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1、1,第二章 化学反应的能量和方向,一、教学目标： 1、了解热力学能、焓、熵、吉布斯自由能四个热力学函数在一般化学反应条件下的意义及相互关系。了解符号rHm、fHm、rSm、Sm、rGm、fGm的含义。 2、理解系统、环境、状态及状态函数、定容热、定压热的概念。 3、理解热力学第一定律和盖斯定律，掌握有关计算。,2,4、掌握标准状态下反应的摩尔焓（rHm）、化学反应的标准摩尔熵（rSm）、化学反应的标准摩尔吉布斯自由能（rGm）的有关计算。 5、应用吉布斯-亥姆霍兹方程判断化学反应自发进行的方向及计算标准状态下自发进行的最高或最低温度。,3,1、系统：热力学中将研究反应对象称为系统。 2、环境：
2、系统以外与系统相联系的物质世界称为环境。 3、系统类型：系统和环境之间既有边界又有联系，可进行物质域能量的传递。,2-1基本概念,4,系统可分为： （1）敞开系统：系统与环境之间，既有物质的传递又有能量的传递。,5,（2）封闭系统：系统与环境之间只有能量传递，没有物质传递。,密闭容器装水 系统：水+水蒸气,6,（3）隔离系统：系统与环境之间既无物质的传递也无能量传递。 如：孤立体系也称为隔离体系。(体系+环境),7,敞开体系,封闭体系,孤立体系,8,二、系统的状态函数 系统的状态：是系统所有宏观性质的综合表现。如：p ;V ;T m ；U ；H ；S等 状态函数：用来描述系统状态的物理量。 特
3、点：系统 的宏观性质是状态的单值函数，当状态确定后，系统的宏观性质就有确定的数值，状态一定，其值一定；状态变化，其值也变；其值只决定于系统的始态和终态而与过程无关。状态函数之间的定量关系式称为状态方程。如：理想气体方程 pV=nRT。,9,若系统的状态从初态经过若干中间步骤到终态，状态函数的变化量与中间步骤无关，而只取决于系统的初态和终态。 状态函数按其性质可分为两类： （1）广延性质（容量性质）：这种性质的数值的大小，与体系中物质的数量有关，具有加和性。如：V、H、S、CS等（2）强度性质：这种性质的数值大小，与体系中物质的数量的无关，仅仅取决于体系的自身性质。不具有加和性。如：T、p、c、
4、等,10,三、过程和途径 过程：系统的状态发生任何变化的经过。实现这个过程的具体步骤称为途径。,11,等温过程（T）：系统的变化在等温条件下进行。 等压过程（p）：系统的变化在等压条件下进行。 绝热过程：Q=0系统的变化是在绝热的条件下进行。 环程过程：系统由某一状态出发，经过一系列的变化，又回到原来的状态。,12,热力学的可逆过程：系统经过某过程由状态I变到状态II之后，当系统沿该过程的逆过程回到原来的状态时，若原来过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程 称为热力学可逆过程。始态T1，P1 T2，P1T1，P2 T2，P2终态,13,可逆过程的特点：（1）系
5、统内部及系统与环境之间在任何时刻都无限接近于平衡状态下发生的缓慢过程。 （2）可逆膨胀过程中，系统对环境作最大的功。可逆压缩过程中，环境对系统作最小的功。 （3）可逆过程的每一个中间步骤都可以向正、反两个方向进行，且系统与环境不留下任何其它的变化。,14,四、热和功 热：系统与环境之间由于存在温度差异而发生能量交换，这种被传递的能量称为热。若系统吸热，规定Q为正值，系统放热，Q为负值，单位为J。 功：系统与环境之间除热以外的其它形式传递的能量都叫功。规定环境对系统得功，w为正值，系统对环境做功，w取负值，单位为J。 体积功：在一定外压下，由于系统的体积发生变化而与环境交换的功。,15,表达式：
6、w=-p V=-p（V2-V1）非体积功：除体积功以外的一切功。表面功、电功等。 功和热是过程中被传递的能量，它们不是状态函数，其数值与途径有关。,16,五、热力学第一定律 “自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，能量从一种形式转化为另一种形式，在转化的过程中，不生不灭，能量的总值不变”这就是能量守恒与转化定律能量守恒与转化定律用于具体的热力学系统，就得到热力学第一定律对于一个与环境只有能量交换的封闭系统，若环境对其做功，系统从环境吸热Q则系统的能量必有增加。根据能量守恒与转化定律，增加的这部分能量等于W与Q之和。等于系统内能的改变。,17,热力学能又称为内能，它是系统内部各种形式
7、能量的总和。 热力学能包括系统中分子的平动能、转动能、振动能、电子运动及原子核内的能量以及系统内部分子与分子相互作用的位能等，热力学能的绝对值不能确定，U是状态函数，U值取决于系统的初和终态，可通过系统和环境热和功的变化来度量。 U = U2- U1= Q + W (封闭体系) 上式为热力学第一定律数学表达式,18,例:某系统由状态I变到状态II,经历了两种不同的途径,分别吸热和作功Q1、W1和Q2、W2。下列表示式中正确的是（ ） A： Q1 +Q2 =W1 +W2 B：Q1 +W1 =W2 +Q2 C： Q1 Q2 ,W1 W2 D： Q1 Q2, W1 Qp C： QV Qp D： 无法
8、确定,答案：C,27,2-2化学反应过程的热效应,化学变化过程中放热或吸热的能量研究称为热化学。 化学反应的热效应：不做非体积功的化学反应体系，当产物和反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量。,28,一、反应进度 化学反应是一个过程，在过程中放热或吸热多少以及焓的变化值都与反应进行的程度有关。用一个物理量来表示反应进行的程度，这个物理量就是反应进度，符号 化学反应的通式：,29,30,例： 3H2 + N2 = 2NH3 t=0 3 1 0 t 0 0 2,3/2H2 + 1/2N2 = NH3 t=0 3 1 0 t 0 0 2,31,反应进度：、 在任何 时刻可用任一反应物或产
9、物来表示反应进行的程度，所得的值总是相等。2、不同的反应，反应进度不同。即反应进度与反应方程式的写法有关。3、当反应进度等于= 1mol时，我们就说进行了1mol反应简称摩尔反应。 例：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g),32,二、反应的摩尔焓变,若某一化学反应式反应进度为时的焓变rH,则该反应的摩尔焓变rHm：等容反应热： QV = U 等压反应热： QP = H 各物质都处于标准状态下的反应热称 为标准反应热。符号 ，r表示反应( reaction)，m代表反应进度= 1mol， 表示标准压力(100kPa)。,33,在标准态时=1mol时
10、的焓变称为反应的标准摩尔焓变。 H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) =-241.84kJmol-12H2(g)+O2(g)=2H2O(g)=-241.842kJmol-1 =-482.68kJmol-1,34,三、热化学方程式,1、热力学标准状态：在任一温度T、标准压力p=100kPa下表现出理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准状态。液体、固体物质或溶液的标准状态为在任一温度T、标准压力p下和纯液体、纯固体或标准浓度b c 时状态。 p=100kPab =1molkg-1 c =1moldm-3 2、热化学方程式的写法:表示化学反应与热效应关系的方程式叫做热化学方程式。,35,注意
11、事项：必须在化学式的右侧注明物质的物态气、液、固分别用g、l、s或水溶液用aq。（aq,）表示无限稀释水溶液。 当状态不同时，其反应热的热值不同。如：H2(g)+0.5O2(g)=H2O(l)rHm=-285.8kJmol-1H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g）rHm =-241.84kJmol-1化学式前的系数可以是整数亦可以是分数。2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) rHm=-483.6kJmol-1H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)rHm =-241.84kJmol-1,36,同一物质当以不同的反应计量方程式表示时，其反应的数值不同。 H2O(g)=H2(g)+1/2O2(g) rHm =241.84kJ mol-1 注明温度 当温度为298K时则写成， 也可以不写直接写成 由于焓变受温度的影响不大可将简写为,37,2-3热化学定律(Hess定律),在等压或等容的条件下，化学反应无 论是一步完成还是分步完成，其反应热完 全相同。 热力学推论 等容反应热：QV=U 等压反应热：QP=H 盖斯定律的应用：计算某些不易测得或无法直接测定的热效应。如：C(石墨）1/2 O2（g）CO(g),
