普通化学 化学热力学基础课件.pptVIP

第二章 化学热力学基础 第二章 化学热力学基础 2.0 本章各节内容及学习重点和难点 2.1 热力学第一定律 2.1.1 热力学基本概念 状态变化过程热的计算 附：积分概念 状态变化过程功的计算 等温过程的体积功计算 2.1.2 热力学第一定律 2.1.3 热力学第一定律计算 计算示例 2.1.4 化学反应热 标准摩尔反应内能 化学反应热的测量 计算示例 化学反应热的计算(盖斯定律) 化学反应热的计算(从标准生成热) 计算示例 相变热的计算 2.2 热力学第二定律 2.2.1 熵增 2.2.2 熵 2.2.3 状态变化过程熵增的计算 2.2.4 可逆相变过程中的熵变 2.2.5 化学反应过程中的熵变 2.2.6 相变过程中的标准摩尔熵变 2.2.7 熵判据的应用 2.3 吉布斯自由能函数 2.3.1 吉布斯自由能判据 2.3.2 状态过程吉布斯函数变的计算 2.3.3 化学反应的吉布斯函数变 标准摩尔反应吉布斯函数变 2)利用标准摩尔生成吉布斯函数变计算 化学反应的吉布斯函数变计算示例 2.3.4 其它反应温度吉布斯函数变的估算 2.4 化学平衡 2.4.1 标准平衡常数 溶液反应的标准平衡常数* 2.4.2 关于平衡常数应用的计算 2.4.3 温度对平衡常数的影响 2.4.4 压力对平衡的影响* 2.4.5 反应自发进行的方向 2.4.6 相变过程的平衡 2.5 电离平衡和沉淀溶解平衡 2.5.1 水的电离平衡 2.5.2 弱酸、弱碱的电离平衡 一元弱酸、碱的电离平衡 一元弱酸、碱的电离平衡计算示例 多元弱酸、碱的电离平衡 多元弱酸、碱的电离平衡计算示例 酸、碱的电离平衡常数的关系 电离平衡移动(同离子效应) 2.5.2 沉淀溶解平衡 一些字符 水是最常用的溶剂，水的电离反应： H2O + H2O = H3O+ + OHˉ /kJ?molˉ1 -237.19 -237.19 -157.29 可以得到水电离平衡常数Kw为 因电离而消耗的H2O的量可以忽略不计，体系可视为纯水，故其浓度不出现在浓度商中。即： [H3O+ ][OHˉ] = 1.0 ×10-14 注：为了书写方便，以后用[A]代替cA/co表示浓度。 1. 酸碱的概念 酸碱电离理论 在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸；所生成的负离子全部是OHˉ的化合物是碱。酸碱中和反应的实质是H+ + OHˉ = H2O。 酸碱质子理论 凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。可用通式表示为：酸== H+ + 碱：如： HAc == H+ + Acˉ NH4+== H+ + NH3 这种同时存在于一个反应式中的酸和碱称为共轭酸和共轭碱，即： 共轭酸== H+ + 共轭碱 酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛，其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性 酸碱电子理论 规定凡能接受电子对的物质是酸，凡能给出电子对的物质是碱， 酸碱电子理论也称为路易斯酸碱理论。通式可以写成： 酸 + 碱 = 酸碱加合物 例如： H +:OH == H2O BF3 + :O(Et)2 == BF3·O(Et)2 酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制，包括的范围更广。因此也称为广义酸碱理论。 2. 一元弱酸、碱的电离平衡 同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出，如HF(3.53×10-4)和HAc(1.76×10-5)均为一元弱酸，但HF的酸性比HAc强。 HF, H2SO3, HNO2, H3PO4 一般称为中强酸。 一元弱酸：HA + H2O== H3O++ Aˉ；一元弱碱 MOH == M+ + OH ˉ 分别用Ka和Kb表示一元弱酸和一元弱碱的电离平衡常数，则有 一元弱酸： 一元弱碱： 设一元弱酸HA的浓度为c, 解离度为α HA == H+ + Aˉ 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1-α) ca ca 因此 例2.22 计算0.1mol/L乙酸水溶液乙酸的解离度和[H+ ]浓度。已知乙酸的解离平衡常数为Ka =1.76×10-5。 解: 1 热温商与熵增 如图所示的过程，(1)为可逆，(2)为任意过程。根据热力学第一定律ΔU = Q – W，当体系发生一个 恒温变化时，可逆过程体系做最大功。由于ΔU = 0，故有 Qr ≥ Q (当(2)也为可逆时“=”成立) A B (1)恒温可逆 (2)恒温 于是有：Qr /T ≥ Q /T （孤立体系，不做非体积功） 热温商：在热力学中Q /T称为热温商。 熵增：定义可逆过程的热温熵为体系的熵增。ΔS