[工学]第六章热化学和热力学第一定律.pptVIP

第五章 热力学第一定律和热化学 §5-1 化学反应中的能量关系 基本概念： 1. 热力学：讨论与热有关的各种状态变化和能量转化的规律。 2. 化学热力学：将热力学定律应用于化学变化以及和化学变化有关的物理变化，就形成了化学热力学。 3. 热化学：研究化学变化的放热和吸热的规律，称为热化学。 §5-1-1 系统和环境 系统：就是所研究的对象。 环境：系统以外的部分。 系统类型： 1. 封闭系统：系统和环境间有能量传递，无物质传递。 2.敞开系统：系统和环境间有能量传递，也有物质传递。 3.孤立系统：系统和环境间无能量传递，无物质传递。 §5-1-2状态和状态函数 理想气体状态方程：pV = nRT , 理想气体的状态就是由这些参数来确定。 若有一个参数（如T）发生变化，体系的状态就发生变化。称温度T为状态函数，同样压力p和体积V也是状态函数。 （试描述1块铁和1袋氧气的存在状态。） 状态函数的特征： 1. 状态一定，状态函数值一定； 2. 状态改变，状态函数值也改变，而且改变值与途径无关。 如：水（25oC) → 水（50oC），方法有:直接加热，先升温再降温，或先降温再升温。 状态函数的两种性质 1. 强度性质：系统中整体和局部性质相同，不具有加和性，表现系统“质”的特征。如温度、浓度、压力等。 例：100ml 1 mol/l NaOH溶液中，取5ml溶液，其浓度仍是1mol/l 。 2. 广延性质：系统中整体和局部性质不相同，具有加和性，表现系统“量”的特征。如体积、质量、物质的量等。 例：上例中100 ml NaOH和5 ml NaOH溶液所含的物质的量不相等。 §5-1-3 热（Q）和功（W） 1. 热（Q）和功（W）的符号的规定： 系统吸热，Q ＞ 0，系统得功，W ＞ 0 系统放热，Q ＜ 0，系统做功，W ＜ 0 2. §5-1-4 过程 1. 恒温过程：T = T环，dT = 0 2.恒压过程：p= p环，dp = 0 3.恒容过程：dV = 0 4.绝热过程：Q = 0 5.循环过程：任一状态函数的变化为0。 6. 可逆过程 可逆反应与可逆过程 两者不同。 可逆反应仅指化学反应在正/逆两个方向上可同时进行。 热力学上的可逆过程则要求变化的过程在无限地接近平衡态下可逆地进行。可逆过程中，系统对环境所作的功最大，从环境中吸收的热最大。 §5-2 热力学第一定律 热力学第一定律：即能量守恒定律，能量既不能消灭，也不能创生，只能从一种形式转化为另一种形式。 1.热力学能：是系统中各物质的各种运动形态的能量之和，又称为内能。用U表示。系统的状态一定，它的热力学能就一定。 2. 能量的单位： 能量的单位是焦耳，符号用J表示，也可用kJ为单位。 热量的单位卡（cal)。 1 cal = 4.184 J 3. 热力学第一定律的数学表达式 根据能量守恒定律，在封闭系统中 1＞ DU = Q + W DU系统热力学能的变化。 2＞ DU = W绝热 3＞ DU = Q无功. 注意： DU的变化只与系统的初终态有关，与过程无关。 §5-3 一般化学反应的特征 1. 恒容反应热效应 DU = Q + W 由于恒容条件下，W ＝ 0，因此 DU = Q v 2.恒压反应热效应 DU = Q + W 由于恒压条件下，Q ＝ Qp， W = -∫V1V2p外dV=-p外DV, 因此 DU = Q p- p外DV 则 Q p＝ DU+ p外DV＝U2-U1 + pV2- pV1 ＝ （U2+ pV2） -（U1 - pV1） 定义H=U+pV, H为焓，是状态函数，那么， Qp= H2-H1= DH, DH为焓变。 在恒温恒压条件下，化学反应的热效应等于反应的焓变。 例：在298.2K和101.kPa的恒定压力下，0.5 mol C2H4(g)和H2(g)按下式反应，放热68.49 kJ C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) 若1 mol C2H4(g)进行如上反应，求1）DH ，2）DU（设气体服从理想气体状态方程） 解：1）0.5 mol C2H4(g)反应时， DH1＝ -68.49 kJ 1 mol C2H4(g)反应时， DH＝ 2DH1 = -136.98 kJ 2) 由H=U+pV 得， DH=DU+D（pV)= DU+ pDV= DU+ pV产物 - pV反应物 代入理想气体状态方程， DH=DU+（n产物 -n反应物)RT, DU = -134.50 kJ §5-4 化学反应热效应 化学反应热效应：在恒温恒压或恒温恒容