《高二化学竞赛《化学热力学》课件( (共76张PPT)精编版》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高二化学竞赛《化学热力学》课件( (共76张PPT)精编版（76页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、李胜荣 化学热力学在化学平衡与原电池中的应用研究 江苏省丹阳高级中学 1 1内能与热力学第一定律 1 2焓与盖斯定律 1 3利用几种焓变计算反应热 1 4熵与热力学第三定律 1 5自由能与热力学第二定律 1 6电动势与自由能变的关系系 1 7平衡常数与自由能变的关 授课内容 1 定义 热力学中称研究对象为系统 亦称为体系或物系 体系以外的其它部分为环境 1 1 1系统与环境 系统与环境之间既有物质交换 又有能量交换 按体系与环境之间的物质和能量的交换关系 通常将体系分成三类 2 系统的分类 a 敞开系统 opensystem 系统与环境之间有能量交换 但无物质交换 按体系与环境之间的物质和能量
2、的交换关系 通常将体系分成三类 2 系统的分类 b 封闭系统 closedsystem 系统与环境之间既无物质交换 又无能量交换 故又称孤立系统 按体系与环境之间的物质和能量的交换关系 通常将体系分成三类 2 系统的分类 c 隔离系统 isolatedsystem 1 1 2状态和状态函数 1 定义 体系的存在形式称为体系的状态 决定体系状态的物理量称为体系的状态函数 理想气体n 1mol p 1 013 105Pa V 22 4L T 273K 它处于的状态就是标准状况 n P V T就是体系的状态函数 2 注意 状态一定 则体系的各状态函数值一定 体系变化前的状态称为始态 体系变化后的状态
3、称为终态 体系的始态和终态一经确定 各状态函数的改变量也就确定 1 1 2状态和状态函数 2 注意 状态一定 则体系的各状态函数值一定 有些状态函数具有加和性 如体积 质量 熵等 如温度 压力等 有些状态函数不具有加和性 1 1 3过程和途径 1 定义 体系从始态变到终态 我们说系统经历了一个热力学过程 简称过程 process 体系经历一个过程 可以采取多种方式 我们把每一种具体的方式称为一种途径 path 等温过程 等压过程 等容过程 绝热过程 2 常见的变化过程有 始态 A途径 B途径 1 105Pa2 10 5m3 3 注意 状态函数的改变量决定于过程的始 终态 与采取哪种途径来完成这
4、个过程无关 1 1 3过程和途径 如 某理想气体经历一个恒温过程 可由A B两种途径实现 0 5 105Pa4 10 5m3 2 105Pa1 10 5m3 4 105Pa0 5 10 5m3 终态 1 1 4体积功和P V图 1 定义 在许多过程中 气体的体积发生变化 气体在反抗外界压强发生体积变化时 有功产生 这种功称为体积功 阴影面积代表 1 1 5热力学能 热力学能 也称内能 体系内能量的总和称为体系的内能 包括系统内各种物质的分子或原子的位能 振动能 转动能 平动能 电子的动能以及核能等 2 无法测出内能的绝对值 但可测出它的变化值 先通过实验测得过程中的功和热 U U终 U始 1
5、内能是状态函数 说明 热力学规定 热量 是体系和环境之间由于温度差而传递的能量 它不仅取决于体系 还与环境有关 故热量不是体系本身的性质 不是状态函数 1 1 6热量 1 体系吸热 Q 0 2 体系放热 Q 0 3 计算公式 Q cm t 1 1 7功 功 体系和环境之间其它形式传递的能量统称为功 功也不是状态函数 1 体系做功 W 0 2 环境做功 W 0 3 体积功 W P V 4 非体积功 如电功 G W非 nFE 热力学规定 1 1 8热力学第一定律 1 定义 体系内能的改变量等于体系从环境吸收的热量减去体系对环境所做的功 表达式 U Q W W W体 W非 一切物质都有能量 能量守恒
6、 补充热和功的取号与热力学能变化的关系 2 注意 系统吸热 系统放热 W 0 W 0 Q 0 Q 0 对环境作功 对系统作功 U Q W U 0 U 0 3 热和功的取号与热力学能变化的关系 1 恒容反应热 U Qv W W P V 0 U Qv 1 2 1反应热 1 反应热 当生成物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 2 恒压反应热 U Qp W W P V Qp U P V 设系统从状态 状态 则 U U2 U1 V V2 V1 Qp U2 U1 P V2 V1 U2 PV2 U1 PV1 定义 H U PV 则 Qp H2 H1 H 即 H Qp 在恒压反应过程中 体系
7、吸收的热量全部用来改变体系的焓 3 Qp和Qv的关系 Up Qv nRT 式中 n是反应前后气体的物质的量之差 当 n 0或生成物与反应物全是固体液体时 Qp Qv 说明 焓是系统的状态函数 实验无法测出焓的绝对值 但可测出它的变化值 体系的焓变就是恒压下的反应热 H H2 H1 Qp 1 2 2焓 焓的定义式 H U PV 1 2 1反应热 4 反应热的符号 如 H0 表示体系从环境吸收热量 反应吸热 1 2 3热化学方程式 1 注明物质的状态 2 注明反应的温度和压强条件 3 方程式中的计量数表示物质的量 2H2 g O2 g 2H2O g H 483 6kJ mol 1 2H2 g O2
8、 g 2H2O l H 571 6kJ mol 1 盖斯定律 1840年前后 俄国科学家Hess指出 一个化学反应若能分解成几步来完成 总反应的焓变等于各步反应的焓变之和 这就是著名的盖斯定律 它为难于测得的反应热的求算创造了可行的方法 1 2 4盖斯定律 1 固体或液体 其标准态是摩尔分数为1 纯净物 1 3 1标准状态 简称标准态 2 溶液中的物质 其标准态是物质的量浓度为1mol L 3 气相物质 其标准态是分压等于为101 3kPa 1atm 1定义 在指定温度下 由最稳定的单质生成1mol某物质的焓变称为生成焓 1 3 2生成焓 规定最稳定的单质的生成焓为0 1 3 2生成焓 2说明
9、 最稳定的单质 常温常压下最常见状态对应的单质 如 Br2 l C s 石墨 O2 g 一些物质在298K下的标准生成焓是有表可查的 1 3 2生成焓 例1 已知 Fe2O3 s 824kJ mol 1CO 110kJ mol 1Fe3O4 1118kJ mol 1CO2 393kJ mol 1 求反应 3Fe2O3 s CO g 2Fe3O4 s CO2 g 反应热 解法A 利用盖斯定律 H1 H2 H H3 H4 H H3 H4 H1 H2 1118 2 393 1 824 3 110 1 47KJ 解法B 理解 是生成焓 公式中的第一项是生成物 解法A 利用盖斯定律 1 3 2生成焓 例
10、1 已知 Fe2O3 s 824kJ mol 1CO 110kJ mol 1Fe3O4 1118kJ mol 1CO2 393kJ mol 1 求反应 3Fe2O3 s CO g 2Fe3O4 s CO2 g 反应热 1 3 3燃烧焓 1定义 在指定温度下 1mol某物质完全燃烧时的焓变称为燃烧焓 完全燃烧 该物质中元素变成最稳定的氧化物或单质 2说明 C CO2 g H H2O l S SO2 g N N2 g 规定完全燃烧后的产物的燃烧焓为0 一些物质在298K下的标准生成焓是有表可查的 解法A 利用盖斯定律 2说明 例2 已知 CH3COOH l 874 5kJ mol 1CH3OH 7
11、26 5kJ mol 1CH3COOCH3 1594 9kJ mol 1H2O 0kJ mol 1 求反应 CH3COOH l CH3OH l CH3COOCH3 l H2O l 的反应热 解法A 利用盖斯定律 例2 已知 CH3COOH l 874 5kJ mol 1CH3OH 726 5kJ mol 1CH3COOCH3 1594 9kJ mol 1H2O 0kJ mol 1 求反应 CH3COOH l CH3OH l CH3COOCH3 l H2O l 的反应热 H1 H2 H H3 H4 H H1 H2 H3 H4 874 5 1 726 5 1 1594 9 1 0 6 10KJ 解
12、法B 公式 1 3 4键焓 1定义 气态物质断开1mol某化学键生成气态原子的焓变 标准键焓 2说明 不同化合物中 同一化学键的键能不一定相等 断键吸热 成键放热 例3 已知 N N 946kJ mol 1H H 436kJ mol 1N H 391kJ mol 1 求反应 0 5N2 g 1 5H2 g NH3 g 的反应热 1 3 4键焓 例3 已知 N N 946kJ mol 1H H 436kJ mol 1N H 391kJ mol 1 求反应 0 5N2 g 1 5H2 g NH3 g 的反应热 解法A 利用盖斯定律 H1 H2 H H3 H H1 H2 H3 946 0 5 436
13、 1 5 391 3 46kJ 1 3 5晶格焓 1定义 在标准状态下 使1mol离子晶体转变成相互远离的气态离子时的焓变 叫该晶体的标准晶格焓 用表示 晶格焓越大 晶体越稳定 2将离子晶体以及组成离子晶体的元素的各有关热化学量联系起来构成一个循环 叫做玻恩 哈伯热化学循环 以NaCl晶体为例 H2 H3 H4 H5 H1 H升华热电离能键能电子亲合能生成焓晶格焓 1 3 5晶格焓 例4 求氧原子形成O2 的电子亲合能 fHm MgO s 602kJ mol 1 升华H Mg s 150kJ mol 1I1 Mg 736kJ mol 1I2 Mg 1450kJ mol 1 bH O2 498k
14、J mol 1 SH MgO s 3860kJ mol 1 如常温下下列两个反应可以进行 HCl g NH3 g NH4Cl s Hm 176 9kJ mol 1 Ba OH 2 s 2NH4SCN s Ba SCN 2 s 2NH3 g 2H2O l Hm 47 5kJ mol 1 反应方向由反应的焓变和熵变共同决定 1 4 1反应方向的决定因素 则 反应 可以进行的原因 反应 可以进行的原因 1 4 2混乱度和微观状态数 1 混乱度 对体系状态的定性描述 2 微观状态数 定量表示体系状态的混乱度 3 讨论3最简单体系 第一种体系 3微粒子 3位置 可能出现的微观状态 结论 粒子的活动范围越
15、大 粒子数越多 体系的微观状态数越多 体系的混乱度越大 第一种体系 3微粒子 4位置 可能出现的微观状态 第一种体系 2微粒子 3位置 可能出现的微观状态 a S kln 式中k叫Boltzmann常数 单位 J mol 1 k 1 Q为可逆过程热效应 1 4 3熵 1 热力学上把描述体系的混乱度的状态函数叫做熵 2 说明 b 对于可逆过程 S 体系的S越大 越大 即混乱度越大 化学反应趋向于 S 0 熵 得名于可逆过程的热温商 例 1atm 373K时 H2O l H2O g 相变热为44 0kJ mol 1 则此过程的熵变 1 4 4热力学第三定律 在0K时任何完整晶体中的原子或分子只有一
16、种排列方式 其熵值为0 这一观点被称为热力学第三定律 1 4 5标准熵 1 定义 从熵值为0的状态出发 使体系变化到P 100kPa和指定温度 这一过程的熵变值就是体系终态的绝对熵值 称为标准熵 符号 单位 J mol 1 k 1 1 4 5标准熵 2 注意 一些物质在298K下的标准熵是有表可查的 化学反应的熵变 标准熵和标准生成焓有着根本的不同 是相对数值 规定最稳定单质的生成焓为0 的值可求 1 4 6对过程熵变的估计 b 从少数的气态物质生成多数的气态物质 S 0 反之 从气体生成固体或液体的反应 或气体物质的量减少的反应 S 0 c 若反应的 H 0 放热 且 S 0 则该反应肯定可以进行 如 2Na2O2 s 2H2O l 4NaOH s O2 g d 若反应的 H 0 吸热 且 S 0 则该反应肯定不能进行 如 2CO g 2C s O2 g e 至于 H 0而 S 0 或 H 0而 S 0两种情况 则要综合考虑焓变和熵变的影响了 G H T S a 从固态或液态物质生成气态物质 S 0 1定义式 G H TS H T S都是体系的状态函数 G是体系的状态函数 1 等温等
