第2章化学热力学基础2010-2011-1.ppt

; 掌握热力学能、焓、熵、吉布斯自由能、生化标准状态、耦合反应等概念。 掌握系统、环境、状态及状态函数等概念。 掌握热力学第一定律和盖斯定律及其计算。 掌握标准状态下反应的摩尔焓(△rHm?)、化学反应的标准摩尔熵(△rSm?)、化学反应的标准摩尔吉布斯自由能(△rGm?)、生化标准状态的有关计算。;热力学的研究对象;第一节 热力学第一定律The First Law Of Thermodynamics;体 系;系统的性质;;【例】某理想气体的状态变化可有以下不同的途径：;系统反抗外界压强发生体积变化时产生的功。;二、热力学第一定律;热力学第一定律的数学表达式;系统内一切能量的总和。;【例】某封闭系统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，求系统在过程中热力学能。;三、焓;系统对外作功：W = – pΔV = –p（V2 –V1） ;第二节 热化学;一、反应进度;对任意反应;–νAA –νBB → νGG ＋νHH;t0时 nB/mol 3.0 10.0 0 0 ;【例】10molN2和20molH2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。;（1）;二、热力学标准状态;三、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变;反应热(摩尔焓变);【例】正庚烷的燃烧反应为： 298.15K时，在弹式热量计（一种等容热量计）中 1.250g正庚烷完全燃烧放热60.09kJ。试求该反应 在298.15K时的摩尔焓变。;弹式热量计中发生的是等容过程，故：;由热力学第一定律： ΔU = Q + W 系统对外作功：W = – pΔV = –p（V2 –V1） ΔU = Qp + W = Qp – p（V2 –V1） U2 – U1 = QP – p（V2 –V1） QP = （U2 + pV2） –（U1 + pV1）;四、热化学方程式;如何书写热化学方程式;2H2(g) + O2(g) ? 2H2O(g); 不同计量系数的同一反应，摩尔反应热不同。; 正逆反应的热效应数值相同，符号相反。;1840年，根据大量的实验事实盖斯提出：;Hess定律;【例】已知298.15K下，反应：;解：利用Hess定律;【例】葡萄糖(C6H12O6) 和丙酮酸 (C3H4O3) 燃烧反应的 热化学方程式分别为：;解：利用 Hess定律计算。(1)式 – 2×(2) 式得：;六、标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓;反应物;(CO,g) = –110.52kJ·mol–1;;【例】葡萄糖氧化能供给生命能量： 已知 试计算该反应的 。;;;【例】葡萄糖转化为麦芽糖的反应为： 2C6H12O6(s) = C12H22O11(s) + H2O(l) 试利用标准摩尔燃烧焓计算上述反应在298.15K时的标 准摩尔焓变。;第三节 热力学第二定律; 自然界的自发过程，一般都朝着能量降低 的方向进行，能量越低，系统的状态越稳定。; 焓变只是影响反应自发性的因素之一，但不是唯一的影响因素。;二、熵变与化学反应的方向;纯物质完整有序晶体温度变化 0K?TK。;标准摩尔熵的一些规律;【例】利用298.15K时的标准摩尔熵，计算反应： CH3CH2OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l) 在298.15K时的标准摩尔熵变。;判断化学反应方向的判据;第四节 化学反应的摩尔吉布斯变; 等温、等压的封闭系统内,不作非体积功的前提下,任何自发过程总是朝着吉布斯自由能减小的方向进行。;三、温度对反应的摩尔吉布斯自由能变的影响;各种情况;;四、反应的标准摩尔吉布斯自由能变的计算;【例】氨基酸是蛋白质的构造砖块，已知氨基乙酸 的 ，试利用有关 物质的标准摩尔生成吉布斯函数，计算下列反应： 在298.15 K时的标准摩尔吉布斯函数变，并???测反 应在298.15K、标准状态下进行的可能性。;298.15K时反应的标准摩尔吉布斯函数变为：;反应方向转变温度的估算;【例】利用298.15K时的标准摩尔生成焓和标准摩 尔熵，估算CaCO3分解反应： CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) 在等温、标准状态下自发进行的最低温度。;298.15K时,反应的