《化学热力学基础》教案

1、化学热力学基础教案教学要求熟悉热力学第一定律及其相关概念。掌握化学反应热效应；了解反应进度概念。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。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。吉布

2、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：化学反应的方向、限度能量变化反应速率反应机理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f低温；气体扩散：压力大f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

3、数量的物质。敞开体系；封闭体系；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确定体系状态的物理量称为状态函数状态函数的特点：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过程与途径状态变化的经过称为过程（恒温、恒压、恒容、绝热过程）完成过程的具体步骤称为途径状态1-状态2：途径不同，状态函数改变量相同；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：盟=0;等温过程：T

4、=0广度（容量）性质及强度性质广度（容量）性质：与体系中物质的量成正比的物理量（体积、质量等），zX=Xi；具有加和性。i=1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。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=P/V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

5、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？AU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：AU=U2-U1=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

6、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(QPQv)、焓(H)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=-PAV=-p(V2-V1)AU=Q

7、P+W=QP-p(V2-V1)U2-U1=QP-p(V2-V1)QP=(U2+pV2)-(U1+pV1)令H=U+pVH：新的函数焓-则Qp=H2-H1=AH(AH称为焓变)问题：H是状态函数还是非状态函数？AH呢？问题：Qp与Qv之间的关系？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QP(右下标p表示等压过程)QP=AU-W/W=-PAV=-p(V2-V1)QP=AU+pAV=U2-U1+p(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1)QP=AH即:在等压过程中，体系吸收的热量QP用于增加体系的焓等容反应热：若体系在变化过程中，体积始终保持不变(AV=0)，则体系

8、不做体积功，即W=0；这个过程放出的热量为QV根据热力学第一定律，QV=AU说明：在等容过程中，体系吸收的热量QV(右下标V,表示等容过程)全部用来增加体系的热力学能。AH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。AH表示AH=AU+pAV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：Qp=AH=AU+pAV=Qv+AnRT对液态和固态反应，QpQv,AHAU对于有气体参加的反应，AV丰0,Qp丰QvAH+体系从环境吸收热量，吸热反应；AH-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，

9、不做有用功。例1：用弹式量热计测得298K时，燃烧lmol正庚烷的恒容反应热为-4807.12kJxmol-1,求其Qp值解：C7H16(l)+11O2(g)=7CO2(g)+8H2O(l)An=7-11=-4Qp=Qv+AnRT=-4807.12+(-4)8.314298/1000=-4817.03kJxmol-1R=8.314JxK-1xmol-1=8.314Paxm3xK-1xmol-1=8.314kPaxdm3xK-1xmol-1反应热的测定：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)=-483.6kJxmol

10、-1r:reaction，ArHm表示反应的焓变m：表示反应进度变化为1mol0:热力学标准态：热力学标准态(0):表示反应物或生成物都是气体时，各物质分压1x105Pa；反应及生成物都是溶液状态时，各物质的浓度1molxkg-1(近似1molxdm-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

11、)=H2O(g),=-241.8kJmol-iH2O(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)=-483.6kJxmol-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)=-483.6kJxmol-12H2O(g)=2H2(g)+O2(g)(298)=+483.6kJxmol-111反应的焓变：aA+bB=cC+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

12、称该温度下的生成焓H2(g，105Pa)+1/2O2(g，105Pa)=H2O(l)(298)=-285.8kJxmol-1(H2O，l，298)=-285.8kJxmol-111关于标准生成焓同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同(H2O，g)=-241.8kJxmol-1(H2O，l)=-285.8kJxmol-1只有最稳定单质的标准生成热才是零；(C，石墨)=0kJxmol-1(C，金刚石)=1.9kJxmol-1附录中数据是在298.15K下的数据。同一物质在不同温度下有不同的标准摩尔生成热；以H+(aq)的(H+,aq)为零，但1/2H2(g)+gH2O(g)=H+gaq+e不为零

13、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反应热效应的计算：aA+bB=cC+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1.013x105Pa反应物与生成物都是液体时，各物质的浓度为1.0molkg-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。应用条件：注意：某化学反应是在等

14、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-iCO(g)+1/202(g)=CO2(g)=-283.0kJmol-1则?-得：C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g)的ArHmq为：-110.5kJmol-i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

15、(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+(8,aq)的生成热为零焓变的计算公式一般地，对于反应：aA+bB=cC+dD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，

16、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的数据近似计算利用标准焓可计算某一化学反应的反应热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，

17、用焓变AH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、熵与熵变熵：可以看作是体系混乱度(或无序度)的量度。S表示热力学第三定律：对于纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零。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-i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-iK-169.96Jmol-1K-1由于相同原子组成的分子中，分子中原子

18、数目越多，熵值越大；O2(g)O3(g)NO(g)NO2(g)N2O4(g)CHCH(g)CH2=CH2(g)CH3-CH3(g)相同元素的原子组成的分子中，分子量越大熵值越大；CH3Cl(g)CH2Cl2(g)CHCl3(g)同一类物质，摩尔质量越大，结构越复杂，熵值越大；CuSO4(s)CuSO4H2O(s)CuSO43H2O(s)CuSO45H2O(s)F2(g)Cl2(g)Br2(g)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SMS=SII-SI0AS0，过程自发进行；AS0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

19、。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：AU=Q+W等温可逆条件下：AU=Qr+WmaxQr：可逆过程吸收或放出的热量；Wmax:最大功；Wmax=-pAV+Wmax,Qr=TASAU=TAS-pAV+Wmax,AU+pAV=TAS+Wmax,AH=TAS+Wmax,AH-TAS=Wmax令GoH-TS,则AG=WmaxG：定义的新函数，自由能函数，Freeenergy意义：当AG0时，Wmax0时，Wmax0,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):AG=AH-TAS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