化学热力学基础课件.ppt

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1、第2章化学热力学基础本章教学要求1．了解化学变化过程中的热效应、恒容反应热和恒压反应热的概念与测定；会写热化学方程式；2．初步了解焓的概念，知道焓变是化学反应自发过程的一种驱动力；3．会进行有关热化学的一般计算；4．初步了解熵、熵变和绝对熵的概念，知道熵变是化学反应的自发过程的另一种驱动力；5．初步了解热力学第一、第二定律的概念；6．初步了解吉布斯自由能及吉布斯-亥姆霍兹方程，初步学会用其判据化学反应的自发性；7.了解并能简单应用化学反应等温方程式.2.1热化学基础知识2.2化学反应的摩尔热力学能和摩尔焓2.3热化学定律2.4化学反应

2、的自发性2.5吉布斯自由能2.6吉布斯-亥姆霍兹方程的应用2.7化学反应等温方程式1、化学反应在一定条件下能否自发进行？；2、若能，能提供多少能量？完成程度如何？；3、若能，反应速率如何？；将热力学原理和方法用于研究化学问题产生了化学热力学(Chemicalthermodynamics),主要回答诸如化学反应过程中吸收或放出的热量、化学反应的自发性(即两种物质之间能否发生化学反应)以及化学反应的限度(反应完成之后反应物的量与产物的量之间的关系)等化学家十分关注的一类基本问题。2.1热力学基础知识2.1.1系统(体系)与环境系统(体系)

3、:被确定的研究对象.热力学研究的是由大量微观粒子所组成的宏观体系.环境:体系以外,与体系密切相关的部分.在热力学上,体系通常分为:敞开体系,封闭体系,孤立体系.体系敞开体系孤立体系通过体系与环境的边界既可交换物质，又可交换能量。通过体系与环境的边界可交换能量，但不能交换物质。体系与环境之间既不能交换物质，也不能交换能量。封闭体系2.1.2状态和状态函数状态:一定条件下体系存在的形式,是体系物理性质和化学性质的宏观表现,由一系列物理量确定,如T、P、V、c、ρ、η等．状态函数:描述系统状态的一系列物理量，例如p，V，T等状态函数具有鲜明

4、的特点:(1)状态一定,状态函数一定。(2)状态变化,状态函数也随之而变,且状态函数的变化值只与始态、终态有关,而与变化途径无关！状态函数——凡只与体系所处状态有关，而与变化路径无关的物理量如：P、V、T、n、U、H、G、S等状态1状态2变化途径殊途同归状态函数的特征状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。例１：下列各组均为状态函数的是（）A．U、H、S、P、V、TB．U、H、S、W、Q、GC．ΔU、ΔH、ΔS、W、Q、ΔGD．QP、QV、W、P、V、T例２：设Ｕ是某体系的一个状态函数，当体系从状态A变化到状态B，又回到起始状

5、态A时，则ΔU=＿热——由于体系和环境之间存在着温度差时，引起的体系与环境之间的能量传递。以符号Q表示，SI单位为J。热体系从环境吸热定为正值，即Q>0；体系向环境释放热定为负值，即Q<0。功——体系和环境之间除了热以外，在体系和环境之间进行的其他形式的能量传递统称为“功”。以符号W表示，SI单位为J。功环境对体系作功定为正值，即W>0；体系对环境作功定为负值，即W<0。2.1.3热和功★热不是状态函数，功也不是状态函数。非体积功:体积功以外的所有其他形式的功体积功：2.1.4热力学能★热力学能(U)（SI单位为J）体系内所有微观粒子

6、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。2.1.5热力学第一定律热力学第一定律：自然界一切物质都具有能量，能量有各种不同形式，可以从一种形式转化为另一种形式，从一种物质传递到另一种物质。在转化和传递过程中能量的总值不变。如对于一封闭体系，由始态(内能为U1)变到终态(内能为U2)，若环境对体系作功W，体系从环境吸热Q，则根据能量守恒定律，体系内能的变化：得功W对于封闭体系热力学第一定律为：[例]某一化学反应体系在过程中放热500kJ，环境对体系做了1000kJ的

7、功，试计算体系和环境的热力学能变化。解：对体系而言，因为体系放热，环境对体系做功，故Q体=－500kJW体=1000kJ则：U体=Q体+W体=（－500+1000）kJ=500kJ对环境而言，因为体系放热，环境就吸热，故Q环=500kJ；环境对体系做功，故W环=－1000kJ则△U环=Q环+W环=[500+(－1000)]kJ=－500kJ体系与环境的总能量保持不变2.1.6过程的热反应热——当体系发生化学变化后，并使生成物的温度回到反应前反应物的温度(即恒温过程)，且体系不做非体积功时，体系放出或吸收的热量。反应热包括恒容反应热和恒

8、压反应热．恒容反应热因△V=0，即W体=0据热力学第一定律△U=QV+W=QV△U=QV恒容反应热体系在恒容过程中所吸收的热全部用以增加热力学能。恒压反应热因△P=0，W非=0，W体=P△V据热力学第一定律：恒压膨胀功△