衡态与过程
平衡态
在不受外界影响的条件下，系统各部 分的宏观性质不随时间变化的状态。
热力学过程
系统由一个平衡态转变到另一个平衡 态的经过。
热力学第一定律
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。
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。
热力学温度
热力学温标所表示的温度叫做热力学温度，用T表示， 单位是开尔文（K）。
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。
03
热化学方程式的书写与计算
04
生成焓与燃烧焓的概念及应用
盖斯定律及应用
盖斯定律的内容与意义 利用盖斯定律计算反应热
热化学方程式的加和与相 减
盖斯定律在工业生产中的 应用
化学反应方向判据
焓变与熵变对反应方向 的影响
沉淀溶解平衡与溶度积 常数
01
02
03
自由能变化与反应方向 的关系
04
影响沉淀溶解平衡的因 素
实际循环效率分析
循环效率定义
评价热机或制冷机性能的重要指标，表示有用功与输入功的比值。循环效率越高，表示 机器性能越好。
化学热力学基础
化学热力学基础热力学是研究能量变化和转化的科学，而化学热力学则专注于研究化学反应中的能量变化和转化。
在化学反应中，物质的能量发生了变化，这种变化可以通过热力学原理和方程来描述和计算。
本文将介绍化学热力学的基本概念、方程和应用。
一、热力学基本概念1. 系统和周围：热力学研究的对象称为系统，而系统以外的一切称为周围。
系统和周围可以通过物质和能量的交换而发生相互作用。
2. 状态函数：热力学的基本量不依赖于路径，只与初始状态和终态有关，被称为状态函数。
例如温度、压力、体积、内能等都是状态函数。
3. 第一法则：能量守恒定律，即能量既不能创造也不能消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
对于化学反应，能量的变化可以表示为热量和功的转化。
4. 第二法则：熵增原理，即自然界趋向于无序与熵增加的状态。
化学反应中，反应通常会使系统的熵增加。
5. 第三法则：绝对零度，即温度低于绝对零度（0K）时，系统的熵趋于零。
这个法则揭示了温度对于熵的影响。
二、熵变与自由能1. 熵变：熵变（ΔS）是描述系统熵增或减的度量，根据熵变可以判断反应的方向性和自发性。
当ΔS大于零时，反应向有序的方向进行，反之向无序的方向进行。
2. 熵变的计算：对于化学反应，熵变可以根据摩尔熵变的差值计算得到。
摩尔熵变可以通过标准摩尔熵的差异计算得到。
3. 自由能：自由能（G）是描述系统可用能量的函数，用于预测反应的可能性。
自由能与熵变和焓变有关，可以通过关联熵变、焓变和温度的方程计算得到。
三、焓变与反应热量1. 焓变：焓变（ΔH）是化学反应中吸热或放热的度量，可以用于判断反应的放热性质和温度变化。
当ΔH小于零时，反应放热；当ΔH 大于零时，反应吸热。
2. 焓变的计算：焓变可以通过化学反应的热化学方程式和反应热量的测定来计算得到。
3. 反应热量：反应热量是化学反应中产生或吸收的热量，可以通过实验测量得到。
反应热量可以用于判断反应的热效应及其在工业和实验室中的应用。
无机化学教学3章化学热力学基础PPT课件
反应自发性的判断
1 2
自发反应的定义
自发反应是指不需要外界作用就能自动进行的反 应。
自发性的判断依据
根据热力学第二定律，自发反应总是向着能量降 低、熵增加的方向进行。
3
自发性与焓变和熵变的关系
自发反应总是向着ΔH - TΔS < 0的方向进行，其 中ΔH为焓变，ΔS为熵变，T为绝对温度。
反应热的计算
表述
$Delta U = Q + W$，其中$Delta U$表示系统内能的变化，$Q$表示系统吸 收或放出的热量，$W$表示外界对系统做的功。
热和功的转化
热转化为功
当系统体积膨胀对外做功时，吸收的 热量会部分转化为对外做功。
功转化为热
当外界对系统做功使得系统体积压缩 时，外界所做的功会全部转化为系统 内的热量。
表述
熵增加原理指出，在封闭系统中，总熵（即系统熵与环境熵 的和）总是增加的。
卡诺循环与熵的概念
卡诺循环
卡诺循环是理想化的热机工作过程， 由四个可逆过程组成（等温吸热、等 温放热、绝热膨胀、绝热压缩）。
熵的概念
熵是描述系统混乱度或无序度的物理 量，其值越大，系统的无序度越高。
熵增加原理
表述
解释
应用
04 热力学第三定律
定义与表述
热力学第三定律通常表述为
在绝对零度时，任何完美晶体的熵值为零。
另一种表述为
不可能通过有限步骤将绝对温度降到绝对零度。
绝对熵的求算
根据热力学第三定律，绝对熵可以通 过计算完美晶体在绝对零度时的熵值 来获得。
在计算过程中，需要考虑晶体的原子 排列、分子振动等因素对熵值的影响。
热力学的主要概念
状态函数
大学化学化学热力学基础
真实气体状态方程在科研和工程中的应用举例
石油工业
利用真实气体状态方程预测天然气在地下的分布和储量，指导油气 田的开发和生产。
化学工程
在化工过程中涉及气体的压缩、膨胀、冷却和加热等操作，需要利 用真实气体状态方程进行精确计算和控制。
航空航天工程
在飞机和火箭的发动机设计中，需要考虑高温高压下气体的性质和行 为，真实气体状态方程为相关计算提供了重要依据。
压条件。
混合气体中各组分性质变化规律探讨
道尔顿分压定律
混合气体的总压力等于各组分气 体分压之和，分压与各组分的摩 尔分数成正比。
阿马格分体积定律
混合气体的总体积等于各组分气 体分体积之和，分体积与各组分 的摩尔分数成正比。
亨利定律
在一定温度和平衡状态下，气体 在液体中的溶解度与液面上该气 体的平衡压力成正比。
04
相平衡与相图分析
相平衡条件及相律应用
相平衡条件
在恒温恒压下，当多相系统中各相的性质和数量均不随时间变化时，称系统处于相平衡状态。此时， 各相中的组元成分和物性均保持恒定，且各相间的宏观物质交换达到动态平衡。
相律应用
相律是描述相平衡系统中相数、组元数和自由度之间关系的定律。对于简单系统，相律可表示为F=CP+2，其中F为自由度，C为组元数，P为相数。利用相律可以判断系统可能存在的相数及自由度，进 而分析系统的相平衡状态。
大学化学化学热力学基础
目 录
• 热力学基本概念与定律 • 热力学在化学反应中的应用 • 热化学方程式及计算 • 相平衡与相图分析 • 化学平衡移动原理及影响因素探讨 • 非理想气体状态方程及混合气体性质研究
01
热力学基本概念与定律
热力学系统及其分类
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
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。
普通化学第七版知识点总结
普通化学第七版知识点总结普通化学是一门涵盖广泛化学知识的基础学科，对于初学者理解化学的基本原理和概念至关重要。
以下是对普通化学第七版的知识点总结。
一、化学热力学基础1、热力学第一定律能量守恒定律在热力学中的应用，即ΔU ＝ Q ＋ W。
内能的变化（ΔU）等于吸收的热量（Q）与做功（W）的总和。
2、焓（H）定义为 H ＝ U ＋ PV，在恒压条件下，ΔH ＝ Qp，即反应的焓变等于恒压反应热。
3、熵（S）用于描述系统的混乱度，孤立系统的熵总是增加的（熵增原理）。
4、自由能（G）G ＝ H TS，通过自由能的变化（ΔG）可以判断反应的自发性，当ΔG ＜ 0 时，反应自发进行。
二、化学反应速率1、反应速率的表示通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2、浓度对反应速率的影响遵循质量作用定律，对于反应 aA ＋bB → cC ＋ dD，反应速率 v＝ kA^mB^n。
3、温度对反应速率的影响温度升高，反应速率加快，遵循阿伦尼乌斯公式 k ＝ A e^（Ea/RT)。
4、催化剂对反应速率的影响能改变反应历程，降低反应的活化能，从而加快反应速率。
三、化学平衡1、可逆反应与化学平衡在一定条件下，正逆反应速率相等时，体系达到化学平衡状态。
2、平衡常数对于反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，平衡常数 Kc ＝ C^cD^d ／ A^aB^b。
3、影响化学平衡的因素浓度、温度、压力等的改变会导致平衡的移动，遵循勒夏特列原理。
四、溶液中的离子平衡1、酸碱平衡酸碱质子理论，酸是能给出质子的物质，碱是能接受质子的物质。
2、水的离子积（Kw）在一定温度下，Kw ＝ H+OH，常温下 Kw ＝ 10×10^－14。
3、酸碱的解离平衡酸或碱在溶液中的解离程度用解离常数（Ka 或 Kb）表示。
4、缓冲溶液能够抵抗少量外来酸碱或稀释的影响，保持 pH 相对稳定。
5、沉淀溶解平衡溶度积（Ksp）与离子浓度的关系可以判断沉淀的生成和溶解。
工程热力学课件第7章化学热力学基础
热力学第二定律在化学反应中的应用
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热力学第二定律指出自然发生的反应总是向着熵增加 的方向进行，即向着更加混乱无序的状态进行。
在化学反应中，热力学第二定律用于判断反应是否自 发进行以及反应的进行方向。
工程热力学课件第7章化学热 力学基础
目
CONTENCT
录
• 化学热力学基础概述 • 化学反应的热力学性质 • 化学反应过程的动力学分析 • 化学反应的能量转换与利用 • 化学反应过程的优化与控制 • 化学热力学的应用与发展
01
化学热力学基础概述
化学热力学的定义与目的
定义
化学热力学是研究化学反应和相变化过程中能量转化和平衡的学 科。
化学反应过程的安全与环保
总结词
化学反应过程的安全与环保是化学工业可持续发展的关键因素，需要采取有效的措施来保障安全和减少环境污染。
详细描述
在化学反应过程中，应关注安全问题和环保要求，采取一系列措施来预防事故发生和减少环境污染。例如，加强 设备维护和安全检查、采用环保型的原料和工艺、严格控制废弃物排放等。这些措施有助于保障化学反应过程的 安全性，同时也有利于保护环境和促进可持续发展。
质量作用定律
反应速率方程
反应速率与反应物质浓度的幂次方成 正比。
根据质量作用定律和速率常数推导得 出。
速率常数
描述反应速率快慢的常数，与温度有 关。
反应速率的影响因素
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温度
温度升高，分子运动加快，碰 撞频率增加，反应速率提高。
压力
压力增大，分子碰撞频率增加 ，反应速率提高。
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化学热力学基础
一．判断题
1. 体系的状态发生改变时，至少有一个状态函数发生了变化。
（）
2. 金刚石和臭氧都是单质，因此它们Δf H m 值为零。
（）
3. Δr S m 为负值的反应均不能自发进行。
（）
4. 对同一反应，不管用哪种反应物（或产物）的浓度变化来表示反应速率，其数值都一样。
（）
5. 达到平衡后的体系，只有外界变化改变平衡常数时，平衡才发生移动。
（）
6. 一般情况下，不管是放热反应还是吸热反应，温度升高，反应速率总是增加的。
（）
7. 恒温恒容条件下，2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)平衡体系中加入N2致使总压增大,平衡向右移动。
（）
8. 催化剂能改变反应历程，降低反应的活化能，但不能改变反应的Δr G m 。
（）
9. Δr G m值越负，则说明反应趋势越大，所以反应速率越大。
（）
10. 温度升高不利于放热反应进行，故反应速率下降。
（）
二、选择题
1. 难挥发溶质溶于溶剂后，将会引起溶剂的（）
A.蒸气压升高
B. 沸点升高
C.凝固点升高
D. 以上三点都有
2. 稀溶液凝固点下降与下列因素有关的是（）
A. 溶液体积
B. 溶质种类
C. 外界温度
D. 溶质浓度
3.如果体系经过一系列变化，最后变到初始状态，则体系的（）
A.Q＝0 W=0 ΔU=0 ΔH=0
B. Q＝-WΔU=Q＋WΔH=0
C. Q≠0 W=0 ΔU=0 ΔH=0
D. Q≠-WΔU=Q＋WΔH=0
4.下列物质的Δf H m 等于零的是（）
A. Cl2 (g)
B. Cl2 (aq)
C. Cl－(aq)
D. Cl2 (l)
5.已知(1)CuCl2(s) + Cu(s)==2CuCl(s) Δr H m =170kJ·mol-1
(2)Cu(s) + Cl2==CuCl2(s) Δr H m =－206kJ·mol-1
则Δf H m (CuCl,s)应为（）
A. －18 kJ·mol-1
B. 18 kJ·mol-1
C. －36 kJ·mol-1
D. 36 kJ·mol-1
6.下列物质在0K时的标准熵为零的是（）
A. 理想溶液
B. 理想气体
C. 完美晶体
D. 纯液体
7.标准状态下，对指定单质的下列叙述中，正确的是（）
A. Δf H m ≠0，Δf G m ＝0，S m ＝0
B. Δf H m ≠0，Δf G m ≠0，S m ≠0
C.Δf H m ＝0，Δf G m ＝0，S m ≠0
D. Δf H m ＝0，Δf G m ＝0，S m ＝0
8.在一定温度下某化学反应下列说法正确的是（）
A.E a越大,v越大
B.K 越大,v越大
C.反应物浓度越大,v越大
D. Δr H m 负值越大,v越大
9.在下列因素中，不影响化学反应速率大小的是（）
A.速率常数
B.反应物浓度
C.平衡常数
D.活化能
10. 一般说，温度升高，反应速率明显增加，主要原因是（）
A.分子碰撞几率增加
B.反应物压力增加
C.活化分子百分数增加
D.活化能降低
11.不能引起反应速率常数变化的下列情形是（）
A.改变反应体系的温度
B.改变反应体系所使用的催化剂
C.改变反应物的浓度
D.改变反应的途径
12.反应A B ＋D Δr H m >0 E a 正为正反应活化能，则 （ ）
A. E a 正> E a 逆
B. E a 正< E a 逆
C. E a 正＝ E a 逆
D.无法确定
13.已知N 2O 5分解的速率方程式为υ＝k [N 2O 5]，下列说法正确的是 （ ）
A.该反应为基元反应
B.温度升高k 值减小
C.增大浓度k 值增大
D. 该反应为一级反应
14. 某温度下反应N 2（g ）＋3H 2（g 2NH 3（g ）平衡常数为K 1 ，
则反应NH 3（g ）1 N 2（g ）＋2
3H 2（g ）的K 2 为 （ ） A. 21 K 1 B.－21 K 1 C. 11 K D. 1
1K 15. 一个反应达到平衡的标志是 （ ）
A.各反应物和产物的浓度等于常数.
B.各反应物和产物浓度相等.
C.各物质浓度不随时间而改变.
D. Δr H m =0
16. 一定温度下的反应2A(g)+B(g)2C(g), Δr H m ＜0，平衡时K 将 （ ）
A.随温度升高而增大
B.随温度升高而减小
C.随产物的平衡浓度增大而增大
D.随加压而减小
三、填空题
1. （填变大、变小或不变）
反应 2Cl 2(g)＋2H 2O(g) 4HCl(g)＋O 2(g) Δr H m >0 达到平衡时，温度和体积不变的条件下，加O 2 ，n （H 2O ，g ） ；加氮气，n （HCl ，g ） ；加催化剂，n （HCl ，g ） ；温度不变，增加容器体积，n （H 2O ，g ） ；体积不变的条件下，升高温度，K ；升高温度，P （HCl ，g ） 。
四、计算题
1. 在反应BaCO 3(s)+C(s)→BaO(s)+2CO(g)中，
Δf H m (kJ·mol -1) －1216 0 －553.5 －110.5
S m (J·mol -1) 112 5.7 70.4 197.6
求此反应自发进行的最低温度是多少？
2. 制造半导体材料时发生如下反应，并已知相应的热力学数据
SiO 2(s) + 2C(s)===Si(s) + 2CO(g)
Δf H m －903.5 0 0 －110.5 kJ·mol -1
Δf G m －850.7 0 0 －137.2 kJ·mol -1
通过计算回答下列问题:(1)标准态下,298.15K 时,反应能否自发进行?(2)标准态下,自发进行时的温度。