大学无机化学-课件-第3章 化学热力学基础.ppt

第 3 章化学热力学基础;3 － 1 热力学第一定律;HCl＋ NaOH;Matter (H2O);　　根据体系与环境之间物质与能量的交换;2 　状态与状态函数;　　状态函数的特性;　　状态函数的分类;3 过程和途径;4　热力学的标准状态;5 　功和热;　　热;　　功是由于压力差或其他机电“力”引起的能量从环境到系统的流动。 　　功用符号W 表示，功的SI单位为J。 　　规定： 若系统对环境作功， W 0 ； 　　　　 　　环境对系统作功， W 0 。; 计算理想气体在定压膨胀过程中所作的体积功 定压过程：环境压力(外压)保持不变的条件下，系统始态、终态压力相同且等于环境压力的过程： p1 ＝ p2 ＝ pe ＝ 常数;　　①　热和功是与过程相联系的物理量，系统不发生变化，就没有热或功，故热和功均不是状态函数。 　　②　在处理热和功的问题时，不仅要考虑过程，还必须考虑途径。; 一定量的理想气体，从压强 p1 ＝ 16×105 Pa，体积 V1＝ 1×10 －3 m3 经过两个途径分别恒温膨胀至压强 p2 ＝ 1×105 Pa，体积 V2 ＝ 16×10－3 m3 的状态。;3 － 1 － 2 热力学第一定律 ;①　定义U 为系统的热力学能(内能)，其SI单位为J ②　热力学能是系统的状态函数 ③　系统热力学能的绝对值无法测量，可测量的只是ΔU ;例3－1 某过程中，体系从环境吸收热量 1000 J，对环境做体积功 300 J。求过程中体系热力学能的改变量和环境热力学能的改变量。;3 － 2 热化学;定容热 QV 　　若系统在变化过程中保持体积恒定，此时的热称为定容热。;　　① 在定容且不做非体积功的过程中，定容热在数值上等于系统热力学能的改变; 弹式量热计的装置，被用来测量一些有机物燃烧反应的恒容反应热;2 恒压反应热; H ＝ U ＋ pV ;　　① 焓是系统的状态函数，其数值的大小只与始态和终态有关，与途径无关； 　　② 只能得到ΔH，无法得到其绝对值； 　　③ 焓是容量性质的函数，具有加和性。;　　① 在定压且不做非体积功的过程中，定压热在数值上等于系统的焓变;ΔH ＞ 0 吸热反应 ΔH ＜ 0 放热反应;CI2N00202.jpg;3 反应进度概念;4 Qp 和QV 的关系;ΔH1 ＝ ΔH2 ＋ ΔH3 即;ΔH1 ＝ΔU2 ＋( p1V2—p1V1) ; 当反应物与生成物气体的物质的量相等(Δn＝0)时，或反应物与生成物全是固体或液体时，恒压反应热与恒容反应热相等，即;解： C7H16 (1) ＋ 11 O2 (g) 7 CO2 (g) ＋ 8 H2O(1) Δng＝ 7 － 11 ＝ －4 ΔrHm＝ΔrＵm＋ Δng RT ＝ {－4807.12 ＋ (－4) × 8.314 × 298 × 10－ 3 } kJ·mol －1 ＝ － 4817.03 kJ·mol －1 故其Qp值为 － 4817.03 kJ。;3 － 2 － 2 盖斯定律;书写热化学方程式的注意事项：;热化学方程式:(注意事项示例) H2 (g) ＋ 1/2O2 (g) ＝ H2O (g) ΔrHm? ＝－241.8 kJ·mol －1 H2 (g) ＋ 1/2O2 (g) ＝ H2O (l) ΔrHm? ＝－285.8 kJ·mol －1 H2O (l) ＝H2 (g) ＋ 1/2O2 (g) ΔrHm? ＝ 285.8 kJ·mol －1 N2 (g) ＋ 3H2 (g) ＝ 2NH3 (g) ΔrHm? ＝－92.2 kJ·mol －1 1/2N2 (g)＋3/2H2 (g) ＝NH3 (g) ΔrHm? ＝－46.1 kJ·mol －1 SO2 (g) ＋1/2O2 (g)＝SO3 (g) ΔrHm?(298K)＝－98.9 kJ·mol －1 SO2 (g) ＋1/2O2 (g) ＝SO3 (g) ΔrHm?(873K)＝－96.9kJ·mol －1 ;2 热化学定律(Hess定律);热化学循环; H 是状态函数，ΔH(2) ＝ H2－H1，H1 和 H2与反应经过的途径无关，所