文档介绍：第5章
化学热力学基础
Chapter 5
Primary Conception of Chemical
Thermodynamics
1、了解热力学的概况——反应是否发生;描述大量原子、分子等微粒构成的宏观系统的行为。
本章要求
2、建立与化学热力学有关的10个基本概念
3、了解化学热力学四个重要的状态函数——热力学能、吉布斯自由能和熵;建立标准摩尔反应焓、标准摩尔反应自由能和标准熵以及标准摩尔反应熵的概念,并对化学反应的方向和限度作初步讨论。
4、化学热力学的应用。包括计算反应焓、反应熵和反应自由能;估算非常温下的反应自由能、热力学分解温度或反应温度等;计算非标准反应自由能和反应温度等。
基本概念
化学热化学的研究对象
化学热力学的四个重要状态函数
化学热力学的应用
本章内容
5-1 化学热力学的研究对象
“热力学”发展史:
19世纪中叶,发明蒸汽机
1884——热力学第一定律,德物理学家Julius Robert Meger (迈尔);
1885——热力学第二定律,德物理学家Rudolph Clausius(克劳修斯);1851,英物理学家William Thomson Kermanm Nernst(能斯特)
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(一)什么叫“热力学”
热力学是研究热和其他形式的能量互相转变所遵循的规律的一门科学。
(二)什么叫“化学热力学”
应用热力学原理,研究化学反应过程及伴随这些过程的物理现象,就形成了“化学热力学”。
(三)化学热力学解决什么问题
例:,,
N2 (g) + 3H2(g) = 2 NH3 (g) △fGm ø / kJ/mol 0 0 -
△rGm ø = 2 (-) – 0 –3× 0 = -33kJ/mol
指定条件(标准状态)下,正反应自发进行。
(△rGm ø ﹤0 ?)
指定条件下,正反应可否自发进行;
2. 反应的限度——如果能,正反应能否进行到底(K大小); 3. 反应过程的能量转换——放热?吸热?( △rHm﹤0,放热; △rHm﹥0,吸热)
4. 反应机理——反应是如何进行的?
5. 反应速率。
化学热力学回答前3个问题,但不能回答后2个问题,后2个问题由“化学动力等”回答。
(四)热力学方法的特点

即大量质点的平均行为,所得结论具有统计意义;不涉及个别质点的微观结构及个体行为,不依据物质结构的知识。
。
无机化学课的“化学热力学初步”,着重应用热力学的一些结论,去解释一些无机化学现象;严格的理论推导、详细地学习“化学热力学”,是“物理化学”课程的任务之一。
(五) 热力学四大定律
热力学第一定律(能量守恒与转化定律) ——自然界的一切物质都具有能量,能量有各种不同形式,能够从一种形式转化为另一种形式,在转化中能量的总数量不变。或第一类永动机是不可能造成的。
热力学第二定律——凡是自发过程都是不可逆的,而且一切不可逆过程都可以与热功交换的不可逆相联系。或第二类永动机是不可能造成的。
克劳修斯:不可能把热从低温物体转到高温物体而不引起其他变化。
开尔文:不可能从单一热源取出热使之完全变为功而不发生其他变化。
热力学第零定律——如果两个热力学系统中的每一个都与第三个热力学系统处于热平衡(温度相同),则它们彼此也必定处于热平衡。热力学第零定律是进行体系测量的基本依据。
热力学第三定律——绝对零度不可达到但可以无限趋近。
热力学四大定律小总结:18世纪,卡诺等科学家发现在诸如机车、人体、太阳系和宇宙等系统中,从能量转变成功的四大定律。没有这四大定律的知识,很多工程技术和发明就不会诞生。
热力学的四大定律简述如下:
热力学第零定律----如果两个热力学系统中的每一个都与第三个热力学系统处于热平衡(温度相同),则它们彼此也必定处于热平衡。
热力学第一定律----能量守恒定律在热学形式的表现。
热力学第二定律----力学能可全部转换成热能, 但是热能却不能以有限次的实验操作全部转换成功(热机不可得)。
热力学第三定律----绝对零度不可达到但可以无限趋近。