第二章 化学反应的一般原理及其应用.doc

第二章 化学反应的一般原理及其应用???2.1?化学热力学的基本原理 几个基本概念： 系统（体系）：研究对象的那部分物质与空间，人为划分的。 环境：系统以外与系统有关的部分。 系统与环境之间有物质与能量交换。 常将系统分为三类： 敞开系统：系统与环境间有物质交换也有能量交换。 封闭系统：系统与环境间无物质交换但有能量交换。 隔离(孤立)系统：系统与环境间无物质和能量交换。 性质：感官或仪器觉察到的宏观物理量。如 P , V , T 等。 状态：系统所有性质的综合表现。 状态函数：描述状态的宏观物理量，如 T ,P ,V ,n ,热力学能U 等。且宏观物理量的变化值与途径无关。 状态函数的特点： (1)系统的状态一定，状态函数有一定值。 (2)系统的状态发生变化，状态函数随之变化，并且状态函数的改变 值只与系统的初始状态（始态）和终止状态（终态）有关。 (3)系统恢复到原来状态，状态函数恢复原值。 例 理想气体的状态和状态函数 标准状态的引入：物质的热性质都与物质所处的状态有关。为了汇集物质的热性质数据以便人们查用，对各物质规定的一个共同的基准状态。 标准状态： 指定温度和标准压力下纯物质的状态。 标准压力pθ=105Pa=100kPa 由于标准状态的规定中没有规定温度，故随着温度的变化，可有无数个标准状态。 常用温度为298K。 若在指定温度下，参加反应的各物种(包括反应物和生成物)均处于标准状态，则称反应在标准状态下进行。 纯理想气体的标准状态 ——该气体处于标准压力Pθ下的状态。 混合理想气体的标准状态 ——任一组分的分压等于Pθ的状态。 纯液体/纯固体物质的标准状态 ——在标准压力Pθ下，纯液体/纯固体的状态。 溶液中各组分的标准状态 ——在标准压力Pθ下，各组分的浓度等于标准浓 度（mθ=1mol(kg-1 或 cθ=1mol(L-1）的状态。 过程：系统由始态→终态(系统的状态发生变化)的经过。 化学反应过程:反应物(始态)→生成物(终态) 途径：由始态→终态经历的具体路径，实现一个过程可以有许多条具体路径。 化学热力学常用的基本过程 等温过程：T1=T2=T环 (T=0 — 过程发生时系统的温度可以改变，只要(T=0即可。 等压过程：p1=p2=p环 (p=0 — 过程发生时系统的压力可以改变，只要(p=0即可。 等容过程：V1＝V2 ，(V=0 — 过程发生时系统的体积保持不变。 等温等压过程：(T=0，(p=0 — 在敞口容器中发生的过程。 等温等容过程：(T=0，(V=0 — 在体积不能改变的容器中发生的过程。 绝热过程：(Q=0；还有循环过程(状态函数不变)。 2.1.1?热力学第一定律及其在化学中的应用Q，量纲为 J或 kJ。 功：除热之外，其它被传递的能量叫做功，功有多种形式。表示为W，量纲为 J或 kJ。 从热和功的定义，热和功均不是状态函数。 热力学规定 ： 系统吸热，Q为正值。 系统放热，Q为负值。 环境对系统做功，W为正值。 系统对环境做功，W为负值。 化学热力学把功分成两类 (1) 体积功：包括膨胀功和压缩功 对化学反应：多数在敞口容器中进行，反应时系统因体积变化而对抗外压做功。 体积功的计算： 等温等容过程 体积功 w=0 等温等压过程 p1= p2= p外 体积功 w = -p外(V = -p(V (2) 非体积功：除体积功以外的所有功，如电功,表面功等 在化学热力学讨论中，为使问题简化，常规定化学 反应过程所作的非体积功为零。即系统与环境间只有热和体积功的传递。 热力学能U (也叫内能) 系统内部一切能量的总和(包括位能、各种动能、电子能、核能等)。 U是状态函数。 U的绝对值目前还难以确定。 但热力学能变（ΔU）可以根据系统和环境间的能量传递，即功和热，从实验测得。 U与ΔU的量纲为 J或 kJ。 热力学第一定律：即能量守恒定律：自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，能够从一种形式转化为另一种形式，在转化的过程中，不生不灭，能量的总值不变。 数学表达式为： ΔU = U2 - U1 = Q + W 热力学第一定律是经验规律。 只适用于封闭系统。 注意：化学热力学中的公式都是有条件的，离开了公式所限定的条件，就不能得到正确的结果。 例 某系统从始态变到终态，从环境吸热500kJ，同时对环境做功300kJ，求系统和环境的热力学能变ΔU 。 解 体系从环境吸收热 Q=500 kJ 体系对环境做功 W=-300kJ 根据热力学第一定律 ΔU体系= Q+W =500+(