S2-化学热力学基础

无机化学第二章化学热力学初步，包含热力学第一，第三定律，以及热力学基本概念，知识点完备，是考研复习的不二法宝。

化学热力学基础

• 基本概念
  • 体系&环境
    • 体系：研究对象
    • 环境：体系以外的其他部分
    • 体系+环境=宇宙
  • 状态&状态函数
    • 状态：由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式
    • 状态函数：确定体系状态的物理量
    • 状态一定，则体系的状态函数一定
  • 始态&终态
    • 体系变化前的状态
      • eg. V1
    • 体系变化后的状态
      • eg. V2
    • 状态函数的改变量：
  • 量度性质&强度性质
    • 量度性质（广度性质）：具有加和性质的状态函数（eg.n,V,U)
    • 强度性质：不具有加和性质的状态函数（eg.p,T)
  • 过程&途径
    • 体系的状态发生变化，从始态到终态，则称体系经历了一个热力学过程，简称过程
    • 完成一个热力学过程，可以采取多种不同的具体方式，每一种具体方式称为一种途径
    • 状态函数的改变量取决于过程的始态和终态，与途径无关
  • 体积功
    • 在热力学过程中，体系对抗外压改变体积，产生体积功
    • • • 膨胀
          • 环境对体系做负功
      • • 压缩
          • 环境对体系做正功
  • 热力学能（U）
    • 体系内部所有能量之和，热力学能经常成为内能
• 化学反应的方向
  • 状态函数-熵(S)
    • 标准摩尔熵变
  • 状态函数-吉布斯自由能(G)
    • G = H - TS
      • 单位 J
    • 生成自由能
    • 标准摩尔吉布斯自由能改变量
    • 恒温恒压下，不做非体积功的化学反应进行方向
  • 恒温恒压下反应方向
    • • • • 反应方向和方式
    • -
      • +
        • -
          • 不可逆进行
    • +
      • -
        • +
          • 不能进行
    • 不受温度影响
    • -
      • -
        • -
          • 低温时，不可逆进行
        • +
          • 高温时，不能进行
    • +
      • +
        • +
          • 低温时，不能进行
        • -
          • 高温时，不可逆进行
• 热化学
  • 体系的热力学能改变量
    • 恒容反应热
      • V一定，
      • • • 吸热反应
      • • • 放热反应
    • 恒压反应热
      • p一定，
      • 令
      • • • 吸热反应
      • • • 放热反应
    • 的关系
      • • 理想气体 反应物和生成物均为固体或液体 反应前后气体的物质的量相等
  • 盖斯定律
    • 热化学方程式
      • 注明反应温度和压强，若不注明为常温常压下进行
      • 注明各种物质的纯在状态
      • 配平系数只表示化学计量数
      • 注明热效应
    • 总反应的 DrHm 等于各步反应的 DrHm 之和
  • 生成热
    • 已知某反应 反应物 ==== 生成物
    • 以单质的热焓作为相对0点，去规定各种物质的相对热焓值H
    • 标准摩尔生成热
    • 计算反应热效应
  • 燃烧热
    • 在 100 kPa下，1 mol物质完全燃烧时的热效应，叫做该物质的标准摩尔燃烧热。
    • 标准摩尔燃烧热
    • 计算反应热效应
  • 键能估算反应热
• 热力学第一定律
  • 体系与环境之间的能量交换两种方式：热传递&做功
  • • 功和热的符号规定
      • 对体系做功（压缩）
      • 体系吸热
    • 功和热不是体系的状态函数
    • 途径不同，功和热的数值发生变化
  • 实质：能量守恒