化学热力学基本概念
化学热力学基础
Qp = ΔU +Δ (pV) = (U2 - U1) +p(V2 -V1) = (U2 + p2V2) - (U1 + p1V1)
ΔH 称为焓变。ΔH > 0，表明体系从环境吸热； ΔH < 0, 表明体系向环境放热。
4பைடு நூலகம்
1、“焓”不是系统所含的热量。QP与ΔH只是数值上相等， QP不是状态函数,而ΔH是状态函数 。 特别提醒
恒压过程、恒容过程，绝热过程和循环过程。
2
途径
完成这一过程的具体步骤。
4、热与功
体系与环境之间因为温度差而进行的能量交换形式。 热（Q） 体系从环境吸热：Q > 0 ；体系向环境放热：Q < 0 特点：不是状态函数 体系与环境之间除热以外的其它能量交换形式。
功（W）
环境对体系做功：W > 0 ；体系对环境做功：W < 0
7
对于任意的化学反应：aA ＋ bB ＝ gG ＋ dD 标准摩尔反应焓变 rHm = H = g fHm(G)+ d fHm(D)- a fHm(A)- b fHm(B)
标准摩尔燃烧焓变 C H m
Θ
1mol纯物质在标准状态和指定温度下完全燃烧时的标准焓变。 完全燃烧是指C、H、N、S等分别被氧化为CO2(g)、H2O(l)、N2(g)、SO2(g) 。 规定：完全燃烧产物的 CHm= 0 。即： CHm(CO2,g) = CHm(H2O,l) = CHm(N2,g)= CHm(SO2,g) = CHm(O2,g) = 0 对于任意的化学反应：aA ＋ bB ＝ gG ＋ dD rHm = H = a CHm(A)+ b CHm(B)- g CHm(G)- d CHm(D)
化学热力学的基本概念
化学热力学的基本概念
化学热力学是研究化学体系能量转化和热效应的学科。
本文将介绍化学热力学的基本概念。
1. 热力学系统
热力学系统是指研究对象，可以是一个物质样品或一组物质。
系统与周围环境通过能量交换进行相互作用。
2. 热力学第一定律
热力学第一定律是能量守恒定律的应用，它指出热力学系统的内能是由热和功所做的贡献之和。
3. 热力学第二定律
热力学第二定律是能量转化的过程中自发方向的判据。
它表明在孤立系统中，热量不能自发从低温物体传递到高温物体，而是自发地从高温物体传递到低温物体。
这个定律还提供了熵增原理，描述了熵的不可逆增加趋势。
4. 焓和焓变
焓是描述系统能量的状态函数，定义为内能与压力乘积的和。
焓变则是描述物质转化过程中能量变化的函数。
焓变可以通过热量和功来描述，常用于反应热和燃烧热的计算。
5. 自由能和自由能变
自由能是描述系统可用能量的状态函数，定义为系统的内能减去温度乘以熵。
自由能变则是描述系统自由能变化的函数。
自由能变的符号判断了系统处于平衡态还是非平衡态。
6. 反应熵和反应焓
反应熵和反应焓用于描述化学反应的热力学性质。
反应熵是指反应过程中系统熵的变化，反应焓是指反应过程中系统焓的变化。
根据反应焓和反应熵的正负判断反应是否自发进行。
以上就是化学热力学的基本概念，希望对您有所帮助。
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。
第二章 化学热力学
进行了6.02×1023个单元反应，我们说进行了
1mol反应。
反应进度
反应进度的数值与计量方程式的写法有关。
例 10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合后 经过一定时间，反应生成2.0molNH3，反应 式可写成如下两种形式： (1) N2 + 3H2 = 2NH3 (2) 1/2 N2 + 3/2 H2 = NH3 分别按(1)和(2)两种方程式求算此反应的 。
热力学规定 ：
– 系统吸热，Q > 0 – 系统放热，Q < 0 – 环境对系统做功，W > 0 – 系统对环境做功，W < 0
surroundins in Q>0
heat
out Q<0
system
in w>0 work
out w<0
化学热力学把功分成两类
(1) 体积功：包括膨胀功和压缩功
系统因体积变化而对抗外压做功。 体积功的计算： 等容过程 体积功 w=0 等压过程 p1= p2 体积功 w = －pV
盖斯定律的应用
已知：(1) C(石墨)+O2(g)=CO2(g) rHmθ(1)= -393.5kJ.mol-1 (2) CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) rHmθ(2)= -283.0kJ.mol-1 计算：(3) C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g) 的 rHmθ(3)=?
标准摩尔反应焓的计算
盖斯定律
标准摩尔生成焓和 标准摩尔燃烧焓
盖斯定律
• 盖斯Hess G H，1802-1850，生于瑞士日内 瓦，任俄国圣彼得堡大学化学教授。最著名 的是他进行的一系列热化学研究。
化学热力学基础
微小变化： dH = δQp
第三节 热 化 学
一、反应进度 二、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变 三、热化学方程式 四、赫斯定律 五、化学反应的标准摩尔焓变的计算
一、反应进度
化学反应一般可以写成如下通式：
A A B B Y Y Z Z
通常可写成如下更简单的形式：
反应进度定义为：
降低温度有利于 反应自发进行
对在等温、等压不做非体积功的条件下进行的 化学反应：
rG m rH mT rSm
大多数反应属于ΔH 与ΔS 同号的上述③或④两类反应， 此时温度对反应的自发性有决定影响，存在一个自发 进行的最低或最高温度，称为转变温度 Tc (ΔG = 0)：
Tc
H S
不同反应 Tc 是不同的，它取决于ΔH与ΔS 的相对大小，是反应的本性。
热力学能是状态函数，其量值取决于系统的状 态。当系统由状态 A 变化到状态 B 时，热力学能改 变为：
UUBUA
由于系统内部粒子的运动方式及其相互作用非 常复杂，热力学能的绝对值无法测量。
二、热力学第一定律的数学表达式
系统的热力学能改变是由于系统与环境之间 进行热和功传递的结果。
在任何过程中，系统热力学能的增加等于系 统从环境吸收的热与环境对系统所做的功之和。
（4）循环过程：系统由某一状态经过一系列 变化又回到原来状态，称为循环过程。
四、热和功
（一）热
由于系统与环境的温度不同，而在系统与环 境间所传递的能量称为热。系统从环境吸热，Q ＞0；系统向环境放热，Q＜0。
（二）功
除热以外，在系统与环境之间传递的其他各 种形式的能量称为功。环境对系统做功，W＞0； 系统对环境做功，W＜0。
功可以分为体积功和非体积功。体积功是系 统发生体积变化时与环境传递的功；非体积功是 除体积功以外的所有其他功。
化学热力学的基本概念及计算
化学热力学的基本概念及计算热力学是研究能量转化和能量传递的科学，而化学热力学则是应用热力学原理来研究化学反应的能量变化和热效应。
在化学热力学中，我们常常需要计算反应的焓变、熵变和自由能变化等参数，以了解反应的热效应和驱动力。
本文将简要介绍化学热力学的基本概念及计算方法。
首先，我们来了解一下化学热力学中的一些基本概念。
焓是热力学中一个重要的物理量，表示系统在恒压下的能量。
在化学反应中，焓的变化被称为焓变，通常用ΔH表示。
焓变可以通过实验测量得到，也可以通过热力学计算来估算。
当反应的焓变为正值时，反应是吸热反应，系统吸收了热量；当焓变为负值时，反应是放热反应，系统释放了热量。
熵是热力学中描述系统无序程度的物理量，通常用S表示。
在化学反应中，熵的变化被称为熵变，通常用ΔS表示。
熵变可以通过实验测量得到，也可以通过热力学计算来估算。
当反应的熵变为正值时，系统的无序程度增加；当熵变为负值时，系统的无序程度减少。
自由能是热力学中描述系统稳定性的物理量，通常用G表示。
在化学反应中，自由能的变化被称为自由能变化，通常用ΔG表示。
自由能变化可以通过实验测量得到，也可以通过热力学计算来估算。
当反应的自由能变化为负值时，反应是自发进行的，系统的稳定性增加；当自由能变化为正值时，反应不自发进行，系统的稳定性减少。
现在，我们来探讨一下如何计算化学反应的焓变、熵变和自由能变化。
对于焓变的计算，我们可以利用热力学方程ΔH = ΣnΔHf(产物) - ΣmΔHf(反应物)。
其中，ΔHf表示物质在标准状态下的标准焓变。
通过查阅热力学数据手册，我们可以找到大部分物质在标准状态下的标准焓变值，从而计算出反应的焓变。
对于熵变的计算，我们可以利用热力学方程ΔS = ΣnS(产物) - ΣmS(反应物)。
其中，S表示物质在标准状态下的标准熵。
同样地，通过查阅热力学数据手册，我们可以找到大部分物质在标准状态下的标准熵值，从而计算出反应的熵变。
什么是化学热力学
什么是化学热力学
化学热力学是一门研究化学反应过程中能量变化和物质变化的学科，它是热力学的一个分支。
化学热力学主要研究内容包括：反应热、化学势、熵变、自由能等。
在这些研究中，化学家可以了解化学反应在一定温度、压力等条件下的方向、限度和速率。
化学热力学在理论和实际应用上具有重要意义，有助于解决能源、环境、材料科学等领域的问题。
化学热力学的基本概念包括：
1.体系与环境：化学研究中的体系是指进行化学反应的物体，而环境则是与体系密切相关的部分，能影响体系的相关性质。
2.状态函数：描述体系热力学性质的物理量，如内能、熵、体积等。
状态函数具有加和性，即体系的状态变化仅取决于始态和终态，而与变化途径无关。
3.过程与路径：过程是指状态变化的经过，而路径是完成这个过程的具体步骤。
4.孤立体系的熵增原理：在一个孤立体系中，熵总是趋向于增加，从而使体系的混乱度增加。
5.热力学第三定律：当温度降至绝对零度时，任何完整晶体内部的原子或分子等微观粒子排列整齐，只有一种排列形式，此时微观状态数为1，熵值为0。
6.物质标准熵：定义为在标准状态下，1mol纯物质的熵。
化学热力学在实际应用中具有重要意义，例如在化学工业中，可以通过化学热力学的研究优化化学反应过程，提高产率、降低能耗。
此外，化学热力学在新能源开发、环境保护等领域也发挥着重要作用。
随着科学技术的不断发展，化学热力学的研究范围也在不断扩大。
现代化学热力学涉及诸如量子化学、统计热力学、非平衡态热力学等领域，为解决复杂化学问题提供了有力理论支持。
在未来，化学热力学将继续为人类的可持续发展做出贡献。
化学热力学的基本概念
化学热力学的基本概念化学热力学是研究化学反应中能量转化和热效应的科学，它研究的是物质的能量变化和反应过程中产生的热量。
在化学反应中，反应物与生成物之间的能量变化对于了解反应的性质和趋势具有重要意义。
本文将介绍化学热力学的基本概念，包括焓、熵和自由能的定义和计算方法，以及它们在化学反应中的应用。
1. 焓（enthalpy）焓是热力学中表示系统的能量的物理量，常用于描述化学反应中热效应的大小。
焓的符号是H，单位是焦耳（J）。
在化学反应中，焓的变化可以用来判断反应是吸热反应还是放热反应。
2. 熵（entropy）熵是热力学中表示系统混乱程度的物理量，也是描述热平衡和反应趋势的重要参数。
熵的符号是S，单位是焦耳/摄氏度（J/K）。
熵的增加意味着系统的混乱程度增加，而熵的减少则表示系统的有序性增加。
3. 自由能（free energy）自由能是热力学中用于描述系统能量变化和可能性的重要概念。
自由能的符号是G，单位是焦耳（J）。
自由能的变化可以用来判断反应的进行方向和可逆性。
其中，焓、熵和自由能之间的关系由吉布斯自由能方程给出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示系统自由能变化，ΔH表示焓变化，ΔS表示熵变化，T表示温度。
吉布斯自由能方程是化学热力学中最基本的方程之一，它将焓、熵和温度联系在一起，描述了化学反应的驱动力和可逆性。
化学热力学的基本概念在化学工程、材料科学和生物化学等领域具有广泛应用。
通过了解和掌握热力学的基本概念，我们可以预测和优化化学反应过程，改善工艺条件，提高产率和能源利用效率。
总结：化学热力学的基本概念包括焓、熵和自由能。
焓表示系统的能量，熵表示系统的混乱程度，自由能描述了反应的可能性和方向。
它们之间的关系由吉布斯自由能方程给出。
了解和掌握化学热力学的基本概念对于理解和预测化学反应具有重要意义，能够指导实际的化学工程和材料科学应用。
化学工程热力学基本概念
化学工程热力学基本概念热力学是自然科学中一门重要的学科，其研究对象是物质的热现象及其规律。
化学工程热力学作为热力学的分支学科，主要研究化学反应体系的热力学特性，掌握化学反应过程的热力学计算方法，对开展化学工程实践具有重要意义。
本文主要介绍化学工程热力学的基本概念。
一、热力学状态函数热力学状态函数是指只与物质的初始和终止状态有关，而与物质的历程无关的物理量。
如体积、压强、温度等物理量就是热力学状态函数。
通过热力学状态函数的研究，可以推导出物质在不同状态下的热力学函数关系，为实际工程应用提供有力支持。
二、热力学过程类型热力学过程是指物质的状态发生改变的过程。
热力学过程类型主要有四种：等温过程、等压过程、等体过程和绝热过程。
等温过程是指物质在保持温度不变的情况下发生状态变化；等压过程是指物质在保持压强不变的情况下发生状态变化；等体过程是指物质在保持体积不变的情况下发生状态变化；绝热过程是指物质在没有热量交换的情况下发生状态变化。
三、物理化学性质的量化描述物理化学性质可以通过一些物理量来量化描述。
如物质的热力学性质可以由焓、内能、熵等物理量来描述；物质的物理性质可以由密度、粘度、热传导系数等物理量来描述。
了解这些物理量的计算方法以及物理量之间的相互关系，将有助于热力学问题的求解。
四、热力学平衡热力学平衡是指在一定条件下物质存在的一种稳定状态，该状态对应着系统的最低自由能，即各种物理和化学反应达到了动态平衡。
同时，热力学平衡还存在细微的宏观和微观物理量的变化，例如热运动、化学反应、相变等。
热力学平衡状态可以进一步应用到实际工程应用中，如制备纯度高的化学品、对材料进行热处理等。
五、化学反应热力学计算基本法化学反应热力学计算基本法是指在热力学基础上，应用化学工程的理论和方法，针对某些特定化学反应体系的热力学特性进行计算。
其中包括热力学计算公式、计算方法以及计算过程中需要注意的问题等。
热力学计算在化学反应工程实践中具有重要意义。
- 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)。
（2）敞开系统 与环境既有能量传递，又有物质传递的
系统。 （3）隔离系统 与环境既无能量传递，又无物质传递的
系统，或称孤立系统。
如果以杯中水为研究对象，试判断下列各是什么系统？ ① 打开盖子的茶杯；②盖上盖子的茶杯；③假设杯壁和 杯盖是绝热的，那么盖严盖子的保温杯。
上页 下页 返回 帮助
§3–1 化学热力学基本概念 第三章 化学热力学基础 三、系统的性质
300K 0.1Mpa 0.015m3
恒容过程
系统这种由同一始态，变化到同一终态的不同经 历，称为途径。
上页
下页
返回
帮助
上页 下页 返回 帮助
§3–1 化学热力学基本概念 第三章 化学热力学基础
系统的状态是系统热力学性质的综合表现。
确切的说，是系统物理性质和化学性质的综合表现。
系统性质与状态是一一对应的。在热力学中又将描述系统 状态的性质称为状态函数。 状态函数的基本特征是 ①状态函数的变化值等于终态值减去始态值，而与所经 历的途径无关。即 △X＝X2－X1 （3-1）
§3–1 化学热力学基本概念 第三章 化学热力学基础 一、化学热力学
热力学是研究自然界中与热现象有关的各种状态变化 和能量转化规律的科学。应用热力学基本原理研究化学变
化过程中能量转化规律的科学，称为化学热力学。
化学热力学的基础是热力学第一定律和热力学第二
定律。主要研究化学变化及与之有关的物理变化过程中
（3）恒外压过程
（4）恒过程 （5）绝热过程
p环＝常数；
V1＝V2＝常数； 系统与环境间无热交换的过程，Q＝0；
（6）循环过程 系统经一系列变化后又回到始态的过程； （7）可逆过程 无限接近平衡，且没有摩擦力条件下进行 的理想过程。
上页 下页 返回 帮助
§3–1 化学热力学基本概念 第三章 化学热力学基础
P T n 系 统 恒 温 槽
图3-1 恒温可逆过程示意图
2．途径
【实例分析】某理想气体的p、V、T变化如下
上页 下页 返回 帮助
§3–1 化学热力学基本概念 第三章 化学热力学基础
300K 始态 0.3Mpa 0.005m3
途径Ⅰ
恒压过程
900K 终态 0.3Mpa 0.015m3
途径Ⅱ
恒温过程
（1）广延性质 数值大小与系统中物质的数量成正比。
例如，m、n、V 等。 （2）强度性质 数值大小与系统中物质的数量的多少 无关。例如，T，P 等。
两个广延性质的比值为强度性质。如Vm、xB、MB等。 说明：
四、状态和状态函数
【实例分析】如果以钢瓶中的乙炔气为研究对象，那么 在一定条件下，钢瓶内气体的m、n 、MB 、T、P、V 等宏 观性质一经确定，系统的状态就已确定；反之，系统的状态 确定以后，其宏观性质均有唯一确定值。
能量效应（功、热和热力学能）的计算。
二、系统和环境
热力学研究的对象，称为系统；与系统密切相关的部分 为环境。
上页 下页 返回 帮助
§3–1 化学热力学基本概念 第三章 化学热力学基础
根据系统与环境之间有无物质及能量传递，可将系统分 为三类。 （1）封闭系统 与环境只有能量传递，而没有物质传递 的系统。
其无限小变化是全微分dX。 ②若系统经历一个循环过程时，所有状态函数的改变量均
为零。
上页 下页 返回 帮助
§3–1 化学热力学基本概念 第三章 化学热力学基础 五、过程与途径
1．过程
系统状态发生变化的经过称为热力学过程，简称过程。 （1）恒温过程 T1＝T2＝T环＝常数； （2）恒压过程 p1＝p2＝p环＝常数；
可逆过程是以无限小的变化量（如dp、dT），在无限 接近平衡状态下进行的无限缓慢的过程。其特征是，按与
原方向相反的步骤，使过程逆转，可以使系统和环境完全
恢复到原来的状态。见图3-1。 不可逆过程系统回到原状态 后，环境必定发生变化（环境失
细 沙
P环
去功，而得到了热），因此没有
使系统和环境都完全恢复到原来 的状态。