化学热力学基础.ppt

会进行有关反应热的一般计算（用盖斯定律、标准摩尔生成焓计算）；了解化学变化过程中的热效应、恒容反应热和恒压反应热的概念；会写热化学方程式；初步了解内能、焓等状态函数的物理意义；学习要求：第2章化学反应中的能量关系敞开体系；封闭体系；孤立体系。一、体系：人为划分出来的研究对象012.1.1体系和环境二、环境：在体系周围和体系密切相关的就是环境022.1热力学术语和基本概念2.1.2过程和途径（processandrood）一、体系的状态发生变化，从始态到终态，我们说体系经历了一个热力学过程，简称过程：典型过程:l等温过程ΔT=0（T始=T终）l等压过程ΔP=0（压力恒定）l等容过程ΔV=0（体积恒定）l绝热过程Q=0l可逆过程指某一过程，该过程发生后，又能恢复原状而对环境无任何影响。二、完成一个过程所经历的具体步骤称为途径。一个过程可由许多途径来实现，但无论经历哪种途径，状态函数的改变量是相同的。状态：表征体系性质的物理量所确定的体系存在形式。由p、V、T、n等物理量所确定下来的体系存在的形式称为体系的状态状态函数：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、n2.1.3状态及状态函数规定：体系从环境吸热时，Q为正值；体系向环境放热时，Q为负值。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：环境对体系做功时，W为正值；体系对环境做功时，W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。2.1.4热和功、热力学能(内能)热力学能：体系内部一切能量的总和称为体系的热力学能(U)。包括分子运动的动能，分子间的位能以及分子、原子内部所蕴藏的能量。U：①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。3214562.1.5内能010203042.1.6能量守恒定律数学表达式?U=Q+W文字叙述：自然界一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，它可以从一种形式转化为另一种形式，从一个物质传递给另一个物体，而在转化和传递的过程中能量的总数量保持不变，也叫它能量守恒定律。内能（U）：，指体系内一切能量的总和（包括体系内各种物质的分子或原子的位能、振动能、转动能、平动能、电子的能量以及核能等等），?U指内能的改变量。定义：化学反应在一定条件下（等温等压或等温等容）进行时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称热效应或反应热。研究化学反应中热量与其它能量变化的定量关系的学科叫做热化学。2.2.1恒容反应热QV即在恒容过程中进行的反应的反应热。因为恒容，△V=0，W=0，△U=QV+W=QV恒容过程中，体系所吸收的热量全部用于增加体系的内能，体系放出的热量全部来自于体系内能的减少。化学反应中的能量变化2.2.2压反应热QP与焓若体系的压力在变化过程中始终保持不变，即P1=P2=P环、ΔP=0。如敞开体系，反应只做膨胀功，则ΔU=QP+WQP=ΔU-W=U2－U1＋P（V2－V1）=U2＋P2V2－（U1＋P1V1）…①U、P、V为状态函数，则其组合U＋PV必是状态函数，我们给这个新状态函数叫做焓，用H表示，定义：H=U＋PV则①式化简为QP=H2－H1=ΔH在等压过程中，体系吸收的热量全部用来增加体系的焓，体系放出的热量全部来自于体系焓的减少。①通常所指的反应热，若没特别说明，都指恒压反应热QP，均用ΔH来表示。即以后均用ΔH来代表QP，②等压下，ΔH与ΔU间关系式为：ΔH=ΔU＋PΔV当反应物与产物都处于固态or液态时，ΔV很小，可忽略，ΔH=ΔU当有气体参与反应（有气体生成或有气体参加反应）时，PΔV=ΔngRTΔH=ΔU＋ΔngRT，Δng=∑?B③作为反应，可将产物看作终态，反应物当作始态，则反应的焓变：ΔH=ΣH产物－ΣH反应物当H反应物H产物，QP=ΔH0，反应吸热，称为吸热反应。当H反应物H产物，QP=ΔH0，反应放热，称为放热反应。温度对化学反应的焓变有影响，但影响较小，近似计算时常忽略不计我们研究的化学反应一