第二章化学热力学课件

第二章热化学§2.1

热力学术语和基本概念§2.2热力学第一定律2.1.1系统和环境2.1.2状态和状态函数2.1.3过程和可逆过程2.1.4相2.1.5化学反应计量式和反应进度§2.1热力学术语和基本概念2.1.1系统和环境系统：被研究对象及其所占空间环境:系统外与其密切相关的部分敞开系统:与环境有物质交换也有能量交换封闭系统:与环境无物质交换有能量交换隔离系统:与环境无物质、能量交换2.1.2状态和状态函数状态:一定条件下系统的综合性质的表现状态函数:描述系统性质的物理量。(p,V,T)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。2.1.3过程,途径和可逆过程定温过程:定压过程:定容过程:可逆过程:系统从终态到始态时,消除了对环境产生的一切影响;

可逆过程是理想化过程,无限接近热力学平衡态。2.1.4相

系统中物理性质和化学性质完全相同的任何均匀部分。

均相系统(或单相系统)

非均相系统(或多相系统)2.1.5化学反应计量式和反应进度

物质B的化学计量数化学反应计量式反应进度的单位是mol

3.010.000

2.07.02.0

1.55.53.0

反应进度必须对应具体的反应方程式。§2.2热力学第一定律2.2.1热和功2.2.2热力学能和焓2.2.3热力学第一定律2.2.4焓变和热化学方程式2.2.5Hess定律

系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。热不是状态函数。系统吸热:Q>0;

系统放热:Q<01.热(Q)2.2.1

热和功2.功(W)

系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量。系统对环境做功，W<0

环境对系统做功，W>0体积功：非体积功功不是状态函数pexV1热力学能(U):系统内所有微观粒子的全部能量之和，也称内能。

U是状态函数。2.2.2热力学能

热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。2.2.3热力学第一定律对于封闭系统热力学第一定律为：得功W

热力学定律的实质是能量守恒与转化定律。2.3.1定容反应热2.3焓变和热化学方程式对于封闭系统，在定容过程中，

V=0，W=0QV为定容反应热。定容反应热常用弹式量热计进行测量2.3.2定容反应热在定压过程中，焓：焓变：对于无气体参加的反应,W=–pex

V=0有气体参加的反应:2.3.3rUm与rHm

的关系

2.3.4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标准状态：气体液,固体称为反应的标准摩尔焓变。(l)聚集状态不同时，不同。化学计量数不同时，不同。

热力学方程式书写的注意事项：1、必须注明化学反应计量式中各物质的聚集状态，不得省略；2、正确写出化学反应计量方程式，此方程式必须配平；3、注明反应温度，因为反应的焓变随温度的改变而有所不同。1.标准摩尔生成焓2.4

Hess定律

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,称为物质B的标准摩尔生成焓。

2.标准摩尔燃烧焓

在温度T下,1mol物质B完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓。3.Hess定律始态终态中间态

化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其恒压反应热总是相同的。例:已知298.15K下,反应计算298.15K下,CO的标准摩尔生成焓.解:利用Hess定律途径1途径2解法二：4.由标准摩尔生成焓求反应的标准摩尔焓变结论

aA+bB→yY+zZ讨论:标准摩尔燃烧焓与反应的焓变结论③aA+bB→yY+zZ2.2.6键焓与反应焓变

1.键焓标准状态下，在气相中断开1mol键时的标准焓变称为键焓。又称为键解离焓，以来表示，习惯上又可以D表示之。以CH4(g)为例：=438.5kJ·mol-1=462.6kJ·mol-1=423.4kJ·mol-1=338.8kJ·mol-1C—H键的键焓为上述能量的平均值。即在不同物质中，断裂C—H键所需的能量是不同的，键焓是受环境影响的。2.关于键焓的几点说明1.键焓是键断开时的焓变，其数值大于零。2.断键反应的反应物和产物必需都是气态。3.键焓与键能是不相同的。键能指的是断键时的热力学能变化，但两者的差别很小。4.键焓是表征键强度的物理量，键焓越大，键越牢，分子越稳定。经常不断地学习,你就什么都知道。你知道得越多,你就越有力量StudyConstantl