第三章－化学热力学 大学化学 化工原理课件.pptVIP

3.1 热力学第一定律 1－1 基本概念 一、系统和环境 系统：热力学中研究的对象 环境：系统以外的其他部分 2、途径——完成某一过程所采取的方式 体积功：忽略活塞与器壁间的摩擦作 用，当气体把活塞从1推至2 时，气体反抗外压所作的功 为： 某温度下一定量的理想气体，从压强p1=16×105pa，体积 V1 = 1×10-3m3，在恒外压 p外=1×105pa下恒温膨胀至压强p2=1.0×105pa， 体积V2=16×10-3m3,，求此过程中的体积功W。 五、热力学能 (thermodynamic energy) ★热力学能 (U) 体系内所有微观粒子的全部能量之和，U是状态函 数，热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。至今尚无法直接测定，只能测定到 ?U。 六、系统的性质 据系统的性质与物质的量的关系，系统的性质可分为两类： 1－2 热力学第一定律 一、热力学第一定律 某过程中，体系从环境吸收热量100J，对环 境做体积功20J，求体系热力学能的改变量 和环境热力学能的改变量。 体系热力学能的改变量为 ΔU（体）＝Q + W＝100＋（－20）＝80J §3－2 热 化 学 2－1 化学反应的热效应 一、化学反应的热效应－简称为反应热 对于化学反应，反应前后内能的变化值△rU为： △rU＝U生-U反 2、恒压反应热Qp 恒压反应中，△p＝0，则 对于焓我们要明确如下几个问题： （1）H如同U一样难以获得其绝对值，只能测得其改变量 △H ，H 也是状态函数，它的改变量△H只决定于其 始终态，与体系的具体途径无关.。 注意： （1）ξ＝0mol 表示反应还没有进行； 2、摩尔反应热 3、?rUm与?rHm的关系 根据焓的定义H=U+pV，有 △rH=△rU+△pV＝ △rU+p△V 实验测得298K时，C7H16的恒容燃烧热 △rUm＝－4807.12kJ/mol， 求此条件下该反应的恒压燃烧热。 C7H16(l) + 11O2(g) = 7CO2(g) + 8H2O(l) 2－2 热化学方程式 二、根据物质的标准摩尔生成焓计算反应热 ②标准摩尔生成焓用△fHmθ表示，单位是kJ/mol 或J/mol f: formation; m:mol； θ：标准态的符号 如查表得△fHmθ(CO,g)=-110.52kJ/mol 2、标准摩尔生成焓的应用 －计算反应的标准摩尔反应焓 三、根据物质的标准摩尔燃烧焓计算反应热 1、标准摩尔燃烧焓的定义 (3) 根据燃烧焓的定义各燃烧反应所有产物的标准摩尔燃烧 焓为0。 如查表得△cHmθ(CH4,g)=-890.3kJ/mol §3-3 熵和熵变 3-3-1 化学反应进行的方式 二、自发变化 －－－指不需外力帮忙就能自动发生的变化 特点： 方向性和不可逆性 自发过程有一定的限度，即趋向于平衡状态 3-3-2 化学反应进行的方向的判断 我们把体系中各物质均处于标准状态时反应的方向做为基本出发点，来回答上面的提问。然后经过热力学讨论，在标准状态的基础上判断出各种非标准状态下，反应进行的方向。 例子:氯化银的生成。 二、焓变和自发反应的方向性 许多放热反应能够自发进行。例如： 3-3-3 状态函数－熵 一、混乱度和微观状态数 （3）3个粒子，4个位置：24种微观状态 （4）2个粒子，4个位置：12种微观状态 四、标准熵 ① 定义：在某温度T 和标准压力下，单位物质的量 的某纯物质B的绝对熵值称为B的标准熵。 ② 用符号Smθ表示，单位是J·mol-1 ·K-1 ③ Smθ与△fHmθ有本质区别： △fHmθ是相对值，而 Smθ是绝对值，是可以测定的。 ④ 参考状态单质的△fHmθ＝0，Smθ≠0 2、化学反应过程熵变情况的估计 ① 反应过程中气体组分计量系数增加的反应，反应的 ?rSθ 0；反之， ?rSθ＜ 0。 ①标准摩尔生成吉布斯自由能用△fGmθ表示，单位是 KJ/mol。 ②根据定义可知参考状态单质的△fGmθ＝0 ③一些物质在298K下的△fGmθ可查表得到。 通过计算，判断下列反应在298K时能否进行？