普通化学之热化学

大学普通化学课程第一章热化学内容的思维导图

热化学

• 基本概念
  • 系统
    • 敞开系统：系统与环境间既有物质交换，又有能力交换
    • 封闭系统：无物质交换，但有能量交换
    • 孤立系统：既无物质交换，也无能量交换
  • 环境：与系统密切相关的部分
  • 相：系统中物理化学性质完全相同的均匀部分
  • 状态函数：描述系统性质的物理量
    • 特点
      • 状态一定，状态函数一定；状态变，状态函数变
      • 其变化值只与始态、终态有关，与变化途径无关
    • 按性质分类
      • 广度性质：具有加和性（体积、质量等）
      • 强度性质：不具有加和性（温度、密度等）
  • 过程和途径
  • 化学计量数
    • 反应物为负，生成物为正，化学计量数之和为0
    • 对于同一反应，化学计量数与化学方程式的写法有关
  • 反应进度（单位：mol）
    • 定义：反应中某物质的△n/该物质的化学计量数
    • 与化学反应方程式的写法有关，必须指明具体化学反应方程式
    • 可任选一反应物或生成物来表示，值均相同
    • 摩尔反应：反应进度为1mol的反应
• 热力学第一定律
  • 热力学能U（状态函数）：体系内部所有微观粒子的能量之和
  • 热Q（不是状态函数）
    • 定义：体系与环境因存在温差而传递的能量
    • 体系从环境吸热，Q＞0
    • 体系向环境放热，Q＜0
  • 功W（不是状态函数）
    • 定义：体系与环境除热以外的其他传递能力形式的统称
    • 环境对体系做功，W＞0
    • 体系对环境做功，W＜0
    • 功的分类
      • 体积功：由于体系反抗外压导致体积变化而做的功 W＝–P△V
      • 非体积功：除体积功外的所有形式的功
  • 热力学第一定律的数学表达式：△U＝Q＋W或△U体系＋△U环境＝0
• 反应热与焓
  • 等容反应热Qv（状态函数）
    • 定义：等温条件下，封闭系统内，在定容且不做非体积功的过程中，系统与环境之间交换的热量
    • △U＝Qv，即体系从环境中吸收（放出）的热全用来增加（减少）体系的热力学能
    • 测量Qv：弹式热量计
  • 定压反应热Qp（状态函数）
    • 定义：等温条件下，封闭系统内，在定压且不做非体积功的过程中，系统与环境之间交换的热量
    • 定义焓H＝U＋PV，单位J或KJ，是状态函数，具有广度性质
    • △H＝Qp，即体系从环境吸收（放出）的热全部用来增加（降低）体系的焓
    • 吸热反应△H＞0，放热反应△H＜0
  • Qp与Qv的关系：Qp（△H）＝Qv＋P△V
    • 对于无气体参与的反应，△H≈△U
    • 对于有气体参加的反应，△H＝△U＋△n RT，△n＝n（生成物气体）–n（反应物气体）
  • 反应的标准摩尔焓变
    • 定义：标准态下化学反应的摩尔焓变
    • 热力学标准状态：任一温度T、标准压力为100KPa下纯净的气体/液体/固体
    • 标准摩尔生成焓
      • 定义：标准态下，由指定单质（通常为标准态下某元素最稳定的单质）生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变
      • 生成反应方程式的写法唯一
      • 指定单质的标准摩尔生成为0
    • 计算方法：反应的标准摩尔焓变等于同温度下各参与反应的物质的标准摩尔生成焓✖️其化学计量数的总和
    • 注意
      • 表达反应的标准摩尔生成焓时，必须注明反应方程式
      • 可认为反应的焓变基本不随温度T而变，即任一T下的标准摩尔生成焓≈298.15K下的