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2、第一章 化学反应与能源-1
1.热化学与能源 1.1 几个基本概念 1.2 反应热的理论计算 1.1化学热力学的基本概念 1.1.1 状态与状态函数 1.1.2 过程与可逆过程 1.1.1 状态与状态函数 (1)系统的状态:描述系统各宏观性质的综合表现。 如:始态、终态。 (2)状态函数:描述系统状态的物理量。(p,V,T) 特点:① 状态一定,状态函数一定。 ② 当系统状态发生变化时,状态函数 的变化值只与始态、终态有关,而与 变化途径无关。 1.1.2 过程与可逆过程 (1)过程:系统从始态到终态发生的一系列变化。 定温过程:始态、终态温度相等,并且过程中始终保持这个温度。T1=T2 定压过程:始态、终态压力相等,并且过程中始终保持这个压力。p1=p2 定容过程:始态、终态容积相等,并且过程中始终保持这个容积。V1=V2 (2) 途径:系统由始态到终态所经历的全部过程的总和。 * 两者区别如同位移与路程 (3)可逆过程:系统复原时,环境亦复原的过程。 1.2.3 反应的标准摩尔焓变的计算 1.2.3.1 热力学标准状态 热力学规定: 标准条件:标准压力p?=100kPa 标准浓度C?=1mol.dm-3。 标准状态:物质或水合离子处于标准条件下 的状态。 1.2.3.2 物质的标准摩尔生成焓 (1 )单质和化合物相对焓值 标准摩尔生成焓: ① 规定:在标准状态时,由指定单质生成单位物质的量(1mol)的纯物质时,反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓。 (2 )反应的标准摩尔焓变 ③反应的?H?(298.15K)计算公式: * * * * 第一章 化学反应与能源 主要内容 需要注意: a、可逆过程是一种理想化的过程。 b、可逆过程是在系统接近于平衡状态下发生的无限缓慢过程。 c、可逆过程具有重要的理论与现实意义。 1.2反应热效应的理论计算 1.2.1 热力学第一定律 1.2.2 化学反应热效应与焓 1.2.3 反应标准摩尔焓变的计算 ----反应热效应的理论计算 1.2.1.1 热力学第一定律(能量守恒定律) a、汉字表达:1) 热能可以从一个物体传递给另一个物体,也可以与机械能或其他能量相互转换,在传递和转换过程中,能量的总值不变。 2) 热能可以转变为功,功可以转变为热;消耗一定的功必产生一定的热,一定的热消失时,也必产生一定的功。 b、数学表达式:ΔU = q + w (密闭系统) 其中: ΔU = U终态-U始态 1.2.1.2 热力学能又称内能( U ) : a、定义:系统内部各种形式能量的总和,包括分子动能、势能及电子运动的能量等等。 b、特点:1) 热力学能属于状态函数,具有状态函数的特征(①状态一定,其值一定;②殊途同归,值变相等;③周而复始,值变为零) 2) U的数值只与温度、质量有关; 3) 无法也没有必要确定热力学能的绝对值,只涉及其变化量ΔU。 4) 单位:焦耳(J) 1.2. 1.3 热q (反应热) a、定义:系统与环境之间由于温度差而交换的能量。 b、特点:1) 热不属于状态函数,不能说某某含有多少热; 2) 热的数值有正、负之分,表示热传递的方向:正值表示系统吸热;负值表示系统放热(以系统为研究对象) 能量物理量的符号规定:原则—以“我”(系统)为主确定,系统本身能量增加,则符号为“+”;系统本身能量减少,则符号为“-”。 例如:放热反应 q0,“-”,系统对环境做功,w0,“-”。 吸热反应 q0,“+”,环境对系统做功,w0,“+”。 3) 单位:焦耳(J) 1.2. 1.4 功 a、定义:系统与环境之间除热以外的其他形式传递的能量。 b、特点:1) 功不属于状态函数; 2) 功分为体积功和非体积功。 体积功:在一定外压下,由于系统的体积发生变化而与环境交换的功。例:等压p下:w = -pΔV=-p(V2-V1) 3) 功的数值有正、负之分:正值表示系统得功;负值表示系统失功或系统对外做功(以系统为研究对象) 4) 单位:焦耳(J) 1.2.2 化学反应的反应热与焓 1.2.2.1 反应热类型: a.定容反应热(qV): b. 定压反应热qp 1.2.2.2焓与焓变(H,ΔH, ΔrH) 特点:1) 焓属于状态函数; 2) ΔH的数值有正、负之分:正号表示系统吸热,吸热
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