化学热力学知识点梳理.
化学热学知识点总结高中
化学热学知识点总结高中一、热力学基本概念1. 系统和环境热力学研究的对象称为系统，系统与其周围的其它部分组成环境。
在标准热力学中，系统是指要研究的对象，通常把物体（或物质）与外界根据它们的相互作用的方式分成系统和环境，是物理学研究的一个基本概念。
2. 状态函数和过程函数状态函数是系统某一瞬时状态的函数，与路径无关。
过程函数是系统发生变化过程中经过的路径有关的函数，与状态无关。
3. 基本热动学过程（1）绝热过程：在绝热条件下，系统与环境之间不发生热量和功的交换。
（2）等温过程：系统温度保持不变时发生的过程。
（3）等容过程：系统体积保持不变时发生的过程。
（4）等压过程：系统压强保持不变时发生的过程。
4. 热机和热泵热机是利用热量做功的设备，热泵是用来将低温热量转化为高温热量的设备。
5. 热容量热容量是指物体在温度变化时吸收或释放热量的能力。
它是质量或摩尔数的函数。
6. 热力学第一定律能量守恒原理，总能量守恒不变。
即系统从一个状态变到另一状态，系统所吸收的热量和所做的功之和等于系统内能的增量。
7. 热力学第零定律如果两个系统分别与第三个系统处于热平衡状态,那么这两个系统之间也处于热平衡状态。
8. 热力学第二定律热力学第二定律表达了热量不可能从低温物体转换到高温物体而不需要外界输入能量的现象。
也可以说在有限时间内，任何热机都不能把热全部变为功。
9. 熵熵是一个系统的无序程度的度量，它表示了一个系统能量无法再次利用的程度。
二、气体状态方程1. 气体状态方程（1）理想气体状态方程：PV=nRT，其中P为压强，V为体积，n为摩尔数，R为气体常数，T为绝对温度。
（2）达西法则：在相同温度下，等摩尔体积不同的气体的压强成反比，这就是达西法则的内容。
2. 分子速率分布根据玻尔兹曼分布定律，气体分子速率服从玻尔兹曼分布定律。
这个定律说明不同分子速率所对应的两个自由度之间在能量上存在一定的关系。
3. 理想气体的内能内能是气体分子的动能和势能之和。
化学中的化学热力学知识点
化学中的化学热力学知识点化学热力学是研究化学反应中能量的转化与变化的学科，它对我们理解化学现象和反应行为起着重要的作用。
本文将介绍化学热力学的一些基本知识点，包括热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等。
1. 热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在化学反应中的应用。
热力学第一定律表明，系统的内能变化等于系统吸收的热量与对外做功之和。
这可以表示为以下公式：ΔU = q + w其中，ΔU表示系统的内能变化，q表示系统吸收的热量，w表示系统对外做的功。
2. 热力学第二定律热力学第二定律是热现象的方向性规律。
它表明自发过程在整个宇宙中是朝熵增加的方向进行的。
热力学第二定律可以通过熵的概念来描述，熵是衡量系统无序程度的物理量。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加，直到达到最大值。
3. 焓焓是一个物质在常压条件下的热力学函数，通常用H表示。
在常压下，焓的变化可以表示为下式：ΔH = q焓变表示物质的热量变化，正值表示系统吸热，负值表示系统放热。
4. 熵熵是衡量系统无序程度的物理量，通常用S表示。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加。
熵的变化可以表示为下式：ΔS = q/T其中，ΔS表示系统的熵变，q表示系统吸收的热量，T表示系统的温度。
5. 自由能自由能是描述系统在恒温、恒压条件下能量转化的热力学函数，通常用G表示。
自由能包括内能和对外做功两个方面的能量，可以表示为以下公式：G = H - TS其中，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
当系统的自由能变化ΔG为负值时，表示该过程是自发进行的。
总结：化学热力学是研究化学反应中能量转化与变化的学科，主要涉及热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等知识点。
热力学第一定律描述了能量守恒定律在化学反应中的应用，热力学第二定律说明了自发过程进行的方向性规律。
焓是在常压下物质的热力学函数，熵是衡量系统无序程度的物理量，自由能描述了系统在恒温、恒压条件下的能量转化情况。
高三化学热力学知识点
高三化学热力学知识点热力学是研究热和能量转化关系的科学。
而热力学的核心内容之一就是热力学系统中的能量变化。
对于高三化学学习者来说，掌握热力学的知识点是至关重要的。
本文将从热力学的基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律以及熵的概念等几个方面，详细介绍高三化学热力学的知识点。
一、热力学的基本概念1. 系统和环境：在热力学中，我们将研究的对象称为系统，而系统外部的一切都称为环境。
2. 热力学的热量和功：热量是能量以热传递的方式流入或流出系统，而功则是能量以非热传递的方式流入或流出系统。
3. 热力学第一定律：热力学第一定律表明能量守恒，即一个孤立系统的内能变化等于热量与功的代数和。
二、热力学第一定律1. 内能：内能是一个物体的微观粒子的热运动所具有的能量，它包括分子的平动能、转动能和振动能等。
2. 等容过程：在等容过程中，系统的体积保持不变，从而没有对外进行功，因此内能的变化只取决于热量的变化。
3. 等压过程：在等压过程中，系统的压强保持不变，系统对外做功的大小等于压强乘以体积变化。
三、热力学第二定律1. 热力学第二定律的表述：热量不可能自发地从低温物体传递到高温物体，而只有通过外界做功的方式才能实现。
2. 热力学第二定律的应用：热力学第二定律除了可以解释自然界中很多现象外，还可以解释永动机的不可能性。
四、熵的概念1. 熵的定义：熵是度量物质的无序程度的物理量，熵增原理规定了自然界中熵的增加趋势。
2. 熵与热力学过程：在一个孤立系统中，熵增是不可逆过程的本质特征，而等熵过程则是可逆过程的特征。
3. 熵的计算：根据熵的定义和统计热力学的理论，可以计算一些化学反应的熵变。
总结：通过对热力学的基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律以及熵的概念等知识点的学习，我们可以更好地理解热力学的基本原理和应用。
对于高三化学学习者来说，热力学作为一门重要的学科，掌握其知识点是提高学习成绩的关键。
通过不断的学习和实践，我们能够更好地理解和应用热力学，在考试中取得好成绩。
化学热力学基础知识点汇总
化学热力学基础知识点汇总化学热力学是研究化学反应过程中能量转化规律的科学，它对于理解化学反应的可能性、方向和限度具有重要意义。
以下是对化学热力学基础知识点的详细汇总。
一、热力学的基本概念1、体系与环境体系是我们研究的对象，根据体系与环境之间物质和能量的交换情况，可分为敞开体系、封闭体系和孤立体系。
敞开体系：与环境既有物质交换，又有能量交换。
封闭体系：只有能量交换，没有物质交换。
孤立体系：既无物质交换，也无能量交换。
2、状态函数状态函数是用于描述体系状态的物理量，其值只取决于体系的状态，而与变化的途径无关。
常见的状态函数有温度（T）、压力（P）、体积（V）、内能（U）、焓（H）和熵（S）等。
3、过程与途径过程是指体系状态发生变化的经过，而途径则是完成这个过程的具体方式。
例如，从状态 A 到状态 B 可以通过不同的途径实现，但状态函数的变化量只与始态和终态有关，与途径无关。
二、热力学第一定律热力学第一定律也称为能量守恒定律，其表达式为：ΔU ＝ Q ＋ W 。
其中，ΔU 表示体系内能的变化，Q 表示体系从环境吸收的热量，W 表示环境对体系所做的功。
当体系膨胀时，体系对环境做功，W 为负值；当体系被压缩时，环境对体系做功，W 为正值。
如果是恒容过程，体积不变，W ＝ 0，此时ΔU ＝ Qv ，Qv 表示恒容热。
如果是恒压过程，压力恒定，ΔU ＝Qp PΔV ，Qp 表示恒压热，此时 H ＝ U ＋ PV ，ΔH ＝ Qp 。
三、热化学1、化学反应的热效应化学反应在一定条件下发生时，所吸收或放出的热量称为化学反应的热效应。
热效应分为等容热效应和等压热效应。
2、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与热效应关系的方程式。
需要注明反应物和生成物的状态、反应的温度和压力以及反应热。
3、标准摩尔生成焓在标准状态下，由最稳定单质生成 1mol 化合物时的焓变称为该化合物的标准摩尔生成焓。
利用标准摩尔生成焓可以计算化学反应的标准摩尔反应焓变：ΔrHmθ ＝ΣνBΔfHmθ(B) 。
高中化学热力知识点总结
高中化学热力知识点总结一、热力学基本概念1. 热力学系统：被研究的对象，可以是固体、液体或气体。
2. 环境：系统之外的所有物体。
3. 边界：系统与环境之间的分界面。
4. 状态：系统在某一时刻的所有宏观性质的集合。
5. 状态函数：系统的宏观性质，其值只与系统的状态有关，如温度、压力、体积等。
6. 过程：系统从一个状态变化到另一个状态的一系列状态的集合。
7. 热力学平衡：系统与环境之间没有能量和物质交换的状态。
二、热力学第一定律1. 内能：系统内部所有微观粒子的动能和势能之和。
2. 热力学第一定律：能量守恒定律在热力学中的表现形式，即系统内能的变化等于系统与环境之间能量交换的净效应。
3. 热量：系统与环境之间因温度差而产生的热能传递。
4. 功：力作用在物体上并使物体发生位移所产生的能量转换。
5. 等容过程：系统体积不变的热力学过程。
6. 等压过程：系统压力不变的热力学过程。
7. 等温过程：系统温度不变的热力学过程。
三、热力学第二定律1. 熵：系统无序度的量度，也是能量分散程度的指标。
2. 热力学第二定律：自然过程总是向着熵增加的方向进行。
3. 可逆过程：系统和环境都能完全恢复原状的过程。
4. 不可逆过程：系统或环境不能完全恢复原状的过程。
5. 熵变：系统经历一个过程后熵的增加量。
四、化学反应热力学1. 化学反应：原子重新排列形成新物质的过程。
2. 反应热：化学反应发生时吸收或放出的热量。
3. 热化学方程式：表示化学反应及其伴随热量变化的方程式。
4. 燃烧热：1摩尔物质完全燃烧时放出的热量。
5. 中和热：酸和碱中和反应生成1摩尔水时放出的热量。
6. 电化学：研究化学反应与电能转换的科学。
五、溶液与电解质1. 溶液：一种或几种物质以分子或离子形式分散在另一种物质中形成的均匀混合物。
2. 饱和溶液：在一定温度下，溶质在溶剂中达到最大溶解度的溶液。
3. 电解质：在溶液或熔融状态下能导电的物质。
4. 非电解质：在溶液或熔融状态下不能导电的物质。
化学反应的热力学和热力学计算
化学反应的热力学和热力学计算一、热力学基本概念1.热力学系统：指在一定条件下，与外界有能量交换的物体或一组物体。
2.状态：描述系统某一时刻物理化学性质的参数集合，如温度、压力、体积、物质的量等。
3.状态变化：系统从一个状态变化到另一个状态的过程。
4.过程：系统状态变化的方式，分为恒温恒压过程、恒温恒容过程等。
5.热量：由于温度差，系统与外界交换的能量。
6.功：系统与外界交换能量的过程。
二、热力学第一定律1.内容：能量守恒定律，系统内能的变化等于外界对系统做的功加上系统吸收的热量。
2.公式：ΔU = Q + W–ΔU：系统内能的变化–Q：系统吸收的热量–W：外界对系统做的功三、热力学第二定律1.内容：熵增原理，孤立系统的熵总是增加，直到达到最大值。
2.公式：ΔS = ΔS_system + ΔS_surroundings–ΔS：系统熵的变化–ΔS_system：系统熵的变化–ΔS_surroundings： surroundings熵的变化四、热力学第三定律1.内容：绝对零度不可达到，系统的熵在接近绝对零度时趋于定值。
2.公式：S = k_B * ln(W)–S：系统熵–k_B：玻尔兹曼常数–W：系统微观状态数五、化学反应热力学1.反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
2.反应焓变：化学反应的焓变化，表示为ΔH。
3.反应熵变：化学反应的熵变化，表示为ΔS。
4.吉布斯自由能变：化学反应的自由能变化，表示为ΔG。
5.公式：ΔG = ΔH - TΔS–ΔG：吉布斯自由能变–ΔH：反应焓变–T：温度（K）–ΔS：反应熵变六、热力学计算1.热量计算：根据反应物和生成物的摩尔焓差计算反应热。
2.熵变计算：根据反应物和生成物的摩尔熵差计算反应熵变。
3.自由能计算：根据反应物和生成物的摩尔自由能差计算反应吉布斯自由能变。
4.热力学平衡：在恒温恒压条件下，系统达到热力学平衡状态，此时反应物和生成物的浓度不再发生变化。
化学热学知识点总结
化学热学知识点总结一、热力学基本概念热力学是研究物体内部能量和物质间能量相互转化的物理学科，并且研究物体内能量的传递和扩散规律以及热现象的规律。
热力学研究的主要对象是热、功和能量。
热是由于温度差引起的能量传递。
功是由于力的作用引起的能量转化。
能量是物体具有的使其能够进行工作的物理量（如物体的动能、势能、内能等）。
热力学的热、功和能量是相互联系、相互转化的。
二、状态函数状态函数是在描述过程时与路径无关的，只与初始和终了状态有关的函数。
例如，压强、温度、体积等。
状态函数的改变与路径无关，只与初末状态有关，与路径无关意味着状态函数的变化值与过程取向无关，所以状态函数的变化必须是由初末状态决定的。
状态函数的改变与路径无关因为它们的改变只与初末态有关。
但对于某些状态函数来说，虽然它与系统的性质本身无关，但是它的改变却能使心理特性发生变化。
三、热力学定律热力学定律是热力学的基本规律，它描述了能量的转化和传递规律。
热力学定律包括零法则、第一定律、第二定律、第三定律。
零法则：如果两个系统与第三个系统分别处于热平衡状态，那么这两个系统之间也一定处于热平衡。
第一定律：能量守恒，即能量不能被创造或消灭，只能从一个物体转移到另一个物体，或从一个形式转化为另一形式。
它也可以表述为：系统的内能增量等于系统所吸收的热量与所作的功的代数和。
第二定律：热能不可能自发地从低温物体传递到高温物体，热力学过程不可逆的方向是从低温物体向高温物体传递热量的方向。
第三定律：当温度接近绝对零度时，是熵趋于常数。
这意味着，不可能通过有限数量次的操作使任何系统冷却至绝对零度。
四、热力学方程热力学方程是描述物质热力学性质的方程，其中包括理想气体状态方程、范德华方程等。
理想气体状态方程为P = nRT。
范德华方程为（P + a/V^2)(V - b) = RT。
热力学方程不仅可以用于计算压强、温度、体积等参数的关系，还可以从中推导出其他热力学性质的关系。
大一化学热力学知识点总结
大一化学热力学知识点总结热力学是研究物质热现象和能量转化规律的科学，广泛应用于化学、物理、材料等学科领域。
作为大一化学学习的重要内容之一，热力学知识点对我们理解化学反应、能量转化等过程起着重要的指导作用。
本文将就大一化学热力学中的几个重要知识点进行总结。
一、热力学基本概念1. 系统和环境：热力学研究的对象称为“系统”，系统的外部称为“环境”。
系统和环境之间通过能量和物质的交换来实现平衡。
2. 热力学状态函数：热力学状态函数与体系的状态有关，与路径无关。
常见的热力学状态函数有内能、焓、熵等。
3. 系统的热力学工作：系统对环境做功或由环境对系统做功，即为热力学工作。
二、热力学定律1. 热力学第一定律：能量守恒定律，即能量不会凭空产生或消失，只能从一种形态转化为另一种形态。
2. 热力学第二定律：热量不会自发地从冷物体传递给热物体，也不会自发地执行不可逆过程。
三、热力学过程1. 等容过程：在等容过程中，体积保持不变，系统对环境做功为零，根据热力学第一定律，内能的变化等于吸热量。
2. 等压过程：在等压过程中，压强保持不变，系统对环境做的是等于外界对系统所做的压力乘以体积的功。
根据热力学第一定律，焓的变化等于吸热量。
3. 等温过程：在等温过程中，温度保持恒定，系统通过吸热和放热来保持温度不变。
根据热力学第二定律，无法实现百分之百的等温过程。
4. 绝热过程：在绝热过程中，系统与环境没有热量的交换。
根据热力学第一定律，绝热过程中内能的变化只与做功相关。
四、常见的熵变计算1. 熵变计算公式：ΔS = ∫(dQ/T)熵变等于系统吸热或放热与温度之比的积分。
2. 熵增原理：孤立系统总是趋向于增加熵，不可逆过程的熵增大于零。
五、热力学平衡热力学平衡是指系统达到稳定状态，不再发生宏观可观测的变化。
平衡可以分为稳定平衡、亚稳定平衡和不稳定平衡。
六、热力学函数1. 内能：内能是系统的总能量，包括系统的热能、势能和动能。
2. 焓：焓是系统的热力学函数，等于系统的内能与压力乘以体积之和。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
(4平衡常数的表达式必须与反应方程式一一对应
3、平衡常数的意义
(1平衡常数是反应进行程度的标志
(2平衡常数是温度的单值函数,是反应的特征常数
(3平衡常数指明了在一定温度下可逆反应建立平衡的条件
对于任一可逆反应:dD gG bB aA +=+,平衡时,各物质浓度符合: b a d
g c c c c c c c c K ]/(B []/(A []/(D []/(G [θθθθθ
=其中:c一定是平衡浓度若c为任意状态浓度:b a d
g c c c c c c c c Q ]
/(B[]/(A[]/(D[]/(G[θθθθ=——反应商则:⎪⎩
⎪⎨⎧=>><<—平衡建立的条件—反应处于化学平衡状态平衡浓度
产物浓度反应向逆方向进行,(平衡浓度产物浓度反应向正方向进行,(. . . θθθK Q K Q K Q与自由能判据的关系:
CO(g
(gO C(s221
=+ (1 (gCO (gO CO(g221
=+ (2
(gCO (gO C(s22=+ (3达平衡时:21
] (O[(COθ2θ
θ
1p p p p K =, 21
] (O[](CO[ (COθ2θθ2θ2p p p p p p K ⋅=
θ2θ
2θ3
(O (COp p p p K =可以看出:(1+(2=(3
θp p — —相对分压,这样用相对浓度或相对分压表示的平衡常数,叫
标准平衡常数。
2、标准平衡常数一般如果不作说明,我们提到的平衡常数都是指标准平衡常数。
★注意:(1平衡浓度、平衡分压
(2对有纯固体或纯液体参加的反应,纯固体或纯液体的浓度视为常数1,不
出现在平衡常数的表达式中
(3溶液中的组分一定用相对浓度θc表示;气相一定要用相对分压θp p表
根据多重平衡规则,可以由已知反应的平衡常数求未知反应的平衡常数。
四、化学平衡的移动
在一定条件下建立的化学平衡,一旦条件改变,平衡就会被打破,发生移动,直到在新条件下建立新的平衡。这些影响移动的因素包括:浓度、压力和温度。
1、浓度对化学衡的影响
在一定温度下,增加反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动;相反,减小反应物浓度或增大产物浓度,平衡向逆反应方向移动。
升高温度,平衡向吸热方向移动;降低温度,平衡向放热反向移动。
影响平衡移动的因素可以概括为吕.查理德里原理(1884.法:如果改变平衡体系的任一个条件,如温度、压力或浓度,平衡就向能减弱改变的方向移动。
当反应进行到某一程度,恰好逆正υυ=,反应物和产物的浓度都不再随时间而改变。那么,可逆反应的这种状态,就称为化学平衡。
2、化学平衡
正逆反应速率相等时,反应体系所处的状态,称为化学平衡状态。
特点:(1逆正υυ=
(2动态平衡;
(3有条件的、相对的平衡(——条件改变,平衡改变。
大量的实验表明:在一定条件下,处于化学平衡状态的体系,各物质浓度之间遵守一定的定量关系。这就是平衡常数关系式。
2、压力对化学平衡的影响
压力对化学平衡的影响是针对有气体参加的反应而言的。一般改变压力是通过改变反应体系的体积来实现的。
规律:在一定温度下,增加体系总压力,平衡向气体分子数减小的方向移动;减小体系总压力,平衡向气体分子数增大的方向移动。对反应前后气体分子数相等的反应,改变压力不会引起平衡移动。
3、温度对化学平衡的影响
第一章化学反应的方向和限度
第二节化学反应的程度和化学平衡
一可逆反应和化学平衡
1、可逆反应
在同一条件下,既能向一个方向进行,又能向相反方向进行的反应,称为可逆反应。插入视频文件:可逆反应与化学平衡.swf
严格地说,可以认为所有的化学反应都具有一定的可逆性,从微观的角度来看,反应物分子可以发生有效碰撞,结合成产物分子;同时,产物分子也可以发生碰撞,再结合成反应物分子:反应物⇔产物。
θ3
θ2θ1K K K =⋅ (某一组分的浓度或分压同时满足几个平衡关系式
通过归纳总结,人们发现多重平衡体系的各个平衡体系之间遵守如下规律:
体系中某一反应是其他反应之和,则该反应的平衡常数等于其它反应的平衡常数之积,
简单说:反应相加,则平衡常数相乘;相反,反应式相减,则平衡常数相除——多重平衡规则。
根据热力学的推导, G ∆与Q之间存在下列关系:
Q RT G G lg 303. 2θ+∆=∆ ——热力学等温方程。
当反应达平衡时:θ
, 0K Q G ==∆则:0lg 303. 2lg 303. 2θθθ=+∆=+∆=∆K RT G Q RT G G
∴ RT G K K RT G 303. 2lg lg 303. 2θ
逆向自发
:反应不能自发进行(自发:反应自发进行(正向0( 0( 0(θθθG K Q G K Q G K Q 5、有关平衡常数的计算
(略三多重平衡
在实际的生产过程中,还经常会遇到一个体系中几个相互关联的反应同时存在的情况,当整个体系处于平衡状态时,就存在着多重平衡的问题。比如碳的燃烧,就是一个多重平衡体系,实际上存在着这样几个反应:
θ
θθ∆-=→-=∆ 4、标准平衡常数与标准吉布斯函数变的关系
RT G K 303. 2lg θ
θ
∆-=根据这个公式,可以由θ
G ∆来计算反应的标准平衡常数。
再把这个关系式带回到热力学等温方程中去,得到: θ
θθlg 303. 2lg 303. 2lg 303. 2lg 303. 2K Q RT Q RT K RT Q RT G G =+-=+∆=∆则:⎪⎩⎪⎨⎧<∆=<∆><∆<:反应处于平衡状态
(B
(A(D(Gp b a d g p p p p K ⋅⋅= (p :平衡分压★注意:K c、K p一般都有单位,但习惯上不写; K c一般不等于K p。
为了统一和计算方便,规定在平衡常数的表达式中,凡是溶液中的浓度都除以标准态浓度:3θdm mol 1-⋅=c , θc ——相对浓度;若是气体分压,都除以标准态压力:Pa 101325θ=p ,
二平衡常数
1、平衡常数
可逆反应在一定温度下达到平衡时,产物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比是一个常数,这个常数就叫做平衡常数。
:平衡浓度
浓度平衡常数— c K c c c c K b a d g c ( (B(A(D(GdD
gG bB aA c ⋅⋅=+=+
如果是气体反应,可以用平衡时各组分气体的分压来代替浓度,这时,平衡常数叫做压力平衡常数: