《普通化学》--2化学热力学基础课件精品.ppt

第一节　几个基本概念 一、热力学的一些基本概念 二、热力学第一定律 三、焓 （一）热力学能 热力学能也称内能(Internal energy) ，用符号U 表示，它是系统内部能量的总和，包括:系统内分子运动的动能、分子间相互作用的势能和分子内各种粒子（原子、原子核、电子等）及其相互作用的能量等。 热力学能是状态函数，其量值取决于系统的状态。在确定状态下，热力学能的量值一定，它的改变量由系统的始态和终态决定，与变化所经历的途径无关。 由于系统内部粒子的运动方式及其相互作用非常复杂，热力学能的绝对值无法测量，但能测量出其变化值。 当系统由状态 A 变化到状态 B 时： 三、焓 （一）定容热QV 对于不做非体积功的等容过程 QV ＝ △U – W ＝ △U – 0＝△U 上式表明，对于不做非体积功的等容过程，系统的热力学能变在数值上等于定容热。 (二）定压热Qp 对于不做非体积功的等压过程 Qp= △U - W = △U + p△V = (U2-U1)+p(V2-V1) = (U2+pV2)-(U1+pV1) 由于 U，p，V 都是状态函数，因此它们的组合 U＋pV 也是状态函数。这一状态函数称为 焓(enthalpy)，用符号 H 表示： H U +pV 一、反应进度 二、化学反应的摩尔热力学能变和 摩尔焓变 三、热化学方程式 四、Hess 定律 五、标准摩尔生成焓 化学反应一般可以写成如下形式： 上式常写成下列简单形式： 通常可写成如下更简单的形式： 对任意反应： 反应进度 定义为： 反应进度的SI单位为mol。 引入反应进度的优点是，用任一种反应物或产物表示反应进行的程度，所得值都是相同的。应用反应进度时，必须指明化学反应方程式。 （一）反应摩尔热力学能变和摩尔焓变的定义 对于化学反应 ： （三） 的关系 对化学反应 ，反应的摩尔焓变为： （1）若 B 为液相或固相： （2）若有气体参加反应： 表示化学反应与反应的摩尔焓变或摩尔热力学能变关系的化学方程式称为热化学方程式。 （3）注明反应物和产物的聚集状态，分别用 s,l 和 g 表示固态、液态和气态，用 aq 表示水溶液，如果固态物质存在不同的晶型，也要注明晶型，如石墨，金刚石等。 （4） 化学计量数可以是整数，也可以是分数。同一化学反应，当化学计量数不同时，反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变也不同。 1840 年，瑞士籍俄国化学家 Hess 指出： 一个反应若在定压（或定容）条件下分多步进行，则总定压（或定容）热等于各分步反应定压（或定容）热的代数和。 （一）热力学标准状态 （1）气态物质 的标准状态，是指不论是纯气体还是在气体混合物中，气体分压均为标准压力 (100 kPa)，且表现理想气体特性时，气态假想状态。 （2）液态和固态纯物质的标准状态，分别是在标准压力 下纯液态和纯固态物质的状态。 （3）溶液中的溶剂 的标准状态，为标准压力 下，液态（或固态）的纯物质 的状态。溶液中的溶质 的标准状态，为标准压力 下、质量摩尔浓度 bB= (1 mol·kg-1)或浓度 cB= (1mol·L-1)，并表现无限稀释溶液时溶质（假想）状态。 规定：参考状态单质的标准摩尔生成焓为零。 在一定条件下，不需要环境提供非体积功就能发生的过程称为自发过程。 水总是自发地从高处流向低处，直到水位相等为止。水位的高低是判断水流方向的判据。 当两个温度不同的物体接触时，热总是自发地从高温物体传向低温物体，直到两个物体的温度相等为止。温度的高低是判断热传