溶液,热力学.ppt

绪论 四、热和功： 1．热(heat)：系统和环境之间只是由于温度的差别而交换的能量，在热力学上定义为热，用Q表示。 如果系统从环境中吸热则用＋Q表示。 如果系统向环境中放热则用－Q表示。 2．功(work)：系统和环境之间除了热之外的所有其他交换能量的形式叫功，用W表示。 如果环境对系统做功，W为正值。 如果系统对环境做功，W为负值。 非体积功，用符号W’表示 注意：功和热正负号的确定是由系统的观点出发的 第二节 热力学第一定律 一、热力学能 1．热力学能：热力学系统内部的能量称为热力学能，用U来表示，热力学能是广度性质，具有加和性。 二、热力学第一定律的数学表达式 I → II +Q ＋W U1 U2 U2－U1＝Q＋W △U系统＝Q＋W 三、焓和焓变（封闭系统） （1）恒容条件下的反应热： △U＝QV＋W W＝0 △U＝QV （2）恒压条件下的反应热： △U＝QP+W W＝－P△V＝－P（V2－V1） 环境对系统做功，W为正值V2V1 系统对环境做功，W为负值V2＞V1 △U＝QP－P（V2－V1） U2－U1＝QP－P（V2－V1） QP＝（U2＋PV2）－（U1＋PV1） 定义：H＝U＋PV 焓变：封闭系统中，恒压条件下的反应热。 QP＝（U2＋PV2）－（U1＋PV1）＝H2－H1＝△H 注意：（a）Q、W不是状态函数，H是状态函数 ∵H＝U＋PV，U，P，V都是状态函数，所以H是状态函数 I→II，△U的变化是恒定的，△U＝Q＋W，Q，W值则因途径不同而不同。 （b）系统在恒压条件下，只做体积功，QP和△H的数值相等 如果化学反应的焓变为正值，称此反应为吸热反应。 即∑H反应物∑H生成物 HgO(s) == Hg(l) + 1/2O2(g) △rH0= 90.7kJ/mol 如果化学反应的焓变为负值，称此反应为放热反应， 即：∑H反应物∑H生成物 H2(g) + 1/2O2(g) == H2O(l) △rH0= -285.8 kJ/mol （c）化学反应的焓变是随温度而变化的 第三节 热化学 一、反应进度 化学反应一般可以写成如下通式： -νAA – νBB ==νYY + νZZ (1) N2(g) + 3H2(g) == 2NH3(g) ν(N2) = -1，ν(H2) = -3，ν(NH3) = 2 (1)式可写成下列形式： 或： [例1] 10mol N2和20mol H2在合成塔混合后，经多次循环反应生成了4mol NH3，试分别以如下两个反应方程式为基础，计算反应进度变。 (1) N2(g) + 3H2(g) == 2NH3(g) (2) 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) == NH3(g) 解：N2、H2、和NH3的物质的量变化分别为： △n(N2) = n(N2) – n0(N2) = (10 – 2)mol – 10mol = -2 mol △n(H2) = n(H2) – n0(H2) = (20 – 6)mol – 20mol = -6 mol △n(NH3) = n(NH3) – n0(NH3) = 4mol –0mol = 4 mol (1)对于反应 N2(g) + 3H2(g) == 2NH3(g)，反应进度变为： = 2 mol （2）对于反应1/2 N2(g) + 2/3 H2(g) == NH3(g)，反应进度变为： = 4 mol 二、热力学标准状态： 气体的标准状态，均为标准压力（p0= 100 kPa） 溶液中溶质的标准状态，为标准压力下，bB=b0(b0=1mol·kg-1)或cB=c0(c0=1mol·L-1)，并且是无限稀溶液。 三、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变 （一）定义 对于化学反应 反应的标准摩尔热力学能变和标准摩尔焓变分别定义为： （二）化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变的关系 根据H = U + PV 如果反应物和产物为液体或固体 △rHm(T,l或s) ≈ △rUm(T,l或s) 对于有气体参加的反应 △(PV)≈△[PV(g)] △[PV(g)] = RT△n(g) △rHm(T) = △rUm(T) + RT [例2] 正庚烷的燃烧反应为： C7H16(l) + 11O2(g) → 7CO2(g) + 8H2O(l) 298.15K时，在弹式量热计（一种恒容量热计）中1.250g 正庚烷完全燃烧放热60.09 kJ。试求上述反应的摩尔焓变。 解：正庚烷的摩尔质量M=100.2 g·mol-1，反应前正