化学热力学初步

这是一篇关于化学热力学初步的思维导图，热力学一些常用术语：系统与环境、状态和状态函数、过程和途径、等容过程、等温过程。

化学热力学初步

• 热力学一些常用术语
  • 系统与环境
    • 系统：被划作研究对象的这一部分物体
    • 环境：系统以外，与其密切相关的部分
  • 状态和状态函数
    • 状态：物理量T、P、V、 m等
    • 状态函数:确定体系状态的物理量
      • 状态函数增量只与系统的始态和终态有关而与途径无关
  • 过程和途径
    • 过程：系统状态发生变化时，状态变化的经过
    • 途径：完成过程的具体步骤
  • 等压过程
  • 等容过程
  • 等温过程
• 热力学第一定律
  • 热和功
    • 不是状态函数。有正、负号的规定
    • 热（Q）：由于温差而引起的能量传递。
    • 功（W）：热以外的其它各种被传递的能量。
  • 热力学能（U）(又称为内能）
    • 系统内部所蕴含的总能量
    • 特点：是状态函数;无绝对值，无法确定
  • 热力学第一定律
    • 概念：能量具有各种不同的形式，它们之间可以相互转化，而且在转化的过程中能量的总值不变
    • 表达式：ΔU=Q+W
  • 可逆过程和最大功
• 热化学
  • 概念
    • 等容反应热：系统在变化过程中，体积始终保持不变，系统不做体积功。
    • 等压反应热：系统压力在变化过程中始终不变。
    • 焓：H=U+pV；吸热反应ΔH>0,放热反应ΔH<0
      • 特点①是状态函数，具有能量的量纲②无法确定其绝对值③没有明确物理意义
  • 热化学反应方程式
    • 书写时注意：①与化学计量方程式的系数有关②注明物质聚集状态③ΔH后注明温度，若298K可不写
    • 焓变的特点：①正逆方向反应的焓变数值相等，符号相反②与参加反应的物质的量成正比③与物质的聚集态有关
  • 盖斯定律
    • 不管化学反应是一步完成，还是分步完成，其热效应（反应热）总是相同的
  • 生成焓
    • 元素的指定单质生成1mol物质的热效应
      • 元素的最稳定单质的标准生成焓值为零。如：C（石墨），S(斜方硫），P（白磷）
    • 标准摩尔生成焓：生成反应在标准态和指定温度（通常为298K)的生成焓。
• 热力学第二定律
  • 化学反应的自发性
    • 自发过程：不需外加能量而能自动进行的反应或过程
    • 那些自发的吸热反应体系的混乱度都是增加的。
    • 系统混乱度增大有利于反应自发地进行，混乱度减少的过程不可能自发进行
  • 熵及标准摩尔熵
    • 熵判据（孤立体系）：ΔS(孤立)> 0，自发过程；ΔS(孤立)= 0，平衡过程；ΔS(孤立)< 0，非自发过程
    • 熵（S）：描述系统中微观粒子混乱程度的热力学函数。系统的混乱度愈大，熵愈大。
    • 标准摩尔熵：在标准态下1mol物质的熵值
    • 在热力学温度0K时，任何纯物质的完整晶体的熵值等于零
  • 热力学第二定律
    • 在孤立体系中自发过程总是朝着混乱度增加的方向，熵值增大的方向进行。
• 吉布斯自由能及其应用
  • 吉布斯自由能（G）（也称自由焓）
    • ΔG= ΔH - TΔS
    • 自由能判据：条件：等温等压，不做非体积功（有用功） ΔG< 0, 自发过程 ΔG =0，平衡状态 ΔG>0，非自发过程（逆过程自发）
  • 标准生成吉布斯自由能
    • 定义：标准状态下，由指定单质生成1mol某物质的吉布斯自由能变称为该物质的标准生成吉布斯自由能
  • ΔG与温度的关系
    • 放热反应和吸热反应会随温度变化而实现自发与非自发的转化,在这中间存在一个转折点,即ΔG = 0。系统处于平衡态,温度稍有改变,反应方向就会发生逆转，这温度就称转变温度。