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化学热力学基础--化学热力学的四个重要状态函数.ppt

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第五章化学热力学基础

第五章化学热力学基础

状态 （II）
U1
U2
U2 = U1 + Q + W
热力学第一定律数学表达式：
ΔU = U2 – U1 = Q + W （封闭体系） ●热力学第一定律： 能量具有不同的形式， 它们之间可以相互转化和传递，而且在转化 和传递过程中，能量的总值不变。
8
● Q与W的正负号：
体系从环境吸热，Q取＋；体系向环境放热，Q取－ 环境对体系做功，W取＋；体系对环境做功，W取－
第五章 化学热力学基础
•热力学：研究体系状态变化时能量相互转换规律的科 学。 其基础是 热力学第一定律 （主要基础）
热力学第二定律 热力学第三定律 •化学热力学：将热力学原理和方法用于研究化学现象 以及与化学有关的物理现象。 •主要研究内容 化学反应进行的方向 化学反应进行的限度 化学反应的热效应
1
MnO(s) + CO(g) = Mn(s) + CO2(g)的反应热rHm。
解：
(1) Mn(s) + 1/2 O2(g) = MnO(s) rH1 = fHm(MnO)
(2) C(s) + 1/2 O2(g) = CO(g) rH2 = fHm(CO)
(3) C(s) + O2(g) = CO2(g)
§5.1 热力学第一定律
一、基本概念与术语
1、体系与环境
• 体系（系统）：被划分出来作为研究对象的那 部分物质或空间。
• 环境：体系之外并与体系密切相关的其余部分。 体系可分为：• 敞开体系——体系与源自境之间既有物质交换又 有能量交换；
• 封闭体系——体系与环境之间没有物质交换只 有能量交换；
• 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。

2第二章 化学热力学基础

2第二章 化学热力学基础
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:

第五章.化学热力学基础

第五章.化学热力学基础

5-2 基本概念
5-2-1、 体系和环境 、
体系 我们研究的对象，称为体系。 环境 体系以外的其它部分，称为环境。 例如，我们研究杯子中的水，则水是体系。 水 面上的空气，杯子皆为环境。当然，桌子，房 屋，地球，太阳等也都是环境。但我们着眼于和体 系密切相关的环境，即水面上பைடு நூலகம்空气和杯子等。
又如，若以 N2 和 O2 混合气体中的 O2 作为体系，则 N2 是环境，容器也是环境。 界面 体系和环境之间有时有明确的界面，如水 体系和环境之间有时有明确的界面， 和杯子；有时又无明确的界面，如 N2 和 O2 之 和杯子；有时又无明确的界面， 间。此时，可以设计一个假想的界面，从分体积 此时，可以设计一个假想的界面， 的概念出发， 以内是体系，以外是环境。 的概念出发，认为 VO 以内是体系，以外是环境。 体系和环境放在一起，在热力学上称为宇宙。 宇宙 体系和环境放在一起，在热力学上称为宇宙。
生成热 （1）生成热的定义：某温度下, 由处于标准态的各种 元素的指定单质, 生成标准态的 1 mol 某物质时的热效 应, 叫做该物质的标准摩尔生成热。 简称标准生成热 (或生成热)， 用符号∆fHmθ表示。处于标准状态下的各 元素的最稳定单质的∆fHmθ=0。 （2）标准状态：固体或液体纯相，其标准状态是Xi=1 （摩尔分数）；溶液中的物质A，其标准状态是 mA=1mol·kg-1；气相物质，其标准状态是 pi=1.013×105Pa。 （3）标准生成热的应用 ∆rHmθ=Σνi∆fHmθ（生成物） -Σνi∆fHmθ（反应物）
第5章 章 化学热力学基础
主要内容
1 热力学术语和基本概念 2 热化学 3 焓和焓变 4 熵和熵变 5 自由能——反应自发性的判据
重难点: 重难点 熵变、焓变、自由能、反应自发性判据

化学热力学基础

化学热力学基础

一、反应热与化学反应方向
早在 19 世纪 70 年代，法国化学家贝塞洛和 丹麦化学家汤姆森提出，反应热是判断化学反应 方向的判据。
许多放热反应在常温、常压下确实能自发进 行，但少数吸热反应在常温、常压下也能自发进 行。这说明反应热是影响化学反应方向的重要因 素，但不是决定反应方向的惟一因素。
二、熵变与化学反应方向
书写热化学方程式应注意以下几点： （1）习惯上将化学反应方程式写在左边，相应的 ΔH
和ΔU写在右边，两者之间用逗号或分号隔开。 （2）注明反应的温度和压力。
（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。
（4）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。
四、赫斯定律
化学反应，不管是一步完成或分成几步完成， 反应热总是相等的。上述规律称为赫斯定律。
A rHm(T ) D
r H m,1(T )
r H m,3(T )
B rHm,2 (T) C
r Hm (T ) r Hm,1(T ) r H m,2 (T ) r H m,3(T )
dGT , p ≤ δW
对有限的化学变化：
(rGm )T ,p ≤W
当 W 0 时：
(rGm )T , p ≤ 0
在标准状态，上式可改写为：
(rGm )T ≤ 0
四、温度对化学反应方向的影响
表2 ΔH、ΔS 及T 对反应自发性的影响
反应实例
ΔH ΔS ΔG = ΔH–TΔS
① H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) — +
（1）敞开系统：系统与环境之间既有 能量交换，又有物质交换。

化工热力学ppt

化工热力学ppt

0.5 1 (0.48 1.57 0.176 2 )(1 Tr0.5 )

SRK方程的特点：与RK方程相比，大大提高了表达气、 液平衡的准确性，使之用于混合物的气液平衡计算，在工 业上得到广泛应用；但是预测液相的摩尔体积不够准确， 其Zc（等于1/3）与实际流体的临界压缩因子相比，还是 偏大。 （4）Peng-Robinson（PR）方程 为了改善RK与SRK方程的不足，Peng和Robinson又提出 了PR状态方程 形式： RT a p V b V (V b) b(V b)
（2）RK方程 RK方程是1949年建立的。 形式
RT a/ T p V b V (V b)
其中的方程常数与vdw方程常数的导出方法类似，与纯物质 的临界参数的关系为
R 2Tc2.5 a 0.42748 pc RTc b 0.08664 pc
RK方程的的特点：与vdw方程相比，其Zc（等于1/3）较 小，故预测流体性质的准确度提高了，但是，对液相P-VT关系的描述准确度还不够高。 （3）Soave-Redilich-Kwong（SRK）方程 1972年，Soave修正了RK方程中常数a，使a不仅与临界参 数有关，还与物质的蒸气压及外界条件温度相关联，建立 了SRK方程。 形式
第二章 流体的P-V-T性质
2.1 引言 1）用途：用流体的P-V-T性质，结合一定的热力学原理式， 可以推算更有用的性质M。这是流体的P-V-T性质的最重 要的用途之一，所以流体的P-V-T性质的研究是重要的基 础工作。 2）获得方法：流体的P-V-T性质的获得，主要通过两种方 法：一是实验测定，存在种种弊端 。虽然至今已经积累 了大量的纯物质及其混合物的P-V-T数据，如水、空气、 氨等，但是实验测定不具有普遍性，如费时、费力又耗 资；测定所有流体的P-V-T数据显然是不现实的，离散的 数据点不便于进行数学处理，难以采用理论的方法获得 数据点以外的或其它的热力学性质；二是用流体的临界 参数、正常沸点、饱和蒸气压等基础数据来预测流体的 P-V-T性质。这是具有实际意义的工作，因为绝大多数的 纯流体的上述基础数据能够在有关手册中查到, 这正是本 章要讨论的，

常见的状态函数

常见的状态函数

常见的状态函数状态函数是描述系统在某个确定状态下的性质或特征的函数。

根据热力学定律，状态函数只与系统的初始状态和结束状态有关，并不依赖于过程的路径。

下面我们介绍几个常见的状态函数。

1. 内能（U）内能是描述系统总的能量的状态函数。

它包括系统的热能、势能和其他形式的能量。

内能可以通过测量系统的热量变化和做功变化来计算。

根据热力学第一定律，内能的改变等于系统所吸收的热量减去系统所做的功。

2. 焓（H）焓是一个在定压条件下定义的状态函数。

它表示系统的总能量加上对外界做的功。

在常压下，焓变等于热量的变化。

3. 熵（S）熵是描述系统无序程度的状态函数。

它可以理解为系统能量的一种度量，它在自然界中总是趋向于增加。

熵变等于系统内吸收的热量除以温度。

4. 自由能（G）自由能是描述系统可用能量的状态函数。

它包括系统的内能和对外界做的功。

自由能可以用来判断在恒温恒压下系统的稳定性。

对于恒温恒压的等温过程，系统的自由能变化等于对外做的功减去吸收的热量。

5. 嗜变函数（V）嗜变函数是描述系统相变情况的状态函数。

在物质发生相变的临界点附近，嗜变函数会发生突变。

嗜变函数可以用来判断系统是否发生相变以及相变的方向。

6. 化学势（μ）化学势是描述系统中物质的反应性质的状态函数。

化学势与温度、压力和物质摩尔数有关。

对于一种单组分的理想气体，在恒温恒压下，化学势与物质的摩尔浓度成线性关系。

这些状态函数可以通过实验测量和计算来得到。

理解和应用这些状态函数对于研究系统的性质、预测系统的行为和热力学过程的分析都非常重要。

在工程、化学、材料和环境科学等领域，研究人员经常使用状态函数来研究和解释实验结果。

第二章 化学热力学

H，即按A 个A粒子和 B 个B粒子为一个单元
进行了6.02×1023个单元反应，我们说进行了
1mol反应。
反应进度
反应进度的数值与计量方程式的写法有关。
例 10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合后 经过一定时间，反应生成2.0molNH3，反应 式可写成如下两种形式： (1) N2 + 3H2 = 2NH3 (2) 1/2 N2 + 3/2 H2 = NH3 分别按(1)和(2)两种方程式求算此反应的 。

热力学规定 ：
– 系统吸热，Q > 0 – 系统放热，Q < 0 – 环境对系统做功，W > 0 – 系统对环境做功，W < 0
surroundins in Q>0
heat
out Q<0
system
in w>0 work
out w<0
化学热力学把功分成两类
(1) 体积功：包括膨胀功和压缩功
系统因体积变化而对抗外压做功。 体积功的计算： 等容过程 体积功 w=0 等压过程 p1= p2 体积功 w = －pV
盖斯定律的应用
已知：(1) C(石墨)+O2(g)=CO2(g) rHmθ(1)= -393.5kJ.mol-1 (2) CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) rHmθ(2)= -283.0kJ.mol-1 计算：(3) C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g) 的 rHmθ(3)=?
标准摩尔反应焓的计算
盖斯定律
标准摩尔生成焓和 标准摩尔燃烧焓
盖斯定律
• 盖斯Hess G H，1802-1850，生于瑞士日内 瓦，任俄国圣彼得堡大学化学教授。最著名 的是他进行的一系列热化学研究。

无机及分析化学 化学热力学基础

s）=CaO（s）+CO2（g） Smθ J· -1· -1 92.8 K mol 39.8 213.7 ΔfHmθ K J· -1 -1206.9 mol -635.6 -393.5 ΔrHmθ=(-393.5-635.6)-(-1206.9)=177.8 K J· -1 mol
－425.6
0
解：
θ r H m ν BΔ f H m ( B ) 2 f H m ( Na2O2 ) [2 f H m ( H 2O )] 4 f H m ( NaOH ) f H m (O2 )
B
= －109.0 KJ· -1 mol
四.盖斯定律
不管化学反应是一步完成还是分步完成, 其反应的热效应(反应热)总是相同的。 例1.已知298K标态下 (1) Cu2O(s)+1/2O2(g)=2CuO(s) ΔrHmθ(1) =-146.02kJ · -1 mol (2) CuO(s)+Cu(s)=Cu2O(s) ΔrHmθ(2) =-11.30kJ · -1 mol 则CuO(s)的 ΔfHmθ(3) = kJ · -1 mol
途径 Q
-41.8
W
0
ΔrUmθ
-41.8 -41.8
ΔrHmθ
-41.8 -41.8
ΔrSmθ
-5.6 -5.6
ΔrGmθ
-40.13 -40.13
Ⅰ
Ⅱ
-1.67 -40.13
1.反应B→A和B→C的热效应分别为 ΔrHmθ(1)和ΔrHmθ(2),则反应A→C的为(
)
2.在具有可移动活塞的导热性容器中放入锌粒和 盐酸,以锌粒和盐酸为研究对象,则反应完后有( B ) A.Q<0,W>0,ΔU<0 B. Q<0,W<0, ΔU<0 C. Q>0,W>0,ΔU>0 D. Q<0,W=0,ΔU<0 3.在标准压力和373K时，液态水气化成水蒸气 时体系中应是（ D ） A.ΔH=0 B. ΔS=0 C. ΔU=0 D. ΔG=0

第二章 化学热力学基础


19
20
5）标准摩尔生成焓 在标准压力下，由最稳定相态的单质为原料，生成 1摩尔 某物质的反应的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓 H o
f m
298.15 K温度下的许多物质的标准摩尔生成焓数据可查附录。
根据标准摩尔生成焓可以推算相关反应的焓变ΔrHo
例如， CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)
1
第二章 化学热力学基础
从给定的原料出发，能否生成期望的目标产物？ 是否可能把原料全部转变成目标产物？ 化学热力学的研究目标：
判断化学反应能否发生。（自发过程进行的方向）
判断化学反应的最大限度。（化学反应的平衡原理）
自发过程的概念
由分子、原子构成的体系，在一定的条件下，听其自然， 不去管它，这个体系会发生一些变化，这样的变化过程 称为自发（变化）过程。
2
传热：高温物体向低温物体传热，直至温度相等 气体做功：高压力向低压力膨胀，直至压力相等 溶液扩散：溶质从浓溶液向稀溶液扩散，直至浓度相等 电流：电子从低电势向高电势流动，直至电势相等 化学反应:锌投入硫酸溶液产生氢气, 直至化学平衡。 自发过程的共同特征： 不去管它就会发生；进行到平衡为止；不会“自动”反向进行。 （化学）热力学 从热和功入手，研究（化学）自发过程进行的方向、限度。
Q r Q ir
所以
Qr T

Q ir T
其中下标r、ir 分别表示可逆(reversible)和不可逆(irreversible)。 所以，热的数值能够反映过程是可逆的（平衡）或不可逆的（自发）。
2. 熵
1) 熵的定义
Entropy，用 S 表示 (可以证明熵是状态函数)
23

3第二章 化学热力学基础


•
在指定温度标准压力下，由稳定单质(指定 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。
Δf Hm (物质，相态，温度 )
q
例如：在298 K、标准状态时，反应 ½ H2(g) + ½ Cl2(g) == HCl(g) 的 ΔrHmθ= -92.3 kJ.mol-1,
则HCl(g)的标准摩尔生成焓为：
解: C6H6(l) + 7.5O2 (g ) = 6CO2(g) + 3H2O(l) SB(g)= -1.5
D r H D rU (B) RT
θ m θ m
41.891000 78 (1.5) 8.314 298 3271 .1KJ mol
1
2.2.4 Γecc定律
等压过程中，体系膨胀对外作体积功： We = - p外（V2 - V1 ） = - p外△V
2.1.6 热力学第一定律
内能：又称热力学能，它是体系内部物 质各种微观形式能量的总和，用符号 U 表 示。内能是体系的状态函数。 热力学研究的是内能的变化值 △U 。
状态1
状态2
△ U = U 2 - U1
0K
稍大于0K
标准熵:在标准状态下(100kPa,298K)，1 摩尔纯物质的熵称为该物质的标准熵。符号 Sm ，单位： J.K-1.mol-1 任何物质的标准熵Sm 都不为零，且都 为正值。
2. 3. 4 化学反应的标准熵变
aA + dD = gG + hH
△rSm =(∑n Sm)产 – (∑n Sm)反
197.55 205.03 213.6 ΔrSmθ = -173.2 /J mol-1K-1
等温可逆过程的熵变可由下式计算：
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H2(g) + 1/2 O2(g)
H2O
△ fHm (H2O ,g,298.15K) = -241.82kJ·mol-1
△ fHm (参考态单质,T)=0
2019年8月25
感谢你的观看
19
5. 标准摩尔燃烧焓
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。
△ cHm(B,相态,T) ，单位是kJ·mol-1
C
CO2
H
H2O
CH3OH(l)
3 2
O2
(g)

CO2(g) 2H2O(l)
△ cHm(CH3OH ,l,298.15K) = -440.68kJ·mol-1
△ cHm(CO2,g,T ) 0 △ cHm(H2O,l,T ) 0
2019年8月25
因H, T, S都是体系的状态函数, 所以G也必定是体系的状态函数, 具有容量性质.
G: 化学反应方向的判据, 并初步回答了反应限度的问题. 在等温等压下不做非体积功的化学反应的判据为: G < 0 反应以不可逆方式自发进行(正向自发) G = 0 反应以可逆方式进行(平衡状态) G > 0 反应不能进行 (逆向自发)
24
5.2.3吉布斯自由能
Gibbs Free Energy
实验 实验 实验
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) S < 0 H < 0
氢气在空气中燃烧
Na(s) + H2O(l) = NaOH(aq) + 1/2H2(g) S > 0 H < 0 金属钠与水的反应
NH4Cl(s) H2O NH4+(aq) + Cl-1(aq) S > 0 H > 0
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
2019年8月25
感谢你的观看
5
5.1.4 相
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)
2019年8月25
感谢你的观看
6
5.1.5 化学反应计量式和反应进度
有气体参加的反应：
△ rUm =△ rHm –pex V =△ rHm – n(g)RT
=△ rHm –RT∑νB(g)
2019年8月25
≈ △ H r m 感谢你的观看
18
4. 标准摩尔生成焓
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。
△ fHm (B,相态,T) ，单位是kJ·mol-1
任何理想晶体在绝对零度时熵值都等于零， 并随温度增加而增加
标准熵: 1摩尔物质在标准状态时计算出的绝对熵值, 是绝对值, 可计算 Sm, 单位为jmol-1K-1
化学反应的标准摩尔熵变可用下式求得:
2019年8月25
rSm = iSm(生成物) - iSm(反应物)
感谢你的观看
特点：①状态一定,状态函数一定。 ② 状态变化,状态函数也随之而变,且 状态函数的变化值只与始态、终态 有关,而与变化途径无关。
2019年8月25
（Ⅰ）
终态
始态
（Ⅱ）
感谢你的观看
4
5.1.3 过程
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
H2(g) + 1/2 O2(g)
H2O
△ rHm(298.15K) = -241.82kJ·mol-1
2019年8月25
感谢你的观看
17
3. rUm与rHm 的关系
U Q W
U H pexV
对于无气体参加的反应，W = –pex V=0 △ rHm = △ rUm
2019年8月25
感谢你的观看
12
5.2.2 焓
1.焓和焓变 对于封闭系统，在定容过程中， V = 0，W = 0
QV U
QV为定容反应热。
2019年8月25
感谢你的观看
13
在定压过程中，
U Qp pexV
U 2 U1 Qp pex V2 V1 U2 U1 Qp p2V2 p1V1 Qp (U 2 p2V2 ) U1 p1V1
感谢你的观看
20
5.2.3 熵
实验 一滴墨水滴入一盆清水中 →一盆黑水(反之则不成立)
实验 两种不同颜色的小球混合
隔板
体系有自发使混乱度增加的趋势
2019年8月25
感谢你的观看
隔板打开
21
1、熵(S): 体系混乱度的量度. 是状态函数, 具有容量性质。
混乱度与体系可能存在的微观状态数有关() S= kln 其中k = 1.3810-23j/K, 叫波耳兹曼常数. 等温可逆过程的熵变等于可逆过程的热温商. 即S = Qr/T
焓： H U pV 状态函数
焓变： H H2 H1 Qp = H
吸热反应H 0,放热反应H 0
2019年8月25
感谢你的观看
14
2.热化学方程式
在一定条件下，化学反应 0 BB
B
反应的摩尔热力学能变rUm
rU m

U ξ
BU
n
反应的摩尔焓变 rHm
fGm 0
0
-16.48 kJmol-1
某化学反应的吉布斯自由能变可由下式求得:
rGm = ifGm(生成物) - ifGm(反应物)
G = H
- TS
kJmol-1 kJmol-1
Jmol-1 H 对G的影响较大些
因H的单位是kJ, 而S的单位却是J, 所以G的符号受H
rHm

H ξ
BH
n
2019年8月25
感谢你的观看
15
热化学方程式： 表示化学反应及其反应热(标准摩尔焓
变)关系的化学反应方程式。 2H2(g)+O2(g) 2H2O(g)
△ rHm(298.15K) = -483.64kJ·mol-1 △ rHm 称为反应的标准摩尔焓变。
标准状态：
2019年8月25
感谢你的观看
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表2-3 一些物质在298K时的标准熵
物质
Sm/Jmol-1K-1
H2(g) F2(g) Cl2(g) Br2(l) I2(s) O2(g) S(斜方)
130.57 202.67 222.96 152.23 116.14 205.03 31.80
N2(g)
191.50
2019年8月25
感谢你的观看
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标准吉布斯生成自由能: 某温度下由处于标准状态的各种元素 的最稳定单质生成1mol某纯物质的吉布斯自由能改变量, 叫做 这种温度下该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能, 简称标准生 成吉布斯自由能, 用符号fGm表示, 其单位是kJmol-1. 即
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
2019年8月25
气体：T，p = p =100kPa
液、固体：T，p 下，纯物质 溶液：溶质B，bB=b =1mol·kg-1
感谢你的观看 cB=c =1mol·L-116
2H2(g)+O2(g) 2H2O(g) △ rHm(298.15K) = -483.64kJ·mol-1 • 聚集状态不同时，△ rHm不同。 2H2(g)+O2(g) 2H2O(l) △ rHm(298.15K) = -571.66kJ·mol-1 • 化学计量数不同时，△ rHm 不同。
5.2.1 热力学能（内能） 5.2.2 焓 5.2.3 熵 5.2.4 自由能
2019年8月25
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5.2.1 热力学能
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；
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系统放热： Q <0。
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2.功( W ) 系统与环境之间除热之外以其它形式
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2、对过程熵变情况的估计
（1）熔化和蒸发过程熵值增大, Sm(s) <Sm(l) < Sm(g) 微粒的运动自由程度是气态>液态>固态.
（2）溶解过程熵值增大. （3）同一物质, 温度越高, 其熵值也越大。因温度高其动能
增大, 其分子热运动的速率增大和活动范围增大。
（4）压力对气态物质的熵值影响大，压力增加其熵值减小。
HCl(g)
HBr(g)
HI(g)
H2S(g) NH3(g) CH4(g) C2H6(g) C2H4(g) C2H2 SO2(g) CO(g)
CO2(g)
76.02 57.0 188.715 69.91 173.67 186.80 198.59 206.48 205.7 192.34 196.15 229.49 219.5 200.8 248.11 197.56 213.64
传递的能量 。
规定：系统对环境做功，W<0（失功）
环境对系统做功，W>0（得功）
体积功：W Fex l
pex A l
pex V2 V1
V1
pex
pex V
l
非体积功 2019年8月25
感谢你的观功看 不是状态函数 10
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。