(最新)化学热力学基础

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1、返回第一节热力学基本概念和术语第二节热力学第一定律第三节热化学第四节热力学第二、第三定律第五节吉布斯自由能及其应用第二章化学热力学基础第一节主要介绍1、敞开体系：既有物质交换又有能量交换的体系。如杯中的水。2、封闭体系：没有物质交换只有能量交换的体系。如加盖杯中的水。3、孤立体系：没有物质交换没有能量交换的体系。如保温杯中的水。4、环境：体系之外的一切与其相关的部分。二、过程与途径(Process&Path)1、恒温过程、2、恒压过程、3、恒容过程4、绝热过程、第一节热力学基本概念和术语一、体系与环境(Syste

2、m&Surrounding)返回1、状态：体系的状态是由一系列物理量决定的。这些物理量一定后，体系的状态就定了。如P、V、T、n等。这些物理量中的某一个或几个发生变化则体系的状态也要发生变化。如PV=nRT。2、状态函数：确定体系状态的物理量（P、T）叫状态函数。3、状态函数的特征：状态函数的变化只与始态和终态有关与过程无关。4、状态函数的类型：广度性质(V)，强度性质(P、T，E)。第一节热力学基本概念和术语三、状态与状态函数(State&StateFunction)返回返回一、热和功（Heat&Work）二、

3、热力学第一定律第二章化学热力学基础第二节主要介绍第二节热力学第一定律一、热和功（Heat&Work）1、热（Q）：由于温差引起的能量传递形式叫热。常有两类：恒压热效应（QP）恒容热效应（QV）。2、功（W）：除热以外的其它能量传递形式叫功。常有几类：体积功（膨胀功），非体积功（电功、表面功）注意：热和功不是状态函数。因为其大小与过程进行的途径有关。如绝热膨胀和等温膨胀，热功均不同。3、内能（U）：又称热力学能，指物质内部所蕴藏的各种能量形式的总和(如核能，分子平动、转动、振动能)。内能的绝对值无法知道，但这不影响

4、讨论问题，就象不知绝对高度一样。我们只需知道其变化值就够了。注意：内能是状态函数。其变化值只与始终态有关，与过程进行的途径无关。返回第二节热力学第一定律二、热力学第一定律1、文字表述：体系内能的改变量等于体系吸收的热减去对外所作的功。又叫能量守恒定律。2、数学形式：ΔU=Q-W3、符号规定：热（Q）：体系吸热为正，体系放热为负。功（W）：体系做功为正，环境做功为负。例1：某一过程中，体系从环境吸收100KJ的热，体系对环境做了30KJ的功，则体系内能变化为多少。解：体系吸热为正：Q=100KJ，体系做功为正：W=

5、30KJ。ΔU=Q-W=100KJ-30KJ=70KJ经过该过程，体系内能增加了70KJ。体系温度将升高。返回第二节热力学第一定律返回一、焓的概念（Enthalpy）二、热化学方程式三、盖斯定律四、标准生成焓五、由标准生成焓求反应热第三节主要介绍第三节热化学（Thermochemistry）一、焓的概念（Enthalpy）第三节热化学（Thermochemistry）在化学反应中，反应物为体系的始态，产物为体系的终态。反应物和产物内能总和是不同的，反应后，体系总内能会发生改变。其改变量是以热和功的形式表现出来的。

6、这就是反应热产生的原因。1、恒容反应热（QV）恒容下反应ΔV=0，则体系不做体积功W=0，结论:恒容过程中，体系吸收的热(QV)全部用来增加体系的内能(ΔU)2、恒压反应热（QP）P1=P2=P,ΔP=0，则体系做体积功W=P(V2-V1)结论:恒压过程中，体系吸收的热(QP)全部用来增加体系的焓(ΔH)。其中P、V、U均为状态函数，其组合(U+PV)必为状态函数(H)，给一名称叫焓，其变化(ΔH)只与始、终态有关与过程进行的途径无关。返回一、焓的概念（续1）通常情况下，大多反应反应是在恒压下进行，常用Q代替QP

7、若反应中反应物和产物均为液态或固态，则(V2-V1)≈0若反应中反应物和产物气态，则(V2-V1)≠0，ΔV往往较大，则有例1：373.15K，101.325kPa下，2.0mol的H2和1.0molO2反应，生成2.0mol的水蒸汽，共放出484KJ的热量。求反应的ΔH、ΔU。解：因反应:2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)是在恒压下进行，所以ΔH=QP=-484KJ/mol；ΔU=ΔH-ΔnRT；ΔU=-484KJ/mol-(2-(2+1)×8.314×10-3KJ/(K·mol)×373K=-481KJ

8、/molΔn为反应前后摩尔数的变化返回第三节热化学（Thermochemistry）二、热化学方程式1、反应进度(ξ)(法定计量单位)对任一反应:aA+bB=dD+eE随着反应的进行，反应物浓度要减少，产物的浓度要增加。若用ν来表示化学计量系数。则有νA=-a；νB=-b；νD=d；νE=e反应进行到某一时刻，参与反应的某一物质i的量由n1变化到n2则反应进度ξ为：若选择