[理学]第二章 化学热力学基础.ppt

第二章 化学热力学基础 第一节 热力学第一定律 第二节 热化学 第三节 热力学第二定律 第四节 化学反应的摩尔吉布斯自由 能变 第五节 热力学在生物化学中的应用 热力学是研究热与其他形式的能量之间转化规律的一门科学。热力学的基础是热力学第一定律和热力学第二定律。这两个定律都是人类的大量经验的总结，有着广泛的、牢固的实验基础。 利用热力学定律、原理和方法研究化学反应以及伴随这些化学反应而发生的物理变化过程就形成了化学热力学。 化学热力学主要研究和解决的问题有： （1）化学反应及与化学反应密切相关的物理 过程中的能量变化； （2）判断化学反应进行的方向和限度。 第一节 热力学第一定律 一、热力学的一些基本概念 二、热力学第一定律 三、焓 一、热力学的一些基本概念（一）系统、环境和相 根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类： （1）敞开系统：系统与环境之间既有能量交换，又有物质交换。 （2）封闭系统：系统与环境之间只有能量交换，没有物质交换。 （3）隔离系统：系统与环境之间既没有能量交换，也没有物质交换。 （二）状态和状态函数 的综合表现。在热力学中，把用于确定系统状态的物理量（性质）称为状态函数。 状态函数的特点：其量值只取决系统所处的状态；其变化值仅取决于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。 系统的状态函数分为广度性质和强度性质： （1）广度性质：广度性质具有加和性。 （2）强度性质：强度性质不具有加和性。 （三）过程和途径 系统状态所发生的任何变化称为过程。 完成某一过程的具体方式称为途径。 过程可分为以下几类： （1）等温过程：系统的始态温度与终态温度相同，并等于环境温度的过程称为等温过程。 （一）热和功 由于系统与环境的温度不同，而在系统与环境间所传递的能量称为热；用符号 Q表示。系统吸热，Q＞0；系统向环境放热，Q＜0。 除热以外，在系统与环境之间传递的其他能量都称为功，用符号W 表示。环境对系统做功，W＞0；系统对环境做功，W＜0。 功可以分为体积功和非体积功。体积功是系统发生体积变化时与环境传递的功；非体积功是除体积功以外的所有其他功，用符号 表示。 （二）热力学能与热力学第一定律 实验表明，封闭系统由始态 A 经由不同途径变化到终态 B 时，虽然 Q 和 W 各不相同，但 Q + W 总是相同的，这表明 Q + W 代表了一个状态函数的变化，此状态函数就是热力学能。 三、焓 对于不做非体积功的变化过程： 如果此过程在等容条件下进行: 对有限变化，上式可改写为： 对不做非体积功的等压过程： U，p 和 V 都是状态函数，因此它们的组合 U＋pV 也是状态函数。这一状态函数称为焓： H U + pV 故： 对于有限变化： 对于不做非体积功的等压过程，系统的焓变在数值上等于热。 由于焓是状态函数，其改变量 只取决于 系统的始态和终态，与实现变化的途径无关。所 以，Qp 必然也与实现变化的途径无关。 第二节 热 化 学 一、反应进度 二、热力学标准状态 三、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变 四、热化学方程式 五、赫斯定律 六、标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓 一、反应进度 化学反应一般可以写成如下形式： 上式常写成下列简单形式： 通常可写成如下更简单的形式： 对任意反应： 反应进度定义为： 对于有限变化，可以改写为： 引入反应进度的优点是，用任一种反应物或产物表示反应进行的程度，所得值都是相同的。应用反应进度时，必须指明化学反应方程式。 例 2-1 10 mol N2 和 20 mol H2 在合成塔混合后，经多次循环反应生成了 4 mol NH3。试分别以如下两个反应方程式为基础，计算反应进度。 （1） （2） 解：生成 4 mol NH3，消耗 2 mol N2 和 6 mol H2。N2，H2 和 NH3 的物质的量的变化分为: (N2)=n(N2) - n0(N2)=(10 - 2)mol - 10 mol= - 2 mol