第二章化学热力学初步

这是一篇关于第二章化学热力学初步的思维导图，热力学第一定律（the first law of thermodynamics）是涉及热现象领域内的能量守恒和转化定律，反映了不同形式的能量在传递与转换过程中守恒。

化学热力学初步

• 热力学第一定律
  • 概念
    • 体系：敞开、封闭（主要研究）、孤立
    • 状态函数：量度（具加和性）、强度（不具加和性）
    • 热量：体系吸热，Q＞0；体系放热，Q＜0 功：体系对环境做功，W＞0；环境对体系做功，W＜0
  • 热力学第一定律
    • △U=Q-W
    • 注意问题：只适用于封闭体系；W为所有的功；理想气体的内能只与温度有关
  • 不同途径的功
    • 自由膨胀 外压始终恒定 多次恒外压膨胀 可逆途径
    • 理想气体的变化过程
      • 恒温膨胀：体系对环境做的功最大，吸收的热量最多
      • 恒温压缩：环境对体系做的功最小，体系放出的热量最少
• 热化学
  • 热效应和焓(单位是kj/mol)
    • H=U+pV
    • 恒容反应热：△U=Qv 恒压反应热：△U=△H-W Qp=△H
    • 体系中反应物与生成物气体的n相等或全部为固体或液体时，Qp=Qv
  • 化学反应进度与热化学方程式
    • 化学反应进度：e=△n/Vb 其数值与方程式的书写形式有关
    • 1.本书中，焓变与反应热在数值上相等 2.△rH*m=-△rH*m
• 化学反应热效应的计算
  • 赫斯定律：对已知反应热的化学方程式的相加减
  • 生成焓：△rH*m=∑V△fH*m（生成物）-∑V△fH*m（反应物）
  • 燃烧热：△rH*m=∑V△cH*m（反应物）-∑V△cH*m（生成物）
  • 键能估算：△rH*m=∑Ve（反应物）-∑Ve（生成物）
• 熵(体系混乱度的体现）
  • 标准熵值与标准生成热有本质区别，前者不是相对数值，是通过一系列数据算出的。
  • S=klnΩ（加和性） 单位是j/k/mol △S=Qr/T（恒温可逆）
  • 孤立体系中，体系自发地向熵增加的方向进行
  • 绝对零度的物质的熵值为0，而标准熵为S*m
  • △rS*m=∑V△S*m（生成物）-∑V△S*m（反应物）
• 吉布斯自由能(G=H-TS) 单位是kj/mol
  • 等温等压，不做非体积功的反应判据 △G＜0，可正向自发进行 △G=0，达到平衡 △G＞0，正向不能自发进行
  • △rG*m=∑V△G*m（生成物）-∑V△G*m（反应物）
  • △rG*m(T)=△rH*m(298.15K)-T△rS*m(298.15K)
    • 判段是否反应是否发生步骤，先利用此式算出△G，若＜0，继续由S,H算反应发生的临界T
    • 四种情况：任何温度下都能自发进行（△H＜0，△S＞0，△G＜0） 任何温度下都不能自发进行（△H＞0，△S＜0，△G＞0） 只在高温下能自发进行（△H＞0，△S＞0，△G看温度） 只在低温下能自发进行（△H＜0，△S＜0，△G看温度）