2018年高中化学 第2章 化学热力学基础课件

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1、第二章 化学热力学基础,第一节 热力学第一定律 第二节 热化学 第三节 化学反应的方向 第四节 化学反应的摩尔吉布斯 函数变的计算 第五节 热力学在生物化学中的 应用,热力学是研究热与其他形式的能量之间转化规律的一门科学。热力学的基础是热力学第一定律和热力学第二定律。这两个定律都是人类的大量经验的总结，有着广泛的、牢固的实验基础。 利用热力学定律、原理和方法研究化学反应以及伴随这些化学反应而发生的物理变化过程就形成了化学热力学。 化学热力学主要研究和解决的问题有： （1）化学反应及与化学反应密切相关的物理 过程中的能量变化； （2）判断化学反应进行的方向和限度。,第一节 热力学第一定律,一、热

2、力学的一些基本概念 二、热力学第一定律 三、焓,一、热力学的一些基本概念 （一）系统、环境和相,时，往往将某一部分的物质或空间与其余部分分开，作为研究的对象，这部分作为研究对象的物质或空间称为系统。 在系统以外，与系统有互相影响的其他部分称为环境。,当人们以观察、实验等方法进行科学研究,根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类： （1）敞开系统：系统与环境之间既有能量交换，又有物质交换。 （2）封闭系统：系统与环境之间只有能量交换，没有物质交换。 （3）隔离系统：系统与环境之间既没有能量交换，也没有物质交换。,通常把只含有一个相的系统称为均相系统；含两个或两个以上相的系统称为多相系统。,系统中

3、物理性质和化学性质完全相同的 均匀部分称为相，相与相之间存在明显的界 面。,（二）状态和状态函数,综合表现。在热力学中，把用于确定系统的物理量（性质）称为状态函数。 状态函数的特点是：其量值只取决系统所处的状态；其变化值仅取决于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。 系统的状态函数分为广度性质和强度性质两类： （1）广度性质：广度性质的量值与系统中物质的量成正比，在系统内具有加和性。 （2）强度性质：强度性质的量值与系统中物质的量无关，不具有加和性。,系统状态是系统的各种物理性质和化学性质的,（三）过程和途径,系统状态所发生的任何变化称为过程。 系统经历一个过程，由始态变化到终态，可以采用多种

4、不同的方式，通常把完成某一过程的具体方式称为途径。 根据过程发生时的条件不同，可分为以下几类： （1）等温过程：系统的始态温度与终态温度相同，并等于环境温度的过程称为等温过程。人体具有温度调节系统，从而保持一定的体温，因此在体内发生的生化反应可以认为是等温过程。,（2）等压过程：系统始态的压力与终态的压力相同，并等于环境压力的过程称为等压过程。 （3）等容过程：系统的体积不发生变化的过程称为等容过程。 （4）循环过程：如果系统由某一状态出发，经过一系列变化又回到原来的状态，这种过程就称为循环过程。,（四）热和功,1热 由于系统与环境的温度不同，而在系统与环境间所传递的能量称为热；用符号 Q表示

5、。系统吸热，Q0；系统向环境放热，Q0。 2功 除热以外，在系统与环境之间传递的其他能量都称为功，用符号W 表示。环境对系统做功，W0；系统对环境做功，W0。 功可以分为体积功和非体积功。体积功是系统发生体积变化时与环境传递的功；非体积功是除体积功以外的所有其他功，用符号 表示。,功也与实现过程的途径有关，它也不是状态函数。,二、热力学第一定律,人类经验的总结，已为大量的实验所证实。 热力学第一定律可表述为：能量具有各种不同的形式，它能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，但在转化和传递的过程中能量的总值不变。,热力学第一定律就是能量守恒定律，它是,（一）热力学能,热力学能也

6、称内能，用符号U 表示，它是系统内部能量的总和，包括系统内分子运动的动能、分子间相互作用的势能和分子内各种粒子（原子、原 子核、电子等）及其相互作用的能量等。 热力学能是状态函数，其量值取决于系统的状态。在确定状态下，热力学能的量值一定，它的改变量由系统的始态和终态决定，与变化所经历的途径无关。 由于系统内部粒子的运动方式及其相互作用非常复杂，热力学能的绝对值无法测量，但能测量出其变化值。 当系统由状态 A 变化到状态 B 时：,（二）热力学第一定律的数学表达式,系统的热力学能改变是由于系统与环境之间进行热和功传递的结果。由于能量既不能凭空产生，也不能自行消失，系统所增加的能量一定等于环境所失

7、去的能量。 在任何过程中，系统热力学能的增加等于系统从环境吸收的热与环境对系统所做的功之和。 对于微小变化：,三、焓,对于不做非体积功的等压过程 对等压下发生的过程，psup ，且为一常数，则： 由于 U，p，V 都是状态函数，因此它们的 组合 UpV 也是状态函数。这一状态函数称为 焓，用符号 H 表示： H U +pV,故： 对于有限变化： 上式表明：对于不做非体积功的等压过程，系统 的焓变在数值上等于热。 由于焓是状态函数，其改变量H 只取决于 系统的始态和终态，与实现变化的途径无关。所 以， 必然也取决于系统的始态和终态，与 实现变化的途径无关。,第二节 热 化 学,一、反应进度 二、

8、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变 三、热化学方程式 四、Hess 定律 五、标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓,一、反应进度,化学反应一般可以写成如下形式： 上式常写成下列简单形式： 通常可写成如下更简单的形式：,式中：vB 是反应物或产物的化学计量数，对反应物取负值，对产物取正值。,对任意反应： 反应进度 定义为： 对于有限变化，可以改写为： 引入反应进度的优点是，用任一种反应物或产物表示反应进行的程度，所得值都是相同的。应用反应进度时，必须指明化学反应方程式。,例题,例2-1 10mol N2和 20mol H2在合成塔混合后，经多次 循环反应生成了4mol NH3。试分别以如下两个反应方

9、程式为基础，计算反应进度。 （1） （2） 解：由反应方程式可知，生成4molNH3，消耗2mol N2 和6mol H2。N2，H2和NH3的物质的量的变化分为： (N2)=n(N2) -n0(N2)=(10-2)mol-10mol=-2mol (H2)=n(H2) -n0(H2)=(20-6)mol-20mol=-6mol (NH3)=n(NH3) -n0(NH3)=4mol-0mol=4mol,（1） （2）,二、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变,（一）反应摩尔热力学能和摩尔焓变的定义 对于化学反应 ：,（二）热力学标准状态 （1）气态物质B 的标准状态，是指不论是纯气体还是在气体混合

10、物中，均为标准压力 (100 kPa)，且表现理想气体特性时，气态纯B 的（假想）状态。 （2）液态和固态纯物质B的标准状态，分别是在标准压力 下纯液态和纯固态物质 B 的状态。 （3）溶液中的溶剂A 的标准状态，为标准压力 下，液态（或固态）的纯物质 A 的状态。溶液中的溶质B的标准状态，为标准压力 下、质量摩尔浓度 bB= (1 molkg-1)或浓度 cB= (1 molL-1)，并表现无限稀释溶液时溶质 B（假想）状态。,（三） 的关系 对化学反应 ，反应的摩尔焓变为： （1）若 B 为液相或固相：,（2）若有气体参加反应：,例题,例2-2 正庚烷的燃烧反应为： 298.15 K 时，

11、在弹式热量计（一种恒容热量计）中 1.250 g 正庚烷完全燃烧放热 60.09 kJ。试求该反应 在 298.15 K 时的摩尔焓变。 解：正庚烷的摩尔质量 M100.2 gmol-1，反应前 正庚烷的物质的量为：,由于完全燃烧，反应后正庚烷的物质的量n0mol。 反应进度变为：,弹式热量计中发生的是等容过程，故： 298.15 K 时反应的摩尔热力学能变为： 298.15 K 时反应的摩尔焓变为：,三、热化学方程式,表示化学反应与反应的摩尔焓变或摩尔热力学能变关系的化学方程式称为热化学方程式。 书写热化学方程式注意以下几点： （1）习惯上将化学反应方程式写在左边，相应的 或 写在右边，两者

12、之间用逗号或分号隔开。实际上，一般给出的是 。 （2）注明反应的温度和压力。,（3）注明反应物和产物的聚集状态，分别用 s,l 和 g 表示固态、液态和气态，用 aq 表示水溶液，如果固态物质存在不同的晶型，也要注明晶型。 （4）同一化学反应，当化学计量数不同时，反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变也不同。,四、Hess 定律,1840 年，瑞士籍俄国化学家 Hess 指出：化学反应不管是一步完成或分成几步完成，反应热总是相等的。,例题,例2-3 葡萄糖（C6H12O6）和丙酮酸（C3H4O3）燃 烧反应的热化学方程式分别为： 试计算葡萄糖转化为丙酮酸的反应：,在 298.15 K 时的标准摩尔焓变

13、。,解：利用 Hess 定律计算。(1)式 - 式： 298.15 K 时，葡萄糖转化为丙酮酸的标准焓变为：,五、标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓,对于化学反应： 反应的标准摩尔焓变为：,准摩尔焓变，称为B 的标准摩尔生成焓，用符号 表示。 参考单质，一般是指每种元素在所讨论的温度和压力时最稳定的单质。书写相应的化学方程式时，要使 B 的化学计量数B=+1。 由参考单质 E 生成 B 的反应可用通式表示为：,（一） 标准摩尔生成焓,在温度T 时，由参考单质生成B时反应的标,上述生成反应在温度 T 时的标准摩尔焓变为： 规定 ，由上式得： 计算反应的标准摩尔焓变的通式为：,例题,例2-4 葡萄糖氧

14、化能供给生命能量： 已知 试计算该反应的 。 解：查表得： ， 。 298.15K时反应的标准焓变为：,在温度T 时，B 完全燃烧时的标准摩尔焓变， 称 B 的标准摩尔燃烧焓，用符号 表示。 书写相应化学方程式时，要使 。 B 的燃烧反应通式为： 上述反应在温度T 时的标准摩尔焓变为：,（二）标准摩尔燃烧焓,规定 为零，由上式得： 计算反应的标准摩尔焓变的通式为：,例题,例2-5 葡萄糖转化为麦芽糖的反应为： 试利用标准摩尔燃烧焓计算上述反应在 298.15 K 时 标准摩尔焓变。 解：查表得： 298.15K时反应的标准摩尔焓变为：,的,第三节 化学反应的方向,一、反应热与化学反应方向 二、

15、熵变与化学反应方向 三、吉布斯函数变与化学反应方向,不需要环境提供非体积功就能发生的过程称为自发过程。 水总是自发地从高处流向低处，直到水位相等为止。水位的高低是判断水流方向的判据。 当两个温度不同的物体接触时，热总是自发地从高温物体传向低温物体，直到两个物体的温度相等为止。温度的高低是判断热传递方向的判据。 气体总是自发地从高压处流向低压处，直到压力相同时为止。压力的高低是判断气体流动方向的判据。 化学反应在一定条件下也是自发地朝着某一方向进行，那么也一定存在一个类似的判据，利用它就可以判断化学反应自发进行的方向。,一、反应热与化学反应方向,早在19世纪70年代，法国化学家Berthelot 和丹麦化学家Thomson 曾提出，反应热是判断化学反应方向的判据。并认为在没有外来能量干预的条件下，一切化学反应都朝着放出能量最多的方向进行。 许多放热反应确实在常温、常压下能自发进行，但少数吸热反应在常温、常压下也能自发进行。这说明反应热是影响化学反应方向的重要因素，但不是决定反应方向的唯一因素。,二、熵变与化学反应方向 （一）混乱度,混乱度是指系统的不规则或无序的程度，系统越没有秩序，其混乱度就越大。 室温下自发进行的吸热反应的共同特点，是反应发生后系统的混乱度增大了。因此，系统混乱度的增大是吸热反应自发进行的推动力。,