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第3章 化学热力学基础 大学一年级 无机化学 课件_668

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2024版大学化学热力学基础课件

2024版大学化学热力学基础课件

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。

大一无机化学课件第三章化学平衡

大一无机化学课件第三章化学平衡
如果一个过程，每一步都可以向相反的方 向进行而使系统和环境复原，不留下其它痕 迹，这样的过程称为可逆过程。
过程进展的无限缓慢，环境的压力、温度 与系统的压力、温度相差很小.
3.1.2 焓(enthalpy)和自发过程
许多放热反应能够自发进行。例如： 1
H2(g)+ 2O2(g) H2O(l) △rHm(298K) = -285.83kJ·mol-1
2个分子在左边球内的概率为1/4
3个分子在左边球内的概率为1/8
理想气体的自由膨胀
统计解释： 2个分子在左边球内的概率为1/4 3个分子在左边球内的概率为1/8 n个分子在左边球内的概率为1/2n 1mol个分子在左边球内的概率1/26.022×1023 概率如此小，可见是一种不可能的状态。 所以气体的自由膨胀是必然的。
系统有趋向于最大混乱度的倾向，系 统混乱度增大有利于反应自发地进行。
冰 的 结 构
建 筑 物 的 倒 塌
2.熵和微观状态数
熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热 力学函数，其符号为S。
系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数。 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径 无关。
理想气体的自由膨胀
真空
解：反应① + ②得：
2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g) K 3 = K 1 · K 2 = 0.45×0.051=0.023
6. 有凝聚相参加的反应，由于纯固体、纯液体 的相对浓度为1，所以它们的浓度均不写入平衡 常数表达式中（条件：纯物质；不形成溶液） 。
例如：
CaCO3(s)= CaO(s)+ CO2(g)
3.1.1 自发过程(spontaneous process)

无机化学教学3章化学热力学基础PPT课件

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反应自发性的判断
1 2
自发反应的定义
自发反应是指不需要外界作用就能自动进行的反 应。
自发性的判断依据
根据热力学第二定律，自发反应总是向着能量降 低、熵增加的方向进行。
3
自发性与焓变和熵变的关系
自发反应总是向着ΔH - TΔS < 0的方向进行，其 中ΔH为焓变，ΔS为熵变，T为绝对温度。
反应热的计算
表述
$Delta U = Q + W$，其中$Delta U$表示系统内能的变化，$Q$表示系统吸 收或放出的热量，$W$表示外界对系统做的功。
热和功的转化
热转化为功
当系统体积膨胀对外做功时，吸收的 热量会部分转化为对外做功。
功转化为热
当外界对系统做功使得系统体积压缩 时，外界所做的功会全部转化为系统 内的热量。
表述
熵增加原理指出，在封闭系统中，总熵（即系统熵与环境熵 的和）总是增加的。
卡诺循环与熵的概念
卡诺循环
卡诺循环是理想化的热机工作过程， 由四个可逆过程组成（等温吸热、等 温放热、绝热膨胀、绝热压缩）。
熵的概念
熵是描述系统混乱度或无序度的物理 量，其值越大，系统的无序度越高。
熵增加原理
表述
解释
应用
04 热力学第三定律
定义与表述
热力学第三定律通常表述为
在绝对零度时，任何完美晶体的熵值为零。
另一种表述为
不可能通过有限步骤将绝对温度降到绝对零度。
绝对熵的求算
根据热力学第三定律，绝对熵可以通 过计算完美晶体在绝对零度时的熵值 来获得。
在计算过程中，需要考虑晶体的原子 排列、分子振动等因素对熵值的影响。
热力学的主要概念
状态函数

第3章化学热力学基础.ppt

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2019-11-27
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12
假设在恒外力 F 作用下，活塞从 I 位移动 到 II 位，移动距离为 l 。
按照传统的功的定义，环境对体系的功 W = F • l
2019-11-27
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13
W = F • l
=
F S
• l •S
F S
是外压 p；
l •S 是体积，
这个体积等于体系的体积改变量 V 的 相反数 － V。
途径 I
途径 II 4 10 5 Pa
0.5 dm3
2019-11-27
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2 105 Pa 1 dm3
11
4 体积功
在热力学过程中，体系在反抗外界压强 发生体积变化时，有功产生，这种功称为体 积功（W） ，单位为 J。
由于液体和固体在变化过程中体积变化 较小，
因此体积功的讨论常常是对气体而言。
P外＝ 8
P＝ 8 V＝ 2
P外＝ 1
P2 ＝ 1 V2 ＝ 16
W2 ＝ － p外 V ＝ － 1105 Pa （16 － 2） 10－3 m3 ＝ － 1400 J
W1 ＝ － 800 J
2019-11-27
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27
Wb ＝ W1 + W2 ＝ （－ 800 J ）+ （ － 1400 J ）
所以
QA ≠ QB
因此， 热量 Q 也和途径有关。
2019-11-27
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29
结论：热和功均不是体系的状态函数，不 能谈体系在某种状态下具有多少功或具有多少 热。
① 热和功是与过程相联系的物理量，只 有在能量交换的过程中才会有具体的数值。

无机化学之化学热力学基础优秀课件

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几种常见的热力学过程
• 恒压过程（isobar process）
如果体系在状态变化过程中，且压力始终恒定， 则此变化过程称为恒压过程；
等压变化：只强调始态与终态的压力相同，且等 于环境压力，而对过程中的压力不作任何要求。
• 恒温过程（isothermal process）
如果体系的状态变化是在温度恒定的条件下进行 的，此变化称为恒温过程。
• 状态函数的特点
1）状态函数是状态的单值函数。 2）条件变化时，状态也将变化，但状态函数的变化值只
取决于始态和终态，而与状态变化的具体途径无关。
例：当系统由始态变到终 态时，系统的状态函
系统压力从 3pº变为 pº
数压力 P 和体积V 的
变化量与途径无关。
始 态
终 态
中间态Βιβλιοθήκη 3）当状态变化时，状态函数一定改变，但状态变化时， 状态函数并不一定全部改变。
开放体系 (open system)
有物质和能量交换
封闭体系 (closed system)
有能量无物质交换
孤立体系 (isolated system)
无物质和能量交换
（体系 + 环境）
3.1.2 状态与状态函数
状态 (state)
• 状态的定义
体系的状态是体系宏观物理和化学性质的综合表现。 体系的宏观性质包括：温度 ( T )、压力 ( p )、体
描述体系的状态不一定要用该体系的全部状态 函数，而用它的某几个状态函数就行，因为这些状 态函数间往往有一定的联系。
例如，要描述一理想气体所处的状态，只需知道 T、p、V 就够用，因为根据理想气体的状态方程 pV = nRT，此理想气体的物质的量 (n) 也就确定了。

化学热力学初步(无机化学)-课件PPT

化学热力学初步(无机化学)-课件PPT

重点:
☺ 基本概念；
☺ 化学反应焓变、熵变、自由能变的计算；
☺ 反应方向判据及其应用
☺ 平衡常数及平衡移动
2
3.1 热力学概论
一、什么是热力学？
热力学： 研究某过程中不同形式的能量之间相互转 化时遵循的规律。 热力学的理论基础：热力学第一、二定律。 是人类长期科学实践的经验总结，是不能以任何其他定 理、定律为基础进行推导或论证的。
若反应中无气体参加： W = –p V=0 故 △U＝ △H
若反应是有气体参加,可认为理想气体 P△V ＝
△ngRT
那么 △U ＝ △H - △nRT
ng 为所有产物和所有反应物气体的物质的量之差。
注意 适用条件： 封闭体系，等温等压条件，只做体积功的化学反应。
例1 1atm，298.15K下水的摩尔蒸发热为43.98
可逆(理想)过程：无限接近平衡态的过程。该过程由始态到终
态，再由终态到始态构成的循环，不留下任何痕迹。
13
始态
298 K，101.3 kPa
途 径
恒 压 过
(I)
程
途径(II)
298K，506.5 kPa
恒温过程
实 际 过
程
恒
压 过
(II)
程
375 K，101.3 kPa
恒温过程 (I)
375 K，506.5 kPa
量热计每升高1℃所需的热量。
1）恒容过程-恒容反应热 Qv
封闭体系中,在恒容过程中完成的化学反应所产生的 热效应。 由于恒容过程 体积功： W = - P·△V= 0,
据△U＝ Qv + W 得 △U＝Qv
意义: 当化学反应在等温等容下发生，体系与环境无功 （膨胀功和有用功）交换，恒容反应热等于反应前后体 系的热力学能（内能）的变化量。

无机化学-化学热力学基础

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无机化学
Ch2 化学热力学
热力学第一定律 热化学 热力学第二定律 化学反应的摩尔吉布斯自由 能变 热力学在生物化学中的应用8 39热化学. .
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热化学
热化学 研究化学反应所吸收或放出热量 热力学第一定律在化学反应中的应用 反应热 Wf = 0 当产物温度与反应物温度相同时化学反应 吸收或放出的热 (化学反应热效应) 封闭系统
无机化学
Ch2 化学热力学
热力学第一定律 热化学 热力学第二定律 化学反应的摩尔吉布斯自由 能变 热力学在生物化学中的应用
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热力学第一定律
系统 研究对象 环境 系统以外与系统密切相关的周围部分
无机化学
Ch2 化学热力学
热力学第一定律 热化学 热力学第二定律 化学反应的摩尔吉布斯自由 能变 热力学在生物化学中的应用
系统 能量交换 物质交换 √ √ 敞开 √ 封闭 × 孤立 × × 人？宇宙？系统＋环境？
▶ ▶ ▶
无机化学
Ch2 化学热力学
热力学第一定律 热化学 热力学第二定律 化学反应的摩尔吉布斯自由 能变 热力学在生物化学中的应用
能量变化 反应方向 反应程度 (Ch3 化学平衡)
化学动力学 反应速率 反应机理 (Ch4)
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化学热力学基础PPT课件


相平衡条件
在三组分系统中，除了温度、压 力恒定外，还需要满足各相中三 组分的摩尔分数相等。
三组分系统
含有三个组分的系统。
相图复杂性
由于三组分系统的自由度增加， 相图的复杂性也显著增加，需要 借助计算机模拟等手段进行分析 。
应用领域
三组分系统相图在石油化工、冶 金、陶瓷等领域有广泛应用，用 于指导多组分体系的分离、提纯 和合成等过程。
热力学第一定律
能量守恒定律
能量不能凭空产生或消失，只能从一种形式转化为另一种 形式。
热力学第一定律的表述
热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能 或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保 持不变。
热力学第一定律的数学表达式
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。
工业生产应用
氯碱工业、电解冶炼、有机电化学合成、电化学分析等。
06
界面现象与胶体性质探讨
表面张力和表面能概念引入和计算方法
表面张力定义
作用于液体表面，使液体表面积 缩小的力。
表面能定义
恒温恒压下，增加单位表面积时， 体系自由能的增加值。
计算方法
通过测量液体表面张力或表面能相 关的物理量，如接触角、表面张力 系数等，利用相关公式进行计算。
01
胶体性质
丁达尔效应、电泳现象、布朗运 动等。
02
03
稳定性影响因素
分析方法
电解质种类和浓度、pH值、温 度等。
通过实验研究不同因素对胶体稳 定性的影响，利用相关理论进行 解释和预测。
界面现象在日常生活和工业生产中应用举例
日常生活应用

大学化学热力学基础课件


0.5 10 5 Pa 4 dm3 途径 I
途径 II 4 10 5 Pa
0.5 dm3
2 10 5 Pa 1 dm3
p = p终 － p始 = 2 10 5 － 1 10 5 = 1 10 5 ( Pa )
V = V终 － V始 =1－2
= － 1 （dm3 ）
9
(4) 体积功
体积功：体系反抗外界压强发生体积变化时产生的功。 非体积功：除体积功以外的其它功。
A
B
C
29
对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量数不同，如
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3
(1)
1 2
3 N2 + 2 H2 ———
NH3
(2)
同样 = 1 mol 时，( 1 ) 表示生成了 2 mol 的 NH3 ， ( 2 ) 表示生成了 1 mol 的 NH3 。
30
对于同一化学反应方程式，如 ( 1 )
（化学反应的方向） B如果发生化学反应，伴随该反应有多少能量变化？
（化学反应中能量是如何转化） C 如果化学反应能够进行，在一定条件下达到的平衡状态如何？ 转化率有多大？（反应进行的程度）
2
§3.1 热力学第一定律
3.1.1 基本概念
(1) 体系和环境 (2) 状态和状态函数 (3) 过程和途径 (4) 体积功和非体积功 (5) 热力学能
21
§3.2.1 化学反应的热效应
——当生成物与反应物温度相同时，化学反应 过程吸收或放出的热量。简称热效应。
即发生化学反应时，如果体系不做非体积功， 当反应终态温度恢复到始态温度时，体系所吸收 或放出的热量。
(1)恒容热效应(QV) 恒温恒容且只做体积功时反应吸收或放出的热量。

无机化学课件第3章-1热化学


无机化学
讨论：热与功的性质 1。热和功的本质
热的本质：是物质粒子混乱运动的宏观表现。
做功的本质：是物质粒子作定向运动的结果。
无机化学
2。热和功的性质
热和功都不是状态函数， 其值与体系状态变化的途径有关。 例： 始态
CuSO4 + Zn
（ I） （II）
ZnSO4 + Cu 末态
过程（I） ：直接反应 过程（II）：构成原电池
无机化学
大自然的启示：
自发过程（spontaneous process） 是在一定条件下不需要任何外力推动就能自动进行的过程。 自发过程又称为不可逆过程。(irreversible process)。
例1：水从高处流向低处， 直到水位差为零（力平衡）；
△h h1 h2
例2：热从高温物体向低温物体传递， 直到温度差为零（热平衡）； 例3：高浓度往低浓度扩散， 直到浓度差为零（物质平衡）； 无机化学
令 ： H = U + pV H 称为焓（enthalpy） p 2V 2= H 2 ， U 1 + p 1V 1= H 1
△H = H 2－H 1= Q p △H 称为焓变
无机化学
U2 +
2。性质
因为式中U 、p、V 均为状态函数， 故H也为状态函数，
H的绝对值不知，
但△H仅与始末态有关，而与途径无关，可以求解。
第3章
化学热力学基础（1）
无机化学
前言
第一节
第二节
热化学（3.1、3.2)
热力学第二定律和熵(3.3)
第三节
自发反应方向的判据---吉布斯自由能(3.4)
无机化学
前言：化学反应的基本问题
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△U = Qp + We
体积由V1变为V2，体系对环境做功 We =－P(V2-V1) 则 △U = QP – P(V2-V1)
U2 - U1 = QP – P(V2-V1)
QP = (U2+P2V2) – (U1+P1V1)
（3-2）
∵ Ｕ、Ｐ、Ｖ都是状态函数. ∴ 它们的代数和Ｕ+ＰＶ也是状态函数.
３、体系能量的常见改变方式 ⑴ 由于温度不同而在体系与环境之间传递的能量－热Ｑ ⑵ 除了热以外各种被传递的能量－功Ｗ : 体积功、电功等
如： 甲
乙
路程不同，热、功不同。
热和功总是与状态的变化途径联系着的。 Ｗ、Ｑ不是状态函数，与变化的途径有关。
假设有一个封闭体系，内能状态为Ｕ1。给这个体系 加热Q，同时环境对体系作功W，结果这个体系过渡到 一个新的内能状态U2：
热力学体系分为三种： 1、敞开体系：体系与环境之间既有物质交换，
又有能量交换。
2、封闭体系：体系与环境之间没有物质交换， 只有能量交换。
3、孤立体系：体系与环境之间既没有物质交换， 也没有能量交换。
热 水
广口瓶
物质交换 能量交换
广口瓶+塞子 能量交换 only
瓶+塞子+真空套 没有物质交换 没有能量交换
第3章 化学热力学基础
Chemistry-Thermodynamics
物质变化：A + B C + D
化学反应 能量变化 热量的放出 做功与否
热是最常见的能量形式之一；
功也是常见的能量形式之一，·····机械能。 研究热能和机械能之间转化规律的学科—热力学
如: 蒸汽机；电 池。
研究化学反应中的热力学——化学热力学。
例如: 体系运动的动能； 体系在外力场中的势能。
2、热力学体系内部的能量－内能（U）
①体系内物质分子往复运动;②旋转运动之动能; ③体系内各质点互相吸引和排斥的能量; ④分子内的能量; ⑤原子核内的能量.
内能既然是一种能量，它的变化服从能量守恒. 内能是体系自身的性质, 只决定于其现实的状态. 内能是状态函数。绝对值不能确定。U=? 但内能的相对值可以确定。 U2 U1=
例1、如果往能量为U1的体系输入600焦耳的热能， 体系对环境做了450焦耳的功。求体系的能量变化 和终态能量U2。
解：由题意得知： Ｑ = 600J W = －450J
∴△U = Q + W = 600 – 450 = 150J
∵△U = U2 – U1
Ｕ2 = U1 + △U
∴ Ｕ2 = U1 + 150J
敞开体系
（Open system）
封闭体系
（Closed system）
孤立体系
（Isolated system）
二、体系的性质和状态函数
1、体系的宏观性质
常见物理量：体积Ｖ, 压强Ｐ, 温度Ｔ, 密度ρ
等用来描述体系的热力学状态。
当体系处于一定状态时，这些性质都具有一定 的数值。体系的这些性质彼此之间是相互关联的。
Ｕ2= U1 + △U
U是状态函数。殊途同归，值变相等。
态函数 State Function
Q、W 不是态函数, 数值与变化途径有关.
二、焓 (H)
热力学上的功可分为体积功与非体积功两类。
设一封闭体系在变化中只做体积功, 不做非体积功:
则 △U = Q + We
（3-1）
如果体系的变化是恒压过程, 即P2=P1=P外, 则:
令 Ｈ = Ｕ+ PV
（3-3）
Ｈ称之为焓
焓H与V、U一样，也是体系的性质，在一定状态 下每一物质都有其特定的焓。 焓的绝对值不能确定.
恒压条件下，当体系的状态改变时，根据焓的定 义，焓变为：
△H = H2H1=(U2+P2V2)(U1+P1V1) （3-4）
比较(3-4)和(3-2)： QP = (U2+P2V2) – (U1+P1V1) 得：
则根据热力学第一定律：
Ｕ2 = U1 + Q + W
U2 U1 = Q + W
△U = Q + W
（3-1）
体系从初始状态变化到最终状态时，内能的增 量等于体系所吸收的热与环境对体系所做的功之和.
符号规定
△U = Q + W
△U﹥0，表示内能增加。 △U﹤0，表示内能减少。
体系吸热， Q﹥0 体系放热，Q﹤0 环境对体系做功，W﹥0 体系对环境做功， W﹤0 例题。
对于途径①： 殊途同归, 值变相等.
对于途径②：
△P=P2-P1=2-1 = 1atm △V=V2-V1=1-2 = － 1m3
△P=(10-1)+(2-10) = 1atm △V=(0.2-2)+(1-0.2) = －1m3
P、V 是状态函数.
3-2 热力学第一定律
一、能量守恒定律
19世纪中叶，大量的生产实践证明： 1、自然界的一切物质都具有能量，能量有各种 不同的形式，能够从一种形式转化为另一种形式， 从一个物体传递给另一个物体，在转化、传递中 能量的总数量保持不变。
例2、和上题相同的体系。开始于能量状态U1， 设体系输出100J的热能，环境对体系做250J的功. 求体系的能量变化和终态能量U2。
解：由题意得知Ｑ = – 100J ； W = 250J ∴△U = Q + W = – 100 + 250 = 150J
∵ △U = U2 – U1 ∴ Ｕ2 = U1 + 150J
△H = QP
（3-2） （3-5）
对于封闭体系，在恒压和只做体积功条件下 变化时，所吸收的热量全部用来增加体系的焓.
恒压下的热量变化等于焓变。
△H = QP
如反应的△H为正值，表示体系从环境吸收热能：
△H﹥0，吸热反应。
无论273K -加--热- 300K 冷-却--- 373K
都是300K的水！
当体系的状态改变时，状态函数的改变量只取 决于体系的始态和终态, 而与变化的途径无关.
——状态函数的特性. T是状态函数
例：①
Ｐ=1atm V=2m3
②
Байду номын сангаас加压
加压
Ｐ=10atm V=0.2m3
Ｐ=2atm V=1m3
减压
如理想气体: PV = nRT 只需指定其中的几个，其余的就随之而定。 即这些性质只有几个是独立的。
例：液态纯水。 已知P、T V、ρ
2、当体系处于一定状态时，体系的性质只取决于 它现在所处的状态而与其过去的历史无关。 具有这种性质的物理量——状态函数。 如 P、V、T 等 例：一杯水，温度为300K。