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第三章化学热力学基础优秀课件

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第三章 热力学基础.

第三章 热力学基础.
斯函数的定义式；热力学函数z（＝V、U、H、S、A、
G）＝f（x,y）的全微分式，以及热容、焦汤系数等的 定义式推导或证明热力学公式或热力学结论。
【考试热点】 1． 系统的状态、状态函数及状态函数的性质。 2．热力学平衡态。 3．可逆过程的定义及特点。 4．热力学能的定义及其微观解释。 5．热力学第一定律的文字表述及公式表达。 6．隔离系统热力学能守恒。 7．一定量理想气体的热力学能及焓只是温度的函 数。 8．对气体、液体、固体（包括混合物）标准态的 规定。
9. 反应的热力学能〔变〕及反应的焓〔变〕的定 义。10．反应的标准摩尔焓〔变〕的定义。
11．物质B的标准摩尔生成焓〔变〕及物质B的标 准摩尔燃烧焓〔变〕的定义。
12．反应的标准摩尔焓〔变〕与反应的标准热力学 能〔变〕的关系。
13．节流过程的特点。
14．焦－汤系数的定义；利用μJ-T>0或μJ-T< 0说 明节流后温度变化的情况。
15．卡诺定理。 16．热力学第二定律的经典表述及公式表达。
17．熵增原理。 18．熵判据及其应用条件。 19．熵与混乱度。 20．热力学第三定律的经典表述及公式表达。
21．亥姆霍茨函数的定义及亥姆霍茨函数判据。 22．吉布斯函数的定义及吉布斯函数判据。 23．热力学基本方程的表达式及应用条件。
24．由热力学Байду номын сангаас本方程分别加上相应条件（定 容，定熵；定压，定熵；定容，定温；定 压，定温）得到的偏微熵与相应的热力学函数的 关系。
第三章 热力学基础
1、单纯pVT变化过程、相变化过程（或两种变化 过程的综合）的状态函数的改变量ΔU、ΔH、ΔS、ΔA、
ΔG的计算及过程量Q、W的计算。
2、化学变化过程中反应的标准摩尔焓变ΔrHm （T），反应的标准摩尔热力学能变ΔrUm（T）以及 反应的标准摩尔熵变ΔrSm（T）的计算。

普通化学第三章 化学热力学基础

普通化学第三章 化学热力学基础
20
四、化学反应标准摩尔焓变得求算 1、盖斯定律
一个化学反应不论是一步完成，还是分几步完成，其总
的热效应是完全相同的。
——盖斯定律(Hess’s Law) 盖斯定律应只对不做有用功的等压或等容过程适用，此时 等压热效应等于焓变，等容热效应等于内能变。由于焓和内能 均为状态函数，状态函数的变量与过程无关，而只取决于化学 反应的始态和终态。 盖斯定律的重要意义是在于使热化学反应方程能像算术一 样进行加减运算。由此可以实现一些难以进行反应热效应测定
=-101.325 J
U = q + w
= 500 +(– 101.325) = 398.675 J
问题：此内能增加由何而来？若为压缩呢？
2019/1/22
11
功和热与途径的关系
通过理想气体恒温膨胀来说明这个问题。
4 105 Pa
4 dm3
T= 0
1 105 Pa
16 dm3 1 105 Pa 16 dm3
注意： 写出化学计量方程式，注意计量数，计量数可用分数； 注明反应的温度，如果温度为T，则应写成rHmӨ(T)，如果温 度为298 K，常可不必标明； 注明反应物或产物的状态；固相s，液相l，气相g，水溶液 aq。有必要时，要注明固体的晶型，如石墨，金刚石等。 正反应和逆反应的热效应数值相同，符号相反。
H = U + p V
qp = qv + p V
即：
当化学反应在液相或固相间进行时，由于V变化很小， 故pV 0，所以： qp qv
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16
当化学反应在气相间进行：
eE(g) + f F(g) ＝ gG(g) + rR(g)

化学热力学基础素材PPT课件

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△U = Q + W = Q – P△V
1. 定容热
∵ △V = 0
∴ △U = QV
在此条件下，体系吸收的热量，只用于改变内能。
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2. 等压热与焓变
external
2.2.2 内能与热力学第一定律
内能U ：
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（包括分子、原子的动能，势能，核能，电子的动 能……，以及一些尚未研究的能量），用符号 U 表示。 内能是体系的状态函数。且具有加和性。 体系内能的绝对值至今尚无法知道。
热力学中将内能作为一个整体来讨论，研究的是内能的变
3 过程与途径
过程： 体系状态发生变化的经过称为过程。 途径： 完成过程的具体步骤称为途径。
1 ×105 Pa 2L
0.5 ×105 Pa 4L
途径Ⅰ
途径Ⅱ
4 ×105 Pa 0.5 第L13页/共89页
2 ×105 Pa 1L
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按过程发生时的条件，热力学中基本过程有：
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孤立体系：
体系与环境之间，既无物质交换，又无能量交换。 孤立体系也称为隔离体系。(体系+环境)
绝热装置盛水 体系：水+水蒸气+绝热装置
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孤立体系
敞开体系
封闭体系
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热力学：
研究物理的和化学的变化过程中能量变化规律的科学。
化学热力学：

第三章 化学反应热力学PPT课件

第三章 化学反应热力学PPT课件

2. 反应进度(extent of reaction)
注意：应用反应进度，必须与化学反应计量方程相 对应。
同一反应，物质B的ΔnB一定，因化学反应方
程式的写法不同，νB不同，故反应进度ξ不同。
2. 反应进度(extent of reaction)
引入反应进度的优点：
在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物 或生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是 相同的，即：
Q pmQ Vm B(g)RT B
（2）凝聚相化学反应
rHmrUm Qpm QVm
四. 盖斯定律（Hess’s law）
1840年，根据大量的实验事实赫斯提出了一个定律：
反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途 径无关。不管反应是一步完成的，还是分几步完成 的，其热效应相同，当然要保持反应条件（如温度、 压力等）不变。
Qp QVnRT
或
rH rU nR T
式中 n是生成物与反应物气体物质的量之差值，
并假定气体为理想气体。
当反应进度为1 mol 时：
rH m rU m B (g)R T B
Q pmQ Vm B(g)RT B
三. 恒压反应热与恒容反应热的关系
（1）有气态物质参加的化学反应
rH m rU m B (g)R T B
三. 恒压反应热与恒容反应热的关系
反应热效应 当体系发生反应之后，使产物的温度 回到反应前始态时的温度，体系放出或吸收的热量， 称为该反应的热效应。
等压热效应 Q p 反应在等压下进行所产生的热效应 为Q p ，如果不作非膨胀功，则 Qp rH 。
等容热效应 Q V 反应在等容下进行所产生的热效应 为 Q V ,如果不作非膨胀功， QV rU ,氧弹量热计中 测定的是 Q V 。

课件：第三章 化学反应热力学

课件：第三章 化学反应热力学

dnB vB d
• ξ应的量纲为mol
• 当ξ=1mol时，各反应物质的ΔnB = vBmol， 即称为发生了1mol的反应，或者说按给定的 化学计量方程式完成了1mol的反应。
• 对于同一个化学反应，由于化学计量方程式可以有不 同的写法，在进行相同量的反应时，反应进度是不相 同的。
• 例如当合成氨反应写为 ：
• 所谓“完美晶体”即在晶体中，分子或原子只有 一种排列方式.
• 例如，若NO在晶体中有“NONONONO……” 和“NOONNONOON……”两种排列方式，这 就不是完美晶体。
• 2、物质的规定熵和标准熵
• 物质的规定熵:由热力学第三定律的规定为基础，求得 的1mol纯物质在温度为T时的熵值称为物质在此条件 下的规定熵（conventional entropy），用符号 Sm(B,T)表示。
§3—4 等容反应和绝热反应
• 1、等容反应
• 等容反应热:若反应在等温等容且非体积功为零 （W′=0）条件下进行，那么反应热效应称为等容反 应热 ;
• 等容反应热在数值上等于反应的内能变化;
• 当反应系统进行了1mol的反应时，系统的内能的变 化称为反应的摩尔内能变化，用ΔrUm表示。
rU m
• 用符号 f HmO (B) 表示。式中下标“f ”表示生成。 其单位是“J·mol-1”或“kJ·mol-1”。
• 例如，氯化氢的生成反应如下：
1 2
Cl 2
(g)
1 2
H2
(g)
HCl(g);
r
H
O m
(298.15K)
92.31kJ
mol
1
• 则HCl(g)的标准摩尔生成焓 f HmO(298.15K) 为

3章化学热力学平衡原理资料PPT课件

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= 45354 － 0.24T
r G m R lK n T p R lJ n T p r G m R lJ n T p
p C O p C 2 O p , J p p p C C 2//O O p p p p C C 2 O O p p C p 2 C O 2O
反应不进行，△rGm> 0，即
faayxxiaaaaaajify??????eqfayfxaeq?????????????yxiaaaaaaki?多相反应aasddgxxlyygaaalnartpt??参考态????d??ppprttddln??xxxlnartt??参考态????y??prttyyln????m?p?m??i????????????????jrtgjrtjrtgpprtarttgaiiiii?ii?lnlnlnlnlnrrmr?????p??p??????adppyppaaxxajjjjaajdy?p???m????????akrtkrtkrtjrtglnlnlnlneqr若反应体系内无溶液形成有axaa1则
反应过程中，ni 发生变化→μi也变化→G体变化
△rGm < 0，反应自动右移；
G→
△rGm > 0，反应自动左移；
△rGm = 0，体系达到平衡
化学反应平衡的条件是：
△rGm= 0
△rGm = ii 0
0
ξe
1
这是“量变”到“质变”的分界 ξ →
点
ii rG m也被定义为“化学亲和势”
“化学亲和势” 描述了物质间化学反应的趋势，
Kx , Km , Kc , Kw —— 活度系数常数
3. 多相反应的平衡
▲ 凝聚态为纯物质的多相反应
对于无溶液形成的多相反应体系，已导出：

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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

无机化学课件 第三章 化学热力学基础：反应方向与反应限度

第三章化学热力学基础——反应方向与反应限度3.1 什么是化学热力学Fe 2O 3(s) + 3 CO(g) →2 Fe(l) + 3 CO 2(g)为什么不能用同样的方法进行高炉炼铝？NO ，CONO 和CO 是汽车尾气中的有毒成分，它们能否相互反应生成无毒的N 2和CO 2？2NO (g) + 2CO(g) →N 2(g) + 2CO 2 (g)石墨金刚石C (石墨) →C (金刚石)库里南1号？化学热力学的作用：●体系(System)●环境(Surrounding)(一)The system is the sample or reaction mixture in which we are interested. Outside the system are the surroundings. The system plus its surroundings is sometimes called the universe.体系环境能量敞开体系封闭体系孤立体系●封闭体系(closed system)：●敞开体系(open system)：●孤立体系(isolated system)：(二)●热(heat, Q)：Q的符号——体系吸热取正值，放热取负值。

●功(work, W)：Work = (Force) ×(Distance)体积膨胀功W的符号——环境对体系做功取正值，体系对环境做功取负值。

●体积膨胀功：The gas does work as it expands isothermally, but heat flows in torestore the energy lost as work.The gas does no work as it expands isothermally into a vacuum.W = －F ⋅d =－(P ⋅A ) ⋅h = －P ⋅ΔV W =－P ext ⋅ΔV(三)——恒压反应热(Q p)和恒容反应热(Q v)铝热剂(thermite)可引发强烈的放热反应(Al + Fe2O3)，其可熔化所产生的金属铁，并产生“铁花”。

第三章 化学热力学基础


二、标准摩尔生成焓
在温度T的标准状态下，由稳定单质生成1mol指定相态
物质的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓，符号为
（B，T），单位kJ/mol。 f Hm
其中，下标“f” 表示生成反应，“m” 表示摩尔反应， “ ”指各种物质均处于标准态；若为298.15K，温度可 略，具体物质还要注明状态。
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298.15K时任意化学反应的标准摩尔反应焓为
r Hm B f H m (B)
B
r Hm
（3-22）
——化学反应的标准摩尔反应焓，kJ/mol；
f Hm (B)——反应物质B在指定相态的标准摩尔生成焓，kJ/mol；
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二、系统和环境 热力学研究的对象，称为系统；与系统密切相 关的部分为环境。
根据系统与环境之间有无物质及能量传递，可将系统分为三类： (1) 封闭系统 与环境只有能量传递，而没有物质传递的系统。 (2) 敞开系统 与环境既有能量传递，又有物质传递的系统。 (3) 隔离系统 与环境既无能量传递，又无物质传递的系统，或 称孤立系统。
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四、功
除热以外，系统与环境之间的其他能量传递统称为 功，其符号为W，单位为J或kJ。 热力学规定 环境对系统做功时，W＞0；
系统对环境做功时，W＜0。
功也是过程变量（途径函数），无限小量用δW表示。
热力学功分为体积功和非体积功（如机械功、电功等）。
通常，热力学系统发生变化时，只做体积功。 如图3-2所示，当气缸受热，气 体反抗环境压力（p环）使活塞（面 积A）膨胀dl，体积变化为dV时，系 统做功为 W ＝ v p环 dV

第3章 化学热力学基础3


状态函数的特性 ① 定值性 状态确定，状态函数确定。 系统的变化，用状态函数的改变来描述。 ② 状态函数的改变，只与过程有关，而与途径无关。 在计算有关状态函数变化的问题时，只需明确系统 的始态和终态，而不需考虑具体的变化途径。 ③ 同一体系，状态函数之间相关。 PV=nRT, G=H-TS
状态函数的分类

分类：恒温过程、恒压过程、恒容过程。 绝热过程：状态变化，体系和环境没有热交换。
4、热力学的标准状态
(1) 气体物质：是指定温度T，压力p ＝ p的状态， p＝ 100 kPa; (2) 纯固体和液体：分别是在指定温度T，压力p ＝ p时 纯固体和纯液体的状态； (3) 溶液中溶质B：是指定温度T，压力p ＝ p，质量摩
例：用弹式量热计测得 298 K 时，燃烧 1 mol 正庚烷
的恒容反应热 QV ＝ －4807.12 kJ，求其 Qp 值。
解： C7H16 (1) ＋ 11 O2 (g) 7 CO2 (g) ＋ 8 H2O(1)
Δng＝ 7 － 11 ＝ －4 ΔrHm＝ΔrＵm＋ Δng RT ＝{－4807.12＋(－4) × 8.314 × 298 × 10－ 3 } kJ· mol －1 ＝－ 4817.03 kJ· mol －1 故 Qp值为 － 4817.03 kJ。
恒原理，增加的这部分能量等于W 与Q 之和 ΔU ＝ Q ＋ W

热力学第一定律（能量守恒定律）：
本质是能量可以传递和交换，但其总量不变。
ΔU ＝ Q ＋ W ① U 为系统的热力学能(内能)，其SI单位为J 内能是静止物质具有的能量，通常指整个体
系内 部各种运动形式能量之和，包括：分子及其
他微粒的动能、势能等。
4、反应进度概念
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