化学热力学初步(无机化学)课件.ppt

* 体系赖以存在的条件。状态函数 * 状态函数：如T 一杯水,温度T1 20℃是始态, 终态50 ℃,经历从20℃变化到50 ℃这一过程可采取不同途径,直接升温,或先降温再升温,不管怎样的途径,其变化值是30 ℃. 这个特性在特力学中特别重要.热力学正是利用状态函数的变化值来判断反应的可能性的,但往往实际变化过程较复杂,有了这样的性质就可假设简单的途径,只要保持始终态一致就可以了. * 那么体系变化,除了这些温度压力变化外,还伴随着内部能量的变化, 能量的变化如何体现呢?能量的表现形式是热和功 热和功（没有过程就没有热和功,不属于状态函数）意思是, 只有状态变化时,才有热或功,不能说,体系在某种状态下多少热或功,只有在状态变化或者说体系能量,变化时 才有具体的值.所以他们不是状态函数.与途径是有关的. 可逆过程中气体膨胀对外所做体积功最大. * 学习了上述概念,就要具体讨论对于某个体系经历了一个过程变化后,能量是怎样变化的,热力学就是解决体系的能量变化问题. 从下述两点说明功和热是相当量，而不是相等。其一是在系统的内能发生同样的变化中，既可以通过做功来完成，也可以通过传递热量来完成。两者之间只是在作用于系统这一效果上是等效的，决不能等同起来；其二是功和热之间的转换只有通过系统内能的变化才能完成。脱离系统去谈功和热之间的直接转换是不恰当的。尽管在宏观上可能反映出系统的内能没有发生变化，也不能得出热可以变功或功可以变热这样简单的结论。如果在转换过程中，外界供给系统热量，使系统全部用来对外做功，实际是外界供给系统热量，使系统的内能增加，同时系统对做作功，消耗了从外界获得的能量。 * 系统的热力学能改变是由于系统与环境之间进行热和功传递的结果。由于能量既不能凭空产生，也不能自行消失，系统所增加的能量一定等于环境所失去的能量。 * 热力学第一定律是能量之间的转换定律,也可以说他把体系微观与宏观的能量变化联系起来,通过热量与功的测量可得体系能量的变化. * 具体到化学反应中，热力学第一定律， 又该如何应用呢？ 几乎所有反应都有热量产生 任何一种物质都是又化学键形成的,发生化学反应的过程,实际上是反应物分子中旧的化学键断裂,产物中新化学键形成,旧键断裂要吸收能量,新建产生要放出能量,那么反应前后,能量是增高加了还是减少了,变化多少.这就是要讨论的反应热效应. * 在热力学中，化学反应中涉及到的热叫做反应热。反应前后温度相同是避免变化后,产物温度的变化引起的热量混入到热效应中 由于反应热与过程有关，不同过程反应热不同，故按照过程研究体系能量的变化。 * H称为热焓, 无确切的物理意义, 不能认为是体系中所含的热量,之所以定义新函数,完全是出于实用性,方便应用,因为好多反应是恒压下进行的,恒压热效应等于焓变,更直截了当. * H 是U+PV这个组合的替代品。 * 把一个与过程有关的量Qp和一个与过程无关的量?H联系了某某个反应。不管经过了怎样的过程，虽然Q是不同的，但是焓变是相同的。 起来，这一点对于研究化学反应的热效应十分重要。 * Qp与Qv 可以是同一反应在不同过程中的热效应,二者含义不同,数值不同 * 后面介绍的内容基本是恒压反应热来体现体系能量的变化 * 化学反应热是针对化学反应的,不同的化学反应是不同的，且同一化学反应，不同的反应条件下也是不同地。所以在热化学研究中,涉及到化学反应式要注明反应热效应. * 怎么都是摩尔反应热呢？每摩尔反应的意思 * 有些化学反应的焓是无法测量的,可通过计算而得 * * 稳定态单质的生成焓为零， 根据生成焓的定义，稳定单质生成稳定单质，没有变化 * 公式中乘以反应时个物质摩尔数,因为生成焓是指1摩尔,反应时可能不止1摩尔 * 如，水从高处落下，发电。如水力发电，硫酸铜和锌组成原电池也可做功。 能量降低不是决定反应进行的唯一因素,另一因素是混乱度, * [为什么] 仔细考察吸热过程有共同的特点：混乱程度增大。即从有序到无序利于自发，反之不利于自发。 所以，体系的混乱度也对过程的方向有影响： * 无秩序程度; 或结构微粒可存在的微观状态数。 2个分子在 和微观粒子的数目相关。 * 混乱度增加→自发过程 如， 混乱的程度大小如何描述呢？ * 我们需要知道的是过程后，混乱度是增加了还是减少了？ 才能判断过程是自发与否。求熵变 * 既然熵与物质颗粒的运动状态相关,那么两个样品随着温度向0K逼近，其中原子的振动能越来越小，原子越来越被限制于晶格结点附近；到达0K后，由于晶格中的原子都不再运动，两种物质的混乱度变得相同，且基本接近于零。 * 先看宏观，再看微观 * * 那么熵增加过程是不是总是自发进行,熵减少就不自发呢? 就是说,在封闭体系中,不能孤立