《化学热力学基础》教案

化学热力学基础教案 化学热力学基础教案教学要求1熟悉热力学第一定律及其相关概念。 2掌握化学反应热效应；了解反应进度概念。 3掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计算；盖斯定律及有关计算；吉布斯能和化学反应方向的判断。 教学重点化学热力学的四个状态函数热力学能、焓、熵、自由能教学难点焓、熵教学时数8学时主要内容1化学热力学的特点，体系和环境、敞开体系、封闭体系、孤立体系的概念、状态和状态函数、广度性质和强度性质、等温过程和等压过程、绝热过程、内能、热和功。 2热力学第一定律；化学反应热效应等容化学反应热和等压反应热的概念及关系、焓及焓变的概念及计算，化学反应进度概念，热化学方程式，反应热的计算盖斯定律及其应用、标准生成焓。 3吉布斯能和化学反应的方向自发过程及其特点、熵和熵变、标准熵变的计算、吉布斯能和自发过程关系、吉布斯赫姆霍兹方程式；吉布斯能判断反应的自发性，标准生成吉布斯能及其计算。 教学内容5-1化学热力学的研究对象5-2基本概念化学反应1化学反应的方向、限度2能量变化3反应速率4反应机理5反应的控制化学热力学应用热力学的基本原理研究化学反应，化学变化过程的能量变化问题热力学主要解决化学反应中的三个问题化学反应中能量是如何转化；化学反应的方向性；反应进行的程度。 动力学机理、反应的现实性和方向性例热传递高温低温；气体扩散压力大压力小；溶液浓度大浓度小体系作为研究对象的一部分物体，包含一定种类和一定数量的物质。 1敞开体系；2封闭体系；3孤立体系。 环境除体系以外的与体系密切相关的部分称为环境状态及状态函数:状态是体系的总性质1.由压力、温度、体积和物质的量等物理量所确定下来的体系存在的形式称为体系的状态2.确定体系状态的物理量称为状态函数3.状态函数的特点状态函数只与体系的始态和终态有关，而与变化的过程无关P、V、T、n过程与途径1.状态变化的经过称为过程(恒温、恒压、恒容、绝热过程）2.完成过程的具体步骤称为途径3.状态1状态2途径不同，状态函数改变量相同；4.状态一定时，状态函数有一个相应的确定值。 始终态一定时，状态函数的改变量就只有一个唯一数值。 5.等压过程压力恒定不变P=0；等容过程V=0；等温过程T=0广度（容量）性质及强度性质1.广度（容量）性质与体系中物质的量成正比的物理量(体积、质量等)，X=X i；具有加和性。 i=12.强度性质数值上不随体系中物质总量的变化而变化的物理量（温度、密度、热容、压力）。 热力学第一定律，热和功1.热体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热；表示为Q。 规定体系从环境吸热时，Q为正值；体系向环境放热时，Q为负值。 2.功除了热之外，其它被传递的能量叫做功表示为W。 规定环境对体系做功时，W为正值；体系对环境做功时，W为负值。 问题热和功是否为状态函数？体积功W=PV单位J、kJ热和功不是状态函数，不取决于过程的始、终态，而与途径有关。 5-3热力学的四个重要状态函数热力学能(内能)体系内部一切能量的总和称为体系的热力学能(U),分子运动的动能，分子间的位能以及分子、原子内部所蕴藏的能量。 问题U是否为状态函数？U呢？U绝对值无法确定；体系状态发生改变时，体系和环境有能量交换，有热和功的传递，因此可确定体系热力学能的变化值。 U可确定。 广度性质，具有加和性，与物质的量成正比。 体系与环境之间能量交换的方式热和功的符号规定热力学第一定律Q、W状态（I）状态（II）U1U2U2=U1+Q+W热力学第一定律数学表达式U=U2U1=Q+W热力学第一定律能量具有不同的形式，它们之间可以相互转化，而且在转化过程中，能量的总值不变。 Q与W的正负号体系从环境吸热，Q取；体系向环境放热，Q取；当环境对体系做功时，W取；反之，W取。 例例1:某封闭体系在某一过程中从环境中吸收了50kJ的热量，对环境做了30kJ的功，则体系在过程中热力学能变为U体系=+50kJ+（-30kJ）=20kJ体系热力学能净增为20kJ；问题U环境=？化学反应的热效应(Q v)、焓(H)1.反应热（化学反应的热效应）在化学反应过程中，当生成物的温度与反应物的温度相同，等压条件下反应过程中体系只做体体积功而不做其它有用功时，化学反应中吸收或放出的热量称为化学反应的热效应。 2.焓（H）由热力学第一定律U=Q+W体系对外作功W=-PV=-p（V2V1）U=Q P+W=Q Pp（V2V1）U2U1=Q Pp（V2V1）Q P=（U2+pV2）-（U1+pV1）令HUpV H新的函数-焓则Qp=H2H1=H（H称为焓变）问题H是状态函数还是非状态函数？H呢？问题Qp与Qv之间的关系？3.等压反应热（Qp）若体系在变化过程中，压力始终保持不变，其反应热Q P（右下标p表示等压过程）Q P=U-WW=-PV=-p（V2V1）Q P=U+pV=U2U1+p(V2V1)=（U2+pV2）-（U1+pV1）Q P=H即:在等压过程中，体系吸收的热量Q P用于增加体系的焓4.等容反应热若体系在变化过程中，体积始终保持不变（V=0），则体系不做体积功，即W=0；这个过程放出的热量为Q V根据热力学第一定律，Q V=U说明在等容过程中，体系吸收的热量Q V（右下标V,表示等容过程）全部用来增加体系的热力学能。 5.H的物理意义在封闭体系中，在等压及不做其它功的条件下，过程吸收或放出的热全部用来增加或减少体系的焓。 H表示H=U+pV焓焓(H):是状态函数，等压反应热就是体系的焓变，6.Qp与Qv之间的关系Q p=H=U+pV=Q v+nRT对液态和固态反应，QpQv,HU对于有气体参加的反应，V0,QpQvH+体系从环境吸收热量，吸热反应；H-体系向环境放出热量，放热反应。 7.适用条件封闭体系，等温等压条件，不做有用功。 例1用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正庚烷的恒容反应热为-4807.12kJmol-1,求其Qp值解C7H16(l)+11O2(g)=7CO2(g)+8H2O(l)n=7-11=-4Qp=Qv+nRT=-4807.12+(-4)8.314298/1000=-4817.03kJmol-1R=8.314JK-1mol-1=8.314Pam3K-1mol-1=8.314kPadm3K-1mol-18.反应热的测定9.热化学方程式表示化学反应与其热效应关系的化学方程式叫做热化学方程式2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） (298)=-483.6kJmol-1r:reaction，r Hm表示反应的焓变m表示反应进度变化为1mol热力学标准态10.热力学标准态() (1)表示反应物或生成物都是气体时，各物质分压1105Pa； (2)反应及生成物都是溶液状态时，各物质的浓度1molkg-1（近似1moldm-3）; (3)固体和液体的标准态则指处于标准压力下的纯物质.书写热化学方程式注明反应的温度和压强条件注明反应物与生成物的聚集状态，g-气态；l-液态；s-固态值与反应方程式的写法有关，如2H2(g)+O2(g)=2H2O(g),=-483.6kJmol-12H2(g)+O2(g)=2H2O(l),=-571.68kJmol-1H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g),=-241.8kJmol-1H2O(l)=H2(g)+1/2O2(g),=241.8kJmol-1不同计量系数的同一反应，其摩尔反应热不同2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） (298)=-483.6kJmol-1正逆反应的反应热效应数值相等，符号相反2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） (298)=-483.6kJmol-12H2O（g）=2H2（g）+O2（g） (298)=+483.6kJmol-111反应的焓变a A+b B=c C+dD（生成物）-（反应物）12标准摩尔生成焓在热力学标准态下，在某一确定温度下，由最稳定单质生成1mol纯物质时的等压热效应表示，简称该温度下的生成焓H2(g，105Pa)+1/2O2(g，105Pa)=H2O(l) (298)=-285.8kJmol-1(H2O，l，298)=-285.8kJmol-111关于标准生成焓 (1)同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同（H2O，g）=-241.8kJmol-1（H2O，l）=-285.8kJmol-1 (2)只有最稳定单质的标准生成热才是零；（C，石墨）=0kJmol-1（C，金刚石）=1.9kJmol-1 (3)附录中数据是在298.15K下的数据。 (4)同一物质在不同温度下有不同的标准摩尔生成热； (5)以H+（aq）的（H+，aq）为零，但1/2H2（g）+H2O（g）=H+aq+e不为零 (6)离子生成热指从稳定单质生成1mol溶于足够大量的水成为无限稀释溶液时的水合离子所产生的热效应 (7)反应热效应的计算a A+b B=c C+dD(生成物)(反应物)热力学标准态反应物与生成物都是气体时，各物质的分压为1.013105Pa反应物与生成物都是液体时，各物质的浓度为1.0mol kg-1固体和液体纯物质的标准态指在标准压力下的纯物质标准态对温度没有规定，不同温度下有不同标准态盖斯定律，标准生成焓和反应热计算1.盖斯定律1840G.H.Hess(瑞士科学家)不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个过程的热效应是相同的，即总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。 2应用条件注意某化学反应是在等压（或等容）下一步完成的，在分步完成时，各分步也要在等压（或等容）下进行；要消去某同一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态也相同。 例求反应C(石墨)1/2O2(g)=CO(g)的反应热？始态C(石墨)O2(g)=终态CO2(g)CO(g)+1/2O2已知C(石墨)O2(g)=CO2(g)=-393.5kJmol-1CO(g)1/2O2(g)=CO2(g)=-283.0kJmol-1则则?-得C(石墨)1/2O2(g)=CO(g)的rH mq1为-110.5kJmol-1内能、焓的绝对值无法得到。 如何求一个化学反应的焓变？根据盖斯定律有C(石墨)O2(g)=CO2(g)C(石墨)1/2O2(g)=CO(g)令最稳定单质的绝对焓为零，即H(C)=H(O2)=0,则反应CO(g)1/2O2(g)CO2(g)的焓变为3.熔解热将定量溶质溶于定量溶剂时的热效应与温度、压力、溶剂种类及溶液浓度有关无限稀释溶液指当向溶液加入溶剂时，不再产生热效应时的溶液，￥表示离子生成热热力学标准态下，由稳定单质生成1mol溶于足够大量水，形成相应的离子的无限稀释溶液时产生的热效应。 相对值以H+(，aq)的生成热为零4.焓变的计算公式一般地，对于反应aA+bB=cC+dD5.标准焓的定义在标准状态和某一确定温度下，由最稳定单质生成1mol某纯物质时的等压热效应叫做该物质的标准生成焓，简称为标准焓，用表示，单位为kJmol-1同一物质不同聚集态时，其标准焓数值不同只有最稳定单质的标准焓才为零表中数据是298K时的数据，但标准焓在不同温度下数据相差不大，可用298K的数据近似计算6.利用标准焓可计算某一化学反应的反应热7.由燃烧热计算反应热?燃烧热的概念?由燃烧热计算反应热公式8键焓298K及105Pa下，气态分子断开1mol化学键的焓变。 用B.E.表示。 键焓大小表示了化合物中原子间结合力的强弱。 由键能估算反应热反应物键能生成物键能过程的自发性,熵,热力学第 二、三定律 一、过程的自发性自发过程不凭借外力就能发生的过程称为自发过程自发反应不凭借外力就能发生的反应称为自发反应19世纪，用焓变H判断反应发生的方向凡体系能量升高的过程都是不能自发进行的。 二、熵与熵变1.熵可以看作是体系混乱度(或无序度)的量度。 S表示2.热力学第三定律对于纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零。 3.熵的规律 (1)在绝对零度时,任何纯净完整晶态物质的熵等于零标准熵从熵值为零的状态出发，使体系变化到一个大气压和某温度T时熵的改变量称为该物质在标准状态下的摩尔绝对熵值，简称为标准熵，用表示，单位Jmol-1K-1 (3)对于同一物质而言，气态熵大于液态熵，液态熵大于固态熵；例H2O:298H2O(g)298H2O(l)188.7Jmol-1K-169.96Jmol-1K-1 (4)由于相同原子组成的分子中，分子中原子数目越多，熵值越大；O2(g) (5)相同元素的原子组成的分子中，分子量越大熵值越大；CH3Cl(g) (6)同一类物质，摩尔质量越大，结构越复杂，熵值越大；CuSO4(s) (7)固体或液体溶于水时，熵值增大，气体溶于水时，熵值减少；NaCl(s)=Na+Cl-HCl(g)=H+Cl- (8)同一物质，存在不同异构体时，结构刚性越大的分子，熵值越小。 4.反应熵变的计算公式一般地，对于反应aA+bB=cC+dD规律凡反应过程中气体计量系数增加的反应，反应0；凡反应过程中气体计量系数减少的反应，反应的0；反应中物质计量系数减少的反应，反应的S IS=S II-S I0S0，过程自发进行；S0时,才有可能在高温时使反应自发进行。 体系的熵变是过程变化的推动力之一。 自由能与化学反应进行的方向1876年美国科学家Gibbs证明在等温等压下，如果一个反应能被用来作功，则该反应是自发的，反之为非自发 一、自由能函数的定义例CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)Zn+Cu2+=Zn2+Cu2H2O(l)?2H2(g)-+O2-(g)热力学第一定律U=Q+W等温可逆条件下U=Q r+W maxQ r可逆过程吸收或放出的热量；W max:最大功；W max=-pV+W max,Qr=TSU=TS-pV+W max,U+pV=TS+W max,H=TS+W max,H-TS=W max令G oH-TS,则G=W maxG定义的新函数，自由能函数，Free energy意义当G0时，W max0时，W max0,表明过程非自发，要使过程进行，必须由环境对体系做功。 问题G是否为状态函数？自由能是状态函数 二、吉布斯-赫姆霍兹方程(GibbsHelmnoltzEquation)G=H-TS应用条件？ 三、标准生成自由能1.在热力学标准态下，由处于稳定状态的单质生成1mol纯