第一章 化学热力学基础1课程.ppt

第一章 化学热力学基础;引言;热力学分类;化学热力学研究内容;高炉炼铁;合成氨的反应;化学热力学研究对象;化学热力学研究方法;化学热力学的特点;本章重点讨论;1.1 基本概念;1.1.1 体系与环境;体系的分类;1.1.2 体系的性质;体系性质的分类;1.1.3 体系的状态和状态函数;(1)体系的状态;（2）状态函数(State Functions);例子;1.2 热化学与焓;1.2.1 热力学第一定律 the first law of thermodynamics;热力学第一定律的两个重要的实践基础;热力学第一定律的数学表达;内能 U (Internal Energy);内能的特点;热Q（Heat）;功 W（Work）;体积功;1.2.2 焓与化学反应的热效应;（1）焓H（enthalpy）和焓变ΔH;（1）焓H（enthalpy）和焓变ΔH;（1）焓H（enthalpy）和焓变ΔH;（2）焓的性质;（2）焓的性质;（2）焓的性质;（3）化学反应的热效应;（3）化学反应的热效应;（3）化学反应的热效应;热化学方程式;（4）化学反应标准焓变ΔrHθ 与化学反应标准摩尔焓变ΔrHθm;2）化学反应标准焓变ΔrHθ;3）化学反应标准摩尔焓变ΔrHθm;1mol 反应;1mol 反应;ΔrHθm与方程式的书写有关;反应进度extent of reaction;反应进度;反应进度;反应进度与反应式书写有关;反应进度与反应式书写有关;反应进度与反应式书写有关;(5)化学反应热效应的计算;盖斯定律的应用;(3) C(s) + 1/2O２(g) = CO(g) (2) CO(g)+1/2O２(g)=CO２(g) (1) C(s)+O２(g)=CO２(g) (3)=(1)-(2) ΔrHθm(3) = ΔrHθm(1)- ΔrHθm(2) =-393.5-(-283.0) kJ·mol-1 =-110.5kJ·mol-1;1）标准生成焓ΔfHθm的计算;例1 HCl(g)的标准生成焓？;例2 CaCO3 (s) 的标准生成焓 ?;例3 金刚石（s）的标准生成焓？;参考态单质;2）由ΔfHθm计算ΔrHθm;ΔrHθm+∑｛ΔfHθm(298.15K)｝反应物 = ∑ ｛ΔfHθm(298.15K)｝生成物 ΔrHθm (298.15K)＝∑{ΔfHθm(298.15K)}生成物 － ∑｛ΔfHθm(298.15K)｝反应物;对于化学反应 aA+bB=dD+gG ΔrHθm ＝｛gΔfHθm(G)＋ dΔfHθm(D)｝ -｛aΔfHθm(A)＋ bΔfHθm(B)｝ 或 ΔrHθm (298.15K) ＝∑ vBΔfHθm(B，298.15K);例1;例2;例3;计算化学反应热时的几点说明;1.3 化学反应的方向;1.3.1 自发过程;2.自发过程的特点;2.自发过程的特点; 3.自发过程的判据;1.3.2 熵(entropy)的初步概念;1. 混乱度;2. 熵S;(2) 熵的性质;(2) 熵的性质;3. 标准摩尔规定熵（标准熵）;标准熵;Smθ(T)与ΔfHθm的区别;4.化学反应标准的摩尔熵变ΔrSθm;ΔrSθm的计算;1.3.3 吉布斯自由能(Gibbs Free Energy);吉布斯(Josiah Willard Gibbs 1839-1903);自发反应的判断;例子1;例子2;例子3;从以上的例子可以说明，在等温、等压的条件下，仅用ΔrHθm是否小于零来判断化学反应（也包括物理变化）的方向是不行的。那么变化方向还与什么有关呢 ? 用标准熵变能否判断恒温恒压条件下变化的方向呢？ ;例子4;例子5;结论 ;1. Gibbs自由能与自发过程;2) 吉布斯函数的性质 ;3） Gibbs自由能与自发过程;4) 热力学第二定律;5) G是体系稳定性的量度;2. 标准摩尔吉布斯自由能变;3. 标准生成吉布斯自由能;ΔfGθm的性质;4. ΔrGθm的计算;例1;题解;1.3.4 Gibbs－Helmholtz公式;1. 吉布斯－赫姆霍兹公式;在任意温度时: ΔrGθm (TK) ＝ ΔrHθm (TK) － TΔrSθm (TK) 近似处理，将ΔrHθm (T)、ΔrSθm (T)视为常数，则吉布斯－赫姆霍兹公式可写成： ΔrGθm (T) ＝ ΔrHθm (298.15K) －T ΔrSθm (298.15K);2. ΔrGθm (T)与温度的关系;Gibbs－Helmholtz公式讨论;(1) 焓减、熵增过程;(2)焓增、熵减过程;(3)焓增、熵增