基礎化學第二章化學熱力學基礎-wenkub

　

【正文】 ( ) H T v H T? ? ，B m BB= ( )v H T????? ， 相對（一） 標準摩爾生成焓 ?標準摩爾生成焓 :在溫度 T 時，由參考單質生成 B時反應的標準摩爾焓變，稱為 B 的標準摩爾生成焓，用符號 表示。 （ 4） 同一化學反應 ， 當化學計量數不同時 ， 反應的摩爾熱力學能變和摩爾焓變也不同 。 H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) = H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) = 2H2(g)+O2(g) =2H2O(g) = H2O(g)=H2(g)+1/2O2(g) = +r?Hr?Hr?Hr?書寫熱化學方程式 注意 以下幾點： （ 1） 習慣上將化學反應方程式寫在左邊 ， 相應的 △ rHm或 △ rUm寫在右邊 ， 兩者之間用逗號或分號隔開 。試求該反應 在 K 時的摩爾焓變。 溶液中的溶質 B的標準狀態，為標準壓力 下、質量摩爾濃度 bB= (1mol （ 1） （ 2） 解 ：由反應方程式可知，生成 4molNH3，消耗 2mol N2和 6mol H2。 A B Y ZA B Y Z? ? ? ?? ? ? ?()??????RPRP PR0 ?? ? BBB?對任意反應 : ?反應進度 ? 定義為： ?對于有限變化，可以改寫為： ?引入反應進度的 優點 是，用任一種反應物或產物表示反應進行的程度，所得值都是相同的。 ?化學反應的熱效應來源于反應物化學鍵改變時 鍵能 總和的變化。 所以 ， Qp,W′ =0必然也取決于系統的始態和終態 ， 與實現變化的途徑無關 。 在任何過程中，系統熱力學能的增加等于系統從環境吸收的熱與環境對系統所做的功 （熱與功，非狀態函數） 之和。在確定狀態下，熱力學能的量值一定，它的改變量由系統的始態和終態決定，與變化所經歷的途徑無關。 熱力學第一定律 可表述為：能量具有各種不同的形式，它能從一種形式轉化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，但在轉化和傳遞的過程中能量的總值不變。 ?體積功 —— 是系統發生體積變化時與環境傳遞的功； W = p外 ?熱的交換是由于大量質點 無序運動 引起的。 （ 4） 循環過程 ：如果系統由某一狀態出發，經過一系列變化又回到原來的狀態，這種過程就稱為循環過程。 （ 1） 等溫過程 ：系統的始態溫度與終態溫度相同，并等于環境溫度的過程稱為等溫過程。 ） ?同一過程體系的始、末狀態一樣，故其狀態函數的變化量一致，如 U。 （三）過程和途徑 ? 過程 ：體系變化的經過。 ?狀態變化 ：體系性質改變，狀態隨之改變；反之亦然。 多相系統： 含兩個或兩個以上相的系統稱為多相系統。 （ 3） 隔離系統 ：系統與環境之間既沒有能量交換，也沒有物質交換。 ) ? 環境 ：與系統密切相關的部分。 利用熱力學定律、原理和方法研究化學反應以及伴隨這些化學反應而發生的物理變化過程就形成了 化學熱力學 。第二章化學熱力學基礎 第一節 熱力學第一定律 第二節 熱化學 第三節 化學反應的方向 第四節 化學反應的摩爾吉布斯 函數變的計算 第五節 熱力學在生物化學中的 應用 熱力學是研究熱與其他形式的能量之間轉化規律的一門科學。 化學熱力學主要研究和解決的問題有： （ 1）化學反應及與化學反應密切相關的物理過程中的能量變化； （ 2）判斷化學反應進行的方向和限度。 (在系統以外，與系統有互相影響的其他部分稱為環境 。 相： 系統中物理性質和化學性質完全相 同的均勻部分稱為相。 （二）狀態和狀態函數 ?狀態 ：體系的物理、化學性質具有確定值，是體系各種宏觀性質的綜合表現。（始態、終態；） ? 體系的性質 ? 性質 ：用于描述體系的宏觀可測量； ? 系統的狀態函數分為廣度性質和強度性質兩類： ?廣度性質 ：其大小與體系中物質的數量成正比，具有加和性，如 V、 m、 U； ?強度性質 ：其大小與體系中物質的本性有關，具有唯一性，如 T、 p、 ?； 狀態與狀態函數的 理解 ?① 狀態一定的體系，其狀態函數具有唯一的確定值。（系統狀態所發生的任何變化稱為過程。 ?同一過程的不同途徑中，如 Q、 W等宏觀可測量的變化量不一定相同。 人體具有溫度調節系統，從而保持一定的體溫，因此在體內發生的生化反應可以認為是等溫過程。 （四）熱和功 ? 能量，難以下一確切的定義。 ?熱力學規定 ： 系統吸熱， Q＞ 0；系統向環境放熱， Q＜ 0。?V； ?非體積功 —— 有用功：是除體積功以外的所有其他功，用符號 W′ 表示。 （一）熱力學能 ?熱力學能 也稱 內能 ，用符號 U 表示，它是系統內部能量的總和，包括系統內分子運動的動能、分子間相互作用的勢能和分子內各種粒子（原子、原子核、電子等）及其相互作用的能量等。 由于系統內部粒子的運動方式及其相互作用非常復雜，熱力學能的絕對值無法測量，但能測量出其變化值。 ?U=Q＋ W 對于微小變化： dU=?Q+?W 三、焓 ?對于不做非體積功的等壓過程 : ?QW′=0 =dU+psudV ?對等壓下發生的過程， psu＝ p ，且為一常數，則： psudV=pdV=d(pV) ?Qp,W′=0 =dU+d(pV)=d(U+pV) ?由于 U， p， V 都是狀態函數，因此它們的組合 U＋ pV 也是狀態函數。 吸熱反應和放熱反應 ?吸熱反應 ：如反應中分子數增多，分子平均動能減小，體系溫度降低。如 : H C C HHHHHC CHHHHH H+?化學反應通常在等壓條件下進行，所以反應熱一般指反應前后體系的 焓變 。應用反應進度時，必須指明化學反應方程式。 N2， H2和 NH3的物質的量的變化分為： (N2)=n(N2) n0(N2)=(102)mol10mol=2mol (H2)=n(H2) n0(H2)=(206)mol20mol=6mol (NH3)=n(NH3) n0(NH3)=4mol0mol=4mol 2 2 3N ( g) +3 H ( g) =2 N H ( g)2 2 31/ 2 N ( g) +3/2 H ( g) =N H ( g) ⑴ ⑵ 32211 2 1 2 1 3( N H )( N ) ( H )==( N ) ( H ) ( N H )2 m o l 6 m o l 4 m o l = = 2 m ol1 3 2nnnvvv????????????32222 2 2 2 2 3( N H )( N ) ( H )==( N ) ( H ) ( N H )2 m o l 6 m o l 4 m o l = = = = 4 m o l1 /2 3 /2 1nnnvvv??????????2 2 3N ( g) +3 H ( g) =2 N H ( g)2 2 31/ 2 N ( g) +3/2 H ( g) =N H ( g)二、化學反應的摩爾熱力學能變和摩爾焓變 （一）反應摩爾熱力學能和摩爾焓變的定義 ? 對于化學反應 ： BB0B?? ?r B rrmBUUUn????? ? ???r B rrmBHHHn????? ? ???（二）熱力學標準狀態 （ 1）氣態物質 B的標準狀態，是指不論是純氣體還是在氣體混合物中，均為標準壓力 (100 kPa)，且表現理想氣體特性時，氣態純 B的（假想）狀態。kg1)或濃度 cB= (1mol 解 ：正庚烷的摩爾質量 M＝ g實際上 ， 一般給出的是 △ rHm 。 四、 Hess 定律 ?1840 年，瑞士籍俄國化學家 Hess 指出： 化學反應不管是一步完成或分成幾步完成，反應熱總是相等的。 ?參考單質 :一般是指每種元素在所討論的溫度和壓力時最穩定的單質。 解 ：查表得： ，