大学化学_第1章_化学热力学初步(天津大学)讲述.ppt

第一章 热力学初步 1、初步了解状态函数、热、功、内能、焓及熵的概念； 2、了解核能、太阳能、氢能生物质能等的有效利用与开发； 3、熟悉热化学方程式的书写，掌握盖斯定律的应用； 4、掌握用物质的标准摩尔生成焓(ΔfHmθ)、标准摩尔燃烧焓 (ΔcHmθ)计算化学反应的热效应(ΔrHmθ); 5、掌握化学反应的标准熵变(ΔrSmθ)、自布斯自由能变; (ΔrGmθ)的计算，能用吉布斯自由能变判断反应进行的方 向、估计反应温度T; 6、掌握化学平衡的概念、平衡移动的规律及多重平衡规则; 7、能用平衡常数进行有关计算. 1.1 热力学基本概念 1.2 热化学与能源 1.3 化学反应的方向 1.4 化学反应的限度—化学平衡 Thermodynamics (热力学 ) – study of energy and its transformations Thermochemistry – study of energy changes that occur during a chemical reaction SI unit for energy is joule (J) (焦耳). 1 J is the kinetic energy (动能) possessed by a 2 kg object moving at a speed of 1 m/s: KE = ? mv2 = ? (2 kg)(1m/s)2 = 1 J 1 J = 1 kgm2s?2 kJ = 1000 J 一、system(系统) surroundings (环境) Three types of systems Open (敞开系统): exchanges mass and energy Closed (封闭系统): exchanges energy (heat) but not mass Isolated (孤立系统): neither mass nor energy is exchanged 二、状态函数（State functions） 三、 过程与途径（process ways) 四、 相(phase) 一、热、功、内能(heat,work Internal Energy ) 3. 内能(internal energy ) 二、 热力学第一定律(First Law of Thermodynamics ) 三、 反应热(heat of chemical reaction ) 1、恒容反应热（Δv = 0）Qv (heat absorbed or released under constant volume ΔU = Qv + W = Qv -pΔV = Qv 即：在恒容条件下反应热等于系统内能的变化. 2、恒压反应热（Δp = 0）[Enthalpy of Reaction (反应的焓变)] heat absorbed or released under constant pressure 由热力学第一定律：ΔU = Qp + W 依反应热定义：W = W ′+ W = P外ΔV 由于恒压条件：P1 = P2 = P外 = P体 ? QP = ΔU + P外ΔV = (U2 –U1)+(P2V2-P1V1) = (U2 +P2V2)-(U1+P1V1) 令 H = U + PV(焓) Qp= H2 – H1= ΔH（焓变） 即：在恒压条件下反应的热效应数值上等于反应的焓变 1）焓没有明确的物理意义； 2）焓的绝对值(the exact value )无法求； 3）焓是状态函数，焓变与系统的始终状态有关； 4）焓具有容量性质，焓变值与系统内的物质的量有关。 已知：p = 101.3kPa,T= 373 K, n=1 mol下列过程的 QP=40.6 kJ/mol。 H2O(l) = H2O(g) 求：ΔrH , ΔU ,W体？ 1）注明反应的温度、压力条件，298K、100kPa的条件可以忽略。 2）注明反应物和生成物的物态或晶型，g-气态，l-液态，s-固态。 3）方程式中计量系数不同，反应热的数值不同。 4)当反应逆向进行时，反应热的符号应改变。 Writing Thermochemical equations(热化学方程式) 2HgO(s) ?? 2Hg(l) + O2(g) ?H = 181.7kJ 1. Enthalp