化学热力学初步

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1、第六章化学热力学初步§6-1热力学第一定律§6-2热化学§6-3化学反应的方向§6-1热力学第一定律一、基本概念二、热力学第一定律三、可逆途径9/9/20212热力学：研究能量相互转换过程中应遵循的规律的科学。化学热力学：研究化学变化过程中的能量转换问题（热力学第一定律）；研究化学变化的方向和限度以及化学平衡和相平衡的有关问题（热力学第二定律）。特点：着眼于宏观性质；只需知道起始状态和最终状态，无需知道变化过程的机理。9/9/20213一、基本概念1.系统与环境系统：被研究的对象环境：与系统密切相关的其它部分系统分类：敞开系统封闭系统孤

2、立系统物质交换√××能量交换√√×9/9/20214封闭系统敞开系统孤立系统9/9/202152.状态与状态函数状态：由一系列表征系统性质的物理量所确定下来的系统的存在形式。状态函数：描述系统状态的物理量。T、V等状态函数分类：容量性质：在一定条件下具有加和性。n、m等强度性质：不具有加和性。T等9/9/202163.过程与途径过程：系统由一个状态变为另一个状态。途径：完成一个过程的具体步骤。过程分类：等压过程、等容过程、等温过程、绝热过程、循环过程等。※状态函数的特征：状态函数的改变量只决定于过程的始态和终态，与变化所经历的途径无关。

3、9/9/202174.热和功热：系统与环境之间因温度不同而引起的能量交换。用“Q”表示规定：系统吸热Q＞0系统放热Q＜0热的形式：（1）化学反应热：反应物与生成物温度相同时系统发生化学变化所吸收或放出的热。（2）潜热：等温等压条件下，系统发生相变时吸收或放出的热。如：蒸发热、升华热等。（3）显热：伴随系统本身温度变化吸收或放出的热。9/9/20218功：除热外，系统与环境之间传递的其它形式的能量。用符号“W”表示规定：系统对环境做功W＞0环境对系统做功W＜0功有多种形式，此处只涉及气体的体积功（因固体、液体在变化过程中△V很小）W=F·

4、△l=P·S·△V/S=P·△V(任意过程）=△nRT(理想气体反应）9/9/20219问题：功和热是不是状态函数？5.热力学能（内能）热力学系统内各种形式的能量总和。用“U”表示，单位J或kJ“U”是状态函数，但无绝对值。状态发生变化时，△U仅取决于始态和终态。9/9/202110二、热力学第一定律定义：能量在转化和传递过程中数量保持不变-能量守恒及转换定律。数学表达式：U2=U1+Q-W△U=U2-U1=Q-W即△U=Q-W（注意Q、W符号的规定）9/9/202111例题1：某过程中系统从环境吸热100J，对环境做体积功20J。求过

5、程中系统热力学能的改变量和环境热力学能的改变量。解：△U系=Q-W=100-20=80（J）△U环=-△U系=-80（J）9/9/202112三、可逆途径它是一种在无限接近于平衡并且没有摩擦力条件下进行的理想过程。恒温可逆膨胀、压缩过程膨胀或压缩步数越多的途径，体系所做的体积功越大9/9/202113§6-2热化学一、化学反应的热效应二、盖斯定律三、标准摩尔生成热四、标准摩尔燃烧热五、相变热六、由键能估算反应热9/9/202114当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量，称化学反应热。1.等容反应热QV由△U=QV-

6、W得△U=QV（∵△V=0，∴W=P·△V=0）意义：等容过程，系统吸收的热量全部用来改变系统的热力学能。一、化学反应的热效应9/9/202115QV的测定9/9/2021162.等压反应热（QP)与焓(H)△U=QP-WQP=△U+W=（U2-U1）+P（V2-V1）=（U2+PV2）-（U1+PV1）【令:U+PV=H焓】=H2-H1(enthalpy)QP=△H（焓变）[条件①等压过程②变化过程中系统只作体积功]意义：等压反应过程中，系统吸收的热量全部用于改变体系的焓。9/9/202117焓是状态函数，无绝对值。与U、V一样都是

7、系统的容量性质，即具有加和性。【问题】：因为Qv=U，Qp=H，因此Q是状态函数，对吗？是不是只有等压过程才有焓？任意过程△H=△（U+PV）=△U+△（PV)若等压过程，有非体积功W′存在，则△U=QP-(W+W′)QP=△U+(W+W′)=(U2-U1)+(PV2-PV1)+W′QP=△H+W′∴△H=QP-W′9/9/202118例：在298.15K，100kPa时，反应H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)放热285.90kJ，计算此反应的W、△U、△H。如同样条件下，反应在原电池中进行，做电功187.82kJ，此时Q、

8、W、△U、△H又为多少？（H2，O2为理想气体）。（理想气体的U、H都只是温度的函数，与体积、压力无关。温度不变，△U、△H不变。）解：Q1=-285.9KJ；△H1=Q1；W1=P△V=△nRT=(0-1