化学热力学(全)PPT课件

.,1,第二章化学热力学基础,ChemicalThermodynamics,Chapter2,授课教师：王虹苏单位：化学教研室,.,2,.,3,本章主要内容：,第一节几个基本概念,第三节化学反应的自发性,第二节热化学,第四节吉布斯自由能,.,4,第一节几个基本概念,1.1热力学的一些基本概念1.2热力学第一定律1.3焓,.,5,化学热力学：用热力学原理研究物质体系中的化学现象和规律，根据物质体系的宏观可测性质和热力学函数关系来判断体系的稳定性、变化方向和变化的程度。它是物理化学中较早发展起来的一个学科。化学热力学的作用：1)预测反应发生的可能性2)判断反应进行的方向(判据)3)判断反应进行的限度(平衡问题),.,6,热力学概述研究对象,研究对象,能量间的转换及其规律,化学变化的方向和限度,变化过程中所发生的能量效应,.,7,热力学概述方法和局限性,.,8,1.1热力学的一些基本概念,.,9,1系统与环境,(systemandsurroundings),.,10,例,.,11,.,12,.,13,根据系统与环境之间的关系,把系统分为三类:,系统与环境之间，既有物质交换，又有能量交换。,(1)敞开系统:,(opensystem),.,14,(2)封闭系统:,系统与环境之间没有物质的交换，但有能量的交换。,(closedsystem),.,15,系统与环境之间既无物质交换，又没能量交换。,(3)隔离系统:,(isolatedsystem),.,16,要学会区分它们,系统的性质,.,17,广度性质与强度性质的关系,每单位广度性质即强度性质,广度性质广度性质=强度性质,广度性质强度性质=广度性质,V/n=Vm,m/V=,Cp/n=Cp,m,.,18,2状态与状态函数,状态:系统的一系列物理量的总和，系统性质的综合表现。,P1,V1,T1,P2,V2,T2,.,19,状态方程:系统状态函数之间的定量关系式。,对于一定量的单组分均匀系统，状态函数T,P,V之间有一定量的联系。经验证明，只有两个是独立的，它们的函数关系可表示为：T=f（P,V）P=f（T,V）V=f（P,T）,例如，理想气体的状态方程可表示为：PV=nRT,(stateequations),.,20,3过程和途径,.,21,热（Q）:由于温度不同，而在系统与环境间交换或传递的能量就是热。热量的符号：系统从环境吸热为Q0，“+”系统从环境放热为Q0，“+”系统对环境做功W0，“-”,4热和功,.,22,W=We+Wf,.,23,Pext=外压As=活塞面积dl=位移dV=Asdl=气体体积改变W=Fdl=-PextAsdl=-Pextd(Asl),W:微量功,.,24,体系膨胀体系压缩,体系对环境做功环境对体系做功,.,25,功的计算,等容过程,自由膨胀（向真空膨胀）,等外压过程p外始终保持不变,.,26,例题：,解：等压过程,W为负值，表示系统对环境做功。,3mol理想气体，在外压保持1105Pa的条件下，由25，1106Pa膨胀到25，1105Pa。计算该过程的功。,.,27,系统状态(P1T1V1),系统状态(P2T2V2),环境,过程,途径,途径,状态函数,物质交换,物质交换,能量交换,热(Q),能量交换,功(W),小结,.,28,1.2热力学第一定律,“第一类永动机”,.,29,Joule,James(1818-1889),焦耳(Joule)和迈耶(Mayer)自1840年起，历经20多年，用各种实验求证热和功的转换关系，得到的结果是一致的。,1热力学第一定律,.,30,搅拌水作功,开动电机作功,压缩气体作功,摩檫铁片作功,焦耳实验：a）摩擦水中的铁片，使水温升高。b）重物下落，带动叶片，搅动水，使水升温。c）机械功转动电机发电，电流通过电热丝使水温升高。d）机械功压缩汽缸，把汽缸放入水中，测水温升高。,绝热封闭体系,.,31,即：1cal=4.1840J,这就是著名的热功当量，为能量守恒原理提供了科学的实验证明。,.,32,到1850年，科学界公认能量守恒定律是自然界的普遍规律之一。能量守恒与转化定律可表述为：,自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同形式，能够从一种形式转化为另一种形式，但在转化过程中，能量的总值不变。,热力学第一定律是热现象领域内的能量守恒与转化定律，它可以表述为：“第一类永动机不能造成。”,.,33,能量是系统的状态函数。,热力学第一定律是宏观系统的能量守恒与转化的定律。是从实践中总结出来的，是不能推理证明的，只能用实践来检验，一百多年来人类的实践证明第一定律的正确性。,.,34,一般系统的总能量（E）由三部分组成：*系统整体运动的动能*系统在外场中的势能*内能（U）,2热力学能,动能,势能,内能,化学热力学中，EK=0EP=0所以E=U，内能是系统的能量总和。,1）系统的总能量E,.,35,热力学能也称内能(Internalenergy)，用符号U表示，它是系统内部能量的总和。包括:系统内分子运动的动能、分子间相互作用的势能和分子内各种粒子（原子、原子核、电子等）及其相互作用的能量等。,.,36,内能的含义：,系统内质点间的势能：吸引能，排斥能系统分子间的动能：平动能；转动能振动能系统内质点的运动能：核能电子运动能,.,37,2它的绝对值无法测定，当系统状态发生变化时，可以求出它的变化值。,说明：,1热力学能是状态函数，用符号U表示，微小变化可用dU表示，单位是：J或者KJ。,3当系统由状态A变化到状态B时：,.,38,1）由实验论证，热、功、内能三者的关系,例1：把100克0水放在一绝热套中，内有电阻丝。,水和电阻丝为系统，绝热箱和电池为环境。,3热力学第一定律的数学表达式,.,39,H2O（l，0）H2O（l，50）,始态A,终态B,U1：绝热过程中，系统内能的变化。,W1：绝热过程中，环境对系统做功。,Q1：绝热过程中，系统与环境间没有交换，Q1=0。,.,40,系统为水，环境为恒温槽。,例2：把100克0水放在密闭容器中，同时将此容器放在温度为50的恒温槽中。,.,41,等容过程中能量转换：,H2O（l，0）H2O（l，50）,始态A,终态B,U2：等容过程中，系统内能的变化。,W2：等容过程中，系统与环境间没有做功。,Q2：等容过程中，系统由环境吸收的热量。,.,42,例3：若将例2的容器外，加上电阻丝及电池。,水和电阻丝为系统，电池和恒温槽为环境。,.,43,系统内能的改变是由两部分构成：,H2O（l，0）H2O（l，50）,始态A,终态B,1）环境电池对系统电阻丝做电功W3,2）系统从环境恒温槽吸热Q3,由热力学第一定律，能量守恒与转化：,.,44,系统状态(P1T1V1),系统状态(P2T2V2),热(Q),功(W),在任何过程中，系统热力学能的增加等于系统从环境吸收的热与环境对系统所做的功之和。,系统的热力学能改变是由于系统与环境之间进行热和功传递的结果。,U1,U2,.,45,对系统的状态发生某一微小变化时，热力学第一定律可以表示为：这是因为热力学能是状态函数，数学上具有全微分性质，其微小变化可用dU表示；Q和W不是状态函数，是过程量，其微小变化用表示。,这里的d，都是微分符号，d表示具有全微分性的，表示不具有全微分性的。,.,46,1.3焓,若系统的变化是在等容下进行的，则dV=0，W=-PdV=0，,说明：U是状态函数（其微小变化用dU来表示），而Qv是过程量（其微小变化用来表示）。它们在恒容、不作非体积功的过程时仅仅只是在数值上是相等的。,1定容热QV,.,47,弹式量热计(Bombcalorimeter)最适用于测定物质的燃烧热。,.,48,2定压热QP,若系统的变化是在等压下进行的，则P2=P1=P外，W=-P外(V2-V1)=-P外V2+P外V1=-P2V2+P1V1由热力学第一定律U=Q+W=QP+W（QP称为等压热效应）U=QP+(-P2V2+P1V1)=U2-U1QP=(U2+P2V2)(U1+P1V1),.,49,这里，U、P、V都是状态函数，故U+PV也是状态函数，定义这个新的状态函数为焓（H）：这样我们就得到：QP=H2H1=H或者对微小的变化：QP=dH,焓变,.,50,H是状态函数，容量性质，绝对值未知，具有状态函数的一切性质，只与始终态有关，与变化的途径无关。利用等压过程引出H，H，在非等压过程中也存在H、H，但非等压时HQp。单位J，KJ,说明：,.,51,1热量器;2绝缘架;3金属外套、上有盖4恒温水槽;5搅拌器;6水银温度计;7加热器,.,52,焓的定义式：H=U+pV,焓不是能量虽然具有能量的单位，但不遵守能量守恒定律。,焓是状态函数定义式中焓由状态函数组成。,为什么要定义焓？为了使用方便，因为在等压、不作非膨胀功的条件下，焓变等于等压热效应。容易测定，从而可求其它热力学函数的变化值。,H的小结,.,53,第二节热化学,2.1反应进度2.2化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变2.3热化学方程式2.4Hess定律2.5标准摩尔生成焓,.,54,2.1反应进度,化学反应一般可以写成如下形式：上式常写成下列简单形式：,nB化学计量系数（反应物为“-”，生成物为+）,.,55,反应进度的SI单位为mol。引入反应进度的优点是，用任一种反应物或产物表示反应进行的程度，所得值都是相同的。应用反应进度时，必须指明化学反应方程式。,同样=1mol时，(1)表示生成了2mol的NH3，(2)表示生成了1mol的NH3。,.,56,反应进度必须对应具体的反应方程式！,例:,.,57,2.2化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变,（一）反应摩尔热力学能变和摩尔焓变的定义对于化学反应：,二者SI单位均为Jmol-1常用单位为kJmol-1,reaction,反应进度为1mol,当反应度进为1mol时的热效应,.,58,对无气体参加的反应：W=pexV=0,对有气体参加的反应：,（1）与的关系(relationshipbetweenand),.,59,2.3热化学方程式,表示化学反应及其反应热关系的化学反应方程式：,写出计量方程式,标明聚集状态,等压或等容标明温度,吸热反应放热反应-,.,60,表示化学反应与反应的摩尔焓变或摩尔热力学能变关系的化学方程式称为热化学方程式。,书写热化学方程式注意以下几点：（1）习惯上将化学反应方程式写在左边，相应的或写在右边，两者之间用逗号或分号隔开。实际上，一般给出的是。（2）注明各反应物的温度、压力。若不注明，则表示为298K，1.013105Pa，即常温常压。,.,61,（3）注明反应物和产物的聚集状态，分别用s,l和g表示固态、液态和气态，用aq表示水溶液，如果固态物质存在不同的晶型，也要注明晶型，如石墨，金刚石等。（4）化学计量数可以是整数，也可以是分数。同一化学反应，当化学计量数不同时，反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变也不同。,.,62,（5）注明热效应。见下面的实例：,C(石墨)+O2(g)CO2(g)rHm=393.5kJmol1(1)C(金刚石)+O2(g)CO2(g)rHm=395.4kJmol1(2)H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)rHm=241.8kJmol1(3)H2(g)+1/2O2(g)H2O(l)rHm=285.8kJmol1(4)2H2(g)+O2(g)2H2O(l)rHm=571.6kJmol1(5)H2O(g)H2(g)+1/2O2(g)rHm=+241.8kJmol1(6),.,63,1840年，瑞士籍俄国化学家Hess指出：一个反应若在定压（或定容）条件下分多步进行，则总定压（或定容）热等于各分步反应定压（或定容）热的代数和。,俄国科学家盖斯（Hess）,2.4Hess定律,实验总结,.,64,钠和氯制备氯化钠,.,65,CO2,CO+1/2O2,CO2,.,66,1.正、逆反应的rHm,，绝对值相等，符号相反。2.反应的rHm与反应式的写法有关。3.同一物质在反应中的聚集状态等条件应相同。4.所选取的有关反应，数量越少越好，以避免误差积累。,说明：,.,67,2.5标准摩尔生成焓,1热力学标准状态（1）气态物质的标准状态，是指不论是纯气体还是在气体混合物中，气体分压均为标准压力(100kPa)，且表现理想气体特性时，气态假想状态。（2）液态和固态纯物质的标准状态，分别是在标准压力下纯液态和纯固态物质的状态。（3）溶液中的溶剂的标准状态，为标准压力下，液态（或固态）的纯物质的状态。溶液中的溶质的标准状态，为标准压力下、质量摩尔浓度bB=(1molkg-1)或浓度cB=(1molL-1)，并表现无限稀释溶液时溶质（假想）状态。,.,68,指在温度T下,由参考状态单质生成1mol物质B的标准摩尔焓变。,2标准摩尔生成焓,.,69,其中,C(石)为碳的参考状态单质,O2(g)为氧的参考态元素,此反应是生成反应。所以此反应的焓变即是CO2（g）的生成焓：,.,70,规定：参考状态单质的标准摩尔生成焓为零。,参考状态单质，一般是指每种元素在所讨论的温度和压力时最稳定的单质。书写相应的化学方程式时，要使B的化学计量数B=+1。,计算反应的标准摩尔焓变的通式为：,.,71,注意：,1fHmB(298.15K)是热力学基本数据，可查表。单位：kJ.mol-1,2rHm(T)rHm(298.15K)；,3C（石）、H2（g）、O2（g）皆为参考态元素。参考态元素的标准摩尔生成焓为零。如：fHm(O2,g)=0,4由于fHmB与nB成正比，在进行计算时B的化学计量数B不可忽略。,.,72,例：计算下列反应在298K时的标准摩尔反应焓变.,解：由表可查得各物质的标准摩尔生成焓：,.,73,定义：1mol物质在指定温度下完全氧化（燃烧）成指定产物的标准摩尔焓变，称为该物质在此温度下的标准摩尔燃烧焓。记作,3标准摩尔燃烧焓,对于燃烧终点的规定，必须严格，CCO2(g)；HH2O(l)；SSO2(g)；NNO2(g)；ClHCl(aq)。,.,74,计算公式,.,75,练习,B,C,.,76,第三节化学反应的自发性,3.1反应热与化学反应方向3.2熵变与化学反应方向3.3热力学第二定律3.4热力学第三定律3.5标准熵,.,77,在一定条件下，不需要环境提供非体积功就能发生的过程称为自发过程。,自发过程的共同特征：,具有不可逆性单向性有一定的限度平衡态(3)可有一定物理量判断变化的方向和限度判据,气体向真空膨胀；p,例如：,热量从高温物体传入低温物体T,浓度不等的溶液混合均匀c,.,78,根据什么来判断化学反应的方向或者说反应能否自发进行呢？,寻找反应能否自发进行的判据,.,79,自然界中一些自发进行的物理过程中，如物体下落等，都伴有能量的变化，系统的势能降低或损失了。这表明一个系统的势能有自发变小的倾向，或者说系统倾向于取得最低的势能。,在化学反应中同样也伴有能量的变化，但情况要复杂的多。,.,80,3.1反应热与化学反应方向,能量最低原理:自然界中,高能量体系总是自发地释放能量,使自身处于较低的能量状态。这是一个不需证明，自发变化普遍遵守的原理。,早在19世纪70年代，法国化学家Berthelot和丹麦化学家Thomson曾提出，反应热是判断化学反应方向的判据。并认为在没有外来能量干预的条件下，一切化学反应都朝着放出能量最多的方向进行。,.,81,对于化学反应，判据是什么？,是“H0自发过程S孤=0平衡状态S孤0非自发过程,3.3热力学第二定律,在孤立系统内,任何自发过程熵变总是增加的。这个定律也可称做熵增加原理。第二定律只适用于孤立系统，故可描述为：在孤立系统中，自发过程总是向熵增加的方向进行。,.,91,3.4热力学第三定律,热力学规定：在时，任何纯物质的完整晶体（原子或分子只有一种排列形式的晶体）的熵为零。,.,92,假设实现了0K，晶体粒子的热运动停止，粒子完全固定在一定位置上，微观状态数为1，熵S=0。这种观点即为热力学第三定律。,.,93,3.5标准熵,将某纯物质从升高到温度T，此过程的熵变就是温度T时该纯物质的规定熵。比如298K，且p=1.013105Pa，,.,94,纯物质在标准状态下的摩尔规定熵称为该物质的标准摩尔熵，用符号表示，单位为JK-1mol1。任一化学反应的标准摩尔熵变均可利用下式求算：,.,95,影响熵的因素主要有：（1）物质的聚集状态：同种物质的气、液、固三态相比较，气态的混乱度最大，而固态的混乱度最小。因此，对于同种物质，气态的摩尔熵最大，而固态的摩尔熵最小。,（2）分子的组成：聚集状态相同的物质，分子中的原子数目越多，混乱度就越大，其熵也就越大；若分子中的原子数目相同，则分子的相对分子质量越大，混乱度就越大，其熵也就越大。,Sm(s)Sm(l)Sm(g),Sm(CH4,g)Sm(C2H6,g)rHmrSm1110.4K,.,112,HCl(g)+NH3(g)NH4Cl(S)rHm(298.15K)=-176.9kJmol-1rSm(298.15K)-284.3Jmol-1K-1常温为自发反应高温为非自发反应自发转化温度T：TrHmrSm622K,.,113,在温度TK下，由参考状态的单质生成1mol物质B的反应的标准摩尔吉布斯函数变，称为物质B的标准摩尔生成吉布斯自由能。,4.2标准摩尔生成吉布斯自由能,.,114,4.3标准状态下化学反应的摩尔吉布斯自由能的计算,计算公式为：,例题：P542