《化学热力学》PPT课件

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1、第六章热力学第一定律和热化学6—1　　化学反应中的能量关系6—2　　热力学第一定律6—3　　化学反应热效应6—4生成焓和燃烧焓16-1-1系统和环境系统──人们所选取的研究对象。环境──系统以外的但又与系统密切相关的物质的全部如：溶液中的化学反应。溶液是系统；而与溶液有关联的其它部分（如烧杯、搅棒、溶液上方的空气等）是环境。6—1　　化学反应中的能量关系2按系统和环境之间物质和能量的交换情况的不同，可将体系分为：敞开系统──系统与环境之间既有物质交换,又有能量交换封闭系统──系统与环境之间没有物质交换,只有能量交换孤立系统──系统与环境之间没有物质和能量交换36-1-2状

2、态和状态函数状态──指用来描述该体系的温度、压力、体积、质量、组成等物理和化学性质的物理量的总和。即：状态是体系的一切客观性质的总和。状态函数──能确定体系状态性质的物理量，只与体系所处的状态有关。4注意：1、状态函数的变化值只与体系变化的始末状态有关，而与变化途径无关。ΔT=T2-T1=50-25=25℃52、同一体系的状态函数之间是相互关联和相互制约的，如确定了其中的几个，其它的也就随之确定了。如气体状态方程式：PV=nRT66-1-3　热和功热量──体系和环境之间存在温差时所发生的能量交换。如：反应热、溶解热等功──体系和环境之间除热之外的其它能量交换。如：体积功，

3、非体积功（电功、表面功等）热和功都是能量的传递形式。热量用q表示，功用w表示。7规定：1、系统吸热q＞0，系统放热q＜0。2、系统对环境做功Ｗ＜0，环境对系统做功Ｗ＞0。3、热和功不是状态函数，因此其数值大小与变化途径有关如：在外压（p）恒定的条件下，体积功由系统体积的变化量（△V）来决定。即W=-p△V4、热和功的单位：J或kJ86-1-4热力学能１、热力学能──系统中一切形式能量的总和，用Ｕ表示。２、热力学能是状态函数，其变化值与变化途径无关。３、热力学能的绝对值无法知道，但只要知道热力学能的变化值（DU）就可以了。4、热力学能的单位：J或kJ96-2热力学第一定律

4、──能量守恒定律在任何过程中，能量不能消灭也不能创生，只能从一种形式转化成另一种形式，从一个物体传给另一个物体。10如：在一封闭系统中始态过程中终态U1与环境交换热和功U2q+W根据能量守恒定律：U2=U1+（q+W）或：△U=U2-U1=q+W上式说明：系统从始态到终态的变化过程，其热力学能的改变（△U）等于系统吸收的热量和得到的功。116—3　　化学反应热效应讨论和计算化学反应热量变化问题的学科，称为热化学。在恒压或恒容条件下而且不做其它功的条件下，当一个化学反应发生后若使反应的温度回到反应物的起始温度，这时系统放出或吸收的热量称为反应热。(通过实验测得的。)126-

5、3-1恒压或恒容条件下的化学反应热1.恒容条件下的化学反应热若系统变化是恒容过程(体积不变)，即没有体积功则W=0，U=QvQv为恒容过程的热量，此式表示在不做体积功的条件下系统在恒容过程中所吸收的热量全部用来增加系统的热力学能。13如果系统变化是恒压过程即p为定值，V由V1变成V2，Qp表示恒压过程的热量(V2>V1时是系统对环境做功W为负)。U=Qp+W=Qp-p(V2-V1)U2-U1=Qp-p(V2-V1)=Qp-pV2+pV1Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)U、p、V都是系统的状态函数，它们的组合(U+pV)也是状态函数在热力学上将(U+pV)定义为

6、新的状态函数，叫做焓，用H来表示：H=U+pVQp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=H2.恒压条件下的化学反应热141、因U的绝对值无法测，所以H的绝对值亦无法测，我们也只研究焓变(H)。2、规定：放热反应时，DH＜0吸热反应时：DH＞0∴对吸热反应：H生成物＞H反应物对放热反应：H生成物＜H反应物3、DH的单位：kJ·mol-1156-3-2　　热化学反应方程式此反应为放热反应。此反应是吸热反应。热化学反应方程式书写时应注意：１、要注明反应条件。若不注明者则认为是标准状态。２、要注明物质聚集状态（S、l、g、aq）166-3-3盖斯定律１、盖斯定律─

7、─在恒压或恒容条件下，一个化学反应不论是一步完成或分几步完成，其热效应总是相同的。如：H2(g)+0.5O2(g)===H2O(l)rH=-285.8kJ·mol-1若分步:①H2(g)===2H(g)rH1=+431.8kJ·mol-1②0.5O2(g)===O(g)rH2=+244.3kJ·mol-1③2H(g)+O(g)==H2O(g)rH3=-917.9kJ·mol-1④H2O(g)===H2O(l)rH4=-44.0kJ·mol-1───────────────────总:H2(g)+0.5O2(