化学热力学原理ab

用热力学的基本原理来研究化学及其有关物理现象就称为化学热 力学。 化学热力学的作用: 1) 预测反应发生的.可能性 2) 判断反应进行的方向 (判据) 3) 判断反应进行的限度 (平...

化学热力学原理

• 热力学第一定律
  • 表达式
    • δU=U2－U1=Q+W
  • 可逆过程
    • 定义：体系与环境之间在无限接近平衡时进行的变化过程称为热力学可逆过程
    • 特点
      • 无限接近平衡态，由一系列连续的·渐变的平衡态构成
      • 进行时推动力和阻力非常小，完成任意有限量变化均需无限长时间
    • 恒温膨胀或压缩
      • 由于对于理想气体U与温度唯一有关，U一定
      • 以可逆方式进行时体系对环境做功绝对值最大
  • 恒容及恒压条件下的反应热
    • 恒容过程
      • Q=δU
      • 恒容且不做非体积功过程是无功过程
    • 恒压过程
      • 定义 焓：H=Q+pV
      • Q=δH
      • 恒压且不做非体积功过程，体系吸收或放出的热量全部用来改变体系的焓
• 热化学
  • 恒温或恒容条件下化学反应的热效应
    • 当生成物的温度恢复至与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的热效应
    • 两者差别取决于反应体系的性质，若无气体参与，两者近似相等，否则与气体总的物质的量有关
  • 盖斯定律
    • 条件：恒容恒压不做非体积功
    • 热效应仅由反应物和生成物确定
  • 生成焓与燃烧焓
    • 标准摩尔生成焓：标准状态指定最稳定单质在某温度生成1mol某纯物质的恒压热效应
    • 标准摩尔燃烧焓：标准状态下1mol某物质完全氧化时产生的恒压反应热
• 化学反应方向
  • 自发过程与自发方向
    • 自发过程：在一定环境条件下，不做非体积功，体系自动发生的过程
    • 一切自发过程的逆过程都是非自发的
  • 热力学第二定律
    • 开尔文表述：从单一热源取热，使其全部转变成功而不引起其它变化是不可能的
    • 克劳修斯表述：不可能把热从低温物体转到高温物体而不引起其它变化
  • 熵
    • 表达式：S=klnΩ
    • 标准熵：从熵值为零的状态出发，使1mol纯物质变化到标准压力和某温度T的熵变值
    • 为绝对值，绝对零度时为零
  • 熵增原理
    • 任何恒温变化以可逆过程进行时，其热温商最大，等于熵变
    • 孤立体系中熵变：小于零－自发 等于零－平衡
  • 吉布斯自由能
    • 表达式：G=H－TS
    • 封闭体系中等温等压变化非体积功为零，那么
      • δG<0，反应以不可逆方式自发进行
      • δG=0，反应以可逆方式进行
      • δG>0,不能自发进行
    • 标准生成吉布斯自由能：指定标准状态最稳定单质生成1mol某纯物质的吉布斯自由能改变量
    • 标准生成吉布斯自由能和标准摩尔熵和标准摩尔反应焓变的关系：δG=δH-TδS
• 基本概念
  • 体系和环境
    • 体系：热力学中将研究对象称为体系
      • 敞开体系：体系与环境之间既有物质交换也有能量交换
      • 封闭体系：体系与环境之间没有物质交换，只有能量交换
      • 孤立体系：也称隔绝体系，体系与环境之间既没有能聊交换也没有物质交换
    • 体系以外·与体系有相互作用的其他部分称为环境
  • 状态和状态函数
    • 状态：体系物理化学性质的综合表现
    • 状态函数：量度性质和强度性质
  • 过程和途径
    • 过程：体系状态变化
      • 恒温过程：δT=0
      • 恒压过程：δP=0
      • 恒容过程：δV=0
      • 绝热过程：Q=0
    • 途径：完成变化的具体方式
  • 热和功
    • 注意：热和功不是体系的性质，不是状态函数，其数值与体系变换途径有关
    • 热：因温度不同在体系与环境之间传递的能量
    • 功：除热以外，体系和环境之间交换的能量
  • 热力学能
    • 体系内一切能量的总和，也称内能