导图社区 热效应与焓变
大学普通化学第三章化学反应的方向之热效应与焓变思维导图，包括热力学第一定律、焓与焓变、熵与熵变等内容。
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第14章DNA的生物合成读书笔记
化学反应的方向
热效应与焓变
常用术语
封闭体系
只有能量交换
开放体系
隔离体系（孤立体系）
无能量交换、无物质交换
状态函数
只与始态、终态有关
热力学第一定律
能量守恒定律
ΔU = Q+ W
U：体系内能的改变
Q：体系吸收（放出）的热
W：体系所做的功
恒压条件下，体系只做体积功
体积功W =- PV
焓与焓变
恒压、只做体积功
H =U + PV
在恒压条件下，若只做体积功，体系的焓变等于恒压热效应，即H = Q
单位：KJ/mol
吸热为正值，放热为负值
在计算时注意是千焦，若是焦则乘除10的3次方
焓变的计算
利用Hess定律计算
在恒温、恒压条件下，某化学反应是一步完成还是几步完成，总的热效应是相同的
用生成焓计算
标准生成焓
在标态和T条件下，由稳定态单质生成1mol化合物时的焓变
Hf(T)
注意点
必须是由稳定态单质--标态和指定温度下存在的状态
是生成1mol化合物
单位必须是KJ/mol--要乘除达到
稳定态单质的生成焓为0
化学反应的焓变等于生成物的生成焓总和减去反应物的生成焓总和
用键焓计算
键焓
在标准状态和指定温度下，断开气态物质的1mol化学键，并使之成为气态原子时的焓变
在标态和指定温度下
断开气态物质的1mol化学键
并使之成为气态原子
单位 KJ/mol
键焓均为正值，键焓越高-化学键越稳定
化学反应的焓变等于反应物键焓总和减去生成物键焓总和
断键放热为正，成键吸热为负
注意：用键焓计算反应只限于气态物质，且双肩等多键误差加大
焓变的应用
H＞0：吸热反应，反应不容易进行
H＜0：放热反应，反应容易进行
熵和熵变
熵--体系或物质混乱度的量度
标准熵S
在标准状态下，1mol物质所具有的熵值
单位 J/mol/K
单位是焦，要和千焦进行换算
热力学第三定律
在绝对零度，任何理想晶体的熵值为0
理想晶体：纯净而完美的晶体。理想晶体中的质点完全停止了运动（假想状态）
熵值规律
固态→液态→气态：熵值增加
同类物质摩尔质量M越大，熵值越大
气态多原子分子的熵值较单原子的大
摩尔质量相等或相近的物质，结构越复杂，熵值越大
温度增加，熵值升高
对气态物质，压力增加，熵值降低
熵变的计算
化学反应的熵变等于生成物的熵值总和减去反应物的熵值总和
总反应熵值等于各个反应熵值之和
熵变是状态函数
恒温恒压可逆过程，可用热力学第二定律计算
S=Q/T
Q：可逆过程热效应，如：相变热、熔化热
T：温度
S：热温熵
熵增加原理
在一个孤立体系中，任何一个自发过程，其结果都导致熵的增加，而熵减的过程是不自发的
S＞0： 自发
S＜0： 非自发
S=0： 体系处于平衡状态
对封闭体系，以上结论不适用，有环境存在
吉布斯自由能
G=H-TS
对任意温度，都有G=H-TS，其中H、S为标态下焓变与熵值
G的计算
标态下，T=298K
查表计算
吉布斯自由能等于生成物G总和减去反应物G总和
标态下，T≠298K
查表计算标态下H、S
总反应自由能等于各个反应自由能之和
用van hoff等温式计算
G的意义
判断反应方向
恒温、恒压、只做体积功
G＜0： 正向自发
G＜-40
G＞0：正向非自发
G＞ +40
G=0：体系处于平衡
在低温、高温下情况可能不同
计算非体积功
- G = W
可逆过程吉布斯自由能的减少等于恒温恒压下体系所作最大非体积功
计算转变温度
T = H/S
T:由自发反应转变为非自发反应或由非自发转变为自发反应的温度
H：体系的焓变
S：体系的熵变
