普通化学 第二章 化学热力学初步

化学热力学初步——术语和基本概念，热力学第一定律，热化学及热效应，状态函数-熵，状态函数——吉布斯自由能。

第二章 化学热力学初步

• 术语和基本概念
  • 体系和环境
  • 状态和状态函数
    • 状态函数与变化途径无关
  • 变化、过程和途径
  • 体积功W
  • 热力学能U
    • 内能：△U＝U2-U1 与途径无关
• 热力学第一定律
  • 热力学第一定律
    • 体系状态发生改变时，通过热和功与环境进行能量交换，而热力学能发生变化。
  • 热和功
    • 热（Q） 体系吸热：Q＞0 体系吸热：Q＜0
    • 功（W） 体系对环境做功：W＞0 环境对体系做功：W＜0
    • 热和功都不是状态函数
  • 第一定律表达式
    • 吸收热量对外做功 U2=U1+Q-W U2-U1=Q-W
    • 对于封闭体系 → △U=Q-W
  • 不可逆途径与可逆途径的功和热
    • 对于理想气体，U是温度函数，等温膨胀后△u=0 Q=W
    • 理想气体以恒温可逆膨胀时，体系对环境做功最大，吸收的热量最多
    • 以可逆途径恒温压缩时，环境对体系做功最小，体系放热最少
• 热化学及热效应
  • 化学反应的热效应及方程式
    • （1）恒容反应热（QV）△V=0 Q=△U （2）恒压反应热 （QP）
    • Qp和Qv的关系：△U=Qv △H=Qp
    • Qp=Qv+△nRT 固液反应→△（pv）可忽略Qp≈Qv
    • 理想状态方程： pV=nRT R=8.314(Pa)
    • 热化学反应方程式
  • 热效应计算
    • 赫斯定律
      • 除体积功外，无其他形式的功 计算△rHm
    • 生成热
      • 生成焓，标准摩尔生成焓：1mol纯物质的热效应△fHm
    • 燃烧热
      • 标准摩尔燃烧热：1mol物质完全燃烧为指定生成物时的热效应
    • 从键能估算反应热
      • 断键吸热，成键放热
• 状态函数 — 熵
  • 自发变化/自发过程
  • 焓和自发变化
    • 自发的化学反应趋向于使体系放出最多的能量
  • 混乱度、熵和微观状态数
  • 热力学第二定律
    • △S＞0 自发反应 △S＜0 非自发反应 △S=0平衡状态
  • 热力学第三定律和标准熵
    • 标准熵的变化规律
      • （1）同一物质：固＜液＜气 （2）温度⬆ S⬆ （3）结构相似，分子质量⬆ S⬆ （4）相对分子质量相同，结构复杂S⬆
  • 对过程熵变的估计
    • 固态→液态 △S＞0 固态、液态→气体 △S＞0 气体→ 气体 △S＞0
• 状态函数—吉布斯自由能
  • Gibbs自由能判断依据
    • G=H-TS
      • △G＜0 反应可正向自发反应 △G=0 反应达到平衡 △G＞0 正向反应不能自发进行
  • 标准生成摩尔Gibbs自由能