导图社区 无机化学第二章化学热力学基础
无机化学第二章化学热力学基础笔记，包括热力学基本概念、热力学三定律、化学反应的热效应、反应进度、盖斯定律、化学反应进行的方向等。
无机化学第六章分子轨道理论、化学键的量子理论笔记，包括理论要点、分子轨道的能量分布、栗子等，需要的自取。
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化学热力学基础
热力学
热力学基本概念
体系与环境，界面和宇宙：以研究对象分“界”
敞开、封闭、孤立
体系与环境是否有物质和能量的交换
状态与状态函数
状态☞表征性质的物理量确定的存在形式
一系列状态函数
仅与始终态有关，具有加和性☞量度/广度性质
过程与途径
从青岛到渠县是个过程，坐火车是途径
体积功：体系（s)反抗外界压强（o)产生体积变化所做的功，有±
热力学中的功☞环境对体系做的功；Q体系与环境由于温差而传递的热量
deltaU=Q+W
Q和W非状态函数，即坐火车/坐飞机我的心情变化和接受做功不同
理想气体Q=-W
热力学能U/内能
无法计算，but状态函数
理想气体状态变化U=f(T)，恒温，热力学能不变
热力学三定律
1.deltaU=Q+W能量守恒表达式
2.恒温恒压体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向/在孤立体系的自发过程中，体系的熵总是增加
可逆途径;deltaG＜0
3.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0
热化学
符号上下标，p60
化学反应的热效应Q
定义：在无非体积功的过程中，且反应物和生成物温度等，化学反应过程吸收或放出的热量
分类
Qv恒容，弹式热量计
Qp恒压，杯式热量计
Qv=deltaU,Qp=deltaH
定义焓H=g(T)=U+pV，无意义
Qp=Qv+(delta n)RT☞delta n=0/全是固液时两者等
反应进度
计算方法：反应的n/化学计量数，SI单位mol
实际意义:值为1时☞从t=0时已经有化学计量数mol反应
计算反应摩尔焓变，deltaH/反应进度，☞某一时刻
盖斯定律
热化学方程式注意事项：可分数、必状态（聚集状态/晶形）
反应热只与始终态有关
恒压，Q=deltaH☞总焓变=各步焓变之和
生成热
定义：某温度下，由标准状态下的各元素的指定单质生成标准状态1mol某纯物质
标准状态：纯固液摩尔分数=1，溶质标准态浓度=1mol/L，气体分压100kPa
标准摩尔反应热（下标r)=（计量数×—）生（下标f)-反
下同理
燃烧热
定义：在100kPa下，1mol物质完全燃烧时的热效应
=标准摩尔燃烧热（下标c)反-生
键能
反-生
同一化学键键能随物质不同而异、物质状态不满足定义
计算摩尔反应焓变
状态函数 熵
单位J/(mol·K)
意义：描述混乱度S=k lnΩ，单位J/K☞粒子数、粒子对称度、总整齐度、质量；0熵值——＞100kPa、某T计算熵值
热力学prove恒温可逆途径delta S=Qr/T
不等温用微积分＜=deltaS一定
类可逆体积功，eg.沸点、熔点温度和外压
标准摩尔反应熵变（下标r)=生-反
可估计熵变
状态函数 吉布斯自由能
单位kJ/mol
恒温恒压无非体积功化学反应进行方向deltaG＜0,以可逆方式进行；＞0，已不可逆方式进行；=0，平衡/不进行反应
热力学结论：Q=deltaH-W非体——Q≥delta H-W非——-delta G≥-W非 即恒温恒压反应中，G的减少量是体系所做非体积功-W非 的最大限度，该值仅在可逆途径实现，其他方式完成反应，-W非 均小于该值。
标准摩尔生成吉布斯自由能（下标f)
定义:某温度下处于标准状态下的各种元素的指定单质生成1mol纯物质的吉布斯自由能改变量
的deltaG标摩
=delta H标摩-T deltaS标摩
298K
化学反应进行的方向
各种途径的体积功
可逆途径：理想气体恒温膨胀体系及环境的热力学能全部复原
deltaH、deltaS坐标图
一个不符焓减熵增，焓变为主，温度
可逆体积功，认为过程无限微分
