第2章化学热力学基础与化学平衡技巧.ppt

第2章 化学热力学基础与化学平衡; 第1节 引 言;◆ 热力学:专门研究能量相互转变过程中所遵循的法则的一门科学。 ;系统（体系）与环境 ;; 2. 状态和状态函数 ;状 态 函 数 的 特 征;途径 I;; 3. 过 程;◆ 等温过程：系统的始态、终态温度相等，并且 系统状态变化是在等温条件下进行;4. 相;第2节 热力学第一定律; 当系统与环境之间因温度的差别而引起了能量交换，这种被传递的能量称为热，以符号Q表示;体积功; 2.2.2 热力学能 ;◆ 任何系统在一定状态下热力学能是一个定值，换言之，热力学能(U )是状态函数 ;封闭系统发生状态变化时，其热力学能的变化等于系统吸收的热量与环境向系统做功之和; 2.2.3 标准状态;第3节 焓; U 2 - U 1 = Qp - pex(V2 -V1) ;◆ H是一个新的热力学函数，称为焓 ◆ H也是状态函数 单位：J、kJ ◆不能确定U的绝对值，所以也不能确定 H 的绝对值;◆ 化学反应一般在恒压、不做其它功条件下进行，所以常常在热化学中用到焓变 ;2.3.2 标准摩尔生成焓;① O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)等在T = 298.15 K，p?下， ΔfHm? = 0。 ;2.3.3 溶液中离子的生成焓 ;◆ 我们可选定一种离子并指定其生成热，用它们来解决溶液中反应热效应问题;2.3.4 化学反应焓变;2. 化学反应进度;● 同理，下面两反应方程式 O2(g) + 2H2(g) ═ 2H2O(g) (1/2)O2(g) + H2(g) ═ H2O(g);3.?标准摩尔反应焓 ;4. 由标准摩尔生成焓求算ΔrHm? ;ΔrHm?(T ) = ΣνPΔfHm?(P，相态，T ) - ΣνRΔfHm?(R，相态，T ) ; ● 3CO(g) + Fe2O3(s) = 2Fe(s) + 3CO2(g) ;第4节 盖 斯 定 律;例图解： CO(g) + (1/2)O2(g) ΔrH1 ? ΔrH2 ? C(石墨)＋O2(g) ΔrH3° CO2(g) ;分步进行的热化学方程式 C(石墨) +(1/2)O2(g)=CO(g) ΔrH1 ? CO(g) + (1/2)O2(g)=CO2(g) ΔrH2 ? ;正确书写热化学方程式;● 用盖斯定律时，若化学反应是在恒压（或恒容）下一步完成，则分步完成的各步也要在恒压（或恒容）下进行。 ● 因为H、U是状态函数，只要化学反应的始、终态确定，ΔH、ΔU便为定值。;盖斯定律的应用;◆ 难用实验方法测得的反应热，可用计算方法; 第5节 自发过程和熵;◆ “自发过程”就是在给定条件下不需要借助于外力作用就能自动进行的过程;早期对化学反应方向的判据;但有些吸热反应在常温下也能进行;2.5.2 熵 ;对不同的纯物质，由于其组成不同，结构不同，其混乱度亦不同; 2. 熵;3. 热力学第三定律; 在标准压力p?下，1 mol某纯物质B的规定熵称为标准摩尔熵，以符号Sm?（B，相态，T）表示，单位是 J·K-1 · mol-1。 (附录中 298.15 K);● 物质的聚集状态与熵有关。 同一种物质熵值大小次序 气态熵 ? 液态熵 ? 固态熵;熵和焓的不同和类同; 5. 化学反应熵变;例1: 298.15 K下反应： CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) ΔrHm? = 178.32 kJ·mol-1  求算该反应的ΔrSm?值。 ;● 根据影响熵值大小的因素，可估计化学反应熵变的符号 ;● 在一定温度范围内化学反应的ΔrSm?受温度 变化的影响较小 可以用 298.15 K 下的化学反应的ΔrSm?; 第6节 自 由 能; 2.6.1 吉布斯自由能判据;① G 是一个状态函数，它的改变值ΔG只决定 于体系的始态和终态 ② G 是广度性质，与物质的量成正比;在等温等压下不做非体积功时反应自发性的判据为; ● 等压下不同温度