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第二章化学热力学基础;;化学热力学：就是从化学反应能量出发，去

研究化学反应方向和进行程度一门科学。;本章要处理两个问题:

化学反应中能量如何转化？

是吸热还是放热反应

（2）某物质或者某混合物能否在一定条件下发生化学改变？

即反应方向性;§2.1热力学惯用术语;2.1.1系统与环境（SystemandSurrounding）;（1）系统

研究对象。;;敞开体系:;2.1.2过程与路径（ProcessandPath）;2.过程分类;298K，101kPa;2.1.3状态与状态函数（StateandStateFunction）;（2）状态函数

拟定体系状态物理量，称为状态函数。

n、p、V、T、U、H、S、G都是体系状态函数。

;2.特点;状态函数性质;2.1.4化学计量数

;2.1.5反应进度——反应进行程度;2.反应进度改变;即消耗了1.0molN2，3.0molH2，生成了2.0molNH3，那么反应进度改变等于;3.1mol反应;4.对于同一化学反应，Δ?与化学计量数?相关;§2.2热力学第一定律;2.2.1热和功（HeatandWork）;2.性质Q和W不是状态函数;例：圆筒内装有抱负气体，其截面积为A，圆桶上有活塞，外压为p，有一热源使气体膨胀，把活塞推出ΔL，问系统对外作功多少？;由于;2.2.2热力学能(U)——系统内部能量总和（ThermodynamicEnergy）;2.2.3热力学第一定律;封闭系统发生状态改变时，其热力学能增量等于改变过程中系统从环境吸热与系统从环境得功之和。;;例：在0℃，760mmHg下，氦气球体积为875L，n(He)为多少？，当38.0℃，气球体积在定压下膨胀至997L。计算这一过程中系统Q、W、△U（氦摩尔定压热容CP,m为20.8J.k-1.mol-1）;定压过程系统所吸取热为

Q=n(He)CP,m(He)(T2-T1)

=39.0mol×20.8J.k-1.mol-1×(311.15-273.15)k

=30.8kJ;2.3热力学第一定律应用——热化学;1.化学反应热推导;①条件p1=p2=p;;④焓性质;正、逆反应?H值大小相等，符号相反;⑤ΔU与ΔH关系;例：在373K和101.325kPa下，2.0mol

H2和1.0molO2反应，生成2.0mol水蒸气，放出484kJ热量，求该反应?H、?U。;2.化学反应热表示办法;（2）?rHm;③热力学原则状态;④温度T;(3)热化学方程式书写要求;;3.化学反应热计算（3种路径）;Hess定律实际意义在于求得难测定反应热。有反应即???简朴，但其热效应难以测得。比如C+1/2O2=CO，是很简朴反应，但由于难确保产物纯度。因此反应热很难直接测定。应用Hess定律，能够处理这一难题。

;C(s)+O2(g);解：式(2)×2＋(1)-(3)：?rHm=-74.98kJ·mol-1;HESS定律代数运算法则：;简便，不需逐一测热效应，而是利用反应方程式加减，通过ΔH加减，达到求热效应目的，但设计路径复杂。;在温度T（通常为298K)和原则态下，由元素指定单质生成1mol物质反应焓变，叫原则摩尔生成焓(或生成热)。;④?fH?m受温度改变影响不大，故可将298K时?fH?m值用在各种温度。即：

;原则态，非298.15K：

ΔrHm(T)≈ΔrHm;△rHm;2.3.1自发过程;;事实证实：不能用是放热还是吸热来判断化学反应自发方向;自发过程特点：

①一切自发过程都是单向地趋于平衡状

态，其逆过程需要外加功才干完毕。

②自发过程都可利用来做有用功。;2.3.2混乱度与熵

混乱度：体系混乱程度称为混乱度。;热力学第三定律

0K时：分子热运动完全停止，晶态物质内部含有最完整排列，S0=0。;（2）定义差别;（3）指定单质差别;5.特点

1.熵是体系状态函数。;;

;等温可逆过程熵变可由下式计算：;热力学第二定律一个表述办法是，在孤立系统任何自发过程中，系统熵总是增长，即;2.3.4吉布斯函数和吉布斯函数变

——反应总驱动力;定温定压过程只做体积功;整理;2.定义;（