第二章－化学热力学基础
2022-04-18 07:45:10 2 举报AI智能生成
无机化学，宋天佑第四版第二章，化学热力学基础，概念及通式总结。
作者其他创作
大纲/内容
基本概念
<span style="white-space:pre"> </span>体系
敞开体系：<br>与环境既有物质交换又有能量交换
封闭体系：<br>与环境没有物质交换只有能量交换’
孤立体系：<br>与环境没有物质交换没有能量交换
环境
我们所研究的体系所处的环境
状态函数
n,物质的量
m,质量
T，温度
P，压强
过程和途径
体系从始态到终态，<br>所经历的能量和物质变化
体积功
体系对抗外界压强，<br>发生体积变化所产生的功
一般的，用W表示体系对外做功<br>用W=—P（外）△V
热力学第一定律
表达式：△U=Q+W
体系从状态I－>状态II，<br>从环境吸收的热量Q，和环境对体系做功W，之和。
热化学
恒容反应热
首先明确，恒容是指体系的容积不变<br>也就是体系对外做功为0
那么，由△U=Qv+W<br>而W为0，所以<br>在恒容反应中，△U=Qv
这里还有一个概念，热容（用C表示）<br>热容指的是体系升高1K所需吸收的热量
恒压反应热
首先明确，恒压是指体系内的压强不变<br>也就是体系会对外做功
那么，△U=Qp+W<br>而W=—P（外）*△V<br>所以，Qp=△U+P（外）*△V
Qp与Qv的关系
首先明确，<br>体系内的固体和液体的体积改变量可以忽略<br>那么，我们可以写成△H1=△U2+△nRT<br>注意！：其中△n是反应前后气体物质的量之差
那么，我们可以写为<br>Qp=Qv+△nRT<br>如果气体的△n=0，则Qp=Qv
根据上述，<br>我们知道Qp=△H，而Qv=△U<br>而气体的△n<br>又可以用反应前后的气体的化学计量数改变量△v1表示<br>那么我们得出：△H=△U+△v1RT
盖斯定律
本质上，<br>将化学反应分为几步完成，<br>但总反应的热效应=各个分步的热效应
用一道题解释，就是反应式相加减，得出的反应式<br>其△rHm与就是所相加减的反应式的△rHm的相加减
反应热（焓）
一、反应热
我们规定，<br>处于某温度下的别标准状态的单质，<br>其标准摩尔生成热为0，<br>那么，化合物的标注摩尔生成热<br>我们记作△fHm〇， KJ/mol
物质的标准摩尔生成热，<br>已经通过实验测得制成表格，可以查取。
二、燃烧热
我们规定，<br>100kPa压强下，1mol物质完全燃烧所师范的热量<br>被称为标准摩尔燃烧热，（注意！是完全燃烧）<br>我们记作△cHm〇 ， KJ/mol
燃烧也是一种反应，<br>燃烧热我们通过实验测得，也是制表以查
从键能的角度估算
首先明确，<br>断键吸热，成键放热
将反应物生成物的键列出<br>根据键能大小估算，反应热的大小
体系的混乱程度（熵）
熵是表示体系混乱程度的状态函数<br>用S表示，S=kIn乂<br>其中乂是围观状态数，k=1.38*10（－23次方）J/k，是玻尔兹曼常量
我们规定，<br>完美晶体中熵值为零，将其他化合物<br>各标准熵值测出制表<br>规定为标准熵记作Sm〇，J/mol/k
熵、焓结合－吉布斯自由能
定义：<br>G=H－TS<br>全部替换为标准态：<br>△rGm〇=△rHm〇+T*△rSm〇 ，KJ/mol
同样，吉布斯自由能G<br>也通过实验测出制表
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