导图社区 化学热力学基础思维导图
这是一篇关于化学热力学基础思维导图的思维导图，化学热力学基础思维导图，化学热力学研究对象基本概念，热力学第一定律。热化学，化学反应进行的方向。
这是一篇关于分子结构和共价键理论的思维导图，主要内容有一、路易斯理论二、价键理论三、杂化轨道理论四、价层电子对互斥理论五、分子轨道理论。
这是一篇关于原子结构和元素周期律的思维导图，包括：一、近代原子结构理论的确立；二、微观粒子运动的特殊性；三、核外电子运动状态的描述；四、核外电子的排布；五、元素周期表；六、元素基本性质的周期性。
化学动力学研究内容：研究化学反应速率和反应机理的化学分支学科；反应速率概念：在时间间隔∆t内，用单位时间内反应物（生成物）浓度的变化来表示的平均反应速率。
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英语词性
生物必修一
法理
化学热力学基础
一、 化学热力学研究对象
热力学研究宏观过程的能量变化，化学反应方向与限度的规律
局限性
只说明了发生化学反应的必要条件，不能预测反应实际进行的速率快慢
只描述了大量原子 、分子等微粒构成的宏观系统的行为，不能预言化学反应的微观机理
二、 基本概念
体系&环境
体系（系统）
研究的对象
环境
体系以外的其他部分
宇宙
体系+环境
体系种类
敞开体系
能量交换+物质交换
封闭体系
能量交换
孤立体系
都无
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
关系
状态一定，则体系的状态函数一定
体系的一个或几个状态函数发生了变化，则体系状态发生变化
始态&终态
始态
体系变化前的状态
终态
变化后的状态
状态变化的始态和终态一经确定，则状态函数的改变量是一定的。
量度性质&强度性质
量度性质（广度性质、容量性质）
体系中具有加和性的性质
强度性质
体系中不具有加和性的性质
过程&途径
过程
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。
途径
完成一个热力学过程，可以采取多种不同的具体方式
状态函数的改变量，取决于始态和终态，不管途径如何不同
体积功
体系对抗外压改变体积，产生体积功。
公式：W体=-p外∆v
不加以特别说明，可认为只有体积功，即W=W体
热力学能（内能）
体系内部所有能量之和，用U表示，尚不能求得
广度性质
仅是温度的函数
三、 热力学第一定律
内容
体系热力学能的改变量等于体系从环境吸收的热量Q与环境对体系所做的功W之和。
实质
能量守恒
数学表达式
∆U=Q+W
功和热的符号规定
W：环境对体系所做的功
W=20 J
表示环境对体系做功20J
W=-10 J
表示体系对环境做功10J
Q : 体系从环境吸收的热量
体系吸热为正，放热为负
功和热与途径有关
不是状态函数
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
四、 热化学
研究范围
把热力学第一定律具体应用于化学反应中，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
定义（无非体积功时）
当生成物的温度恢复到反应物的温度时，化学反应中所吸收或放出的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
含义
反映出由化学键的断裂和形成所引起的热量变化
两种过程的反应热
恒容反应热QV
在恒容反应中，体系吸收的热量全部用来改变体系的热力学能。
QV=∆rU
弹式热量计
燃烧、爆炸等反应热的测量
QV=-C·∆T
整个装置温度升高1K时所吸收的热量称为装置的热容，用C表示
恒压反应热QP
焓（H）
∆rU、QV、∆rH、QP 的单位均为焦耳J
H=U+pV
焓和能量的单位一致
量度性质
只与温度有关
在恒压反应中，体系吸收的热量全部用来改变体系的焓。
QP=∆rH
杯式热量计
只适用于测量溶解热、中和热等
两者关系
QP=QV+∆nRT
∆n是气体物质的物质的量的改变量
QP、QV和∆nRT的单位都是焦耳(J)
若反应物和生成物气体的物质的量相等（∆n=0)时，或没有气体参加的液体、固体反应
QP=QV
反应进度ξ
定义式
ξ=∆n(A)/νA
ν为化学计量数
单位
mol
摩尔反应热∆rHm
某恒压反应，当反应进度为ξ mol时，恒压热为∆rH，则∆rHm=∆rH/ξ
公式
∆rH=∆rU+∆nRT
∆rHm=∆rUm+∆νRT
摩尔恒压热：∆rHm
摩尔恒容热：∆rUm
热化学方程式书写注意事项
要注明反应温度和压力
298K，101.3KPa可以不注明
注明物质的存在状态
固体s,液体l,气体g,水溶液aq,晶型
计量数可以是整数，也可以是分数
注明热效应
盖斯定律
定义
一个化学反应，不论是一步完成，还是分数步完成，其热效应相同。（每步均恒压）
标准摩尔生成热
某温度时，在100kPa压力下，由处于标准态的各种元素的指定单质，生成标准态的1mol某物质时的热效应，叫做该物质的标准摩尔生成热。简称标准生成热或生成热。
用符号∆fHmΘ表示
单位：KJ·mol-1
注意
指定单质，通常是最稳定的单质，它的标准摩尔生成热为零。
燃烧热
在100 kPa压力下，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。简称标准燃烧热或燃烧热。
用符号∆cHmΘ 表示
燃烧终点的规定
子主题
从键能估算反应热
化学反应实质
反应物中化学键的断裂与生成物中化学 键的形成。
断键吸热，成键放热
五、 化学反应进行的方向
可逆途径
各种不同膨胀途径的P-V图（N为膨胀次数）
N→∞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，它有最大绝对值
体系和环境的状态可以由原路线还原。
可逆途径是一种理想方式，但实际过程中有近似可逆
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∆H<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
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
状态函数，有加和性，是量度性质，单位为 J•K－1
恒温可逆过程中
热力学第三定律
假设实现了0K，晶体粒子的热运动停止，粒子完全固定在一定位置上。0 K 时，体系微观状态数Ω为1，熵 S = 0
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∆S>0
吉布斯自由能（G）&吉布斯自由能判据
表示体系所具有的在恒温恒压下做非体积功的能量
G=H-TS
状态函数，单位焦耳（J）， 有加和性，量度性质。
吉布斯自由能判据
恒温恒压无非体积功
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
热力学规定，某温度时，在 100 kPa压力下，由处于标准态的各种元素的指定单质，生成标准态的 1 mol 某物质时的自由能改变量，叫做这种温度下该物质的标准摩尔生成自由能，简称生成自由能。
生成自由能用∆fGmΘ表示，单位 kJ•mol－1。
吉布斯-赫姆霍兹方程
吉布斯自由能判据引申
恒温恒压
