第二章：热力学.ppt

对于气体，看作是理想气体， a = P/P?，P?是标准压强，为方便起见，P?取1atm，a = P，P是压强或分压，必须以atm为单位。 假定都是气体， ?GT = ?G?T + P是分压，以atm为单位 * 压强对气态物质的 G有影响 非标准态时的摩尔自由能 Gm 与分压之间的关系： Gm = Gm ? + RTln a 理想气体: a = P/P? Gm = Gm? + RTln P/P? 　　P? = 1 atm Gm = Gm? + RTln P * 　对于一个任意的反应： 　　　　　　 aA + bB ? cC + dD ?G反应 = cGC + dGD - (aGA + bGB) ?G反应 = cG?C + dG?D - (aG?A + bG?B) + RT[(clnPC + dlnPD)-(alnPA+ blnPB)] cG?C + dG?D - (aG?A + bG?B)= ?G?反应 ?G反应= ?G?反应 + RTln[(PCc PDd) /(PAaPBb)] * 例如： H2(g) + I2(g) ? 2HI(g) 0.5 atm 0.5 atm 0.3 atm ?G = ?G0反 + RTln (0.32/ 0.52) ?G 0 H2(g) + I2(g) ? HI(g) ?G 0 HI(g) ? H2(g) + I2(g) ?G = 0 平衡状态 无净反应 * 假定C是固体或液体，其余都是气体， ?GT = ?G?T + 在标准状态下不能自发进行，在非标准状态下是有可能自发进行的！ P是分压，以atm为单位 * 例7. P186 / 例7-8 ?G = ?G? + = ?4.76 + = 2.70 (kJ/mol) * 第二章小结 1. 反应热力学： a.阐明许多物理和化学现象； b.分析和预测化学变化的自发性。 2. 四种热力学函数U、H、S、G,它们之间相互关系： H = U + PV 或 ?H = ?U + P ?V (其它) G = H – TS 或 ?G = ?H – T ?S 3. U 、 H 、 S 、 G都是状态函数，且均为广度性质。 ?U , ?H , ?S, ?G 由最终状态和起始状态决定，而与变化路径无关，可以用盖斯定律进行间接计算。 * 4.书写热力学方程式要注明物态，温度及反应计量数。 5. 焓定义为H = U +PV ，绝对值无法直接测定。但体系的焓变?H 可直接测定。 ?H 计算方法 ①盖斯定律　　　　　　②标准生成焓?fHθ(T) ③标准燃烧焓?cHθ(T) 　 ④键焓B.E估算 6. ?U可由等容反应热直接测定，但大多数化学反应在等压下进行，所以?H 比?U更实用。许多化学反应的?H 值与?U值差别很小。 * 7. 熵 S是体系混乱度的量度，有绝对值，也可经过实验数据而求出。 8. 自由能G是把H 和S归并在一起的热力学函数。 　?G 是我们判别化学反应自发方向的可靠依据。 * R：摩尔气体常数（量纲，R = PV/nT） P44 / 表2?3 8.314 Pa ? m3 ? mol-1 ? K-1 8.314 kPa ? L ? mol-1 ? K-1 0.08206 atm ? L ? mol-1 ? K-1 ★ 8.314 J ? mol-1 ? K-1 有关能量计算时 　PV = nRT * 热力学计算题中关于R的取值 1.克拉佩龙-克劳修斯方程 8.314 J ? mol-1 ? K-1 　 2.可逆过程的功 W = - n R T㏑V2/V1 = - n R T ㏑P1/P2 8.314 J ? mol-1 ? K-1 　 * 3. ?H = ?U + ?ng RT 4. van’t Hoff等温式 ?GT = ?G?