第1章化学热力学基础技巧.pptVIP

前言;第一章 化学反应中的能量关系 ;1-1基本概念;一、体系;环 境;二、状态函数;三、热和功 能量的传递方式有三种：热、功、辐射。 1、热：是由于温度差引起的能量从环境到体系的传递。 热用符号Q 表示，热的SI单位为J 规定：体系吸热，Q 0 , 体系放热，Q 0 。; 体积功 W 功 非体积功W 体积功是体系体积变化时所作的功。 其他各种形式的功统称为非体积功，如电功、摩擦功等;四、热力学能 U （又称内能）;五、热力学的标准状态 1. 气体物质的标准状态，是气体在指定温度T， 压力p =1 p?的状态， p?=100kPa; 2. 纯固体和液体的标准状态，分别是在指定温度T， 压力p = 1p?时纯固体和纯液体的状态； 3. 溶液中溶质的标准状态，是在指定温度T，压力p = 1p?， 质量摩尔浓度b = 1b?时溶质的状态， b? = 1mol/kg。(通常用 c ? 作近似计算） ;标准态：体系中各种物质均处于标准态。 标准态反应：各物质均处于标准态的反应。 为了区分非标态和标准态的情况，标准态下状态函数变化右上角注，“0” 。 如：ΔU0，ΔH 0 标准态下变化值 ΔU，ΔH 任意态下变化值 注：热力学标准态下大家以前学过的标准状况区分开 （没有温度限制）;六、 热力学第一定律;（2）数学表达式 有封闭体系，由状态I（具有内能为U1）变为状态 II（U2）时，与环境交换的热为Q，同时做功为W。;在利用第一定律进行计算，请注意各物理量符号（正、负）单位统一 ΔU（+） 体系热力学能 升高 ΔU（-） 体系热力学能 降低 Q（+） 体系吸热 Q（-） 体系放热 W（+） 环境对体系作功 W（-） 体系对环境作功。 ;例1，在351.3K、101.3kPa下，1g乙醇蒸发成蒸气时，吸热0.854kJ时，如果体系仅作体积功，求其内能变化。;例2 体系在某一状态变化过程中(1)吸收836J热;(2)当体系以不同的过程，恢复到原来的状态时，恢复放出418J热，对环境做功1.627kJ，求在(1)状态变化过程中环境和体系之间作功。;1.2 反应热和反应焓变;1、化学反应的恒压反应热（Qp) 当产物温度与反应物温度相同，反应过程中体系不作非体积功，且反应在衡压条件下进行时，体系吸收或放出的热量称为化学反应的恒压反应热;;通常用化学反应的焓变（ ΔrH ）来表示反应热（通常为恒压过程） ΔrH 0 放热反应 ΔrH 0 吸热反应;二、热化学方程式 注明反应热的化学反应方程式称热化学方程式;书写热化学方程时注意如下几点： ①注明各物质的物态：l.g.s（有时需注明其晶型） ②注明反应条件：温度、压力 ΔrH m0(298) （1个标准压力，298K时） ③注明反应热：焓具有加合性，与物质量有关，反应式与热效应一一对应。系数发生改变，反应热也变。 如 2H2(g) + O2(g) = 2 H2O(l) ΔrH m0(298) = -571.6kJ.mol-1 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) ΔrH m0 (298) = -483.6kJ.mol-1;④ΔrH m0为反应的标准摩尔焓变，单位kJ.mol-1 , 表示反应进度为 1 时的焓变值。 ΔrH ? m= ΔrH ? / ? ⑤ H 是状态函数，?正、逆反应的焓变数值相等，符号相反。;三、热化学定律——盖斯定律（G.H.Hess);简单的可用下列式子表示：;例2：已知：（1）C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔrH m10 =-394kJ.mol-1 （2）CO(g) + ? O2(g)=CO2(g) ΔrH m20 =-284kJ.mol-1 求（3）C(s)+1/2O2(g)=CO(g) 标准态下的恒压反应热 ΔrH m30（298K);例3 如：298K、标准态下： （1）C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔrH m10 （2）H2(g) + ? O2(g)= H2O(g) ΔrH m20 （3）CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) Δ