2013第二章 化学热力学基础与化学平衡.pptxVIP

0;化学热力学 化学反应中的反应热（热力学第一定律） 化学反应进行的方向和限度（热力学第二定律） 化学反应进行的限度-化学平衡 化学动力学 化学反应速率 反应历程;例 N2+3H2 = 2NH3 ?(变化量) -0.1 -0.3 +0.2 ;例 N2+3H2 = 2NH3 ?(变化量) -0.1 -0.3 +0.2 0=2NH3 +(-N2)+(3H2) ;t0时 nB/mol 3.0 10.0 0 0 ;反应进度必须对应具体的反应方程式!;2.2 热力学第一定律与热化学;1.系统、环境和相的概念;1.系统、环境和相的概念; 能量交换 物质交换 1）敞开系统 有 有 2）封闭系统 有 无 3）孤立系统 无 无;1）一个相不一定只含有一种物质。例如NaCl溶液。 2）相和态的区别。聚集状态相同的物质在一起不一定是单相，例如油水两相。 3）同一种物质可成为多相系统。多相系（不均匀系）：具有两个或两个以上相的系统。例如油水-冰-水蒸汽三相系统。;状态：是由一系列表征系统性质的物理量确定下来的系统的存在形式。eg 状态函数：用来描述系统的性质，并随系统状态改变而发生变化的物理量叫做状态函数。 并非与系统有关的物理量都是状态函数。;状态函数的两个特征:;2.热力学能U;?U = Q + W;功和热是在过程中，系统←→环境之间的能量交换，是伴随过程而发生的，没有过程就没有功和热。它们都不是状态函数。;功的种类很多，如伸长功、重力功、电功、表面功、体积功……。涉及系统体积变化的功称为体积功，除体积功以外的其他形式的功，称为有用功。对于化学反应通常只涉及体积功，因此这里我们讨论功时只讲体积功。 体积功 W体=- P外?V;2.反应热效应：;1）等容热效应 由于 ?U = Q- P?V，而?V=0 故 ?U = Q 热力学能的变化全部以热能形式表现出来。 对于在这种恒容条件下进行反应吸收（或放出）的热量称等容热效应。常用符号Qv表示。 其值可通过量热计直接测量出来。 ?U = QV = ?T(C水+C装置) 。;2）等压热效应 对于等压过程，即系统压力恒定，系统体积可能发生变化，变化过程中系统对环境作功： W＝－pΔV　　　　　　　　　　 此时，反应过程中吸收（或放出）的热量同样可通过量热计测量出来。 对于在这种恒压条件下进行反应吸收（或放出）的热量称等压热效应。常用符号Qp 表示。 综合二者等压过程热力学能的变化：;?U = Qp- P?V （P一定，W’= 0） Qp= ?U + P?V = (U2-U1) + P(V2-V1) =(U2+PV2)-(U1+PV1) 热力学中，经常会碰到U+PV这个量，定义了一个新的函数H，令 H?U+PV ， 称为焓。 ;以反应进度去除?rH，则有： ?rHm= ?rH/ ? ?rHm为摩尔反应焓变，下标m表示按反应方程式进行，反应进度为1mol。;热力学标准态，简称标准态，即物质处于标准条件下的状态。国际标准规定：100kPa为标准压力，记为p? 标准态是在p?下物质的确切聚集状态 1）气体：以温度为T， pi =100kPa＝ p? ，具有理想气体性质的状态。 2）纯液体和纯固体：规定压力为p?，温度为T的状态。 3）溶液中的溶质：温度为T，压力为p?下，质量摩尔浓度m?=1mol/kg的状态。在稀溶液中用c?＝1mol ? L-1代替m? ，通常记为c?。 注意：标准态没有规定温度。;2H2(g)+O2(g) =2H2O(g);;定义：规定在某一温度T时，在标准压力下，由最稳定单质（磷除外）生成单位物质的量（1mol）的化合物B的反应焓变，称B物质的标准摩尔生成焓，简称标准生成焓。用符号?fH?m表示。;盖斯定律：一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的热效应(焓变) ?H 等于各步分反应的热效应之和： ;;;;化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物的总标准摩尔生成焓减去反应物的总标准摩尔生成焓。;可写成：0=eE+gG+(-a)A+(-d)D ;例如：;那么根据什么来判断化学反应的自发性？;;;;;;;; = 130 + 223 - 2×186