第二章+化学热力学初步3PPT教学课件
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【精品】第二章-化学热力学基础PPT课件
对于封闭系统热力学第一定律为：
UQW
例如 在 某 一 变 化 中 ， 系 统 放 出 热 量 50J ，
环境对系统作功30 J，则系统内能变化为
△U = [（- 50）+（+30）] = - 20 J 负值表示系统内能净减少20 J。
例：某过程中，系统从环境中吸收热量100 J， 对环境做体积功20 J。求该过程中系统热力学 能的改变量和环境热力学能的改变量。
△ rHm(1) = -393.5kJ·mol-1
(2)
CO(g)
1 2
O2
(g)
CO2 (g)
△ rHm(2) = -282.98kJ·mol-1
计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓。
解：利用Hess定律
△ rHm(3)
C(s)O2(g)
1 2O2(g)C(O g)
△ rHm(1)
途径1
途径2 CO2g
pV
l
2.2 热力学能
一个系统热力学能 的绝对值无法知道
热力学能(U)：系统内所有微观粒子的全部
能量之和，也称内能。
U是状态函数。
U2U1U
热力学能变化只与始态、终态有关， 与变化途径无关。
2.3 热力学第一定律
能量具有各种不同的形式，它们之 间可以相互转化，而且在转化的过程中 能量的总值不变。热力学第一定律的实 质是能量守恒与转化定律。
4N3(Hg)5O 2(g△)rHm=? 4N) O 6 H 2 O (g g
4△fHm(NH3,g)
4△fHm(NO,g)
5△fHm(O2,g)
6△fHm(H2O,g)
22 N (g5 )O 2(g6 ) 2 H (g)
△ rHm=4△fHm(NO,g)+ 6△fHm(H2O,g)
UQW
例如 在 某 一 变 化 中 ， 系 统 放 出 热 量 50J ，
环境对系统作功30 J，则系统内能变化为
△U = [（- 50）+（+30）] = - 20 J 负值表示系统内能净减少20 J。
例：某过程中，系统从环境中吸收热量100 J， 对环境做体积功20 J。求该过程中系统热力学 能的改变量和环境热力学能的改变量。
△ rHm(1) = -393.5kJ·mol-1
(2)
CO(g)
1 2
O2
(g)
CO2 (g)
△ rHm(2) = -282.98kJ·mol-1
计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓。
解：利用Hess定律
△ rHm(3)
C(s)O2(g)
1 2O2(g)C(O g)
△ rHm(1)
途径1
途径2 CO2g
pV
l
2.2 热力学能
一个系统热力学能 的绝对值无法知道
热力学能(U)：系统内所有微观粒子的全部
能量之和，也称内能。
U是状态函数。
U2U1U
热力学能变化只与始态、终态有关， 与变化途径无关。
2.3 热力学第一定律
能量具有各种不同的形式，它们之 间可以相互转化，而且在转化的过程中 能量的总值不变。热力学第一定律的实 质是能量守恒与转化定律。
4N3(Hg)5O 2(g△)rHm=? 4N) O 6 H 2 O (g g
4△fHm(NH3,g)
4△fHm(NO,g)
5△fHm(O2,g)
6△fHm(H2O,g)
22 N (g5 )O 2(g6 ) 2 H (g)
△ rHm=4△fHm(NO,g)+ 6△fHm(H2O,g)
化学热力学初步(无机化学) ppt课件
5
2. 局限性：
不知道反应的机理、速率和物质的微观性质，只
讲可能性，不讲现实性。
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5
3.2 热力学基本概念
一、体系和环境
体系：被研究的直接对象 环境: 体系外与其密切相关的部分
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6
体系类型：根据体系与环境的关系
敞开体系：与环境有物质交换也有能量交换 封闭体系：与环境有能量交换无物质交换
转动能，平动能，电子动能及核能，电子与电子间的势
能，电子与核间的势能等。
特点：“热力学内能”是状态函数。
现还无法求出体系热力学内能的绝对值；但能测定到
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2. 热力学第一定律内容
一个封闭体系,处于一种特定的内能状态U1。若这 个体系吸收一定的热量Q, 同时环境对体系做功W, 这 个体系则达到一个新的内能状态U2
量传递的方向，是由体系的观点 体
Q﹤
系
出发的；
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w﹥
w﹤
功 18
3.3 热力学第一定律及反应热
一、研究基础
1. 热功当量 即： 1 cal = 4.1840 J
为能量守恒原理提供了科学的实验证明。
2. 能量守恒定律
1850年，科学界公认能量守恒定律是自然界的普遍规 律之一。能量守恒与转化定律可表述为：
375 K，506.5 kPa
终态
实际过程与完成过程的不同途径
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14
五、热和功： 体系状态变化过程中的能量表现形式
热：体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量 称为热（Q)。
Q>0, 体系吸收热量 ， Q<0, 体系释放热量 功： 除热之外，体系与环境之间以其它形式交换或传递 的能量称为功（W）。
第二章 化学热力学基础资料PPT课件
热力学中功的分类： 体积功We（或称膨胀功，无用功）：体系因 体积变化抵抗外压所作的功。 非体积功Wf （或称非膨胀功、有用功、其 它功）：除体积功外的所有功。如电功、机械功 、表面功等。
热力学规定：
温度、压力、体积、密度、组成等，当这些性 质都有确定值时，体系就处于一定的状态。 状态函数：确定体系状态的宏观物理量称为体 系的状态函数。如质量、温度、压力、体积、 密度、组成等是状态函数。
状态函数的特点： 1. 体系的状态一定，状态函数值确定。 2. 状态函数的改变值只由体系的始态和终态 决定，与体系经过的途径无关。 3. 循环过程的状态函数改变值为零。
热力学方法有两个特点:只研究由大量元素 （分子、原子）构成的宏观体系，只要知道体 系的宏观性质。热力学方法不研究物质的微观 结构，不研究体系的变化速率、过程、机理及 个别质点的行为。
1、体系与环境
体系：人为划分的研究对象。 环境：体系以外与体系密切相关的其它部分叫
环境。
（1）敞开体系：体系与环境之间既有能量交换， 又有物质交换。
体系的性质之间存在相互联系，因此在确定 体系的状态时，只要确定其中几个独立变化的 性质即可确定体系的状态，并不需要罗列出体 系所有的性质。如在一定条件下，对物质的量 不变的理想气体，只需确定两个性质，就可以 根据理想气体状态方程 PV=nRT 确定其它性质， 随之状态就确定了。
3、广度性质和强度性质
教学方法与学时
1、教学方法：课堂讲授 2、学时 ：4
第一节:基本概念
热力学：研究物理的和化学的变化过程中 能量变化规律的科学称为热力学。
化学热力学：将热力学的基本原理用来研 究化学反应及与化学反应有关的物理变化时， 称为化学热力学。
化学热力学的主要内容包括:计算化学反应 热，判断化学反应进行的方向和限度，有关化 学平衡的计算。
热力学规定：
温度、压力、体积、密度、组成等，当这些性 质都有确定值时，体系就处于一定的状态。 状态函数：确定体系状态的宏观物理量称为体 系的状态函数。如质量、温度、压力、体积、 密度、组成等是状态函数。
状态函数的特点： 1. 体系的状态一定，状态函数值确定。 2. 状态函数的改变值只由体系的始态和终态 决定，与体系经过的途径无关。 3. 循环过程的状态函数改变值为零。
热力学方法有两个特点:只研究由大量元素 （分子、原子）构成的宏观体系，只要知道体 系的宏观性质。热力学方法不研究物质的微观 结构，不研究体系的变化速率、过程、机理及 个别质点的行为。
1、体系与环境
体系：人为划分的研究对象。 环境：体系以外与体系密切相关的其它部分叫
环境。
（1）敞开体系：体系与环境之间既有能量交换， 又有物质交换。
体系的性质之间存在相互联系，因此在确定 体系的状态时，只要确定其中几个独立变化的 性质即可确定体系的状态，并不需要罗列出体 系所有的性质。如在一定条件下，对物质的量 不变的理想气体，只需确定两个性质，就可以 根据理想气体状态方程 PV=nRT 确定其它性质， 随之状态就确定了。
3、广度性质和强度性质
教学方法与学时
1、教学方法：课堂讲授 2、学时 ：4
第一节:基本概念
热力学：研究物理的和化学的变化过程中 能量变化规律的科学称为热力学。
化学热力学：将热力学的基本原理用来研 究化学反应及与化学反应有关的物理变化时， 称为化学热力学。
化学热力学的主要内容包括:计算化学反应 热，判断化学反应进行的方向和限度，有关化 学平衡的计算。
化学热力学3
反应 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 的热力学平衡常 数
KTr 与经验平衡常数Kp，Kc。
解：
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
平衡压力/ 106Pa，4.13
12.36 3.53
KTr =
PNH3 P 2 PN2 P • PH2 P 3
= 1.63 10-5
rGm
=
rG
m
+
RTlnQTr
当rG = 0时，反应达平衡状态，
此时 QTr 即为KTr，故有：
rGm + RTlnKTr ＝ 0 rGm ＝ - RTlnKTr
2. 溶液相的反应 aA + bB
gG + dD
([G] / c)g ·([D]/c)d
rGm= rGm+RTln ([A]/ c)a ·([B]/ c)b
Kr 越大，反应越彻底，反应倾向性越大；
例 2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) 298K时，Kr =3.6 10 24
④多重平衡规则
若干方程式相加(减)，则总反应的平衡
常数等于分步平衡常数之乘积(商)
例1: 2NO (g) + O2 (g)
2NO2
K1
2NO2 (g)
N2O4
K2
非标态下的自由能变G与标态下的自由能变 G 之间具有怎样的关系式？
根据热力学推导，二者之间的关系为：
rG = rG + RTlnQTr ——化学反应等温式
QTr称为反应商
平衡时，rG = 0，则 QTr = KTr rG = –RTlnKTr
KTr > 107，或 KTr < 10–7 是单向正向或逆向进行的标志；
大学化学课件-第二章化学热力学初步
量，称为热，用Q表示。 规定：系统吸热：Q 0
系统放热：Q 0
功：系统与环境之间除了热以外其它所有被传递
的能量，称为功，用W表示。 规定：系统对环境做功：W 0
环境对系统做功：W 0
功的分类：体积功和非体积功
体积功：在反抗外力下，因系统体积变化而与环境
交换的功。
非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功
当系统作体积功时，设系统压力为p，恒定外压下膨
胀做功，体积变化为 V 则 W = － p· V
例 ：给一封闭体系加热500 J，体系内理想气 体膨胀做功，外压恒定为101.325 kPa, 气体体 积胀大了1.0升，则体系内能变化多少？
解：已知 Q = 500J P = 101.325kPa V=1.0dm3
目的 1) 研究化学反应的可能性；能量变 化；最大限度。
科学工作者常提出以下问题：
1）正反应能否自发进行。
△rGmø﹤0自发——判断反应进行的方向
2）正反应能否进行到底(K) ——确定反应的 限度；
3）△rHm﹤0, △rHm﹥0 —— 确定反应过
程的能量转换——放热？吸热？
一、系统和环境
系统：被研究对象,由分子、原子和离子等组成。
(3)
始态 (2) 终态
w1= w2 = w3
(1)
2.2.2热力学能(U)
体系内部所有粒子除整体运动的动能和势能外各种能量的 总和，称热力学能或内能。是物质的一种属性，由物质所 处的状态决定。
U = Utr + Urot + Urib + Uel + U分子间 + U静止
平动 转动 振动 电子运动
状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或几个 状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。
系统放热：Q 0
功：系统与环境之间除了热以外其它所有被传递
的能量，称为功，用W表示。 规定：系统对环境做功：W 0
环境对系统做功：W 0
功的分类：体积功和非体积功
体积功：在反抗外力下，因系统体积变化而与环境
交换的功。
非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功
当系统作体积功时，设系统压力为p，恒定外压下膨
胀做功，体积变化为 V 则 W = － p· V
例 ：给一封闭体系加热500 J，体系内理想气 体膨胀做功，外压恒定为101.325 kPa, 气体体 积胀大了1.0升，则体系内能变化多少？
解：已知 Q = 500J P = 101.325kPa V=1.0dm3
目的 1) 研究化学反应的可能性；能量变 化；最大限度。
科学工作者常提出以下问题：
1）正反应能否自发进行。
△rGmø﹤0自发——判断反应进行的方向
2）正反应能否进行到底(K) ——确定反应的 限度；
3）△rHm﹤0, △rHm﹥0 —— 确定反应过
程的能量转换——放热？吸热？
一、系统和环境
系统：被研究对象,由分子、原子和离子等组成。
(3)
始态 (2) 终态
w1= w2 = w3
(1)
2.2.2热力学能(U)
体系内部所有粒子除整体运动的动能和势能外各种能量的 总和，称热力学能或内能。是物质的一种属性，由物质所 处的状态决定。
U = Utr + Urot + Urib + Uel + U分子间 + U静止
平动 转动 振动 电子运动
状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或几个 状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。
第二章 化学热力学初步3
－285.8 －425.6
0
∆rHθm = [4×(－425.6 )+0] －[2×(－510.9 )+2×(－
= －109.0 kJ·mol-1
如下： 解：查附录二得各化合物的∆fHθm如下： 查附录二得各化合物的∆ NH3(g) O2(g) NO(g) H2O(g) 0 90.4 ∆fHθm/（kJ·mol-1） －46.1 （ －241.8 ∆rHθm = [4×90.4+6×(－241.8)] －[4×(－46.1 )+0] = －904.8 kJ·mol-1
ol ∆r Hm (1) = −393.51kJ⋅ m −1 1. C(s) + O2 (g) →CO2 (g)
2. CO(g) + 1 O2 (g) →CO2 (g) ∆r Hm (2) = −282.98kJ⋅ m −1 ol 2
计算298.15K下,CO的标准摩尔生成焓 下 的标准摩尔生成焓. 计算 的标准摩尔生成焓 利用Hess定律可知： 定律可知： 利用 定律可知
∆f Hm
-1
∆f Hm (相态,T)
kJ⋅ ol 单位是 ⋅ m
1 H2 ( g) + O2 ( g) → H2O( g) 2 θ -1 ∆f Hm ( H2O,g,298.15K) = −241.82kJ ⋅ mol
例如， 例如，NaCl(s)、CH3OH(l)标准生成焓所对 、 标准生成焓所对 应的热化学反应方程式为： 应的热化学反应方程式为： Na(s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s) ∆f Hθm = － 411.2 kJ·mol-1 C(石墨 + 2 H2(g) +1/2 O2(g)→ CH3OH(l) 石墨,s) 石墨 → ∆f Hθm = －239.1kJ·mol-1
0
∆rHθm = [4×(－425.6 )+0] －[2×(－510.9 )+2×(－
= －109.0 kJ·mol-1
如下： 解：查附录二得各化合物的∆fHθm如下： 查附录二得各化合物的∆ NH3(g) O2(g) NO(g) H2O(g) 0 90.4 ∆fHθm/（kJ·mol-1） －46.1 （ －241.8 ∆rHθm = [4×90.4+6×(－241.8)] －[4×(－46.1 )+0] = －904.8 kJ·mol-1
ol ∆r Hm (1) = −393.51kJ⋅ m −1 1. C(s) + O2 (g) →CO2 (g)
2. CO(g) + 1 O2 (g) →CO2 (g) ∆r Hm (2) = −282.98kJ⋅ m −1 ol 2
计算298.15K下,CO的标准摩尔生成焓 下 的标准摩尔生成焓. 计算 的标准摩尔生成焓 利用Hess定律可知： 定律可知： 利用 定律可知
∆f Hm
-1
∆f Hm (相态,T)
kJ⋅ ol 单位是 ⋅ m
1 H2 ( g) + O2 ( g) → H2O( g) 2 θ -1 ∆f Hm ( H2O,g,298.15K) = −241.82kJ ⋅ mol
例如， 例如，NaCl(s)、CH3OH(l)标准生成焓所对 、 标准生成焓所对 应的热化学反应方程式为： 应的热化学反应方程式为： Na(s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s) ∆f Hθm = － 411.2 kJ·mol-1 C(石墨 + 2 H2(g) +1/2 O2(g)→ CH3OH(l) 石墨,s) 石墨 → ∆f Hθm = －239.1kJ·mol-1
《化学热力学初步》课件
早期的化学热力学研究主要集中在理 想气体和单一物质系统的平衡性质。
现代化学热力学与计算机模拟技术相 结合，为复杂化学反应和过程的研究 提供了强大的工具。
随着实验手段的进步，多组分系统、 溶液、非理想气体以及高分子系统的 热力学研究逐渐发展起来。
目前，化学热力学正朝着跨学科方向 发展，与生物学、材料科学等领域相 互渗透，为解决实际问题提供更多可 能性。
自主学习建议
提供进一步学习热力学的资源 和方法，鼓励学生自主学习， 深入探究热力学原理。
实践环节建议
针对课程内容，提出相应的实 验和实践环节建议，促进学生 理论与实践相结合，提高实践
能力。
THANKS
感谢观看
焓变的计算可以通过已知 的焓值和反应系数进行计 算，也可以通过实验测定 。
影响因素
焓变的大小受反应温度、 压力、物质性质等多种因 素影响。
化学反应的熵变
熵变
熵变是化学反应过程中体系混乱 度的变化，用于衡量反应自发性
的方向。
计算方法
熵变可以通过已知的熵值和反应系 数进行计算，也可以通过实验测定 。
影响因素
《化学热力学初步》ppt课件
目 录
• 化学热力学简介 • 热力学基本概念 • 化学反应的热力学分析 • 热力学在化学中的应用 • 热力学与环境科学 • 总结与展望
01
化学热力学简介
化学热力学的定义
化学热力学是研究化 学反应和物理变化过 程中能量的转化和平 衡的学科。
化学热力学为化学反 应和过程的设计、优 化和控制提供了理论 依据。
热力学过程
01
02
03
等温过程
系统温度保持不变的过程 。等容过程Βιβλιοθήκη 系统体积保持不变的过程 。
现代化学热力学与计算机模拟技术相 结合，为复杂化学反应和过程的研究 提供了强大的工具。
随着实验手段的进步，多组分系统、 溶液、非理想气体以及高分子系统的 热力学研究逐渐发展起来。
目前，化学热力学正朝着跨学科方向 发展，与生物学、材料科学等领域相 互渗透，为解决实际问题提供更多可 能性。
自主学习建议
提供进一步学习热力学的资源 和方法，鼓励学生自主学习， 深入探究热力学原理。
实践环节建议
针对课程内容，提出相应的实 验和实践环节建议，促进学生 理论与实践相结合，提高实践
能力。
THANKS
感谢观看
焓变的计算可以通过已知 的焓值和反应系数进行计 算，也可以通过实验测定 。
影响因素
焓变的大小受反应温度、 压力、物质性质等多种因 素影响。
化学反应的熵变
熵变
熵变是化学反应过程中体系混乱 度的变化，用于衡量反应自发性
的方向。
计算方法
熵变可以通过已知的熵值和反应系 数进行计算，也可以通过实验测定 。
影响因素
《化学热力学初步》ppt课件
目 录
• 化学热力学简介 • 热力学基本概念 • 化学反应的热力学分析 • 热力学在化学中的应用 • 热力学与环境科学 • 总结与展望
01
化学热力学简介
化学热力学的定义
化学热力学是研究化 学反应和物理变化过 程中能量的转化和平 衡的学科。
化学热力学为化学反 应和过程的设计、优 化和控制提供了理论 依据。
热力学过程
01
02
03
等温过程
系统温度保持不变的过程 。等容过程Βιβλιοθήκη 系统体积保持不变的过程 。
第二章+化学热力学初步3
4个分子在体积相同的二个空间中的16 种分布方式
分子数越多，体系的微观状态数就越多，熵就越大。 因此，熵具有广延性质，即物质的量越多，它的熵值 就越大。
影响物质熵值大小的因素:
a. 温度
温度越高，熵值越大。
b. 压强
对固体和液体物质的影响很小，对气体物质的 影响较大。压强越高，熵值越小。 c. 物质的聚集态（对相同量的物质而言）
计算化学反应的自由能变化的第二种方法： 如果：x (1) + y (2) + …. = z (3) + …. 则有：x G1 + y G2 + …. = z G3 + …. 如果：x (1) y (2) + …. = z (3) + …. 则有：x G1 y G2 + …. = z G3 + …. 由已知反应的自由能变化计算其它反应的自由能变化！
S孤 > 0 S孤 = 0 S孤 < 0 自发过程（不可逆过程） 可逆过程 不能自发进行的过程
化学反应的方向可以用 S孤判断!
S孤 = S体 +
S环
S环 = q环实 / T环
q环实 = - q体实
(q环实：环境实际吸收或放出的热量； q体实：体系实际 吸收或放出的热量) S孤 = S体 q体实 /T环 （恒温下： T体 = T环 = T ) S孤 = S体 q体实 /T S孤 = S体 q体实 /T > 0 (自发过程)
计算化学反应的熵变的另一种方法： 如果：x (1) + y (2) + …. = z (3) + …. 则有：x S1 + y S2 + …. = z S3 + …. 如果：x (1) y (2) + …. = z (3) + …. 则有：x S1 y S2 + …. = z S3 + ….
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影响较大。压强越高，熵值越小。
c. 物质的聚集态（对相同量的物质而言）
S固
S298.15 (J·mol-1·K-1)
< S液 < S气
H2O(l)
H2O(g)
69.9
188.72
d. 分子结构的复杂性（对同一系列物质而言） 分子量越大、原子数越多熵越大。
例：
S298.15 (J·mol-1·K-1)
Sq 可 逆 nlR n V 2nlR n P 1
T
V 1
P 2
(2) 相变过程（在相变点发生相变）：
q可逆 = qp = H相变 S相变 = q可逆 / T = H相变 / T
例1. 3 mol 水在 100C、1 atm 条件下气化成 100C、1 atm 的蒸气，计算此相变过程的熵变。已知：该条件下水 的 Hvap = 44.0 kJ·mol-1
188.72
S = 188.72 – 130.57 – 1/2205.03 = - 44.37 J·mol-1·K-1
S = Sf, H2O(g) = - 44.37 J·mol-1·K-1
作业：P176：1 P179：2，3---(a), (b)
2C(石墨) + 3H2(g) = C2H6(g)
k：玻耳兹曼常数，1.38 10-23 J•K-1
4个分子在体积相同的二个空间中的16 种分布方式
分子数越多，体系的微观状态数就越多，熵就越大。 因此，熵具有广延性质，即物质的量越多，它的熵值 就越大。
影响物质熵值大小的因素:
a. 温度 温度越高，熵值越大。
b. 压强 对固体和液体物质的影响很小，对气体物质的
三. 熵和熵变
1. 熵
自然界中存在两种自发倾向：（a）体系自发地倾向于
能量最低的状态 ；（b）体系自发地倾向于混乱度增加。
熵是描述体系混乱度（离散度）大小的物理量，体系
的混乱度越大，熵值就越大。混乱度的大小与体系的
微观状态数有关。熵是热力学状态函数，用 S 表示。
统计热力学可以导出：
S = k㏑Ω
Ω = 微观状态数（也称混乱度）
标准生成熵的概念（P179 / 3）：
一定的温度和标准态条件下，由热力学最稳定的 单质生成 1 mol 化合物的过程中发生的熵变，称为该化 合物的标准生成熵。Sf J·mol-1·K-1
例如：
H2 (g) + 1/2O2(g) = H2O(g)
S298.15(J·mol-1·K-1) 130.57 205.03
CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) S > 0
N2(g) + O2(g) = 2NO(g)
S 0
Cu2+(aq) + Zn(s) = Zn2+(aq) + Cu(s) S 0
体系的内能和焓的绝对值无法知道，但是熵的大小是 可以知道的。熵是描述体系混乱度大小的物理量，混 乱度的大小与体系的微观状态数有关。因此，各种物 质的熵是可以根据实验数据计算的，也可以按统计热 力学的方法计算。
2SO3(g) = 2SO2(g) + O2(g) S = 189.9 J·mol-1·K-1 2SO2(g) + O2(g) = 2SO3(g) S = -189.9 J·mol-1·K-
1
计算化学反应的熵变的另一种方法： 如果：x (1) + y (2) + …. = z (3) + …. 则有：x S1 + y S2 + …. = z S3 + …. 如果：x (1) y (2) + …. = z (3) + …. 则有：x S1 y S2 + …. = z S3 + ….
CH4 186பைடு நூலகம்2
C2H6 229.5
C3H8 269.7
C4H10 310
e. 结构对称性 （对同分异构体而言） 分子对称性越高，熵越小。
例： 2,2 - 二甲基丙烷
S298.15 (J·mol-1·K-1)
306.4
2 -甲基丁烷
343.0
化学反应的熵变：
S S 产 物 S 反 应 物
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) S < 0
解：在相变点发生相变可以看作是可逆过程
31622 Sqr 92.0 17.43(J/)K
T 27.135111
c. 循环过程： S = 0 ! d. 化学反应的熵变计算
S = niS(产物i ) - njS (反应物j ) 标准摩尔熵（标准熵）: T K、热力学标准态条件下1 摩尔物质的绝对熵 S（J·mol-1·K-1） P514 / 附录三
2. 熵变
状态 1
S1
状态 2 S2
S2 - S1 = S
熵变
宏观热力学定义：S = q可逆 / T （热温商，J·K-1） 体系的熵变是等温可逆过程的热温比
几种熵变的计算 ( p-173 )
a. 绝热过程：
S = 0 !
b. 等温过程 (1) 理想气体等温过程 (膨胀或压缩)：
q可 逆 nR ln V V T1 2nR ln P P T 1 2
热力学第三定律: 在热力学绝对零度（0 K），一切纯物质(包括单
质和化合物)的理想晶体的熵为零。
注意： （1）一般是指25oC（298.15 K），其它温度可以近似 用298.15 K时的数据。 （2）化学反应的S单位：J·K-1·mol-1（1 mol反应） （3）热力学最稳定的单质的S 0 （0 K时，S = 0） （4）逆反应的S
由已知反应的反应熵计算其它反应的反应熵！
例3： 计算 298.15 K 时，反应：
2SO3(g) = 2SO2(g) + O2(g)的标准熵变
S298.15 (J·mol-1·K-1) 256.2
248.5
205.3
解：
S298.15 = 2248.5 + 205.3 – 2256.2 = 189.9 J·mol-1·K-1
解： H = qp = q可逆 S = q可逆 / T = H / T = 3mol44.01000 J·mol-1 / 373.15K
= 354 J·K-1
已知：80oC时水的饱和蒸气压为60.5 kPa。在80oC和 60.5 kPa条件下，H2O(l)和H2O(g)之间的相变是可逆过 程。
例2. 2 mol甲苯在1atm和111oC (沸点) 蒸发为气体， 蒸发热为362 J/g，M甲苯 = 92.0 g/mol，计算过程的W、 q 、 U 、 H、S。