第二章化學熱力學課件

第二章熱化學§2.1

熱力學術語和基本概念§2.2熱力學第一定律2.1.1系統(tǒng)和環(huán)境2.1.2狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)2.1.3過程和可逆過程2.1.4相2.1.5化學反應計量式和反應進度§2.1熱力學術語和基本概念2.1.1系統(tǒng)和環(huán)境系統(tǒng)：被研究對象及其所占空間環(huán)境:系統(tǒng)外與其密切相關的部分敞開系統(tǒng):與環(huán)境有物質交換也有能量交換封閉系統(tǒng):與環(huán)境無物質交換有能量交換隔離系統(tǒng):與環(huán)境無物質、能量交換2.1.2狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)狀態(tài):一定條件下系統(tǒng)的綜合性質的表現(xiàn)狀態(tài)函數(shù):描述系統(tǒng)性質的物理量。(p,V,T)特點:(1)狀態(tài)一定,狀態(tài)函數(shù)一定。

(2)狀態(tài)變化,狀態(tài)函數(shù)也隨之而變,且狀態(tài)函數(shù)的變化值只與始態(tài)、終態(tài)有關,而與變化途徑無關。2.1.3過程,途徑和可逆過程定溫過程:定壓過程:定容過程:可逆過程:系統(tǒng)從終態(tài)到始態(tài)時,消除了對環(huán)境產(chǎn)生的一切影響;

可逆過程是理想化過程,無限接近熱力學平衡態(tài)。2.1.4相

系統(tǒng)中物理性質和化學性質完全相同的任何均勻部分。

均相系統(tǒng)(或單相系統(tǒng))

非均相系統(tǒng)(或多相系統(tǒng))2.1.5化學反應計量式和反應進度

物質B的化學計量數(shù)化學反應計量式反應進度的單位是mol

3.010.000

2.07.02.0

1.55.53.0

反應進度必須對應具體的反應方程式?！?.2熱力學第一定律2.2.1熱和功2.2.2熱力學能和焓2.2.3熱力學第一定律2.2.4焓變和熱化學方程式2.2.5Hess定律

系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而傳遞的能量。熱不是狀態(tài)函數(shù)。系統(tǒng)吸熱:Q>0;

系統(tǒng)放熱:Q<01.熱(Q)2.2.1

熱和功2.功(W)

系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱之外以其它形式傳遞的能量。系統(tǒng)對環(huán)境做功，W<0

環(huán)境對系統(tǒng)做功，W>0體積功：非體積功功不是狀態(tài)函數(shù)pexV1熱力學能(U):系統(tǒng)內(nèi)所有微觀粒子的全部能量之和，也稱內(nèi)能。

U是狀態(tài)函數(shù)。2.2.2熱力學能

熱力學能變化只與始態(tài)、終態(tài)有關，與變化途徑無關。2.2.3熱力學第一定律對于封閉系統(tǒng)熱力學第一定律為：得功W

熱力學定律的實質是能量守恒與轉化定律。2.3.1定容反應熱2.3焓變和熱化學方程式對于封閉系統(tǒng)，在定容過程中，

V=0，W=0QV為定容反應熱。定容反應熱常用彈式量熱計進行測量2.3.2定容反應熱在定壓過程中，焓：焓變：對于無氣體參加的反應,W=–pex

V=0有氣體參加的反應:2.3.3rUm與rHm

的關系

2.3.4熱化學方程式表示化學反應及其反應熱關系的化學反應方程式標準狀態(tài)：氣體液,固體稱為反應的標準摩爾焓變。(l)聚集狀態(tài)不同時，不同。化學計量數(shù)不同時，不同。

熱力學方程式書寫的注意事項：1、必須注明化學反應計量式中各物質的聚集狀態(tài)，不得省略；2、正確寫出化學反應計量方程式，此方程式必須配平；3、注明反應溫度，因為反應的焓變隨溫度的改變而有所不同。1.標準摩爾生成焓2.4

Hess定律

在溫度T下,由參考狀態(tài)單質生成1mol物質B的標準摩爾焓變,稱為物質B的標準摩爾生成焓。

2.標準摩爾燃燒焓

在溫度T下,1mol物質B完全氧化成指定產(chǎn)物時的標準摩爾焓變，稱為物質B的標準摩爾燃燒焓。3.Hess定律始態(tài)終態(tài)中間態(tài)

化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其恒壓反應熱總是相同的。例:已知298.15K下,反應計算298.15K下,CO的標準摩爾生成焓.解:利用Hess定律途徑1途徑2解法二：4.由標準摩爾生成焓求反應的標準摩爾焓變結論

aA+bB→yY+zZ討論:標準摩爾燃燒焓與反應的焓變結論③aA+bB→yY+zZ2.2.6鍵焓與反應焓變

1.鍵焓標準狀態(tài)下，在氣相中斷開1mol鍵時的標準焓變稱為鍵焓。又稱為鍵解離焓，以來表示，習慣上又可以D表示之。以CH4(g)為例：=438.5kJ·mol-1=462.6kJ·mol-1=423.4kJ·mol-1=338.8kJ·mol-1C—H鍵的鍵焓為上述能量的平均值。即在不同物質中，斷裂C—H鍵所需的能量是不同的，鍵焓是受環(huán)境影響的。2.關于鍵焓的幾點說明1.鍵焓是鍵斷開時的焓變，其數(shù)值大于零。2.斷鍵反應的反應物和產(chǎn)物必需都是氣態(tài)。3.鍵焓與鍵能是不相同的。鍵能指的是斷鍵時的熱力學能變化，但兩者的差別很小。4.鍵焓是表征鍵強度的物理量，鍵焓越大，鍵越牢，分子越穩(wěn)定。經(jīng)常不斷地學習,你就什么都知道。你知道得越多,你就越有力量StudyConstantl