第六章 化学热力学-2011.ppt

第6章 化学热力学 热力学方法的特点： 热力学方法的缺点： 热力学四大定律 第6章 化学热力学 6.1 热力学常用的一些基本概念 6.2 热力学第一定律 6.3 化学反应的热效应 6.4 自发变化和熵 6.5 Gibbs能与化学反应的方向 6.1 热力学常用的一些基本概念 6.1.1 体系与环境 6.1.2 状态与状态函数 6.1.3 过程与途径 6.1.5 热和功 敞开体系 Open System 体系和环境之间既有物质交换又有能量交换 6.2 热力学第一定律 6.2.1 热力学第一定律 6.2.2 热力学第一定律的数学表达式 6.2.3 内能 U 6.2.4 功和热 W Q 6.2.5 焓 H 热力学第一定律： First law of thermodynamics 自然界一切物质都具有能量，能量由各种不同的形式，能够从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，而在转化和传递中能量的总数量不变。 ①定义：是宏观静止物质体系所具有的能量。 （用符号U表示） ②内涵：内能包含体系内的各种物质分子和原子的移动能、转动、振动能、相互吸引或排斥能以及组成原子的电子和原子核的能量等等。 内能为状态函数，是体系的容量性质。 内能的改变值只决定于体系的始态和终态，与 变化途径无关。 热和功 (heat and work)： 例: 某封闭体系在某一过程中从环境中吸收了50kJ 的热量，对环境做了30kJ 的功，则体系在该过程中热力学能变为： 体积功(volume work)的计算： 体积功（膨胀功）：当体系体积变化时，体系反抗 环境压力所作的功。 焓(enthalpy) 假设以封闭体系在变化中只作体积功，不作其他功，则(下式中W代表体积功): △U = Q－W， △U = Q－P△V △U = QP – P（V2－V1） U2 – U1 =QP – P（V2－V1） 即 QP = （U2+PV2）－（U1+PV1） 因为U、P、V都是状态函数，则（U + PV） 也是状态函数。这个状态函数称为焓。用符号H表示。即： 定义： H = U + P V ∴QP = H2 – H1 = △H 它表示在封闭体系发生等压和不作其它功的条件下，体系吸收的热量全部用来增加体系的焓。 ① 焓是体系的状态函数，属于广度性质，具有加和性。 ② 焓对于每一个物质，当它处于一定状态下时为特定值。 ③ 焓没有明确的物理意义（导出函数），无法测定其绝对值。 ④ 当封闭体系恒压不作其它功时，体系和环境之间的热量传递可视为体系内部的焓的变化。所以体系的△H可用来判断化学反应是吸热还是放热反应。（QP = △H） 它表示在封闭体系发生等压和不作其它功的条件下，体系吸收的热量全部用来增加体系的焓。 ① 化学反应的焓变为正值——△H 0 ∑H反应物 ∑H生成物 吸热反应 6.3 化学反应的热效应 6.3.1 化学反应进度 6.3.2 等压反应热和等容反应热 6.3.3 标准状态 6.3.4 热化学方程式 6.3.5 盖斯定律 6.3.6 标准摩尔生成焓 化学反应的热效应: 简称反应热(heat of reaction)，指体系在不做非体积功的等温反应过程中所放出或吸收的热量。 1. 反应进度ξ：表示化学反应进行的程度 例题：已知25°C时 2C(石墨) + O2(g) ═ 2CO(g) Δr Hθm,1= –221.04 kJ/mol ① 3Fe(s) + 2O2(g) ═ Fe3O4(s) Δr Hθm,2= –1118 kJ/mol ② 求：下列反应在 25 °C时的反应热Δr Hθm,3 Fe3O4(s) + 4C(石墨) ═ Fe(s) + 4CO(g) ③ 利用Born-Haber 循环计算晶格能 6.4 自发变化和熵 6.4.1 自发过程 6.4.2 混乱度、熵和微观状态数 6.4.3 化学反应熵变 6.4.1 自发过程 spontaneous process 6.4.2 混乱度、熵和微观状态数 例：将下列物质按摩