1、化學熱力學基礎教案教學要求熟悉熱力學第一定律及其相關概念。掌握化學反應熱效應；了解反應進度概念。掌握熱化學方程式；反應熱、反應焓變的計算；蓋斯定律及有關計算；吉布斯能和化學反應方向的判斷。教學重點化學熱力學的四個狀態函數熱力學能、焓、熵、自由能教學難點焓、熵教學時數8學時主要內容化學熱力學的特點，體系和環境、敞開體系、封閉體系、孤立體系的概念、狀態和狀態函數、廣度性質和強度性質、等溫過程和等壓過程、絕熱過程、內能、熱和功。熱力學第一定律；化學反應熱效應：等容化學反應熱和等壓反應熱的概念及關系、焓及焓變的概念及計算，化學反應進度概念，熱化學方程式，反應熱的計算：蓋斯定律及其應用、標準生成焓。吉布

2、斯能和化學反應的方向：自發過程及其特點、熵和熵變、標準熵變的計算、吉布斯能和自發過程關系、吉布斯赫姆霍茲方程式；吉布斯能判斷反應的自發性，標準生成吉布斯能及其計算。教學內容5-1化學熱力學的研究對象5-2基本概念化學反應：化學反應的方向、限度能量變化反應速率反應機理反應的控制化學熱力學：應用熱力學的基本原理研究化學反應，化學變化過程的能量變化問題熱力學：主要解決化學反應中的三個問題：化學反應中能量是如何轉化；化學反應的方向性；反應進行的程度。動力學：機理、反應的現實性和方向性例：熱傳遞：高溫f低溫；氣體擴散：壓力大f壓力小；溶液：濃度大-濃度小體系：作為研究對象的一部分物體，包含一定種類和一定

3、數量的物質。敞開體系；封閉體系；孤立體系。環境：除體系以外的與體系密切相關的部分稱為環境狀態及狀態函數:狀態是體系的總性質由壓力、溫度、體積和物質的量等物理量所確定下來的體系存在的形式稱為體系的狀態確定體系狀態的物理量稱為狀態函數狀態函數的特點：狀態函數只與體系的始態和終態有關，而與變化的過程無關P、V、T、n過程與途徑狀態變化的經過稱為過程（恒溫、恒壓、恒容、絕熱過程）完成過程的具體步驟稱為途徑狀態1-狀態2：途徑不同，狀態函數改變量相同；狀態一定時，狀態函數有一個相應的確定值。始終態一定時，狀態函數的改變量就只有一個唯一數值。5.等壓過程：壓力恒定不變P=0;等容過程：盟=0;等溫過程：T

4、=0廣度（容量）性質及強度性質廣度（容量）性質：與體系中物質的量成正比的物理量（體積、質量等），zX=Xi；具有加和性。i=1強度性質：數值上不隨體系中物質總量的變化而變化的物理量（溫度、密度、熱容、壓力）。熱力學第一定律，熱和功熱：體系與環境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量稱為熱；表示為Q。規定：體系從環境吸熱時，Q為正值；體系向環境放熱時，Q為負值。功：除了熱之外，其它被傳遞的能量叫做功表示為W。規定：環境對體系做功時，W為正值；體系對環境做功時，W為負值。問題：熱和功是否為狀態函數？體積功：W=P/V單位：J、kJ熱和功不是狀態函數，不取決于過程的始、終態，而與途徑有關。5-3熱力學的四

5、個重要狀態函數熱力學能（內能）體系內部一切能量的總和稱為體系的熱力學能（U）,分子運動的動能，分子間的位能以及分子、原子內部所蘊藏的能量。問題：U是否為狀態函數？AU呢？U：絕對值無法確定；體系狀態發生改變時，體系和環境有能量交換，有熱和功的傳遞，因此可確定體系熱力學能的變化值。U：可確定。廣度性質，具有加和性，與物質的量成正比。體系與環境之間能量交換的方式熱和功的符號規定熱力學第一定律：Q、W狀態(I)狀態(II)U1U2U2=U1+Q+W熱力學第一定律數學表達式：AU=U2-U1=Q+W熱力學第一定律：能量具有不同的形式，它們之間可以相互轉化，而且在轉化過程中，能量的總值不變。Q與W的正負

6、號：體系從環境吸熱，Q取；體系向環境放熱，Q取；當環境對體系做功時，W取；反之，W取。例1:某封閉體系在某一過程中從環境中吸收了50kJ的熱量，對環境做了30kJ的功，則體系在過程中熱力學能變為：U體系=+50kJ+(-30kJ)=20kJ體系熱力學能凈增為20kJ；問題：U環境=？化學反應的熱效應(QPQv)、焓(H)反應熱(化學反應的熱效應)：在化學反應過程中，當生成物的溫度與反應物的溫度相同，等壓條件下反應過程中體系只做體積功而不做其它有用功時，化學反應中吸收或放出的熱量稱為化學反應的熱效應。2.焓(H)：由熱力學第一定律：U=Q+W體系對外作功：W=-PAV=-p(V2-V1)AU=Q

7、P+W=QP-p(V2-V1)U2-U1=QP-p(V2-V1)QP=(U2+pV2)-(U1+pV1)令H=U+pVH：新的函數焓-則Qp=H2-H1=AH(AH稱為焓變)問題：H是狀態函數還是非狀態函數？AH呢？問題：Qp與Qv之間的關系？等壓反應熱(Qp)：若體系在變化過程中，壓力始終保持不變，其反應熱QP(右下標p表示等壓過程)QP=AU-W/W=-PAV=-p(V2-V1)QP=AU+pAV=U2-U1+p(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1)QP=AH即:在等壓過程中，體系吸收的熱量QP用于增加體系的焓等容反應熱：若體系在變化過程中，體積始終保持不變(AV=0)，則體系

8、不做體積功，即W=0；這個過程放出的熱量為QV根據熱力學第一定律，QV=AU說明：在等容過程中，體系吸收的熱量QV(右下標V,表示等容過程)全部用來增加體系的熱力學能。AH的物理意義：在封閉體系中，在等壓及不做其它功的條件下，過程吸收或放出的熱全部用來增加或減少體系的焓。AH表示AH=AU+pAV焓(H):是狀態函數，等壓反應熱就是體系的焓變，6.Qp與Qv之間的關系：Qp=AH=AU+pAV=Qv+AnRT對液態和固態反應，QpQv,AHAU對于有氣體參加的反應，AV豐0,Qp豐QvAH+體系從環境吸收熱量，吸熱反應；AH-體系向環境放出熱量，放熱反應。7.適用條件：封閉體系，等溫等壓條件，

9、不做有用功。例1：用彈式量熱計測得298K時，燃燒lmol正庚烷的恒容反應熱為-4807.12kJxmol-1,求其Qp值解：C7H16(l)+11O2(g)=7CO2(g)+8H2O(l)An=7-11=-4Qp=Qv+AnRT=-4807.12+(-4)8.314298/1000=-4817.03kJxmol-1R=8.314JxK-1xmol-1=8.314Paxm3xK-1xmol-1=8.314kPaxdm3xK-1xmol-1反應熱的測定：熱化學方程式：表示化學反應與其熱效應關系的化學方程式叫做熱化學方程式2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)(298)=-483.6kJxmol

10、-1r:reaction，ArHm表示反應的焓變m：表示反應進度變化為1mol0:熱力學標準態：熱力學標準態(0):表示反應物或生成物都是氣體時，各物質分壓1x105Pa；反應及生成物都是溶液狀態時，各物質的濃度1molxkg-1(近似1molxdm-3);固體和液體的標準態則指處于標準壓力下的純物質.書寫熱化學方程式:注明反應的溫度和壓強條件注明反應物與生成物的聚集狀態，g-氣態；l-液態；s-固態值與反應方程式的寫法有關，如2H2(g)+O2(g)=2H2O(g),=-483.6kJmol-12H2(g)+O2(g)=2H2O(l),=-571.68kJmol-1H2(g)+1/2O2(g

11、)=H2O(g),=-241.8kJmol-iH2O(l)=H2(g)+1/2O2(g),=241.8kJmol-1不同計量系數的同一反應，其摩爾反應熱不同2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)(298)=-483.6kJxmol-1正逆反應的反應熱效應數值相等，符號相反2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)(298)=-483.6kJxmol-12H2O(g)=2H2(g)+O2(g)(298)=+483.6kJxmol-111反應的焓變：aA+bB=cC+dD(生成物)-(反應物)12標準摩爾生成焓在熱力學標準態下，在某一確定溫度下，由最穩定單質生成1mol純物質時的等壓熱效應表示，簡

12、稱該溫度下的生成焓H2(g，105Pa)+1/2O2(g，105Pa)=H2O(l)(298)=-285.8kJxmol-1(H2O，l，298)=-285.8kJxmol-111關于標準生成焓同一物質不同聚集態下，標準生成焓數值不同(H2O，g)=-241.8kJxmol-1(H2O，l)=-285.8kJxmol-1只有最穩定單質的標準生成熱才是零；(C，石墨)=0kJxmol-1(C，金剛石)=1.9kJxmol-1附錄中數據是在298.15K下的數據。同一物質在不同溫度下有不同的標準摩爾生成熱；以H+(aq)的(H+,aq)為零，但1/2H2(g)+gH2O(g)=H+gaq+e不為零

13、離子生成熱：指從穩定單質生成1mol溶于足夠大量的水成為無限稀釋溶液時的水合離子所產生的熱效應反應熱效應的計算：aA+bB=cC+dD(生成物)-(反應物)熱力學標準態反應物與生成物都是氣體時，各物質的分壓為1.013x105Pa反應物與生成物都是液體時，各物質的濃度為1.0molkg-1固體和液體純物質的標準態指在標準壓力下的純物質標準態對溫度沒有規定，不同溫度下有不同標準態蓋斯定律，標準生成焓和反應熱計算1.蓋斯定律：1840G.H.Hess(瑞士科學家)不管化學反應是一步完成或分幾步完成，這個過程的熱效應是相同的，即總反應的熱效應等于各步反應的熱效應之和。應用條件：注意：某化學反應是在等

14、壓(或等容)下一步完成的，在分步完成時，各分步也要在等壓(或等容)下進行；要消去某同一物質時，不僅要求物質的種類相同，其物質的聚集狀態也相同。例：求反應C(石墨)1/2O2(g)=CO(g)的反應熱？始態C(石墨)O2(g)=終態CO2(g)CO(g)+1/2O2已知：C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJmol-iCO(g)+1/202(g)=CO2(g)=-283.0kJmol-1則?-得：C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g)的ArHmq為：-110.5kJmol-i內能、焓的絕對值無法得到。如何求一個化學反應的焓變？根據蓋斯定律有：C(石墨)O2(g)=CO2(g)C

15、(石墨)1/2O2(g)=CO(g)令最穩定單質的絕對焓為零，即H(C)=H(O2)=0,則反應CO(g)1/2O2(g)CO2(g)的焓變為：3.熔解熱：將定量溶質溶于定量溶劑時的熱效應與溫度、壓力、溶劑種類及溶液濃度有關無限稀釋溶液：指當向溶液加入溶劑時，不再產生熱效應時的溶液，表示離子生成熱：熱力學標準態下，由穩定單質生成1mol溶于足夠大量水，形成相應的離子的無限稀釋溶液時產生的熱效應。相對值：以H+(8,aq)的生成熱為零焓變的計算公式一般地，對于反應：aA+bB=cC+dD標準焓的定義在標準狀態和某一確定溫度下，由最穩定單質生成1mol某純物質時的等壓熱效應叫做該物質的標準生成焓，

16、簡稱為標準焓，用表示，單位：為kJmol-1同一物質不同聚集態時，其標準焓數值不同只有最穩定單質的標準焓才為零表中數據是298K時的數據，但標準焓在不同溫度下數據相差不大，可用298K的數據近似計算利用標準焓可計算某一化學反應的反應熱由燃燒熱計算反應熱燃燒熱的概念由燃燒熱計算反應熱公式：8鍵焓298K及105Pa下，氣態分子斷開1mol化學鍵的焓變。用B.E.表示。鍵焓大小表示了化合物中原子間結合力的強弱。由鍵能估算反應熱反應物鍵能生成物鍵能過程的自發性,熵,熱力學第二、三定律一、過程的自發性自發過程：不憑借外力就能發生的過程稱為自發過程自發反應：不憑借外力就能發生的反應稱為自發反應19世紀，

17、用焓變AH判斷反應發生的方向凡體系能量升高的過程都是不能自發進行的。二、熵與熵變熵：可以看作是體系混亂度(或無序度)的量度。S表示熱力學第三定律：對于純物質的晶體，在熱力學零度時，熵為零。熵的規律：(1)在絕對零度時,任何純凈完整晶態物質的熵等于零標準熵：從熵值為零的狀態出發，使體系變化到一個大氣壓和某溫度T時熵的改變量稱為該物質在標準狀態下的摩爾絕對熵值，簡稱為標準熵，用表示，單位：Jmol-1K-i對于同一物質而言，氣態熵大于液態熵，液態熵大于固態熵；例：H2O:298H2O(g)298H2O(l)188.7Jmol-iK-169.96Jmol-1K-1由于相同原子組成的分子中，分子中原子

18、數目越多，熵值越大；O2(g)O3(g)NO(g)NO2(g)N2O4(g)CHCH(g)CH2=CH2(g)CH3-CH3(g)相同元素的原子組成的分子中，分子量越大熵值越大；CH3Cl(g)CH2Cl2(g)CHCl3(g)同一類物質，摩爾質量越大，結構越復雜，熵值越大；CuSO4(s)CuSO4H2O(s)CuSO43H2O(s)CuSO45H2O(s)F2(g)Cl2(g)Br2(g)0；凡反應過程中氣體計量系數減少的反應，反應的0；反應中物質計量系數減少的反應，反應的SMS=SII-SI0AS0，過程自發進行；AS0時,才有可能在高溫時使反應自發進行。體系的熵變是過程變化的推動力之一

19、。自由能與化學反應進行的方向1876年美國科學家Gibbs證明在等溫等壓下，如果一個反應能被用來作功，則該反應是自發的，反之為非自發一、自由能函數的定義例：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)Zn+Cu2+=Zn2+Cu2H2O(l)?2H2(g)-+O2-(g)熱力學第一定律：AU=Q+W等溫可逆條件下：AU=Qr+WmaxQr：可逆過程吸收或放出的熱量；Wmax:最大功；Wmax=-pAV+Wmax,Qr=TASAU=TAS-pAV+Wmax,AU+pAV=TAS+Wmax,AH=TAS+Wmax,AH-TAS=Wmax令GoH-TS,則AG=WmaxG：定義的新函數，自由能函數，Freeenergy意義：當AG0時，Wmax0時，Wmax0,表明過程非自發，要使過程進行，必須由環境對體系做功。問題：G是否為狀態函數？自由能是狀態函數二、吉布斯-赫姆霍茲方程(GibbsHelmnoltzEquation):AG=AH-TAS應用條件？三、標準生成自由能1.在熱力學標準態下，由處于穩