第2章：化学热力学初步.ppt

,恒容反应热和恒压反应热的概念;会写热化学方程式;,知道焓变是化学反应自发过程的一种驱动力;;、熵变和绝对熵的概念,知道熵变是化学反应的自发过程的另一种驱动力;、第二、第三定律的概念;-亥姆霍兹方程,初步学会用其判据化学反应的自发性;,会进行简单的化学平衡移动判断本章要求第二章化学热力学初步将热力学的基本定律用于化学过程或与化学有关的物理过程,形成了化学热力学。化学热力学的研究范围、研究方法和局限性:热力学研究范围:(1)化学过程及其与化学密切相关的物理过程中的能量转换关系;(2)判断在某条件下,指定的热力学过程变化的方向及可能达到的最大限度。研究方法:研究的是大量分子的集合体,是对象的宏观性质。计算变化前后的净结果,不考虑变化过程的细节局限性:无法了解变化的本质;只研究变化的可能性,无法说明如何才能使变化发生;不考虑时间因素,不研究反应速率和变化的具体过程。(system&surrounding),体系可分为:敞开体系(Openedsystem):体系与环境之间既有能量交换,(Closedsystem):体系与环境之间有能量交换,(Isolatedsystem):体系与环境之间既无能量交换,:研究的对象环境:直接与体系相关的其他部分状态:表征体系性质的物理量所确定下来的体系存在的形式(体系所有物理、化学性质的总和)。状态函数:确定体系性质的物理量PV=(StatesandStateoffunctions)1)状态一定则体系的各状态函数有一定值2)体系状态变化时,状态函数的变化量只取决于体系的始态和终态,而与变化的途径无关3)体系恢复到原来状态,状态函数就恢复原值,其变化量为零体系发生变化前的状态-----始态体系发生变化后的状态-----终态状态函数的特征:在外界条件改变时,体系的状态发生变化,从始态到终态,我们说体系经历了一个热力学过程,简称过程。实现过程的方式称为途径。(ProcessandPath)常见过程:等温过程等压过程等容过程绝热过程循环过程过程相同,途径不同,(heatandwork)热由系统与环境间的温度差引起的能量交换,以Q表示。Q>0体系吸热Q<0体系放热(单位:J)功功是系统发生状态变化时与环境交换能量的另一种形式,以W表示。W>0环境对系统作功W<0体系对环境作功(单位:J)热和功是过程发生时体系与环境之间能量传递的两种形式,其大小与变化的途径有关,是非状态函数本章学****中主要考虑体积功定义:指体系内部所包含的各种能量的总和,用U表示,单位是J。(包括体系中分子、原子、离子等质点的动能,各种微粒间的势能,原子间的化学键能和核能)内能是体系的一种性质,即内能是状态函数内能的绝对数量是无法测量的(即不可知的)(Internalenergy)又称为热力学能内能的变化量:能量具有各种不同的形式,他们之间可以相互转化,(能量守衡定律)∆U=Q+w例:某过程中,体系从环境吸收的热量为100J,对环境作功20J,求体系的热力学能改变量,环境热力学能改变量在封闭系统中,体系的热力学能变化U等于体系从环境中吸收的热量Q加上环境对系统所做的功W。(反应热)定义:体系在不做非体积功的等温过程中所放出或吸收的热量U=Q-P外VQ=U+P外V恒容(isochoric)反应热QV=U(即体系吸收或放出的热量全部用于改变体系的热力学能)恒压(isobaric)反应热Qp=U+PV(等压反应热等于体系内能的变化与其所做体积功之和)恒压(isobaric)反应热Qp=U+PV=(U2-U1)+P(V2-V1)=(U2+PV2)-(U1+PV1)=U+PVH定义为焓,是状态函数,表征体系的内在热含量则Qp=H2-H1=rH(体系的反应热全部用于改变体系的热焓,所以恒压反应热又叫做化学反应焓变)Q=U+P外V放热反应rH<0,吸热反应rH>0