第3章 化学热力学初步幻灯片.pptVIP

第3章 化学热力学初步 3.1 化学反应中能量变化 3.2 化学反应中的方向和限度 热力学是研究热和其他形式能量之间转化规律的科学。它不涉及到物质的微观结构，热力学的研究方法是宏观的方法，是以实验事实为基础，总结研究系统状态变化过程中的功能转化和热力学过程的方向性问题。 用热力学的原理和方法来研究化学过程及其伴随的能量变化就形成了化学热力学。 体 系：被研究的直接对象 环 境 : 体系外与其密切相关的部分 敞开体系：与环境有物质交换也有能量交换 封闭体系：与环境有能量交换无物质交换(化学反应） 孤立体系：与环境无物质、能量交换 ★ 体系和环境 状 态: 一定条件下体系存在的形式 状态函数: 描述系统性质的物理量，例如 p，V，T等 ★ 状态和状态函数 状态函数具有鲜明的特点: (1) 状态一定,状态函数一定。 (2) 状态变化, 状态函数也随之而变,且状态函数的 变化值只与始态、终态有关, 而与变化途径无关！ ★ 过程和途径 恒温过程: T1 = T2 = T 恒压过程: p1 = p2 = p 恒容过程: V1 = V2 可逆过程: 体系从终态到始态时，消 除了对环境产生的一切影响，可逆过程是理 想化过程，无限接近热力学平衡态。 ★ 相 (phase) 相又分为均相体系(或单相体系)和非均相体系(或多相体系)。 体系中物理性质和化学性质完全相同的任何均匀部分。相和相之间有明显的界面。 3.1 化学反应中能量变化 对于封闭体系热力学第一定律为： 得功W 3.1.1 热力学第一定律 热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律 关于符号的规定： Q：体系吸收热量——Q0；体系放出热量——Q0; W: 体系对环境做功——W0；环境对体系做功——W0 ΔU0——热力学能增加； ΔU0——热力学能减少 ★ 体系内所有微观粒子的全部能量之和称热力学能U （内能），U 是状态函数，热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。至今尚无法直接测定，只能测定到 ?U。 1.体积功W体 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，W0； 环境对系统做功，W0 体积功W体 ：由于体积变化而引起的功 3.1.2 化学反应中的能量变化 对于敞开体系的化学反应：p始 =p终=p外=p 对于仅有气体参加的恒压化学反应（忽略固体和液体的体积,视气体为理想气体） 例3-1 H2燃烧反应 例3-2 水的蒸发过程 2. 恒压热效应Qp与焓?H 定义焓：H=U+pV ( 吸热?H0;放热?H0） 各类过程中放出或吸收的热量——热效应。 研究纯物质化学和物理变化过程中热效应的学科叫热化学。 焓(enthalpy, 符号为H) 可方便地理解为该物质中热的含量— 物质内部可供转化为热的能量。焓值越低, 稳定性就越高; 反之亦然。 焓变定义为化学或物理过程中吸收或放出的热量, 即, 过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物质的焓之差： △H = ΣH(终态物)－ΣH(始态物) 焓变：?H=QP——化学反应的恒压热效应等于体系的焓变 恒T恒p： ?U=?H－p ?V ?U=?H－?ngRT 3. 恒容热效应QV与?U 恒V——W体＝0 ?U=QV——化学反应的恒容热效应等于体系的内能变化 Qp与QV关系：Qp=QV+?ngRT （视气体为理想气体） 弹式热量计(Bomb calorimeter)最适用于测定物质的燃烧热。 3.1.3 恒容热效应的测量 ∵?H=QP ——把恒压条件下化学反应吸收或放出的热量——反应焓，符号为?rH（r—reaction). 3.1.4 盖斯(Hess)定律和化学反应热的计算 标准摩尔焓——反应物在其标准状态下发生1mol反应的焓变。 符号为 ——“θ”代表热力学标准状态(简称标准态)，括号内标出指定的温度。 气体 T，p = pq =100kPa 溶液，溶质 B，bB = bq = 1mol · kg-1 T，p，纯物质 液体和固体 “标准状态” 物质的标准状态是指在100kPa的压力和一定温度下物质的物理状态。 ——在给定温度T和标准态下,由指定单质生成