第六章 化学反应热及化学反应的方向和限度(大纲).docVIP

第章 基本要求 [TOP] 1.1 掌握体系、环境、状态函数、平衡态和过程等热力学基本概念；内能、焓、功、热、恒压（容）反应热效应的定义和热力学第一定律的基本内容；Hess定律的基本内容并会计算反应的热效应；标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓的定义；熵的定义和熵增原理的基本内容；Gibbs自由能的概念、Gibbs公式和标准摩尔生成Gibbs自由能；计算化学反应的Gibbs自由能变的方法；平衡常数的表达方式和意义；化学反应等温方程式并能判断反应的方向和限度；熟悉反应进度、热化学方程式和标准态等概念的规定；自发过程的基本特点；浓度、压力和温度对化学平衡的影响以及相应的计算； Le Chatelier规律；了解可逆过程的基本特点；Gibbs自由能变与非体积功的关系；热力学第三定律和规定熵；多重平衡、反应偶合和生物体内的化学平衡。2 重点难点 [TOP] 2.1 重点 2.1.1 化学反应热的计算方法； 2.1.2 化学反应自发进行的判断标准；标准状态下自由能变的计算；自由能与标准平衡常数的关系及应用。 2.1.3 化学反应等温方程式。 2.2 难点 状态函数焓、熵、自由能；熵增加原理；系统的自由能与自由能计算。 3 讲授学时 [TOP] 建议4～6学时内容提要 [TOP] 第一节第二节第三节第四节第一节 4.1.1 系统与环境 被划作研究对象的这一部分物体称为系统。系统以外并与系统密切相关的部分称为环境。常见有开放系统、封闭系统和隔离系统。 开放系统：系统与环境之间既有物质的交换，又有能量的传递。 封闭系统：系统与环境之间只有能量的交换而无物质的交换。 ：系统与环境之间既无物质的交换也无能量的交换。 状态函数与过程 系统的热力学状态（简称状态）是由系统所有的物理性质和化学性质的综合表现，当系统的所有性质，如温度、压力、体积、物质的量等都具有确定的数值，系统就处在一定的状态。描述系统状态的物理量被称为状态函数，如T、p、V等。 具有广度性质的状态函数有加和性，与系统中物质的数量成正比例。如n、m、V等。具有强度性质的状态函数没有加和性。如T、p等。两种广度性质相除后即成强度性质，如摩尔体积（体积/物质的量）、密度（质量/体积）。 系统的状态一定，状态函数的值就一定；状态函数的变化取决于始态和终态，与变化途径无关；循环过程状态函数的变化值为零。 平衡态是指系统所有的性质都不随时间改变的状态。 热力学系统中发生的一切变化都称为热力学过程，简称过程。常见有等温过程、等压过程、等容过程、绝热过程和循环过程。经过循环过程，各种状态函数都恢复原值。 热和功 封闭系统的状态发生变化时系统和环境之间能量交换的方式是热和功两种。热是系统和环境之间由于温度不同而交换的能量形式，符号Q。系统吸热，Q为正；系统放热，Q为负。除了热以外系统和环境之间的其它能量交换形式称之为功，符号W。环境对系统做功，W为正；系统对环境做功，W为负。热和功不是状态函数。 可逆过程系统对外作的功最大；可逆过程中的每一步都无限接近平衡态；可逆过程是一个时间无限长的，不可能实现的理想过程。不可逆过程中系统对外作的功都比可逆过程小。第二节[TOP] 4.2.1 热力学能和热力学第一定律（一）热力学能 热力学能又称内能，是系统内部一切能量形式的总和，符号U。U是状态函数，尚无法确定内能的绝对值。热力学能的变化值ΔU只取决于系统的始态和终态。 （二）热力学第一定律 也称作能量守恒与转化定律，对于封闭系统，热力学第一定律的数学表达式为： ΔU＝Q+W W包括体积功We和非体积功Wf（如电功、表面功等）。 （三）系统的热力学能变化与等容热效应 封闭系统没有非体积功存在时，ΔU＝Qv 系统的焓变和反应热效应 状态函数H称为焓，定义为 H U + pV 封闭体系无非体积功的等压热效应Qp等于焓变： (H =Qp 等容反应热和等压反应热都是化学反应的热效应。 等容反应热Qv与等压反应热Qp的关系： Qp = Qv + (n(RT) (n是反应前后气体的物质的量的变化。对纯粹溶液或固体的反应，或反应前后气体的物质的量没有变化，可近似认为： (H = Qp ≈ QV = (U 反应进度、热化学方程式与标准态 （一）反应进度 反应进度ξ表示反应进行的程度： (= 式中nJ(0)和nJ(()分别为各物质在0时刻和t时刻的物质的量，υJ为反应式中相应物质J的化学计量数。( 的值与选择参与反应的哪一种物质求算无关，与化学反应方程式的写法有关。 （二）热化学方程式与标准态 标明了物质状态、反应条件和热效应的化学方程式称为热化学方程式。 热效应符号表示在标准状态下反应进度为1mol、温度为298.15K时（可省略）的