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