无机化学第二章化学热力学基础

宋天佑版无机化学第二章化学热力学基础的知识点笔记导图，包含热力学基本概念以及常用术语、人力学第一定律、化学反应的方向。

化学热力学基础

• 热力学基本概念以及常用术语
  • 体系&环境
    • 热力学中称研究对象为体系或系统
    • 体系以外的其他部分为环境
    • 宇宙=体系+环境
    • 体系种类
  • 状态&状态函数
    • 由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的存在形式称为体系的状态
    • 借以确定体系状态的物理量称为体系的状态函数
  • 始态&终态
    • 体系发生变化前的状态为始态，变化后的状态为终态
  • 量度性质&强度性质
    • 体系具有加和性的性质为量度性质或广度性质
    • 体系不具有加和性的性质为强度性质
  • 过程&途径
    • 体系的状态发生变化，从始态变到终态，则体系经历了一个热力学过程，简称过程
    • 实现过程的每一种具体的方式称为途径
  • 体积功
    • 体系在反抗外界压强发生体积变化时，有功产生，，这种功称为体积功
  • 热力学能
    • 体系内部一切能量的总和叫做体系的热力学能（也称内能），通常用U表示
    • 广度性质
    • 热力学能只是温度的函数
• 热力学第一定律
  • 内容
    • 若某体系由状态Ⅰ变化到状态Ⅱ，在这一过程中体系从环境吸收热量Q，且环境对体系做功W，则过程中体系热力学能的改变量等于从环境吸收的热量与环境对体系所做的功之和
      • 若用ΔU表示体系热力学能的该变量，则有
  • 热力学中，关于功和热的规定
    • 体系在变化过程中吸收的热量为Q
    • 功是指环境对体系做的功
    • 功W和热Q都不是体系的状态函数
      • 功和热只有在有能量交换的过程中才会有具体的数值，且随途径不同，功和热的数值都有变化
• 热化学
  • 研究范围
    • 把热力学理论和方法应用到化学反应中，讨论和计算化学反应的热量变化的学科分支称为热化学
  • 化学反应的热效应
    • 含义
      • 反映出由化学键的断裂和形成所引起的热量变化
    • 定义（无非体积功时）
      • 当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量
  • 两种过程的反应热
    • 恒容反应热QV
      • 在恒容反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的热力学能
      • 弹式热量计（P55）
        • 用来测量一些有机化合物燃烧反应的恒容反应热
    • 恒压反应热QP
      • 焓（H）
      • 在恒压反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的焓
      • 杯式热量计（P56)
        • 只适用于测量中和热、溶解热等
    • QP和QV的关系
      • 近似为
        • • 若反应物与生成物气体的物质的量相等（Δn=0）时，或反应物与生成物全是固体或液体时，恒压反应热与恒容反应热近似相等
          • Δn为反应前后气体的物质的量之差
  • 反应进度
    • 定义式
      • • 为化学计量数
  • 摩尔反应焓变
    • 含义
      • 表示某反应按所给定的反应方程式进行1mol反应
    • 关系式
  • 热化学方程式书写注意事项（P59）
    • 注明温度和压强条件（298K,1.013×10^5可不注明
    • 注明物质的聚集状态（固/液/气）或晶形
    • 方程式配平系数可以是分数
  • 盖斯定律
    • 定义
      • 一个化学反应若能分解成几步来完成，则总反应的热效应等于各步反应的热效应之和
  • 标准摩尔生成热（标准生成热）
    • 定义
      • 某温度下，由处于标准状态的各种元素的指定单质生成标准状态的1mol某纯物质的热效应，叫做该温度下该物质的标准摩尔生成热，简称标准生成热
    • 应用（求算反应热）
  • 燃烧热
    • 定义
      • 在100kPa的压强下1mol物质完全燃烧时的热效应叫做该物质的标准摩尔燃烧热，简称标准燃烧热
    • 应用（求算反应热）
• 化学反应的方向
  • 可逆途径
    • 各种不同膨胀途径的p-V图(N为膨胀次数)
      • N=1
      • N=2
      • N=4
      • N=8
      • N→∞
    • N→∞时，体系所做的体积功是各种途径的体积功的极限
      • 此种途径称为可逆途径，具有特殊性
        • 膨胀次数无限多，时间无限长，速度无限慢
        • 驱动力无限小，体系几乎一直处于平衡状态
        • 体系做的功比其他途径时体系所做的功大，该途径的功用Wr表示，它有绝对最大值
        • 体系和环境的状态可以由原路线还原
    • 可逆途径为一种理想方式，但实际过程中有近似可逆的
      • 沸点温度下发生的汽化和液化
      • 熔点温度下发生的熔解和凝固
  • 化学反应进行的方向
    • 焓判据
      • 反应倾向于ΔH＜0
      • 反应的标准摩尔焓变对反应的进行方向有重要影响，但不是唯一影响因素
    • 熵（状态函数）&熵判据
      • 定义
        • 热力学上把描述体系混乱度的状态函数叫做熵，用S表示，Ω表示微观状态数
      • 具有加和性
      • 恒温可逆过程中
      • 热力学第三定律
        • 若实现了0K，物质内部的热运动将停止，于是任何完美晶体中的原子或分子只有一种排列形式，即只有唯一的微观状态，规定其熵值为零
      • 标准摩尔熵变
        • 受温度变化影响较小，因此在一定温度范围内反应的标准摩尔熵变可以近似地用298K的数据代替
      • 熵判据
        • 反应倾向于ΔS＞0
    • 吉布斯自由能（G）&吉布斯自由能判据
      • 含义
        • 表示体系所具有的在恒温恒压下做非体积功的能量
      • 定义式
        • G=H-TS
      • 吉布斯自由能判据
        • ΔG＜0，反应以不可逆方式进行
        • ΔG=0，反应以可逆方式进行
        • ΔG＞0，反应不能进行
      • 热力学第二定律
        • 恒温恒压下体系的吉布斯自由能G减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向
      • 标准摩尔生成吉布斯自由能
        • 某温度下，由处于标准状态的各种元素的指定单质生成1mol某纯物质的吉布斯自由能改变量，叫做该温度下该物质的标准摩尔吉布斯自由能
        • 吉布斯-赫姆霍兹方程
          • 吉布斯自由能判据引申
            • 恒温恒压下
              • 当ΔH＜0，ΔS＞0时，反应在任何温度下都能进行
              • 当ΔH＞0，ΔS＜0时，反应在任何温度下都不能进行
              • 当ΔH＞0，ΔS＞0时，反应在高温时可能进行
              • 当ΔH＜0，ΔS＜0时，反应在低温时可能进行

热力学第一定律

• 内容
  • 若某体系由状态Ⅰ变化到状态Ⅱ，在这一过程中体系从环境吸收热量Q，且环境对体系做功W，则过程中体系热力学能的改变量等于从环境吸收的热量与环境对体系所做的功之和
    • 若用ΔU表示体系热力学能的该变量，则有
• 热力学中，关于功和热的规定
  • 体系在变化过程中吸收的热量为Q
  • 功是指环境对体系做的功
  • 功W和热Q都不是体系的状态函数
    • 功和热只有在有能量交换的过程中才会有具体的数值，且随途径不同，功和热的数值都有变化

热化学

• 研究范围
  • 把热力学理论和方法应用到化学反应中，讨论和计算化学反应的热量变化的学科分支称为热化学
• 化学反应的热效应
  • 含义
    • 反映出由化学键的断裂和形成所引起的热量变化
  • 定义（无非体积功时）
    • 当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量
• 两种过程的反应热
  • 恒容反应热QV
    • 在恒容反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的热力学能
    • 弹式热量计（P55）
      • 用来测量一些有机化合物燃烧反应的恒容反应热
  • 恒压反应热QP
    • 焓（H）
    • 在恒压反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的焓
    • 杯式热量计（P56)
      • 只适用于测量中和热、溶解热等
  • QP和QV的关系
    • 近似为
      • • 若反应物与生成物气体的物质的量相等（Δn=0）时，或反应物与生成物全是固体或液体时，恒压反应热与恒容反应热近似相等
        • Δn为反应前后气体的物质的量之差
• 反应进度
  • 定义式
    • • 为化学计量数
• 摩尔反应焓变
  • 含义
    • 表示某反应按所给定的反应方程式进行1mol反应
  • 关系式
• 热化学方程式书写注意事项（P59）
  • 注明温度和压强条件（298K,1.013×10^5可不注明
  • 注明物质的聚集状态（固/液/气）或晶形
  • 方程式配平系数可以是分数
• 盖斯定律
  • 定义
    • 一个化学反应若能分解成几步来完成，则总反应的热效应等于各步反应的热效应之和
• 标准摩尔生成热（标准生成热）
  • 定义
    • 某温度下，由处于标准状态的各种元素的指定单质生成标准状态的1mol某纯物质的热效应，叫做该温度下该物质的标准摩尔生成热，简称标准生成热
  • 应用（求算反应热）
• 燃烧热
  • 定义
    • 在100kPa的压强下1mol物质完全燃烧时的热效应叫做该物质的标准摩尔燃烧热，简称标准燃烧热
  • 应用（求算反应热）

化学反应的方向

• 可逆途径
  • 各种不同膨胀途径的p-V图(N为膨胀次数)
    • N=1
    • N=2
    • N=4
    • N=8
    • N→∞
  • N→∞时，体系所做的体积功是各种途径的体积功的极限
    • 此种途径称为可逆途径，具有特殊性
      • 膨胀次数无限多，时间无限长，速度无限慢
      • 驱动力无限小，体系几乎一直处于平衡状态
      • 体系做的功比其他途径时体系所做的功大，该途径的功用Wr表示，它有绝对最大值
      • 体系和环境的状态可以由原路线还原
  • 可逆途径为一种理想方式，但实际过程中有近似可逆的
    • 沸点温度下发生的汽化和液化
    • 熔点温度下发生的熔解和凝固
• 化学反应进行的方向
  • 焓判据
    • 反应倾向于ΔH＜0
    • 反应的标准摩尔焓变对反应的进行方向有重要影响，但不是唯一影响因素
  • 熵（状态函数）&熵判据
    • 定义
      • 热力学上把描述体系混乱度的状态函数叫做熵，用S表示，Ω表示微观状态数
    • 具有加和性
    • 恒温可逆过程中
    • 热力学第三定律
      • 若实现了0K，物质内部的热运动将停止，于是任何完美晶体中的原子或分子只有一种排列形式，即只有唯一的微观状态，规定其熵值为零
    • 标准摩尔熵变
      • 受温度变化影响较小，因此在一定温度范围内反应的标准摩尔熵变可以近似地用298K的数据代替
    • 熵判据
      • 反应倾向于ΔS＞0
  • 吉布斯自由能（G）&吉布斯自由能判据
    • 含义
      • 表示体系所具有的在恒温恒压下做非体积功的能量
    • 定义式
      • G=H-TS
    • 吉布斯自由能判据
      • ΔG＜0，反应以不可逆方式进行
      • ΔG=0，反应以可逆方式进行
      • ΔG＞0，反应不能进行
    • 热力学第二定律
      • 恒温恒压下体系的吉布斯自由能G减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向
    • 标准摩尔生成吉布斯自由能
      • 某温度下，由处于标准状态的各种元素的指定单质生成1mol某纯物质的吉布斯自由能改变量，叫做该温度下该物质的标准摩尔吉布斯自由能
      • 吉布斯-赫姆霍兹方程
        • 吉布斯自由能判据引申
          • 恒温恒压下
            • 当ΔH＜0，ΔS＞0时，反应在任何温度下都能进行
            • 当ΔH＞0，ΔS＜0时，反应在任何温度下都不能进行
            • 当ΔH＞0，ΔS＞0时，反应在高温时可能进行
            • 当ΔH＜0，ΔS＜0时，反应在低温时可能进行