化学热力学基础

基础化学第九版化学热力学基础思维导图，包括系统与环境、状态函数与过程、能量守恒与化学反应热、热力学定律、注意事项等内容。

化学热力学基础

系统与环境

开放系统

有物质交换且有能量交换

封闭系统

无物质交换但有能量交换

隔离系统

无物质交换也无能量交换

状态函数与过程

状态函数

性质

广度性质（可加）

强度性质

特点

状态函数为单值函数，其改变值只取决于系统的初始状态和终了状态

注意

热和功都不是状态函数

过程

等温过程

等压过程

等容过程

绝热过程

循环过程

状态函数经过循环过程其变化值为0

能量守恒与化学反应热

热力学能和热力学第一定律

热力学能

又称内能，为状态函数

热力学第一定律

把功和热联系起来，DU=Q+W

等容反应热Qv=DU

系统的焓变和等压反应热效应

系统的焓

等压，不做非体积功，H=U+PV

等压反应热

等压，不做非体积功，Qp=H2-H1

反应进度，热化学方程式与标准状态

反应进度

用符号x表示，单位为mol,当x=1mol时称为摩尔反应进度，此时反应热为摩尔反应热，用DrHm表示

热化学方程式与标准状态

标准状态

气体：纯理想气体的标准态是该气体处于标准压力p(100kPa)下的状态；混合理想气体的标准态是指任一气体组分的分压力为p的状态

纯液体或纯固体：纯液体（或纯固体）物质的标准态是标准压力p下的纯液体（或纯固体）

溶液：指在标准压力下溶质浓度为1mol/L或质量摩尔浓度为1mol/kg且具有理想溶液性质的溶液，

热力学定律

热力学第零定律

如果A系统温度与C系统温度相同,B系统温度也与C系统温度相同，那么A系统与B系统温度相同

热力学第一定律

自然界一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，能够从一种形式转化为另一种形式，在转化中能量的总值不变

热力学第二定律

隔离系统内发生的绝热过程，在隔离系统内发生的任何自发过程熵总是增加的，直至平衡态时熵值最大，不再变化，熵变为0

热力学第三定律

纯净物质的完整晶体在绝对零度下质点的排列和取向都一致时熵值为0

注意事项

无法确定绝对值的状态函数

内能，焓，熵，G

与方程式写有关的量

反应进度x，反应热，熵增，DG

稳定单质的标准摩尔熵不为0，因为它们不是绝对零度的完整晶体

Hess方程与反应热的计算

由已知热化学方程式计算反应热

由标准摩尔生成焓计算反应热（产物-反应物）

在指定温度下，由稳定单质生成1mol物质时的焓变称为物质的摩尔生成焓，符号为DfHm，规定稳定单质标准摩尔生成焓为0

由标准摩尔燃烧焓计算反应热（反应物-产物）

熵和Gibbs自由能

自发过程

基本特征：单向性，具有做功的能力（自发性越大，做功潜力越大），具有一定限度

推动力：能量降低，混乱度增大

系统的熵（S）

等温可逆过程：DS=Qr/T

标准摩尔熵：在标准状态下1mol物质的规定熵，单位为J/(K·mol)，注意，水溶液中离子的标准摩尔熵是建立在标准状态下水合H3O+的标准摩尔熵为的基础上求得的相对值

标准摩尔熵大小比较：1，气态>液态>固态 2，高温>低温 3，对气体低压>高压

系统的Gibbs自由能

等温等压不做非体积功，G=H-TS

等温等压可逆过程中，系统的Gibbs自由能的变化等于最大非体积功即有用功

标准摩尔生成Gibbs自由能：在标准状态下由最稳定单质生成1mol某物质的Gibbs自由能，单位为kj/mol。稳定单质

计算

标准状态下，298.15k

标准状态下，其他温度时

非标准状态下 △rGm= △r G m + RT lnQ 溶液反应: Q = [(cD/c)d (cE/c)e] /[(cA/c)a (cB/c)b] 气体反应: Q = [(pD/p)d(pE/p)e] /[(pA/p)a (pB/p)b] 其中 c =1mol.L-1 ; p =100kPa