大学化学模块热力学部分复习

化学热力学基础知识点汇总化学热力学是研究化学反应过程中能量转化规律的科学，它对于理解化学反应的可能性、方向和限度具有重要意义。

以下是对化学热力学基础知识点的详细汇总。

一、热力学的基本概念1、体系与环境体系是我们研究的对象，根据体系与环境之间物质和能量的交换情况，可分为敞开体系、封闭体系和孤立体系。

敞开体系：与环境既有物质交换，又有能量交换。

封闭体系：只有能量交换，没有物质交换。

孤立体系：既无物质交换，也无能量交换。

2、状态函数状态函数是用于描述体系状态的物理量，其值只取决于体系的状态，而与变化的途径无关。

常见的状态函数有温度（T）、压力（P）、体积（V）、内能（U）、焓（H）和熵（S）等。

3、过程与途径过程是指体系状态发生变化的经过，而途径则是完成这个过程的具体方式。

例如，从状态 A 到状态 B 可以通过不同的途径实现，但状态函数的变化量只与始态和终态有关，与途径无关。

二、热力学第一定律热力学第一定律也称为能量守恒定律，其表达式为：ΔU ＝ Q ＋ W 。

其中，ΔU 表示体系内能的变化，Q 表示体系从环境吸收的热量，W 表示环境对体系所做的功。

当体系膨胀时，体系对环境做功，W 为负值；当体系被压缩时，环境对体系做功，W 为正值。

如果是恒容过程，体积不变，W ＝ 0，此时ΔU ＝ Qv ，Qv 表示恒容热。

如果是恒压过程，压力恒定，ΔU ＝Qp PΔV ，Qp 表示恒压热，此时 H ＝ U ＋ PV ，ΔH ＝ Qp 。

三、热化学1、化学反应的热效应化学反应在一定条件下发生时，所吸收或放出的热量称为化学反应的热效应。

热效应分为等容热效应和等压热效应。

2、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与热效应关系的方程式。

需要注明反应物和生成物的状态、反应的温度和压力以及反应热。

3、标准摩尔生成焓在标准状态下，由最稳定单质生成 1mol 化合物时的焓变称为该化合物的标准摩尔生成焓。

利用标准摩尔生成焓可以计算化学反应的标准摩尔反应焓变：ΔrHmθ ＝ΣνBΔfHmθ(B) 。

化学热力学基础热力学系统和状态函数热力学概念系统与环境系统定义环境定义系统类型1.开放系统定义2.封闭系统定义3.隔离系统定义状态函数与过程状态定义平衡态定义状态函数定义取决于系统所处的状态，一旦状态确定，每个状态函数有唯一确定的值状态函数的变化值并不是系统状态，其变化值与中间环节无关分类广度性质定义例子：体积，物质的量，质量，自由能等强度性质定义例子：温度，密度，压力，浓度两者关系：强×广=广，广 广=强状态方程（物态方程）定义例子：PV=nRT过程定义分类等温过程等压过程等容过程绝热过程循环过程可逆过程自发过程特征单向性（不可逆过程）具有做功的能力具有一定的限度定义能量的转化热和功热定义符号表示正值和负值分别表示功定义符号表示正值和负值分别表示注意1：热和功都不是状态函数，不是系统的性质2：只存在于系统的变化过程中，其大小与途径密切相关以理想气体的等温膨胀为例体积功定义（We)公式公式中的单位Pa，m^3例子反抗外压的过程中非体积功定义(Wf）可逆过程（可逆功Wr)与最大功最大功公式可逆过程与不可逆过程的区别系统和环境能否同时恢复到原来的状态可逆过程是不可能实现，时间无限长每一微小步环境和系统都是平衡的能量守恒和化学反应热热力学能（内能）（广度性质）定义（系统内部）（状态函数）符号表示和单位理想气体的内能和焓只与温度有关热力学第一定律（能量守恒与转化定律）表述系统热力学变化公式（封闭系统）系统的焓定义（状态函数）（广度性质）符号表示与单位焓变的定义（后-前）正负分别表示H=U+pV等容反应的热效应dU=Qv（dV=0)(封闭系统无非体积功）（等容反应热等于系统内能的变化）热效应的概念：系统发生变化时，若无非体积功，且终与始态的温度相同，则系统放出或吸收的热量就称为该过程的热效应等压反应的热效应dU=Qp+W=Qp+p外×dVQp=(U2-U1)+p外（V2-V1)=（U2+p外V2）+(U1+p外V1）Qp=H2-H1=dH封闭系统无非体积功，等压反应热等于系统焓变等压与等容的关系反应物，产物均为气体dn=0——则Qp≈Qv反应物，产物都在溶液和固体中的反应可认为dV=0——则Qp≈Qv反应进度，热化学方程式与标准状态反应进度定义(对于反应物为负值，对于生成物为正值）式子表示单位摩尔反应热书写形式定义与方程式的写法有关标准状态（标准压强100KPa）对气体（理想气体，标准压强）（混合气体的每个气体的分压都是标准压强）对纯液体和纯固体（标准压强）对溶液（标准压力，溶质浓度1mol/L理想稀溶液）对溶剂（标准压力）对生物系统（37度，PH=7）参考温度：298.15K（25°C）热化学反应方程式热化学反应方程式中的热效应符号写法（4点）注意事项（3点）盖斯定律和反应热的计算盖斯定律的运用盖斯定律（不做非体积功和等压或等容以及恒温条件下）由标准摩尔生成焓计算反应热摩尔生成焓与标准摩尔生成焓定义符号单位C的稳定单质是石墨不是金刚石稳定物质的标准摩尔生成焓为零生成物质的化学计量数要为1式子（反应式产物-反应物）（化学计量数都取正值）同一种物质不同聚集状态的标准摩尔生成焓不同由标准摩尔燃烧焓计算反应热标准摩尔燃烧焓定义单位符号式子（反应物-产物）（化学计量数都带正号）理解完全燃烧和完全氧化（其标准摩尔燃烧焓为0）熵和Gibbs自由能熵（状态函数）（广度性质）定义单位符号等温可逆过程熵与反应热的关系式温度对熵的影响热力学第三定律定义规定熵（ST）与绝对熵（S0）标准摩尔熵定义单位符号稳定物质单质的标准摩尔熵不为0，因为不是绝对零度的完整晶体对于水溶液中离子的标准摩尔熵是....标准摩尔熵的规律（6个）标准摩尔熵变（后-前）熵增加原理（热力学第二定律）定义数学表达式熵变与0的比较的含义Gibbs自由能（广度性质）（状态函数）符号表示式子吉布斯自由能变化和非体积功用吉布斯自由能变化判定反应方向标准状态下标准摩尔自由能定义符号单位稳定物质单质标准摩尔自由能为0计算两个式子（一个只能在25度时，另一个任意）注意单位统一非标准状态下式子反应商对溶液对纯气体对混合相判断反应的依据。

大学化学热力学基础课件contents •热力学基本概念与定律•热力学基本量与计算•热力学过程与循环•热力学在化学中的应用•热力学在物理化学中的应用•热力学在材料科学中的应用目录01热力学基本概念与定律孤立系统与外界既没有物质交换也没有能量交换的系统。

开放系统与外界既有能量交换又有物质交换的系统。

封闭系统与外界有能量交换但没有物质交换的系统。

热力学系统及其分类状态函数与过程函数状态函数描述系统状态的物理量，如内能、焓、熵等。

状态函数的变化只与系统的初、终态有关，与过程无关。

过程函数描述系统变化过程的物理量，如热量、功等。

过程函数的变化与具体的路径有关。

能量守恒定律能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式，或者从一个物体转移到另一个物体。

热力学第一定律表达式ΔU = Q + W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统与外界交换的热量，W表示外界对系统所做的功。

热力学第二定律的表述不可能从单一热源吸热并全部转化为有用功而不引起其他变化。

熵增原理在孤立系统中，一切不可逆过程必然朝着熵增加的方向进行。

熵是描述系统无序度的物理量，熵增加意味着系统无序度增加。

02热力学基本量与计算温度是表示物体冷热程度的物理量，是热力学中最重要的基本量之一。

温度的概念温标的定义温度的测量温标是用来衡量温度高低的标准，常见的有摄氏温标、华氏温标和开氏温标等。

温度的测量通常使用温度计，其原理是利用物质的热胀冷缩性质或其他物理效应来测量温度。

030201温度与温标压力的概念压力是单位面积上受到的垂直作用力，是描述气体状态的重要物理量。

体积的概念体积是物体所占空间的大小，对于气体而言，体积通常是指气体所充满的容器的容积。

压力与体积的关系在温度不变的情况下，气体的压力与体积成反比关系，即波义耳定律。

压力与体积030201热量的概念热量是物体之间由于温差而传递的能量，是热力学中重要的基本概念之一。

功的概念功是力在力的方向上移动的距离的乘积，是描述系统能量转化或传递的物理量。

热力学复习要点梳理与总结热力学是物理学中的重要分支，研究物质及其相互作用中所涉及的能量转化与传递规律。

为了更好地复习热力学知识，以下是热力学的核心要点进行梳理与总结。

一、热力学基本概念1. 热力学系统：指所研究的物质或物质的集合。

可以分为封闭系统、开放系统和孤立系统三种。

2. 热力学平衡：指热力学系统各个部分相互之间没有宏观可观测到的差别。

3. 热力学第零定律：当两个系统与第三个系统分别达到热力学平衡时，这两个系统之间也达到热力学平衡，它们之间的温度相等。

4. 热力学第一定律：能量守恒定律，系统的内能变化等于系统对外做功加热量的代数和。

5. 热力学第二定律：自发过程只会在熵增加的方向上进行。

二、热力学方程1. 理想气体状态方程：pV = nRT，其中p表示气体的压强，V表示气体的体积，n表示气体的摩尔数，R为气体常量，T表示气体的温度。

2. 等温过程：系统温度恒定，内能不变。

pV = 常数。

3. 绝热过程：系统与外界没有能量的交换，熵不变。

pV^γ = 常数，其中γ为气体的绝热指数。

4. 等容过程：系统体积恒定，内能变化全部转化为热量。

p/T = 常数。

5. 等压过程：系统压强恒定，内能变化全部转化为热量。

V/T = 常数。

6. 等焓过程：系统焓恒定，内能变化全部转化为热量。

Q = ΔH，其中Q表示吸热量，ΔH表示焓变化。

三、热力学循环1. 卡诺循环：由等温膨胀、绝热膨胀、等温压缩、绝热压缩四个过程组成，是一个理想的热力学循环。

它能够以最高效率转换热能为功。

2. 斯特林循环：由等容膨胀、绝热膨胀、等容压缩、绝热压缩四个过程组成，可应用于制冷领域。

四、热力学熵1. 熵的定义：系统的无序程度。

dS = dQ/T，其中dS表示系统熵变，dQ表示系统吸热量，T表示系统温度。

2. 熵增原理：孤立系统熵不断增加，自发过程只能在熵增加的方向上进行。

3. 等温过程中熵变：ΔS = Q/T。

五、熵与热力学函数1. 熵与状态函数：熵是状态函数，只与初末状态有关，与过程无关。

化学反应热力学的关键知识点与解题技巧一、引言化学反应热力学作为化学的基础分支之一，研究化学反应中所涉及的能量变化，对于理解和预测化学反应的发生与进行具有重要意义。

本文旨在介绍化学反应热力学的关键知识点与解题技巧，以帮助读者更好地掌握这一领域的基础知识。

二、热力学基本概念1. 热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，表明能量在物质间的转化过程中，总是保持不变的。

化学反应中，反应物的能量转化为产物的能量，总能量守恒。

2. 系统与环境热力学中将研究对象称为系统，系统与环境之间通过热量、物质和功进行能量交换。

在化学反应中，反应容器即为系统，容器外的一切为环境。

3. 热力学函数热力学函数是描述系统在不同状态下的能量变化的函数，其中最常见的是焓(H)、自由能(G)和熵(S)。

焓表示了系统的热能，自由能则是系统可进行做功的能量，熵则是系统的无序程度。

三、化学反应热力学的关键知识点1. 焓变（ΔH）焓变是指化学反应中反应物与产物之间焓的差别，可通过ΔH来表示。

ΔH为正表示反应为吸热反应，ΔH为负则表示反应为放热反应。

2. 熵变（ΔS）熵变是指化学反应中系统的熵发生的变化，可用ΔS表示。

ΔS为正表示反应的混乱程度增加，ΔS为负则表示反应的混乱程度减小。

3. 自由能变（ΔG）自由能变是指化学反应中系统自由能的变化，用ΔG表示。

ΔG为负表示反应为自发进行的，在适当条件下反应将发生，ΔG为正则表示需要外界输入能量才能进行。

四、解题技巧1. 利用热力学函数判断反应性质通过计算ΔH、ΔS和ΔG的数值，可以判断反应的放热性、熵变以及自发性。

如果ΔG为负，反应为自发进行的；ΔG为正，反应不自发进行；ΔG为零，反应达到平衡态。

2. 利用热力学函数计算标准生成焓变和反应熵变通过已知反应物和产物的标准生成焓和反应熵的数值，可以计算出反应的标准生成焓变（ΔH°）和反应的标准熵变（ΔS°）。

3. 应用吉布斯-Helmholtz方程解题吉布斯-Helmholtz方程是描述自由能与温度关系的方程，利用这一方程可以计算反应在不同温度下的自由能变化。