化学热力学初步

包含了吉布斯自由能及其应用、常用术语、系统与环境、状态与状态函数、过程和途径、等压过程、等容过程等。

化学热力学初步

• 常用术语
  • 系统与环境
    • 被人为划做实验对象的这一部分物体称为系统；而系统以外与之密切相关的部分称为环境。
    • 敞开系统 物质交换√ 能量交换√
    • 封闭系统 物质交换 × 能量交换√
    • 独立系统 物质交换 × 能量交换×
  • 状态与状态函数
    • 当用来确定系统状态的物理量一定时 那么系统就处于一定状态 当其中一个物理量变化导致状态变化时， 这些觉得系统状态的物理量就是状态函数
  • 过程和途径
    • 当系统的状态发生变化时，这种变化称为过程 完成这个变化的具体步骤称为途径
  • 状态函数的变化值只与始态终态有关； 非状态函数的变化值还与“途径”有 关
  • 等压过程
    • 系统始态和终态的压力相同 P₁=P₂=P环 △P=0
  • 等容过程
    • V₁=V₂ 的△ V=0 体积不发生变化
  • 等温过程
    • 温度不发生变化 T₁=T₂=T环
• 热力学第一定律
  • 热与功
    • 由温差而引起的能量传递叫做热（Q） 在热力学中除热以外的能量传递都叫做功（W） 两者都是非状态函数！！！
  • 热力学能
    • 即内能，是系统内部所蕴藏的全部能量 我们无法求得热力学能的绝对值 只能求得变化值即△U
  • 热力学第一定律
    • △U＝Q＋Ｗ　 W＝－ｐ＊△V
    • 能量具有各种不同的形式，他们之间可以 相互转换而在转化的过程中能量的总值不变
  • 可逆过程和最大功
    • 最大功W₃=－ｎ*Ｒ*Ｔ*㏑V₂／Ｖ₁＝－P*V₁*㏑V₂／Ｖ₁
• 热化学
  • 焓
    • △H＝△U+p△Ｖ 　　＝△U＋（△ｎ）RT
  • 等容反应热
    • △Ｖ＝０　　W＝－P△V＝０ △U＝Q＋W＝Ｑ－P△V＝Q 弹式量热计　用于测量等容反应热
  • 等压反应热
    • 此时的Q＝△H 使用保温杯式量温热计进行测量
  • 热化学方程式
    • 计算反应进度时 §=△n/v v为化学计量数 反应物的化学计量数为负值，生成物为正值 △n=反应后物质的量减去反应前物质的量 书写方程式时 要写出物质的状态，放热反应△H为负值 吸热反应为正值
  • 盖斯定律
    • 不管化学反应是一步完成的还是分步完成，其热效应总是相同的。 使用时 目的是为了消去目的式子里没有的物质， 且物质状态也要相同否则不能相消
  • 生成焓
    • 由元素指定单质生成1mol某物质时的热效应 叫做该物质的生成焓用△fHmϴ表示 生成物的标准生成焓为正值 反应物为负值
  • 水合氢离子
    • 即氢离子其标准生成焓为0
  • 键能反应和焓变
    • 对多原子分子来说键能是解离能的平均值 通过键能来计算焓变 成键放热，断键吸热 键能计算反应热只适用于气相反应
• 热力学第二定律
  • 熵
    • 状态函数
    • 等温过程下△S=Q/T
  • 热力学第二定律
    • 孤立系统中任何的自发过程中，系统的熵总是增加的 △S孤＞０ 把环境和系统看成整一个孤立系统 则△S系＋△S环＞０　　可自发 　　　　　　　＜　　　不可自发
  • 标准摩尔熵
    • 标准熵大小的判断 １.依据聚集态的不同 气态＞＞液态＞气态 ２.聚集态相同，复杂分子比简单分子 有较大的熵值 ３.结构相似的物质相对分子量越大 熵值越大 ４.相对分子量相同，分子构型越复杂 熵值越大 ５.熵值随温度升高而增大； 气态物质的熵值随压力增高而减小
    • 在热力学温度０K时，任何纯物质 的完整晶体的熵值等于０
    • 可以通过标准摩尔熵，计算标准摩尔熵变
• 吉布斯自由能及其应用
  • 吉布斯自由能
    • G=H－TS △G＝△H－T△S △G<0过程自发 △G=0过程处于平衡状态 △G>0过程非自发 △H>0 △S>0 反应高温自发 △H>0 △S<0 任何情况不自发 △H<0 △S>0 任何情况自发 △H<0 △S<0 反应低温自发
  • 标准生成吉布斯自由能
    • 在指定温度和标准态下（298K）， 由指定单质生成1mol某物质的吉布斯自由能变 称为该物质的标准生成吉布斯自由能
  • △G与温度的关系
    • △Gθ=△H-T△S T转=△H/△S。
  • 范托夫等温方程
    • △G=△Gθ+RT㏑Q Ｑ为活度熵 活度＝ｐ／ｐθ＝ｃ／ｃθ