第二章-化学热力学基础.ppt

第二章化学热力学初步，1几个一般术语，2热力学第一定律，3热化学，5吉布斯函数，4自发变化和熵，1.1系统和环境，1.3过程和路径，1.2状态和状态函数，1几个一般术语，1.1系统和环境，系统：研究对象。环境：系统外部的相关部分。打开系统：与环境的物质交换和能源交换。封闭系统：与环境无物质交换的能量交换。隔离系统：与环境无物质，能量交换。1.2状态和状态函数，状态：系统宏观特性的综合表示。状态函数：用于确定系统状态的物理量。特征：状态，状态函数是常量。状态变更时，状态函数也会变更，状态函数中的变更值只与开始、结束状态相关，与变更路径无关。开始状态、结束状态、(I)、(ii)、1.3进程和路径，如果系统的状态发生变化，则从开始到结束的变化称为过程，完成此过程的具体步骤称为路径。等温过程：起始状态，结束温度相等。T1=T2，等压过程：起始压力、结束压力相等，该压力始终保持在该过程中。P1=p2，等容量进程：开始卷、结束卷相同，进程中始终保留此卷。V1=V2，状态函数的变化取决于进程的开始和结束状态，不考虑使用什么方法完成进程。在确定系统状态更改的开始和结束状态后，还确定了每个状态函数的变化量。例如，2热力学第一定律，2.1热和工作，2.3热力学第一定律，2.2热力学能量，2.1热和工作，由于系统和环境之间的温差而传递的能量。1 .列(q)，列不是状态函数。法规：系统吸热：Q0；系统散热：Q0系统环境操作方法，W0，2。功率(w)，规定：2.2热力学能量，热力学能量(u):系统中所有微粒的总能量之和有时称为内部能量。u是状态函数。热力学的变化只与始弦和终弦相关，与变化路径无关。系统热力学能量的绝对值未知2.3热力学第一定律是封闭系统热力学第一定律：能量有各种形式，它们之间可以相互转化，在转换过程中能量的总值不变。热力学第一定律的本质是能量守恒和转化定律。例如，如果系统发出50J热量，系统运行30J，则系统内的能量表示U=(-50) (30)=-20J负值表示系统内20J的净减少。示例：在某些过程中，系统从环境中吸收热量100J，对环境执行卷操作20J。在此过程中，求出系统热力学能量的变化量和环境热力学能量的变化量。解决方案：系统：环境：3.2热化学方程式，3.1等压反应热和焓的概念，3热化学，3.3形成焓，3.4定律，反应热系统发生化学变化后，产物的温度为反应前反应物的温度(即等温过程)，1 .刑量反应热，刑量中的封闭系统，v=0，W=0，QV是刑量反应热。3.1等压反应热和焓的概念，静压中Qp平衡反应热。2 .平衡反应列，焓变化：Qp= H，状态函数，3。焓，等压反应热是系统的焓变化。反应的摩尔焓变化rhm， rhm表示=1mol中发生的焓变化，称为摩尔焓变化。摩尔焓变化的单位是kJ/mol。3.2热化学方程式，热化学方程式：化学反应与其反应热(标准摩尔焓)关系的化学反应方程式。2 H2 (g) O2 (g)=2h2o (g)，(298k)=-483.64 kj mol-1，称为反应的标准摩尔焓变化。标准状态：气体：t，p=p=100kPa，液体，固体：t，p下，纯物质，溶液：浓度为1mol/l，2 H2 (g) O2 (g)，2 H2 (g) O2 (g)=2h2o (l)，(298k)=-571.66 kj mol-1，化学计量可能不同。(298k)=-241.82 kj mol-1，H2 (g) O2 (g)=H2O (g)，3.3生成焓，从元素的指定单质生成1mol物质时的热效应称为该物质的生成焓，如果在标准状态和指定温度(通常为298K)下执行生成反应，则此时生成焓在该温度下称为标准摩尔生成焓。，(b，相状态，T)，kj mol-1，H2 (g) O2 (g) H2O (g)，(H2O，g，298.15k)=-241.1，例如：在已知的298.15K中反应：计算298.15K中CO的标准摩尔生成焓。应用：1。使用方程式组合计算，(1)=-393.5 kj mol-1，(2)=-282.98 kj mol-1，解法：使用Hess规则，轨迹1，轨迹2，标准摩尔焓引起反应的标准摩尔焓变化，DD ee ff gg，=？=，=490.4 6 (-241.8)-4 (-46.11)-0，=-904.8 (kj mol-1)，4.1自发变化，4自发变化和熵，4.5化学反应热量从高温物体传递到低温物体。铁在潮湿的空气中腐蚀。锌取代硫酸铜溶液反应：没有外部作用的情况下改变系统本身的过程称为自发变化。Zn(s) Cu2 (aq)Zn2 (aq) Cu(s)，许多发热反应是自发进行的。例如：最低能量原理(焓变化基准):1878年法国化学家M.Berthelot和丹麦化学家J.Thomsen提出：自发化学反应倾向于释放系统的能量最多。4.2日元脱皮和自愿变化，(298k)=-285.83 kj mol-1，H2 (g) O2 (g) H2O (l)，(298k)=-55.84 kj mol-1一些吸热反应也可以自发进行。例如，H2O (l) H2O (g)，NH4Cl (s) NH4 (AQ)-(AQ)，=9.76 kj mol-1，=178.32 kj mol混乱度，冰融化建筑的崩溃，系统趋向于最大的混乱，系统混乱度的增加有利于反应自动进行。4.3混乱，熵和微观状态数，许多自发过程有混乱增加的趋势。熵是表示系统中微粒混乱的热力学函数，其符号为s。系统的混乱越大，熵越大。熵是状态函数。熵的变化只与始弦和终弦相关，与路径无关。2 .熵和微状态数，所以气体的自由膨胀是必然的。理想气体的自由膨胀，微观状态数：3分子(3位置)，3分子(4位置)，2分子(4位置)，粒子的活动范围越大，系统的微观状态数越多，系统的混乱程度也越大。熵和微状态数：1878年，L.Boltzman提出了熵和微状态数的关系。S=kln -熵 -微状态数k - Boltzman常数，1。热力学第三定律1906年，卓W.H.Nernst表示，卓MaxPlanck和美G.N.Lewis等改进了。在0K处，纯物质完全排序晶体的熵为0。S*(完全确定，0K)=0，4.4热力学第三定律和标准熵，2。标准摩尔熵，S=ST-S0=STST -正则熵(绝对熵)在特定温度t和标准压力下，单位物质量的纯物质b的规则熵称为b的标准摩尔熵。符号是：纯物质的完全有序晶体温度变化0 ktk，(b，相态，t)，单位是Jmol-1K-1，(元素，相状态，298.15K) 0，标准摩尔熵的一些规律：相同物质，相对分子有相似的质量，分子结构复杂，大。1 .计算化学反应熵变化，4.5化学反应熵变化和热力学第二定律， 0，反应有助于自发进行。根据状态函数的性质，可以使用标准摩尔熵计算298.15K反应的标准摩尔熵变化。(T，K)，*2。热力学第二定律在某些自发过程中，系统和环境的熵变化之和增加。，5Gibbs函数，5.3Gibbs函数和化学平衡，5.2标准摩尔是Gibbs函数，5.1 Gibbs函数基础，g-Gibbs函数(Gibbs自由能)g是状态函数，单位：kj.mol-1，def，估计反应方向转移温度：化学反应的标准摩尔吉布斯函数变化，1。在标准摩尔生成Gibbs函数温度TK中，参考状态的元素生成物质B(和B=1点)的标准摩尔Gibbs函数，称为物质B的标准摩尔生成Gibbs函数。5.2标准摩尔仅判断Gibbs函数