5 化学热力学初步.ppt

第五章化学热力学初步
热力学第一定律
热化学
化学反应方向
无机化学
热力学第一定律
体系与环境
能量交换物质交换
敞开体系有有
封闭体系有无

孤立体系无无
体系
环
境
无机化学
一、化学热力学的常用术语1
状态和状态函数:
状态由一些物理量来确定,如气体的状态由P、V、T、n 等来确定。
决定体系状态的物理量称为状态函数。 P、V、T、n 等均是状态函数。
途径和过程:
状态发生变化的经过称过程。
完成这个过程的具体步骤称途径。
等温过程:反应前后温度不变( T = 0)
等压过程:反应前后压力不变( P = 0)
等容过程:反应前后体积不变( V = 0)
绝热过程:反应中体系与环境无热量交换( Q = 0)
无机化学
化学热力学的常用术语2
热和功(没有过程就没有热和功)
体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热(Q)。
Q>0, 体系吸收热量
Q<0, 体系释放热量
除热之外,体系与环境之间以其它形式交换或传递的能量称为功(W)。
W>0, 体系对环境做功
W<0, 环境对体系做功
内能:体系内部储存的总能量称为内能(U)。U 为状态函数。体系内能的绝对值至今尚无法知道。
无机化学
二、热力学第一定律
U = Q – W (封闭体系)
U: 体系内能的改变;
Q:体系吸的热;
W: 体系对环境所做的功,可以是机械功、电功、体积膨胀功等。
无机化学
热化学
1) 恒压热效应 Qp
如图所示的保温杯式量热计可用于测定中和热、溶解热等溶液反映的热效应。(大气压下测定)
Q放= Q吸
Qp = Q溶液+ Q杯
设:c 为溶液的比热;V 为反应后溶液的总体积;为溶液的密度;C 叫做量热计常数,它代表量热计各部件热容量之总和,即量热计每升高1 °C所需的热量。又设溶液温升为
t = t终– t始°C,
则: Qp= c V t + C t
一、反应热的测量
无机化学
2) 恒容热效应 Qv
如图所示的弹式量热计可用于测定燃烧热。
Q放= Q吸
Qv = Q水+ Q弹
设:水浴中水量为 m (g), J · g-1 · °C-1,温升为t °C,则:
Q水= × m × t
Q弹= C × t
C 是量热计常数,可由标准物质(如苯甲酸)进行标定。
绝热外套
钢弹(氧弹)
弹式量热计
无机化学
二、焓(H)与焓变(H) (Enthalpy)
在恒压条件下,只做体积功时,W = P V, 则有:
U = Qp – P V
或 Qp = U + P V
= (U2 –U1) + P(V2 –V1)
= (U2 + PV2) –(U1 + PV1)
定义:H  U + PV (焓的定义)
得:Qp = H2 – H1 = H
即:H = Qp (在数值上)
(封闭体系、等压过程、只做体积功)
无机化学
焓与焓变
H,H 为状态函数。
H 反映了化学反应的热效应。
H 为广度量(容量性质),即与物质的量有关系的量。
(强度量:与物质的量无关系的量,无加合性。如温度)
在恒容条件下, V = 0, 体系不做体积功(也不做其它功), 即 W = 0,
此时,热力学第一定律可表示为:

U = QV
在此条件下,体系吸收的热量,只用于改变内能。
无机化学
三、利用焓变计算内能改变量
kPa 和100 °C 条件下,反应:
H2(g) + O2(g) = H2O(g)
的H = - kJ/mol, 求U.
解:U = H – PV
恒温、恒压过程, PV = ng RT
ng 为产物和反应物气体的量之差。
U = H –ng RT
= - –[(1 –)× ×10-3 ×373]
= - –(-) = -240 (kJ/mol)
可以看出, ng RT项相对于H 项数值小得多,一般来说可以用H 来近似估算U。(Qp  Qv)
无机化学