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热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点—大众化学补充一、热力学基础（研究化学反映方向、程度（进行的可能性），反映涉及的能量） 对于化学反映：其中B ν为物质B 的化学计量数。
反映物的化学计量数为负，产物的化学计量数位正。
反映进度： 单位为mol.反映进度必需对应的化学计量方程式。
热和功1.2.1热---系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。
系统吸热：Q >0； 系统放热：Q <0。
功---系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量；系统对环境做功，W <0（失功）；环境对系统做功，W >0（得功）。
功的分类：体积功（膨胀功）、非体积功（如表面功、电功）。
1.2.2热力学第必然律： 焓： 1.3.1反映的标准摩尔焓变：r △,一个反映的焓变必需对应的化学计量方程式。
标准状态：气体：T ，p =100kPa ；液、固体：T ，1个大气压下，纯物质；溶液：溶质B ，b B =1mol·kg -1，,C B =1mol·L -1，1.3.2 f H △(B,相态,T )，单位是kJ·mol -1:在温度T 下,由参考状态单质生成物质B(νB =+1)的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔生成焓。
参考态单质的标准摩尔生成焓为零。
1.3.3 c △相态,T )，单位是kJ·mol -1：在温度T 下, 物质B (νB = -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔燃烧焓。
燃烧产物和O2的标准摩尔燃烧焓均为零。
1.3.4 Hess 盖斯定律:化学反映无论是一步完成仍是分几步完成，其反映焓变老是相同的对于化学反映：a A + b B → y Y + z Zr △T ) = ∑νBf H △:焓变=生成物的生成焓之和—反映物的生成焓之和；r △T ) =- ∑νB焓变=反映物的燃烧焓之和—生成物的燃烧焓之和； 自发转变：在没有外界(即没有非体积功)作用下，系统自身发生转变的进程。
第2章 化学热力学基础与化学平衡习题答案2-1下列叙述是否正确？将错误的改正。
(1) H 2O(l) 的标准摩尔生成焓等于H 2(g)的标准摩尔燃烧焓； (2) Q p = ∆H ，H 是状态函数，所以Q p 也是状态函数；(3) 对于稳定单质，人们规定它的Δr H m ө=0，Δr G m ө=0，S m ө=0； (4) 系统的焓变等于等压热效应。
答：(1) 正确。
(2) 不正确。
H 是状态函数，但Q p 不是状态函数。
(3) 不正确。
对于参考态单质，人们规定它的 m f H ∆ =0， m f G ∆=0，但m S ≠0。
(4) 正确。
2-2 区分下列基本概念，并举例说明。
⑴ 系统与环境；⑵状态与状态函数；⑶均相与异相；⑷热和功；⑸热和温度；⑹焓与热力学能；⑺标准状态与标准状况；⑻反应进度与计量数； 答：略。
2-3 已知下列反应：① N 2(g) + H 2(g) → 2NH 3(g) ② Cl 2(g) + H 2(g) → 2HCl(g)(1) 推测各反应在定压下的反应焓变和定容下的反应热力学能变是否相同？(2) 为什么通常忽略了这种差别，多以m r H ∆来表示反应热？答：(1) 对于① N 2(g) + 3H 2(g) → 2NH 3(g) ， m r H ∆≠m r U ∆因为反应前后0)(≠∆g n ，而 m r H ∆= m r U ∆+RT n g )(∆，故 m r H ∆≠ m r U ∆。
对于② Cl 2(g) + H 2(g) → 2HCl(g)，因为反应前后0)(=∆g n ，故 m r H ∆= m r U ∆。
(2) 因为通常RT n g )(∆相对于 m r H ∆或 m r U ∆很小，故通常忽略了这种差别，特别是化学反应通常在常压条件下进行，所以多以 m r H ∆来表示反应热。
2-4 在298 K 时，水的蒸发热为43.93 kJ·mol -1。
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点
1. 热力学基础:
- 热力学是研究能量转化和能量传递的科学，主要包括热力学
第一定律和热力学第二定律。
- 热力学第一定律表达了能量守恒的原理，即能量在一个系统
内既不能被创造也不能被破坏，只能在不同形式间转化。
- 热力学第二定律则表达了能量在转化过程中的方向性，即能
量会自发地从高温物体传递到低温物体，但不会反向传递，这产生了热力学箭头的概念。
- 热力学还涉及到熵的概念，熵是描述系统无序度的物理量，
熵的增加是热力学过程不可逆的标志。
2. 动力学基础:
- 动力学研究的是物体运动的科学，主要包括牛顿力学和运动学。
- 牛顿力学描述了物体的运动状态以及受力和运动之间的关系，包括牛顿的三定律、动量和能量等概念。
- 运动学研究的是物体在运动中的位移、速度和加速度等运动
量的关系，常用的运动学方程包括位移-时间关系、速度-时间
关系和加速度-时间关系。
3. 化学平衡知识要点:
- 化学平衡是指在一个封闭系统内，反应物转化为生成物的速
率相等的情况。
- 化学平衡常用的描述方式是平衡常数(Kc或Kp)，它是反应
物浓度或分压与生成物浓度或分压之间的比值，取决于反应物的摩尔比例。
- 平衡常数越大，说明反应偏向生成物的方向；平衡常数越小，说明反应偏向反应物的方向。
- 影响化学平衡的因素包括温度、压力和浓度等，利用Le Chatelier原理可以预测这些因素对平衡的影响。
- 当平衡系统中发生扰动时，系统会通过调整反应物和生成物
的浓度来抵消扰动，以达到新的平衡状态。
第二章化学热力学基础及化学平衡1. 有一活塞，其面积为60cm2，抵抗3atm的外压，移动了20cm，求所作的功。
(1)用焦耳；(2)用卡来表示。
2. 1dm3气体在绝热箱中抵抗1atm的外压膨胀到10dm3。
计算：(1)此气体所作的功；(2)内能的变化量；(3)环境的内能变化量。
3. 压力为5.1atm，体积为566dm3的流体，在恒压过程中，体积减少到1/2，(1)求对流体所作的功(2)求流体的内能减少365.75kJ时，流体失去的热量？4. 在一汽缸中，放入100g的气体。
此气体由于压缩，接受了2940kJ的功，向外界放出了2.09kJ的热量。
试计算每千克这样的气体内能的增加量。
5. 在1atm、100℃时，水的摩尔汽化热为40.67kJ mol－1，求：1mol水蒸汽和水的内能差？(在此温度和压力下，水蒸汽的摩尔体积取作29.7dm3)6. 某体系吸收了3.71kJ的热量，向外部作了1.2kJ的功，求体系内部能量的变化。
7. 某体系作绝热变化，向外部作了41.16kJ的功，求此体系内能的变化量。
8. 有一气体，抵抗2atm的外压从10dm3膨胀到20dm3，吸收了1254J的热量，求此气体的内能变化？9. 一理想气体在恒定的一大气压下，从10dm3膨胀到16dm3，同时吸热125.4J的热量,计算此过程的∆U和∆H。
10. 在300K时3mol的理想气体等温膨胀，它的内压为8atm，抵抗2atm的恒压力作功，体积增加到4倍，试求W、Q、∆U和∆H。
11. 现有2dm3氮气在0℃及5atm下抵抗1atm的恒外压作等温膨胀，其最后的压力为1atm，假设氮气为理想气体，求此过程的W、∆U、∆H及Q。
12. 在1atm下，2molH2和1molO2反应，在100℃和1atm下生成2mol水蒸汽，总共放出了115.8kJ⋅mol－1热量。
求生成每摩尔H2O(g)时的∆H和∆U。
13. 在25℃和恒压下(1atm)，1/2molOF2同水蒸气反应，反应式如下：OF2(g) + H2O(g) → O2(g) + 2HF(g)放出161.35kJ⋅mol－1的热量，试计算每摩尔OF2同水蒸气反应的∆H和∆U。
第二章化学热力学基础与化学平衡
热力学是热和温度的科学，把热力学应用于化学，称为化学热力学。
§2-1 化学热力学的系统与状态
一、化学热力学的特点和范围：
在研究化学反应时，人们总会思考一些问题：当几种物质放在一起时，a．能否发生反应？b．反应速率多大？c．会发生怎样的能量变化？d．到什么程度时反应达到平衡？e．反应机理如何？
1．化学热力学的范围:
a、c、d 属于化学热力学问题，而
b、e属于化学动力学问题。
热力学研究范围为：化学反应方向，限度以及伴随能量的变化
2．特点：
(1) 化学热力学解决化学反应中能量是如何转换的──能量守恒定律，解决上面问题
中的c——热力学第一定律。
(2) 化学热力学解决在指定条件下，化学反应朝哪个方向进行以及反应的限度，解决
上面问题中的a、d ——热力学第二定律。
这两个定律是人类对含有极大量质点物质长期实践中总结出来的，这两个定律可以用数学式表示，但无法用数学来证明。
3．局限性
对于个别分子、原子的性质，即微观粒子的性质的解决是无能为力的，所以对于被研究对象无需知道过程的微观进程，更不需要物质结构方面的知识。
化学热力学研究问题时没有时间概念，不涉及变化过程的速率问题。
二、系统和环境（System & Surrounding）
1．定义（Definition）：在热力学中，被指定为研究的对象称为系统；与系统密切相关的周围部分称为环境。
2．系统的分类（Classification of system）
(1) 敞开系统（opened system）：系统与环境之间既有能量交换，又有物质交换。
(2) 封闭系统（closed system）：系统与环境之间有能量交换，无物质交换。
(3) 孤立系统（isolated system）：系统与环境之间既无能量交换，又无物质交换。
(4) 孤立系统虽然罕见，但也是一种思考问题的方法，因为把系统和环境加起来，就
是孤立系统。
“宇宙” = 系统 + 环境
为了描述系统所处的状态，我们必须要有特定的一些变数。
三、状态和状态函数（States and State of Functions）
1、状态：用具体物理量所确定下来的系统的存在形式称为系统的状态
2．状态函数：描述系统性质的物理量称为状态函数。
例如，对于理想气体，p、V、T、n确定了，系统的状态就确定了
3．状态函数的特点：系统一定是，状态函数一定系统状态改变时；状态函数的变化值只与始态、终态有关，与变化途径无关
四、过程
系统从始态到终态发生的一系列变化。
定温过程：始态、终态温度相等，并且过程中始终保持这个温度。
T1=T2
定压过程：始态、终态压力相等，并且过程中始终保持这个压力。
p1=p2
定容过程：始态、终态容积相等，并且过程中始终保持这个容积。
V1=V2
五、相
定义：系统中物理性质和化学性质完全相同的且与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分，叫做相。
均相系统(或单相系统)
非均相系统(或多相系统)
六、化学反应计量式和反应进度
§2-2 热力学第一定律和热化学
在中学物理课中，已讲过能量守恒定律──能量既不会凭空产生，也不会消失，它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。
1、热和功：
1.热( Q )
系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。
热不是状态函数。
规定：系统吸热：Q >0；
系统放热： Q <0。
2.功( W )
系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量 。
功不是状态函数
规定：系统对环境做功，W < 0（失功）
环境对系统做功，W > 0（得功）
分类：体积功，非体积功
3、热力学能
热力学能(U )： 系统内所有微观粒子的全部能量之和，也称内能。
U 是状态函数。
热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。
4、热力学第一定律
热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律。
U 2 = U 1 + Q + W
U 2 - U 1 = Q + W
对于封闭系统热力学第一定律的数学表达式为： 5、焓变和热化学方程式
1恒容条件下的化学反应热（Q v ）
1．若化学反应在密闭的容器内进行，该反应称为恒容反应。
其热效应称为恒容反应热，表示为Q v
2．在恒容条件下，ΔV = 0，系统不可能作体积功，即 w = p ·ΔV = 0，∴Q v = ΔU 2恒压条件下的化学反应热（Q p ）
封闭系统，在定压过程中，系统和环境之间交换的热量为定压反应热。
用Q p 表示。
若系统不作非体积功，则：
U U U ∆=-12W
Q U +=∆
令：U + pV = H ——焓，状态函数
∆H = H 2 - H 1 ——焓变
则：Q p = ∆H
即，在定压且非体积功为零的过程中，封闭系统从环境吸收的热等于系统焓的增加。
3热化学方程式
2H 2(g)+O 2(g) → 2H 2
O(g)
r △mol -1
r m △
标准状态： 气体：T ，
液、固体：T ，下，纯物质
溶液：溶质B ，b B =1mol·kg -1
c B
=1mol·L -1
注意：
• 聚集状态不同时， r △不同。
• 2H 2(g)+O 2(g) → 2H 2O(l) r △mol -1
• 化学计量数不同时， r m △不同。
• H 2(g)+ 21
O 2(g) → H 2O(g) r m △mol -1
4、∆ r U m 和∆r H m 关系
对于无气体参加的反应，W = –p ex ∆ V =0
r △r △有气体参加的反应：
r △r △– p ex ∆ V =r △–∆ n(g)RT = r △ – RT ∑νB(g) ≈r △V p Q U p ∆-=∆ex ()
111222)(V p U V p U Q p +-+=()112212V p V p Q U U p --=-()12ex 12V V p Q U U p --=-0
,0<∆>∆H H 放热反应吸热反应W Q U +=∆V
p H U ∆-∆=∆ex。
