第二章 化学热力学

反应进度ξ 用以表示化学反应进行的程度
aA + bB dD + eE
定义：

nB (t ) nB (0)
nA
B


nB
B
(mol )
nE
即
A
nB
B

nD
D

E
15
反应进度 1mol
即nA A a
nB B b
按化学反应进行1mol反应 14
CH4 (g) 2O2 (g) CO2 (g) 2H 2 O(l)
(c) CH4 (g) 3 O 2 (g) CO(g) 2H 2 O(l)
2 3 (d) CH4 (g) O2 (g) CO(g) 2H 2 O(g) 2
25
（2）一个体系从环境得到了160J的功，其内 能增加了200J，则体系与环境交换的热量 为 。 (a)360J (b)-360J (c)40J (d)-40J
U1
Q W 13
பைடு நூலகம்
U2
ΔU= U2 - U1 = Q +W
注：① Q 、W正负号 ② Q 、W、 ΔU单位一致（J、kJ）
例.某一体系在变化过程中从环境吸收了50 kJ的热, 对环境 做功4 kJ , 则热力学能的变化为? ΔU=Q+W =50- 4=46 kJ
14
§2-2 化学反应的焓变
一.反应进度ξ
kJ
= ΔU + ΔnRT J kJ (×10-3)
23
例:使1molH2O(l)在373K, P 下变成1mol H2O(g)需要 提供40.68kJ的热量,求此过程做功W,ΔH及ΔU
解:

基础化学第二章化学热力学基础优秀课件目录•热力学基本概念与术语•热力学第一定律•热化学与热化学方程式•热力学第二定律•化学热力学函数及应用•相平衡与相图简介PART01热力学基本概念与术语03边界系统与环境的分界面。

01热力学系统研究对象，与周围环境相互作用的物质体系。

02环境与系统相互作用的周围物质体系。

热力学系统与环境状态状态函数状态方程描述系统状态的物理量，如温度、压力、体积等。

描述系统状态函数之间关系的方程。

0302 01状态与状态函数系统各种宏观性质的综合表现。

过程与途径过程系统从一个状态变化到另一个状态所经历的全部程序。

途径系统状态变化的具体方式或路径。

可逆过程与不可逆过程可逆过程能沿相反方向进行而不引起其他变化，不可逆过程则不能。

热平衡力学平衡相平衡化学平衡热力学平衡态01020304系统与环境之间没有热量交换。

系统内部各部分之间没有宏观相对运动。

各相之间保持动态平衡，无相变发生。

化学反应达到动态平衡，反应物和生成物的浓度不再随时间变化。

PART02热力学第一定律热力学能及符号规定热力学能定义系统内部所有微观粒子各种能量的总和，用符号U表示。

符号规定系统吸热Q>0，系统放热Q<0；系统对外做功W<0，外界对系统做功W>0。

热力学第一定律表达式表达式ΔU=Q+W，表示系统在过程中热力学能的变化量等于传递给系统的热量与外界对系统做功之和。

含义热力学第一定律是能量守恒定律在热现象中的应用，它揭示了热能与机械能之间转换的可能性及数量关系。

体积功计算体积功定义由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。

计算方法体积功的大小可根据过程方程和热力学第一定律表达式进行计算，对于可逆过程，体积功的计算公式为W=-∫pdV。

焓及热容焓定义为了计算方便，引入状态函数焓H，定义为H=U+pV，表示系统的热力学能与体积和压力的乘积之和。

热容定义系统升高（或降低）1K所吸收（或放出）的热量称为该系统的热容，用符号C表示。

应用Hess定律不仅可计算某些恒压反应热，而且 可计算难以或无法用实验测定的反应热。
第二章 化学热力学
下列两个反应的热效应可由实验测得: C + O2 = CO2 △H1=-393.4 KJ· -1 (1) mol CO + 1/2O2 = CO2 △H2=-283.0 KJ· -1 (2) mol 由此可求下面反应的热效应 C + 1/2O2 = CO △H3 =? (3) 因为反应(1)可视为由下图两个途径完成: C CO2
注意
1.注明反应的温度、压力等。 2.注明各物质的聚集状态。
3.同一反应,反应式系数不同, rHm不同。 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) rHm ⊝= -241.82 kJ· -1 mol
4.正、逆反应的Qp的绝对值相同, 符号相反。
HgO(s) →Hg(l) + O2(g) rHm ⊝ = 90.83 kJ· mol
第二章 化学热力学
本章学习要求
1 正确理解和掌握系统、环境、状态函数、功、热、 热力学能、焓、焓变、标准摩尔生成焓、自发过程、 熵、熵变、吉布斯自由能、自由能变、标准摩尔生成 自由能等概念。 2 能熟练掌握和运用热力学第一定律解决热力学有关 计算。 3 正确书写热化学方程式，熟练地运用盖斯定律计算 有关化学反应的热效应。 4 能熟练地计算有关过程的Gibbs自由能变，并能运用 热力学有关数据判断过程自发性的方向。
始
从环境吸热Q=10J
对环境作功W=5J
终
U1
U2= U1+Q + W △U= U2- U1= Q + W
U2 热力学第一定律
对于封闭体系热力学第一定律为：
ΔU= Q+W

第 二 章 化 学 热 力 学 初 步
3、掌握化学反应的标准摩尔焓变(standard molar enthalpy change)的各种 计算方法；（标准生成热（ standard heat of formation ）、燃烧热 （standard heat of combustion）。）
4、掌握化学反应的标准摩尔熵变（standard molar entropy change）和标 准摩尔吉布斯自由能变（standard molar Gibbs free energy change） 的计算方法； 5、会用ΔG来判断化学反应的方向，并了解温度对ΔG的影响。
不 可 逆 途 径 和 可 逆 途 径 的 功 和 热
第 二 章 化 学 热 力 学 初 步
2.1 热力学第一定律
*对于理想气体来说，热力学能U只是温度的函数，
第 二 章 化 学 热 力 学 初 步
根据热力学第一定律，比较不同途径时的功和热， 必然有如下结论： 理想气体恒温膨胀过程中，以可逆途径进行 时，体系对环境做的功最大，吸收的热量最多； 恒温压缩过程中，以可逆途径进行时，环境对体 系做的功最小，体系放出的热量最少。
2.1 热力学第一定律
3. 过程和途径（process and pathway）
方式 途径 过程 状态
第 二 章 化 学 热 力 学 初 步
基 本 概 念
过程 状态1 途径1 状态2
途径2
平衡状态
2.1 热力学第一定律
热力学中常见的过程 等温过程(isothermal process) ：T1＝T2＝T环 等压过程(isobaric process)：p1＝p2＝p环 等容过程(isochoric process)：V1＝V2 绝热过程(adiabatic process)：Q＝0 循环过程(cyclic process)： 可逆过程*(reversible process)：它是一种在无限接近于 平衡，并且没有摩擦力条件下进行的理想过程。 自发过程 (spontaneous process) ： 一定条件下，自动进 行的过程。