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《基础化学》第六章热力学基础

目录

引言

热力学第一定律

热力学第二定律与熵增原理

平衡态与相平衡条件

化学平衡与反应速率关系

总结与展望

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引言

Chapter

热力学是研究物质热运动性质和热能与其他形式能之间相互转换的科学。

热力学基本概念包括温度、热量、内能、熵等，这些概念在化学、物理、工程等领域都有广泛应用。

热力学对于理解化学反应的本质、预测反应行为以及优化反应条件具有重要意义。

热力学系统是指研究对象与周围环境之间的相互作用和能量交换的体系。

环境是指与系统发生相互作用和能量交换的周围物质。

热力学系统与环境的划分是相对的，可以根据研究问题的需要进行选择。

热力学研究方法包括实验测量、理论分析和计算机模拟等。

热力学研究内容包括热力学基本定律、热力学函数、相平衡、化学平衡、电化学热力学等。

热力学在化学中的应用包括反应热效应的计算、反应自发性的判断、化学平衡常数的计算等。

02

热力学第一定律

Chapter

热力学系统从外界吸收的热量Q与对环境所作的功W之和等于系统内能的增量ΔU。即ΔU=Q+W。

热力学第一定律是能量守恒定律在热力学系统中的具体表达，它揭示了热力学过程中能量转化的规律，是热力学的基础。

表述

意义

化学反应中常伴随着能量的吸收和释放，这些能量变化遵循能量守恒原理。

反应热是化学反应过程中吸收或释放的热量，焓变是反应物和生成物内能之差，两者在数值上相等，符号相反。

反应热与焓变

化学反应中的能量转化

根据热力学第一定律，可以通过反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算反应的焓变。

焓变计算

焓变是衡量化学反应中能量变化的重要物理量，对于预测和控制化学反应具有重要意义。

实际意义

盖斯定律表述

在恒压或恒容条件下，一个化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

应用举例

利用盖斯定律可以间接计算一些难以直接测量的反应热，例如通过已知的反应热数据来计算未知反应的反应热。

03

热力学第二定律与熵增原理

Chapter

热力学第二定律的意义

揭示了自然界中宏观过程的方向性，即不可逆性。

提供了判断自发过程进行的方向和限度的依据。

热力学第二定律的两种表述

克劳修斯表述：热量不能自发地从低温物体传到高温物体。

开尔文表述：不可能从单一热源取热，使之完全变为有用功而不产生其他影响。

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熵增原理：在孤立系统中，一切不可逆过程必然朝着熵增加的方向进行。

自发过程判断依据

对于孤立系统，熵变大于零的过程是自发的。

对于非孤立系统，需要同时考虑焓变和熵变，利用自由能判据来判断过程的自发性。

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熵变的计算

对于理想气体，熵变可通过状态方程和热力学第一定律求得。

对于实际气体和凝聚态物质，需要借助实验数据或经验公式来计算熵变。

熵变反映了系统无序度的变化，正熵变表示系统无序度增加，负熵变表示系统无序度减小。

熵变与热力学第二定律密切相关，是判断过程自发性的重要依据。

熵变的实际意义

热力学基本方程

dU=TdS-pdV，其中U为内能，T为温度，S为熵，p为压强，V为体积。

麦克斯韦关系式

通过热力学基本方程可以推导出四个麦克斯韦关系式，它们描述了热力学函数之间的相互关系。

热力学函数关系式的意义

这些关系式在解决热力学问题时非常有用，可以帮助我们理解不同热力学量之间的联系和相互影响。

04

平衡态与相平衡条件

Chapter

系统在没有外界影响的条件下，其宏观性质不随时间变化的状态。

平衡态定义

在给定条件下，系统的各种宏观性质（如温度、压力、体积等）均不随时间变化。

判断依据

相平衡条件表述

在一定温度和压力下，当系统中各相的性质和数量均不随时间变化时，称系统处于相平衡状态。

意义

相平衡条件是研究物质相变过程的基础，对于理解物质的性质和行为具有重要意义。

相图定义

表示物质相态与温度、压力等条件之间关系的图形。

绘制方法

通过实验测定不同条件下的物质相态，将数据绘制在坐标图上，得到相图。

包括固-液、液-气、固-气等相变过程。

相变类型

相变过程中伴随着能量的吸收或释放，以及物质性质和结构的改变。

相变过程特点

相变的发生需要满足一定的温度和压力条件。

相变条件

05

化学平衡与反应速率关系

Chapter

化学平衡定义

在一定条件下，可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。

判断依据

通过观察反应物和生成物的浓度变化，当浓度不再随时间变化时，即达到化学平衡状态。

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一般情况下，反应物浓度越高，反应速率越快。

浓度对反应速率的影响

温度升高，反应速率加快；温度降低，反应速率减慢。

温度对反应速率的影响

催化剂可以降低反