化学热力学初步2

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1、第二章化学热力学初步(Thermodynamics)化学热力学主要解决化学反应中的两个问题:(1)化学反应中能量是如何转化的;(2)化学反应朝着什么方向进行,及其限度如何。第一节热力学一些常用术语一、系统与环境(System&Surrounding)被划作研究对象的这一部分物体称为系统。环境(surrounding)：系统之外的一切与其相关的部分。1、敞开体系(opensystem)：既有物质交换又有能量交换的体系。如杯中的水。2、封闭体系(closedsystem)：没有物质交换只有能量交换的体系。如加盖杯中的水。3、孤立体系(isolatedsystem)：没有物质交换没有能量交换的

2、体系。如保温杯中的水。二、状态与状态函数(State&StateFunction)1、状态：体系的状态是由一系列物理量决定的。这些物理量一定后，体系的状态就定了。如P、V、T、n等。这些物理量中的某一个或几个发生变化则体系的状态也要发生变化。如PV=nRT。2、状态函数：确定体系状态的物理量（P、V、T）叫状态函数。3、状态函数的特征：状态函数的变化只与始态和终态有关与过程无关。三、过程与途径(Process&Path)过程：体系状态发生变化。途径：完成过程的具体步骤。1、等温过程(人为变温)2、等压过程(敞口容器)3、等容过程(密闭容器)4、多变过程(拆分处理)第二节热力学第一定律一、

3、热和功（Heat&Work）1、热（Q）：由于温差引起的能量传递形式。恒压热效应（QP）恒容热效应（QV）2、功（W）：除热以外的其它能量传递形式叫功。体积功：体系体积变化反抗外力的功（膨胀功）。非体积功（电功、表面功）注意：1、一般，化学反应中体系只作体积功。2、热和功不是状态函数。因为其大小与过程进行的途径有关。二、热力学能（Thermodynamicsenergy)内能（U）：又称热力学能，指物质内部所蕴藏的各种能量形式的总和(如核能，分子平动、转动、振动能)。内能的绝对值无法知道，但这不影响讨论问题，就象不知绝对高度一样。我们只需知道其变化值（△U)就够了。注意：内能是状态函数。

4、其变化值只与始终态有关，与过程进行的途径无关。三、热力学第一定律1、文字表述：能量具有各种不同的形式,它们之间可以相互转化,而且在转化的过程中能量的总值不变.又叫能量守恒定律。2、数学形式：ΔU=Q+W3、符号规定：热（Q)体系吸热为正，体系放热为负。功（W）体系对环境做功为负，环境对体系做功为正。例：某一过程中，体系从环境吸收100KJ的热，体系对环境做了30KJ的功，则体系内能变化为多少。解：体系吸热为正：Q=100KJ，体系做功为负：W=-30KJ。ΔU=Q+W=100KJ+(-30KJ)=70KJ经过该过程，体系内能增加了70KJ。体系温度将升高。第三节热化学（Thermoche

5、mistry）一、等容反应热、等压反应热和焓的概念（Enthalpy）在化学反应中，反应物为体系的始态，产物为体系的终态。反应物和产物内能总和是不同的，反应后，体系总内能会发生改变。其改变量是以热和功的形式表现出来的。这就是反应热产生的原因。1、等容反应热（QV）等容下反应ΔV=0，则体系不做体积功W=0。结论:等容过程中，体系吸收的热(QV)全部用来增加体系的内能(ΔU)2、等压反应热（QP）P1=P2=P,ΔP=0，则体系做体积功W=-P(V2-V1)其中P、V、U均为状态函数，其组合(U+PV)必为状态函数(H)，给一名称叫焓，容量性质,其变化(ΔH)只与始、终态有关与过程进行的途

6、径无关。结论:等压过程中，体系吸收的热(QP)全部用来增加体系的焓(ΔH)。（w=-△PV)通常情况下，大多反应反应是在恒压下进行，常用Q代替QP若反应中反应物和产物均为液态或固态，则(V2-V1)≈0若反应中反应物和产物气态，则(V2-V1)≠0，ΔV往往较大，则有：例：373.15K，101.325kPa下，2.0mol的H2和1.0molO2反应，生成2.0mol的水蒸汽，共放出484KJ的热量。求反应的ΔH、ΔU。解：因反应:2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)是在等压下进行，所以ΔH=QP=-484KJΔU=ΔH-ΔnRT=-484KJ-[2-(2+1)]×8.314×10

7、-3KJ/(K·mol)×373K=-481KJ二、热化学方程式1、反应进度(ξ)对任一反应:aA+bB=dD+eE随着反应的进行，反应物浓度要减少，产物的浓度要增加。若用ν来表示化学计量系数。则有νA=-a；νB=-b；νD=d；νE=e反应进行到某一时刻，参与反应的某一物质i的量由n1变化到n2则反应进度ξ为：例:N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)，若反应过程中有1molN2和3molH2反应生成2mol氨，反应进度的变化