第五章化学反应热及反应的方向和限度.ppt

教学基本要求 掌握体系、环境、状态函数、平衡态和过程等热力学基本概念； 掌握热力学能、焓、功、热、等压（容）反应热效应的定义和热力学第一定律的基本内容； 掌握标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓的定义；并能用其计算焓变； 掌握熵的定义和熵增原理的基本内容； 掌握Gibbs自由能的概念、Gibbs公式和标准摩尔生成Gibbs自由能； 掌握标准平衡常数的表达方式和意义，熟悉实验平衡常数； 掌握化学反应等温方程式并能判断反应的方向和限度； 掌握浓度、压力和温度对化学平衡的影响以及相应的计算，了解Le Chatelier规律； 掌握计算化学反应的Gibbs自由能变的方法； 掌握盖斯定律的基本内容并会计算反应的热效应； 熟悉反应进度、热化学方程式和标准态等概念的规定； 熟悉自发过程的基本特点、可逆过程的基本特点； 了解Gibbs自由能变与非体积功的关系； 了解热力学第三定律和规定熵。 (三)热力学能的变化与等容反应热效应 测量等容反应热的装置 二、系统的焓变和等压反应热效应 讨论： （二）等压反应热效应 Qp = QV + ?n (RT ) 三 、反应进度、热化学方程式与标准态 反应进度 总结 (三)热力学标准态 化学反应方向的判据 是“ΔH 0”吗? CaCO3(s) → CO2(g) + CaO(s) Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 ΔrHm? = -111.44kJ.mol-10 KNO3(s) →K+(aq) + NO3-(aq) ΔrHm? =+35.0kJ.mol-10 ΔrHm? =+178kJ.mol-1 0 影响化学反应自发性的因素还有混乱度。 反应热与化学反应方向 熵(entropy) 符号：S 是衡量混乱度大小的一个函数。 S也是状态函数，与U、H 等其它状态函数一样，△S只取决于系统的始态和终态，与实现变化的途径无关。 S值越大，混乱度越大；反之，则越小。 熵变与化学反应方向 影响熵值大小的因素 对一定量的某物质而言 S（g）＞ S（l）＞ S（s） S（高温）＞ S（低温） 同一物质，聚集态不同、温度不同，熵不同 热力学上规定：0K时,任何纯物质的完整晶体的熵值为零。 在此基础上确定的其它温度下的物质的熵值称为物质在该温度下的规定熵。 Nernst 规定熵 标准摩尔熵 单位：J·mol-1·K-1 标准状况下,1mol纯物质的规定熵称为标准摩尔熵。 符号：Sm? 注意是J不是kJ △rSm? =∑S m? (生成物) -∑S m? (反应物) 熵变的计算 化学反应的标准摩尔熵变可按下式计算： 熵增加原理和热力学第二定律 在孤立系统内的任何自发过程中，系统的熵总是增加的。这就是熵增加原理。（principle of entropy increase） 数学表达式：△S孤≥0 是热力学第二定律的一种表达方式 0 自发过程 ΔS = 0 可逆过程 0 非自发过程 △S = 恒温、恒压下 它是热力学第二定律的另一种表达方式 恒温、恒压下化学反应的反应热等于焓变： Q＝△H 代入式： 可得： △H－T△S ≤ 0 由于是等温过程： △(H－TS)≤0 吉布斯 Gibbs定义：G＝H－TS G 称为Gibbs自由能 则有： △G≤0 这是等温、等压，不做非体积功条件下，化学反应自发进行的自由能判据。 化学反应中的自由能变化 △S = - ≥ 0 0 反应自发进行 ΔGT,P = 0 反应处于平衡状态 0 反应不能自发进行 ΔGT,P ＝-W最大’ 1.△G 是自发过程的动力，△G 越负，化学反应自发的趋势就越大，作功的潜能也越大。 2.恒温、恒压下系统自由能的变化在数值上等于系统能做的最大非体积功（W最大’）。 3.热力学上能自发进行的反应不一定能实现。 根据G ＝H -TS，在恒温、恒压下可写成： △G＝△H－T△S 1.△H＜0（放热反应）,△S＞0（熵增），反应总是正向自发进行。 2.△H＞0（吸热反应），△S＜0（熵减），反应都是不可能正向自发进行的。 3.△H＜0，△S＜0，低温有利于反应正向自发进行。 4.△H＞0，△S＞0，高温有利于反应正向自发进行。 5.如果两因素