第1章-化学热力学与动力学基础
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点—大众化学补充一、热力学基础（研究化学反映方向、程度（进行的可能性），反映涉及的能量） 对于化学反映：其中B ν为物质B 的化学计量数。
反映物的化学计量数为负，产物的化学计量数位正。
反映进度： 单位为mol.反映进度必需对应的化学计量方程式。
热和功1.2.1热---系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。
系统吸热：Q >0； 系统放热：Q <0。
功---系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量；系统对环境做功，W <0（失功）；环境对系统做功，W >0（得功）。
功的分类：体积功（膨胀功）、非体积功（如表面功、电功）。
1.2.2热力学第必然律： 焓： 1.3.1反映的标准摩尔焓变：r △,一个反映的焓变必需对应的化学计量方程式。
标准状态：气体：T ，p =100kPa ；液、固体：T ，1个大气压下，纯物质；溶液：溶质B ，b B =1mol·kg -1，,C B =1mol·L -1，1.3.2 f H △(B,相态,T )，单位是kJ·mol -1:在温度T 下,由参考状态单质生成物质B(νB =+1)的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔生成焓。
参考态单质的标准摩尔生成焓为零。
1.3.3 c △相态,T )，单位是kJ·mol -1：在温度T 下, 物质B (νB = -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔燃烧焓。
燃烧产物和O2的标准摩尔燃烧焓均为零。
1.3.4 Hess 盖斯定律:化学反映无论是一步完成仍是分几步完成，其反映焓变老是相同的对于化学反映：a A + b B → y Y + z Zr △T ) = ∑νBf H △:焓变=生成物的生成焓之和—反映物的生成焓之和；r △T ) =- ∑νB焓变=反映物的燃烧焓之和—生成物的燃烧焓之和； 自发转变：在没有外界(即没有非体积功)作用下，系统自身发生转变的进程。
化学反应动力学--第一、二章
i
i
Δni是反应体系中某种组分的物质的量的
产物。 特点：欲测的物理量不随空间位置而变化， 但却随时间而变化。
开放体系流动体系：反应过程中有物质的交 换，即不断补充作用物和取走产物。
特点：体系中某物理量随空间位置而变化， 但流动中某位置的物理量却不随时间而变 化。
流动体系示例图
2. 按参加反应的物质状态分类： 均相反应体系单相反应体系：只有一个相。
上述历程反应的组合为：
H2 + Br2→2HBr
还要注意：有些总反应也是基元反应。
如已知反应：2NO+O2→2NO2是基元反 应。也即该反应从历程上说：是一步完成 的，符合基元反应的定义，是基元反应。
因历程反应的组合构成总包反应。所以 该反应也是总反应。
因此，为了区分，人们引进了简单反应 和复杂反应的概念。
我们说：上述反应满足了热力学条件， 但未满足动力学条件。
如果点火或加催化剂(如铂黑)，加热到 800℃以上，则上述反应能在瞬时完成，以 至于发生爆炸。
可见，改变反应条件，可改变了动力学 上的不利情况。
所以从控制化学反应过程而言，化学动 力学的研究是非常重要的。
另外，化学动力学须考虑过程和途径。 化学反应方程式只表示：
(2) 简单反应和复杂反应 描述的对象：总（包）反应。 如果总反应是一步完成的，即是基元反 应的话，则该反应称为简单反应。 如： 2NO+O2→2NO2 如果总反应是分步完成的，即是由若干 个基元反应构成，则该反应为复杂反应。 如：H2 + Br2→2HBr
几个注意点： ✓ 从反应方程式是无法判定一个总包反应
即反应的机理或历程是如何的？ 目的：能使我们较好的控制反应的进行。
二、动力学和热力学的关系 研究化学反应，必须考虑二方面的因素： 一是热力学方面的因素；（方向与程度） 二是动力学因素。（反应速率）
燃烧学习题答案
燃烧学习题答案祝！各位同学考试顺利，新年快乐！中国矿业⼤学《燃烧学》复习题参考答案2011 / 7/ 9第⼀章化学热⼒学与化学反应动⼒学基础1、我国⽬前能源与环境的现状怎样？电⼒市场的现状如何？如何看待燃烧科学的发展前景？我国⽬前的能源环境现状：⼀、能源丰富⽽⼈均消费量少我国能源虽然丰富，但分布很不均匀，煤炭资源60%以上在华北，⽔⼒资源70%以上在西南，⽽⼯业和⼈⼝集中的南⽅⼋省⼀市能源缺乏。
虽然在⽣产⽅⾯，⾃解放后，能源开发的增长速度也是⽐较快，但由于我国⼈⼝众多，且⼈⼝增长快，造成我国⼈均能源消费量⽔平低下，仅为每⼈每年0.9吨标准煤，⽽1 吨标准煤的能量⼤概可以把400吨⽔从常温加热⾄沸腾。
⼆、能源构成以煤为主，燃煤严重污染环境从⽬前状况看，煤炭仍然在我国⼀次能源构成中占70%以上，成为我国主要的能源，煤炭在我国城市的能源构成中所占的⽐例是相当⼤的。
以煤为主的能源构成以及62％的燃煤在陈旧的设备和炉灶中沿⽤落后的技术被直接燃烧使⽤，成为我国⼤⽓污染严重的主要根源。
据历年的资料估算，燃煤排放的主要⼤⽓污染物，如粉尘、⼆氧化硫、氮氧化物、⼀硫化碳等，对我国城市的⼤⽓污染的危害已⼗分突出：污染严重、尤其是降尘量⼤；污染冬天⽐夏天严重；我国南⽅烧的⾼硫煤产⽣了另⼀种污染——酸⾬；能源的利⽤率低增加了煤的消耗量。
三、农村能源供应短缺我国农村的能源消耗，主要包括两⽅⾯，即农民⽣活和农业⽣产的耗能。
我国农村⼈⼝多，能源需求量⼤，但农村所⽤电量仅占总发电量的14%左右。
⽽作为农村主要燃料的农作物桔杆，除去饲料和⼯业原料的消耗，剩下供农民作燃料的就不多了。
即使加上供应农民⽣活⽤的煤炭，以及砍伐薪柴，拣拾⼲畜粪等，也还不能满⾜对能源的需求。
电⼒市场现状：2008年10⽉份，中国电⼒⼯业出现4.65％的负增长，为⼗年来⾸次出现单⽉负增长。
11⽉，部分省市⽤电增幅同⽐下降超过30％。
在煤价⼤幅上涨和需求下滑的影响下，⽬前⽕电企业亏损⾯超过90％，预计全年⽕电全⾏业亏损将超过700亿元。
有机化学中的热力学与动力学
有机化学中的热力学与动力学热力学和动力学是有机化学中两个重要的概念和理论体系。
热力学研究的是反应是否可行以及反应达到平衡时的能量变化，而动力学则关注反应速率和反应的机理。
本文将介绍有机化学中的热力学和动力学的基本原理，并探讨它们在有机合成和反应机制研究中的应用。
一、热力学基础热力学是研究反应是否可行的理论框架，它通过计算反应的自由能变化来判断反应的方向和平衡状态。
有机化学中的热力学主要关注两个基本概念：焓和熵。
焓（H）是反应体系的热能，可以通过反应的焓变（ΔH）来描述。
当ΔH为负时，反应放热，反之则吸热。
根据热力学第一定律，能量守恒，反应的焓变等于反应物的焓减去生成物的焓。
熵（S）是反应体系的无序程度，可以通过反应的熵变（ΔS）来描述。
当ΔS为正时，反应体系的无序程度增加，反之则减少。
根据热力学第二定律，熵增原理，自然界趋向于无序。
热力学第三定律则描述了当温度趋近绝对零度时，纯晶体的熵趋于零。
二、动力学基础动力学研究的是反应速率和反应的机理，它关注反应的速度和反应物之间的碰撞频率。
动力学基本原理包括反应速率常数和反应级数。
反应速率常数（k）是描述反应速率的量，表示单位时间内反应物浓度的变化率。
它与反应物浓度的关系通常可以用速率方程描述。
一般来说，反应速率与反应物浓度之间存在正相关关系，即浓度越高，反应速率越快。
此外，温度、催化剂和溶剂等因素也会影响反应速率。
反应级数是指反应速率随反应物浓度的变化关系。
一级反应的速率与反应物浓度成正比，二级反应的速率与反应物浓度的平方成正比，三级反应则与反应物浓度的立方成正比。
三、热力学与动力学的应用热力学和动力学在有机化学中有广泛的应用，特别是在有机合成和反应机理研究中。
下面将分别介绍它们的应用。
热力学的应用：热力学可以预测反应的可行性和方向。
有机合成中，热力学常用于判断反应的平衡位置和逆反应的可能性。
例如，在酯化反应中，通过比较不同反应物组合的热力学稳定性可以选择更倾向于生成的产物。
高中化学了解化学反应的热力学和动力学
高中化学了解化学反应的热力学和动力学高中化学：了解化学反应的热力学和动力学化学反应是指物质在发生化学变化时，原子之间的键重新排列，从而形成新的化学物质的过程。
在我们日常生活中，许多化学反应都可以观察到，比如燃烧、腐败等。
而这些化学反应背后隐藏着两个重要的概念，即热力学和动力学。
本文将介绍这两个概念的定义和意义，并探讨其在化学反应中的应用。
一、热力学的基本概念热力学研究的是物质在不同温度下的能量变化和转化规律。
在化学反应中，我们常常关注的是反应的放热/吸热过程。
放热反应是指在反应过程中释放出能量，使周围温度升高，而吸热反应则是反应过程吸收了能量，导致周围温度下降。
热力学能够描述反应所涉及的能量变化和方向的性质。
热力学还研究了反应的焓变和熵变。
其中焓变（ΔH）表示反应体系在常压下吸热或放热的变化量。
ΔH的正负与反应的放热或吸热性质有关，正值表示放热反应，负值表示吸热反应。
而熵变（ΔS）则表示反应体系中混乱程度（或称为无序度）的变化量。
ΔS的正负与反应中物质的混合程度有关，正值表示反应使体系趋向于无序，负值表示反应使体系趋向于有序。
热力学还引入了自由能变化（ΔG）的概念，ΔG与ΔH和ΔS之间存在以下关系：ΔG = ΔH - TΔS。
其中，T表示温度，ΔG的正负决定了反应的驱动力和方向。
当ΔG < 0时，反应是自发进行的；当ΔG > 0时，反应不会自发进行；当ΔG = 0时，反应达到平衡态。
二、动力学的基本概念动力学研究的是化学反应的速率和速率规律。
化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物生成的量。
在同一反应条件下，不同反应的速率可以有很大差异。
在考察化学反应速率时，我们通常关注两个方面，即反应速率与物质浓度之间的关系和反应速率与温度之间的关系。
物质浓度对反应速率的影响通常由反应速率方程式表示。
例如，对于一级反应，其速率方程可以表示为r = k[A]，其中r表示反应速率，k表示速率常数，[A]表示反应物A的浓度。
化学反应中的热力学与动力学
化学反应中的热力学与动力学化学反应是物质转化的基本过程，它在日常生活和工业中起着重要作用。
为了更好地理解化学反应的发生机理和规律，热力学和动力学成为研究化学反应的两个重要分支。
本文将介绍化学反应中的热力学和动力学以及它们之间的关系。
一、热力学热力学是研究物质能量变化和传递规律的科学。
在化学反应中，热力学主要关注反应发生过程中的能量变化。
热力学的基本定律有三条：1. 第一定律（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。
化学反应中的能量转化包括吸热反应和放热反应。
吸热反应是指反应过程吸收周围的热量，而放热反应则是释放热量到周围环境。
2. 第二定律（熵增定律）：熵是衡量物质的无序程度的物理量，熵增定律指出孤立系统的熵随时间呈增加趋势。
在化学反应中，反应是趋向于混合无序状态的方向进行的。
3. 第三定律（绝对零度定律）：第三定律规定，在热力学的绝对温标上，当温度接近绝对零度时，物质的熵趋于零。
热力学的理论框架可以用于预测和解释化学反应中的各种现象，如反应热、平衡常数等。
但热力学并不能告诉我们化学反应发生的速度以及反应动力学中的细节。
二、动力学动力学是研究反应速率及其变化规律的科学。
在化学反应中，动力学关注的是反应发生的速度、反应机理以及反应速率与反应物浓度的关系。
动力学的基本概念有两个：1. 反应速率：反应速率是指单位时间内反应物浓度变化的量，可以通过实验测定。
2. 反应机理：反应机理描述了反应发生的分子层面的细节，包括反应物分子的碰撞方式、键的断裂和形成等步骤。
动力学中的反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系，可以通过速率方程来描述。
速率方程一般具有以下形式：速率 = k[A]^m[B]^n，其中k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，m和n 为反应物的反应级数。
三、热力学与动力学的关系热力学和动力学在研究化学反应中发挥着不同的作用，但两者之间存在紧密的关系。
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点
1. 热力学基础:
- 热力学是研究能量转化和能量传递的科学，主要包括热力学
第一定律和热力学第二定律。
- 热力学第一定律表达了能量守恒的原理，即能量在一个系统
内既不能被创造也不能被破坏，只能在不同形式间转化。
- 热力学第二定律则表达了能量在转化过程中的方向性，即能
量会自发地从高温物体传递到低温物体，但不会反向传递，这产生了热力学箭头的概念。
- 热力学还涉及到熵的概念，熵是描述系统无序度的物理量，
熵的增加是热力学过程不可逆的标志。
2. 动力学基础:
- 动力学研究的是物体运动的科学，主要包括牛顿力学和运动学。
- 牛顿力学描述了物体的运动状态以及受力和运动之间的关系，包括牛顿的三定律、动量和能量等概念。
- 运动学研究的是物体在运动中的位移、速度和加速度等运动
量的关系，常用的运动学方程包括位移-时间关系、速度-时间
关系和加速度-时间关系。
3. 化学平衡知识要点:
- 化学平衡是指在一个封闭系统内，反应物转化为生成物的速
率相等的情况。
- 化学平衡常用的描述方式是平衡常数(Kc或Kp)，它是反应
物浓度或分压与生成物浓度或分压之间的比值，取决于反应物的摩尔比例。
- 平衡常数越大，说明反应偏向生成物的方向；平衡常数越小，说明反应偏向反应物的方向。
- 影响化学平衡的因素包括温度、压力和浓度等，利用Le Chatelier原理可以预测这些因素对平衡的影响。
- 当平衡系统中发生扰动时，系统会通过调整反应物和生成物
的浓度来抵消扰动，以达到新的平衡状态。
大学化学化学热力学基础
?U= q+w = 300 + (-100) = 200J
沿另一途径变化 ? U = q + w q= ?U-w
=200 - (-50) = 250J
1.2.2 反应热与焓
1.恒容， ? V = 0
体积功 w = _ P外 ? V = 0
C6H6(l) + 15/2O2(g) = 6CO2(g) + 3H2O(l)
苯的摩尔量M = 78g mol-1 计算出1mol液苯的恒容热 ΔUm=（-31.4 kJ g-1）? 78 g mol-1 = -2449.2 kJ mol-1
根据ΔH m=ΔUm+ΔnRT Δn = 6 -7.5= -1.5，
与系统密切相关的其余部分。
具有相同
的物理及
相 化学性质， 单相系统和多相系统
的均匀部 分(有明
确的界面)
气相 液相 固相
单相 单相，两相（水与苯），三相 固溶体，多相
状态
系统物理性质和化学性质的总和。
状态 = f ( 温度，压力，体积 ,密度， H2
粘度，折光度 ...)
P = 101.325kPa
数学表达式 ? U = q + w
? U是系统的内能变； w 是功，（包括 体积
功与非体积功）； q 是热。
系统从环境得到功或热， q、w 为正值； 系统对环境做功或放热， q、w 为负值。
注意: q ,w 都不是状态函数，其值与过程 的具体途径有关。
例：某系统由状态 A沿途径Ⅰ变化到状态 B时， 吸热300J，同时系统对环境做功 100J。当该体系沿 另一途径自状态 A变化到状态 B时，系统对环境做功 50J，则此过程 q为多少?
物理化学第二版习题答案
物理化学第二版习题答案物理化学是研究物质的物理性质和化学性质以及它们之间的相互关系的一门学科。
对于学习物理化学的学生来说，习题是巩固知识、提高能力的重要途径之一。
下面将为大家提供物理化学第二版习题的答案，希望对广大学生有所帮助。
第一章：热力学基础1. 答案：热力学是研究物质在能量转化过程中的规律的科学。
它主要研究能量的转化和守恒规律，以及物质在这个过程中的性质变化。
2. 答案：热力学第一定律是能量守恒定律，即能量可以从一种形式转化为另一种形式，但总能量守恒不变。
3. 答案：热力学第二定律是能量转化过程中的不可逆性原理，即自发过程的方向是从有序向无序的方向进行。
第二章：热力学函数1. 答案：热力学函数是描述物质性质和状态的函数，如内能、焓、自由能等。
2. 答案：内能是系统所拥有的全部能量的总和，包括系统的动能和势能。
3. 答案：焓是系统的内能和对外界做的功之和，常用符号表示为H。
第三章：热力学第一定律的应用1. 答案：热容量是物质吸收或释放热量时的温度变化与热量变化之比。
2. 答案：绝热过程是指在过程中系统与外界没有热交换，即系统的热容量为零。
3. 答案：等温过程是指在过程中系统的温度保持不变，即系统与外界的热交换量为零。
第四章：热力学第二定律的应用1. 答案：熵是描述系统无序程度的物理量，表示系统的混乱程度。
2. 答案：熵增原理是热力学第二定律的数学表达式，它指出孤立系统的熵总是增加的。
3. 答案：卡诺循环是一种理想的热机循环，它由等温膨胀、绝热膨胀、等温压缩和绝热压缩四个过程组成。
第五章：相变和化学平衡1. 答案：相变是指物质由一种相转变为另一种相的过程，如固态到液态、液态到气态等。
2. 答案：平衡态是指系统各种性质的变化不再随时间变化，达到动态平衡的状态。
3. 答案：化学平衡是指在封闭容器中，反应物和生成物浓度达到一定比例时，反应速率前后保持不变的状态。
第六章：化学动力学1. 答案：化学动力学是研究化学反应速率和反应机理的学科。
化学热力学化学动力学
化学热力学化学动力学化学热力学与化学动力学是研究化学反应的两个重要分支，它们分别从不同的角度来了解化学反应的本质和规律。
化学热力学研究的是反应的能量变化和反应热力学性质，而化学动力学则关注反应速率和反应机理。
本文将分别介绍化学热力学和化学动力学的基本概念和原理，并探讨它们在化学研究和工业应用中的重要性。
一、化学热力学化学热力学是研究反应的能量变化和热力学性质的科学。
它关注的是反应过程中的能量变化，包括热传递、焓变化和熵变化等。
化学热力学以热力学第一定律和第二定律为基础，通过计算反应物和生成物之间的能量差异来描述和预测化学反应的性质。
热力学第一定律规定了能量的守恒性原则，即能量既不可以被创建也不可以被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物和生成物之间的能量转化可以通过计算焓变来进行描述。
焓变是指在常压条件下，反应物和生成物之间的能量变化。
如果焓变为正值，则表示反应吸热，反应过程中吸收了外界的热量；如果焓变为负值，则表示反应放热，反应过程中释放了热量。
热力学第二定律则描述了系统的熵变化趋势。
熵是用来描述物质分子有序程度的参数，它可以理解为系统的混乱程度。
热力学第二定律规定了系统的熵在孤立过程中不断增加的趋势，即自发过程的趋势是向着熵增的方向进行的。
在化学反应中，熵变可以通过计算反应物和生成物之间的熵差来描述。
如果熵变为正值，则表示反应过程中系统的混乱程度增加，从而熵增；如果熵变为负值，则表示反应过程中系统的混乱程度减小，从而熵减。
化学热力学的研究对于了解反应的能量变化、热力学性质和反应平衡等方面非常重要。
它不仅可以用于计算化学反应吸热或放热的量值，预测反应的方向和状态，还可以用于设计和优化化学反应的条件，提高反应的效率和产量。
二、化学动力学化学动力学是研究反应速率和反应机理的科学。
它关注的是反应过程中的速率和反应机制，即反应物转化为生成物的时间和方式。
化学动力学以反应速率和反应级数为基础，通过实验测定反应速率常数和探索反应路径来了解和预测化学反应的特性。
第1章 化学热力学基础
外力压缩气体时：压力f，活塞移动的距离l
We f l pA l = p V
所以气体的膨胀功：
We p外 V
非体积功： 体积功以外的其他功（电功、表面功等）
3. 热力学能 (U)
体系内所有微观粒子的全部能量之和
单位：J
热力学能的理解
U 是状态函数，系统的性质
内能的绝对值无法测知，只能测其变化量
热的理解
热不是状态函数 体系从环境吸热: Q > 0 体系向环境放热: Q < 0
2.功 ( W ) 系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量
单位：焦耳（J）
功的理解
功也不是状态函数
系统对环境做功，W < 0
环境对系统做功，W > 0
体积功（膨胀功）：
体系由于体积的变化而做的功
T—气体的温度（K）
气体常数R 的常用数值与量纲
p
atm Pa kPa
V
dm3 m3 dm3
R
0.08206 atm· dm3· mol–1· K–1 8.314 Pa· m3· mol–1· K–1 (J· mol–1· K –1) 8.314 kPa· dm3· mol–1· K–1 (J· mol–1· K –1)
孤立体系:与环境无物质、能量交换
敞开体系
封闭体系
孤立体系
1.2.2 状态和状态函数 (state & state function)
1. 状态: 体系所有的物化性质的综合表现
2. 状态函数: 确定体系状态的物理量 (p,V,T,n ) 1）状态函数的分类：
容量性质（广度性质，广延性质）：
与物质的量有关，有加和性
化学热力学与化学动力学基础
28
温度T和物质的量n的单位是固定不变的，分别为 K和mol，而气体的压力和体积的单位有诸多取法，则 R的单位也跟着有所不同.
P的单位 atm atm Pa KPa Pa
V的单位 L cm3 L L m3
R的取值 0.08206 L.atm.mol-1.K-1 82.06 cm3.atm.mol-1.K-1 0.008 314 L.Pa.mol-1.K-1 8.314 L.KPa.mol-1.K-1 8.314 m3.Pa.mol-1.K-1
饱和溶液中水的质量为
3.018g 0.6744g 2.3436g
288K下NH3在水中的溶解度为
0.6744g 2.3436g 100g /100g(H 2O) 28.78g /100g(H 2O)
26
5.2.4 气体
实际气体
气体
理想气体
理想气体(ideal gas)：气体分子自身无体积，气体分子 之间的平均距离很大，气体分子之间无相互作用力的气 体。或者说：在任何条件下都严格遵守理想气体状态方 程的气体。
5.2.1 体系与环境
系统(systems): 被人为划定的作为研究对象的物质(又 叫体系或物系)。
即：热力学中将研究对象称为体系。
环境(surroundings): 除体系外的物质世界; 环境温度: 298.15K (250C) 环境压力: 标准大气压, p = 760mmHg (毫米汞柱) = 760torr(乇) = 1.01325 x 105Pa (帕斯卡)
（2）化学热力学只能指出化学反应向某个方向进行的可能性， 如果热力学分析指出某反应在指定条件下能够发生，则该 反应有可能成为现实，但是不能指出完成该反应所需要的 时间及反应历程，因此热力学只能计算出反应达到平衡时 的最大产量，而不能告诉我们在某有限时间内的实际产量。
化学热力学与动力学
•
• 现在国际单位已统一规定功、热量、能量 的单位都用焦耳，热功当量就不存在了。 但是，焦耳的实验为能量转化与守恒提供 了坚实的实验基础，从而使热力学第一定 律得到科学界的公认。
1850年克劳修斯提出热力学第二定律，他认为： “不可能把热从低温物体传到高温物体而不引起 其他变化”，相当于热传导过程的不可逆性。
求方程常数时选择适当温度范围内的蒸汽压数据用其中一点的数据及该点汽液平衡条件解出常数b当体系中含有超临界组分时体系的温度高于超临界组分的tc仍用低于tc的两相区内的蒸汽压和汽液平衡条件求解该组分mh81方程常为使求出的方程常数在预测超临界混合物的热力学性质时精度较高常用整个两相区温度范围从低于沸点至临界点的蒸汽压数据进行计算
化学热力学 与动力学
绪言
1. 化学热力学的研究内容与局限性
化学热力学是应用热力学的基本 定律研究化学变化及其有关的物理变 化的科学。主要研究化学过程的能量 转换关系及化学反应的方向与限度。
由于化学热力学只处理平衡问题 而不涉及平衡状态是如何达到的，只
涉及系统起始状态和终止状态，不涉
及变化的细节，因此，化学热力学只 能预测反应的可能性，但无法回答如 何使它发生，反应的速率如何，反应 的机理如何等问题。
1.3.2 Redlich-Kwong(RK)方程
Redlich和Kwong于1949年提出了R-K方程， 表达式：
p
RΤ V b
T
a 0.5V (V
b)
V 3 RT V 2 p
1
a
p T 0.5
bRT
pb 2
V
ab pT 0.5
0
R-K方程采用了与vdW方程相同的斥力项， 它对引力项作了两个重要的修正：
第一章 化学热力学基础
第一章 化学热力学基础1．计算下列体系热力学能的变化（ΔU ）（1） 体系吸收了60kJ 的热，并对环境做了40kJ 的功。
（2） 体系放出了50kJ 的热和环境对体系做了70kJ 的功。
解：（1）Q = +60kJ W = －40kJ;ΔU = Q + W = +(60) + (－40) = +20KJ (2) Q = －50KJ W = +70KJΔU = Q + W = (－50) + 70 = +20KJ2．298K 时，在恒容量热计中测得1.00mol C 6H 6 (1)完全燃烧生成H 2O （1）和CO 2 （g ）时，放热3263.9KJ 。
计算恒压下1.00mol C 6H 6 (1)完全燃烧时的反应热效应。
解：C 6H 6完全燃烧时的反应式：C 6H 6(l)+7.5O 2(g)=3H 2O (l)+6CO 2(g) 实验是在恒容条件下, 即 Q V=－3263.9KJ Δn=6-7.5= －1.5据Q p = Q V +ΔnRT = －3263.9 + (－1.5) × 8.314 × 298 × 10 -3 = －3267.6(KJ·mol -1) 3．在弹式量热计里燃烧氮化铌反应为： NbN (s) + 45O 2 (g) =21Nb 2O 5 (s) + 21N 2 (g)在298下测得热力学能的变化为－712.97KJ.mol -1，求此反应的焓变。
解：在弹式量热计里测量恒容反应热：Q V =ΔU = －712.97KJ·mol -1 Δn==21 － 45 = －43据Q p = Q V +ΔnRTQ p = H r ∆ = －712.97+(－43) × 8.314 × 298 × 10 –3 = －714.83(KJ·mol -1)4.已知反应： A + B = C + DΘ∆1H r = －40.0 KJ·mol -1 C + D = E Θ∆2H r = +60.0 KJ·mol -1试计算下列反应的Θ∆H r :（1）C + D = A + B （2）2C + 2D = 2A + 2B （3）A + B = E解：（1）Θ∆H r =－Θ∆1H r = +40.0 KJ·mol -1 (2) Θ∆H r =2(－Θ∆1H r )= +80.0 KJ·mol -1(3) Θ∆H r = Θ∆1H r + Θ∆2H r = (－40.0) + ( +60.0) = +20.0 (KJ·mol -1)5.已知下列热化学方程式：(1)Fe 2O 3 (s) + 3CO(g) = 2Fe(s) +3CO 2(g) Θ∆1H r =－27.6 KJ·mol -1 (2)3 Fe 2O 3 (s) + CO(g) = 2Fe 3O 4(s) +CO 2(g) Θ∆2H r =－58.58 KJ·mol -1(3) Fe 3O 4 (s) + CO(g) = 3FeO(s) +CO 2(g) Θ∆3H r =+38.07 KJ·mol -1不查表计算下列反应的Θ∆H r : FeO (s) +CO (g) = Fe (s) +CO 2 (g) 解：[（1）×3－（2）－（3）×2]／6 为下式： FeO (s) +CO (g) = Fe (s) +CO 2 (g)Θ∆H r =[3Θ∆1H r －Θ∆2H r －2Θ∆3H r ]／6 =[3×（－27.6）－（－58.58）－2×（+38.07）]／6 = －16.73（KJ·mol -1） 6．已知： （1）Cu 2O (s)+21O 2 (g)=2CuO (s) Θ∆1H r =－143.7 KJ·mol -1； （2）CuO (s)+Cu (s)=Cu 2O (s) Θ∆2H r =－11.5 KJ·mol -1计算CuO (s)的标准生成热(Θ∆m f H )解：(1) + (2) 式得： CuO (s) +21O 2 (g) = CuO (s) 故标准生成热：Θ∆m f H = Θ∆1H r +Θ∆2H r = (－143.7)+( －11.5) =－155.2（KJ·mol -1）7. 已知：(1)MnO 2 (s) =MnO (s) +21O 2 (g) Θ∆1H r =+134.8 KJ·mol -1； (2)Mn (s)+ MnO 2 (s) = 2MnO (s) Θ∆2H r =－250.1KJ·mol -1计算MnO 2 (s)的Θ∆m f H 值。
第1章-化学热力学与动力学基础
Qp0 H 0
(n jH
) 0
f , j pr
(ni
H
0 f
,i
)re
j
i
8H
o f
,CO2
9H
o f
,
H
2O
(
g
)
H o f ,C8H18 (l )
12
.5H
o f
,O2
5074505J / mol 44423kJ
393522J
/ mol
H
o f ,H2O( g )
0 R
298
ni h0f 298i
n
j
h
0 f
298
j
iP
jR
生成物的生成焓之和 反应物的生成焓之和
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
对于理想气体而言，焓只是温度的函数，与压 力无关
假设某化学反应：
n j Rj ni Pi
jR
iP
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
H
0 RT
ni
110.54
kJ / mol
1 2
H2
1 2
I2
HI
25.10
kJ / mol,
h
0 f
298
25.10
kJ / mol
CO
1 2
O2
CO2
282 .96
kJ / mol,
h 282 .96
kJ / mol
2C O2 2CO 221 .08 kJ / mol, h 221 .08 kJ / mol
不是生成焓
反应焓
反应焓
在等温、等压条件下由几种化合物或单质反应 形成生成物时吸收或释放的热量称为反应焓
化学反应热力学和动力学
化学反应热力学和动力学是化学中非常重要的两个方面。
热力学主要研究反应的热效应，包括反应焓、反应熵及反应自由能等；动力学则研究反应的速率及反应机理等。
热力学基础知识热力学反应热效应是指化学反应在一定条件下所放出或吸收的能量变化。
焓（H），是描述系统热力学状态变化的一个重要因素。
焓变（ΔH）是指反应前后系统内部组分发生变化所吸收或放出的热能量，可以通过实验测定反应物和产物的焓值之差来计算。
例如，燃烧丙烷所放出的热量可以表示为：C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O ΔH = -2043 kJ/mol反应的熵（S）也是一个描述系统状态变化的重要因素。
熵是物质亚稳态分布（与混乱程度有关）的描述。
对于一个封闭系统，熵的增加总是不可避免的。
焓和熵的变化将影响反应的自由能（G），其可以被定义为系统在恒温恒压条件下能够利用的自由能。
动力学基础知识化学反应的速率是指反应物转化为产物的速度，它可以影响化学反应的最终结果。
化学反应速率的测量是重要的实验手段，它能够得到反应机理的信息以及帮助优化反应条件。
反应速率可以表示为：v = -Δ[A]/Δt = Δ[B]/Δt = k[A]^α[B]^β其中Δ[A]/Δt和Δ[B]/Δt为反应物A和产物B浓度随时间变化的速度，k是速率常数，α和β是反应物浓度的反应级数。
速率常数k是一个特定反应温度下常数，可以从实验数据中得出。
反应速率受许多因素的影响，如温度、浓度、催化剂、表面面积等。
例如，催化剂可以提高反应速率，因为它们能够降低反应物之间的反应能垒。
此外，温度上升可以加快反应速率，因为它可以增加反应物分子之间的碰撞频率。
反应动力学的研究可以帮助人们理解反应的机理，预测反应的结果，以及优化化学反应的条件。
例如，通过研究反应的速率随温度的变化，可以得出反应的活化能（Ea），它是反应物分子间碰撞所需的最小能量，是反应速率的另一个决定因素。
总结热力学和动力学理论是化学反应的基本理论。
普通化学 第一章 化学热力学基础上
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第一章 化学热力学基础（上）
8
（3）过程和途径： 过程：体系状态发生的变化。 途径：完成过程的具体步骤。
3. 热化学方程式可以像一般代数方程一样进行运算。
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第一章 化学热力学基础（上）
21
第三节 热化学定律
一、 盖斯（Gess）定律
在恒压或恒容条件下，任一反应不管是一步完成还是分 步完成，其反应的热效应总是相同的。
反应物（始）
Qp = H
产物（终）
Qp 1 = H 1 过程1
中间产物
U = -240.3 kJ ·mol-1
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第一章 化学热力学基础（上）
17
1 反应的摩尔热力学能[变]
当生成物的温度与反应物的温度相同时， 化学反应过程中放出或吸收的热量，化学反 应的热效应，简称反应热。
在不做非体积功时，定容热等于系统热 力学能变：
QV = ΔU
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15
在恒压过程（不做其它功）中，体系与环境交换的热量全 部用来改变体系的焓。
注意以下几点：
1. H0 ，体系向环境放热； H0 ，体系向环境吸热；
C（s) + 2H2O(g) = CO(g) + H2(g) H=131.25KJ·mol-1 2. 焓与体系温度有关，而H几乎与温度无关，即温度对 H几乎无影响。
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第一章 化U1
U2
W
状态1（始） 体系对环境做了W的功
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不是生成焓
反应焓
反应焓
在等温、等压条件下由几种化合物或单质反应 形成生成物时吸收或释放的热量称为反应焓
化学过程的热效应与其所经历的中间状态 无关，而只与物系的初始及终了状态有关
C Q2 Q1
A
Q4
D Q3
B
Q5 E
Q 1Q 2Q 3Q 4Q 5
热化学定律
盖斯定律的应用 ➢ 利用已知热效应计算未知热效应
1 2
O2
C
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
对于理想气体而言，焓只是温度的函数，与压 力R
iP
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
H
0 RT
ni
h
0 fTi
n
j
h
0 fTj
iP
jR
d
H
0 RT
dT
ni
iP
d
h
0 fTi
dT
nj
jR
d
h
0 fTj
标准状态下的燃烧焓称为标准燃烧焓 hC0 298
产物中含有水分时，以气态水和液态水计算出 的燃烧焓是不相同的
H2O (g) H2O (l)4.0 41kJ /mol h2 09 84.0 41kJ /mol
小结
反应热
反应热
热效应
Wu 0
定压热效应Qp 定容热效应
（反应焓ΔH）
Qv
燃烧热 Qc
以HR 表示，单位：kJ
反应焓等于生成物焓的总和与反应物焓的总和 之差
标准反应焓
反应在一个标准大气压、298K（25℃）温度下 进行的
表示为
H
0 R
298
反应焓
标准反应焓的计算
H R 0 29 8 n i h 0 f2i9 8 n j h 0 f29 j 8
i P
j R
生成物的生成焓之和 反应物的生成焓之和
分析化学平衡条件，平衡时系统的状态，主 要是燃烧反应平衡时的燃烧产物的温度与成 分的确定
化学动力学
研究有化学反应的系统从一个状态到另一个状 态的变化时所经历的过程及所需要的时间
化学动力学的目标是：
揭示化学反应速率变化的本质 掌握控制化学反应速率的方向
化学动力学
化学动力学的具体任务是：
生成热 Qf
生成焓
标准生成焓
H
0 f
燃烧焓 H c
热化学定律
Lavoisier-Laplace定律
使一化合物分解成为组成它的元素所要求 供给的热量和由元素生成化合物产生的热量相 等，即化合物的分解热等于它的生成焓
1摩尔的化合物分Q1解质时的热效应称为该化合物
的分解热。 A BC
热化学定律
盖斯(Hess)定律
dT
nicPi n jc pj
iP
jR
n pc pp nRc pR
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
d dHR T 0 TnpcppnRcpR
反应焓随温度的变化率等于反应物和 生成物的定压比热容之差。
这个关系称为Kirchoff定律。
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
d dHR T 0 TnpcppnRcpR
确定化学反应速率的大小以及影响化学反应速 率的因素
研究各种化学反应机理，即研究由反应物到生 成物所经历的具体途径
有化学反应的系统的特点
热力系经历化学反应后不仅有热力参数变化， 而且其组成和成分亦会发生变化
确定平衡状态的独立参数在2个以上
Uf(T,P,n1,n2,,nk)
H(T,P,n1,n2,,nk)
QpQv R Tn
以辛烷C8H18为例：
Q Q 0 假设温度为298K，则： RT=8.314×2p98=2477.6vkJ/kmol=2.48 kJ/mol 工△程n=上3.5，反应焓与反应能近似相等 RT △n=8.68kJ/mol=76kJ/kg
辛烷的燃烧热： Q=-47837.7kJ/kg
化学反应的热效应
积分上式可得：
H R 0 T H R 029 82 T9n 8 P cP PnR cPR
定比热：
H R 0 T H R 0 2 9n 8 P c P P n R c PT R 29
燃烧焓
燃烧焓
一摩尔的燃料在等温、等压条件下完全燃烧释 放出来的热量称为燃烧焓，也称为燃烧热或热 值。
热力学第一定律解析式
QU 2U 1W uW
反应热
有用功 容积功
定温－定容过程
QU2 U1 Wu,v
定温－定热压力过学程能，包括Q内H热2能H和1化W 学u,能p
无 有 用 功
热效应
QQVP
U2 U1 H2 H1
定容热效应(反应能) 定压热效应(反应焓)
QpQv R Tn
化学反应的热效应
反应焓与反应能的比较
定温－定容过程、定温－定压过 程在化学热力学中具有重要的意义
有化学反应的系统的特点
热力学能的变化包括化学能的变化 容积变化功一般为无用功
WtotWWu
容 有用功，包括电 积 功、磁功等 功
有化学反应的系统的特点
燃烧反应是强烈的不可逆过程，但燃料电池接近可 逆过程
氢氧燃料电池工作原理
化学反应的热效应
热效应：在下列条件下系统吸收或释放的热量
体系是在等温、等压或等温、等容条件下进行 化学反应
除膨胀功以外不作任何其它形式的功
热效应的分类
生成焓 反应焓 燃烧焓
生成焓
生成焓
由稳定的单质在等温、等压条件下生成一摩尔 的化合物时的热效应，称为该化合物的生成焓。
以hf 表示，单位：kJ/mol。 不同温度、压力下化合物的生成焓是不同的
化学热力学
研究有化学反应的系统，其基本任务是将热 力学的基本定律应用于化学过程或物理化学 过程，研究这些过程中能量的转换，确定其 中的能量平衡，判断过程可能进行的方向， 研究相平衡、化学平衡，等等
化学热力学
热力学第一定律的应用
分析化学能与热能之间的转换，确定化学反 应的热效应
热力学第二定律的应用
标准生成焓
化合物的生成反应是在一个标准大气压、298K （25℃）温度下进行的
表示为：
h
0 f
298
稳定单质或元素的标准生成焓规定为零
生成焓
举例说明：
C1 2O 2 C O 11 .504kJ /m,o lh0 f29 811 .504kJ /mol 1 2H21 2I2 HI2.1 50kJ /m,o lh0 f29 82.1 50kJ /mol