第五章化學熱力學初步課件

第二篇化學熱力學與化學動力學基礎第五章化學熱力學基礎制作人何曉燕第二篇化學熱力學與化學動力學基礎第五章化學熱力學基1內(nèi)容提要1．學習第一節(jié)應著重在把握熱力學的概況，對熱力學三定律，只需初步的概括了解，不宜深追。2．本章第二節(jié)系統(tǒng)地建立與化學熱力學有關(guān)的10個基本概念。其中有的基本概念是中學有關(guān)概念的擴大加深。本節(jié)介紹的概念不僅對化學熱力學有意義，也是全部化學原理的基礎。內(nèi)容提要1．學習第一節(jié)應著重在把握熱力學的概況，對熱力學三定23．本章第三節(jié)介紹了化學熱力學四個最重要的狀態(tài)函數(shù)—熱力學能、焓、吉布斯自由能和熵，同時建立標準摩爾反應焓、標準摩爾反應自由能和標準熵以及標準摩爾反應熵的概念，并對化學反應的方向和限度作初步討論。3．本章第三節(jié)介紹了化學熱力學四個最重要的狀態(tài)函數(shù)—熱力學能34．本章第四節(jié)介紹了化學熱力學的主要應用，包括利用蓋斯定律計算反應焓、反應熵和反應自由能；建立生成焓和生成自由能的概念并用以計算反應焓和反應自由能；利用吉布斯－亥姆霍茲方程的計算，包括常溫下的反應自由能的估算、熱力學分解溫度或反應溫度等；利用范特霍夫等溫方程的計算，包括非標準態(tài)反應自由能的計算和反應溫度的計算等。4．本章第四節(jié)介紹了化學熱力學的主要應用，包括利用蓋斯定律計4教學目標1.了解狀態(tài)函數(shù)等熱力學常用概念2.掌握焓和焓變的概念，熱化學反應方程式3.學會應用蓋斯定律進行有關(guān)反應焓變的計算4.學會計算標準狀態(tài)下吉布斯自由能變和反應熵變。5.學會運用吉布斯自由能變判斷化學反應的方向，計算熱力學平衡常數(shù)教學目標1.了解狀態(tài)函數(shù)等熱力學常用概念5熱力學是研究宏觀過程的能量變化、過程的方向與限度的規(guī)律。用熱力學的定律、原理方法研究化學過程以及伴隨這些化學過程而發(fā)生的物理變化，就形成了化學熱力學?；瘜W熱力學是熱力學在化學中的應用，涉及化學反應的熱效應、化學反應的方向與限度、化學平衡、溶液與相平衡、電化學熱力學、表面與界面化學熱力學等內(nèi)容。5.1化學熱力學的研究對象

熱力學是研究宏觀過程的能量變化、過程的方向與限度的規(guī)律。用熱65.1.1什么是化學熱力學？用熱力學的定律、原理和方法研究化學過程的能量變化、過程的方向與限度。5.1.2化學熱力學解決的問題

（1）預測反應進行的方向

（2）反應進行的能量變化

（3）反應進行的限度---化學平衡5.1.1什么是化學熱力學？5.1.2化學熱力學解決的7熱力學第一定律：自然界一切物質(zhì)都具有能量，能量有各種不同的形式，能夠從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，而在轉(zhuǎn)化和傳遞中能量的總數(shù)量不變。熱力學第一定律：8即能量守恒定律：“在任何過程中，能量既不能創(chuàng)造，也不能消滅，即能量不可能無中生有也不可能無影無蹤地消失，只能從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式?！奔茨芰渴睾愣桑骸霸谌魏芜^程中，能量既不能創(chuàng)造，也不能消滅，9化學熱力學第二定律：

可表述為熵增大原理。它討論宏觀過程的方向與限度。

1850年克勞修斯提出：“熱不能自動從低溫物體傳到高溫物體”。

1851年開爾文提出：“不能制造出一種循環(huán)操作的機器，其作用只能從單一的蓄熱器中吸熱并將一重物舉起”——第二類永動機?；瘜W熱力學第二定律：10化學熱力學第三定律：

0K時，任何物質(zhì)排列整齊的完美晶體，其熵值為零。

化學熱力學第三定律：11任何真正的科學都具有普遍性和預言性?？梢詫W會：如何通過熱力學來計算化學反應的熱效應？如何在理論上預言在給定條件下一個化學反應能否發(fā)生？反應條件將如何影響反應轉(zhuǎn)化率甚至使反應倒轉(zhuǎn)？任何真正的科學都具有普遍性和預言性。12任何具體科學領域都有自己的局限性。★熱力學只能告訴你一個反應能否發(fā)生，只闡明了發(fā)生化學反應的必要條件，卻不充分，不能預測反應實際進行的速率快慢?！餆崃W只描述了大量原子、分子等微粒構(gòu)成的宏觀系統(tǒng)的行為，不能預言化學反應的微觀機理（反應歷程）。任何具體科學領域都有自己的局限性。135.1.3學習或運用化學熱力學應注意的幾個問題（1）不依賴物質(zhì)結(jié)構(gòu)的知識（2）基本函數(shù)抽象（3）談的是可能性問題（4）不能解決反應數(shù)率和反應機理問題5.1.3學習或運用化學熱力學應注意的幾個問題14

被人為地劃定的作為研究對象的物質(zhì)叫系統(tǒng)（又叫體系或物系）；除此而外的物質(zhì)世界叫做環(huán)境。5.2基本概念5.2.1系統(tǒng)與環(huán)境被人為地劃定的作為研究對象的物質(zhì)叫系統(tǒng)（又叫體系或物系）15封閉系統(tǒng)

按照系統(tǒng)與環(huán)境之間的關(guān)系，有三種熱力學系統(tǒng)：孤立系統(tǒng)開放系統(tǒng)封閉系統(tǒng)按照系統(tǒng)與環(huán)境之間的關(guān)系，有三種熱力學系統(tǒng)：孤立16系統(tǒng)系統(tǒng)與環(huán)境之間的關(guān)系例孤立系統(tǒng)既無物質(zhì)交換又無能量交換理想模型，有的系統(tǒng)如太陽系可近似看作孤立系統(tǒng)開放系統(tǒng)既有物質(zhì)交換又有能量交換活生物體、活細胞，城市、連續(xù)反應器封閉系統(tǒng)無物質(zhì)交換而有能量交換大多數(shù)化學反應，如在密閉容器里進行的化學反應表5－1熱力學系統(tǒng)系統(tǒng)系統(tǒng)與環(huán)境之間的關(guān)系例孤立系統(tǒng)既無物質(zhì)交換理想模型，17體系的性質(zhì)N2T=273.15KP=101325PaV=22.4Ln=1mol容量性質(zhì)強度性質(zhì)P、

TV、n具有加和性不具有加和性廣度量——具有加和性，如質(zhì)量、物質(zhì)的量、體積、長度、等等；強度量——不具有加和性。如濃度、壓力（壓強）、溫度、密度，等等。體系的性質(zhì)N2T=273.15KP=101325Pa容18

物質(zhì)的量是一個基本物理量，符號為n，單位為摩爾，符號為mol。它是計算物質(zhì)的微觀基本單元的物理量，被計量的物質(zhì)微?？梢允欠肿?、原子、離子、光子、電子等微觀粒子，也可以是某些微觀粒子的特定組合；當物質(zhì)的微粒數(shù)或其特定組合數(shù)與0.012kg12C的原子數(shù)相等時，定義“物質(zhì)的量”為1mol。5.2.2物質(zhì)的量物質(zhì)的量是一個基本物理量，符號為n，單位為摩爾，符190.012kg12C的原子數(shù)叫做阿伏加德羅數(shù)，它是個純數(shù)。當阿伏加德羅數(shù)以為mol-1單位時，稱為阿伏加德羅常量，符號為NA或L。數(shù)值為6.022094×1023mol-1。

國際規(guī)定：物理量符號為斜體，單位符號為正體。它可以避免物理量與單位混淆。0.012kg12C的原子數(shù)叫做阿伏加德羅數(shù)，它是個純數(shù)。當201mol物質(zhì)的體積稱為“摩爾體積”，符號Vm，單位m3mol-1或Lmol-1。標準狀況（273.1K，101.325kpa）下，理想氣體的摩爾體積為22.4Lmol-1。1mol物質(zhì)的質(zhì)量稱為該物質(zhì)的“摩爾質(zhì)量”，符號M；單位kgmol-1。如：

O2的相對分子質(zhì)量Mr(O2)=321molO2的質(zhì)量m(O2)=0.032kgO2的摩爾質(zhì)量M=m(O2)/n(O2)=0.032kg/1mol=32gmol-11mol物質(zhì)的體積稱為“摩爾體積”，符號Vm，單位m3mo21顯然，摩爾質(zhì)量的概念與化學式是一一對應的，不給定化學式，摩爾質(zhì)量無從談起。為化學討論熱力學方便借鑒摩爾質(zhì)量與化學式的邏輯關(guān)系可以建立“摩爾反應”的概念。H2(g)+O2(g)=2H2O(l)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)方程式里的系數(shù)不代表分子數(shù)而稱為“計量系數(shù)”，以希臘字母ν為符號。它是純數(shù)，有正負之分：反應物的計量系數(shù)為負值，生成物的計量系數(shù)為正值。對于一個特定的化學方程式，反應物按方程式的計量系數(shù)完全轉(zhuǎn)化為生成物，就發(fā)生了1mol反應。顯然，摩爾質(zhì)量的概念與化學式是一一對應的，不給定化學式，摩爾22對于混合物，可以用組分的“物質(zhì)的量”與混合物的“物質(zhì)的量”之比來表述其組成，稱為“物質(zhì)的量分數(shù)”或“摩爾分數(shù)”，符號x各組分的摩爾分數(shù)xi之和等于1Σxi=1對于混合物，可以用組分的“物質(zhì)的量”與混合物的“物質(zhì)的量”之23

廣義的濃度概念是指一定量溶液或溶液中溶質(zhì)的量。狹義的濃度是“物質(zhì)的量濃度”的簡稱，指每升溶液中溶質(zhì)B的“物質(zhì)的量”，符號為c，單位為molL-1。cB≡nB/V

質(zhì)量摩爾濃度，指1kg溶劑中溶質(zhì)的“物質(zhì)的量”，符號m，單位molkg-1。mB≡nB/wA=nB/(nAMA)

溶液的濃度是與溶液的取量無關(guān)的量。5.2.3濃度廣義的濃度概念是指一定量溶液或溶液中溶質(zhì)的量。狹義的濃245.2.4氣體氣體理想氣體：假設氣體分子之間沒有相互作用力，氣體分子自身沒有體積。實際氣體：差別：用理想氣體討論得到的結(jié)論只適用于壓力不高、溫度不低的實際氣體。當實際氣體的壓力不大，分子之間平均距離很大，氣體分子本身的體積可以忽略，實際氣體被當做理想氣體來處理5.2.4氣體氣體理想氣體：假設氣體分子之間沒有相互251.理想氣體狀態(tài)方程pV=nRT氣體壓力氣體體積氣體物質(zhì)的量溫度氣體常量p的單位V的單位R的取值atmL0.08206Latmmol-1K-1atmcm382.06cm3atmmol-1K-1PaL0.008314LPamol-1K-1kPaL8.314LkPamol-1K-1Pam38.314m3Pamol-1K-11.理想氣體狀態(tài)方程氣體壓力氣體體積氣體26理想氣體狀態(tài)方程式的應用

(1)計算p，V，T，n四個物理量之一。

pV=nRT用于溫度不太低，壓力不太高的真實氣體。(2)氣體摩爾質(zhì)量的計算pV=nRTn=m/Mpv=(m/M)RTM=mRT/PVM=Mrg

mol-1理想氣體狀態(tài)方程式的應用

(1)計算p，V，T，n四個物理27(3)氣體密度的計算

M=nRT/PVρ=m/VM=RT/ρ

=(3)氣體密度的計算

M=nRT/PVM=RT/ρ28組分氣體：理想氣體混合物中每一種氣體叫做組分氣體。

分壓：

在相同溫度下,組分氣體B占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生的壓力，叫做組分氣體B的分壓。pB=xBp

2.分壓定律分壓定律：混合氣體的總壓等于混合氣體中各組分氣體分壓之和。p=p1+p2+

或p=

pB組分氣體：理想氣體混合物中每一種氣體叫做組分氣體。分壓：295.2.5相(phase)系統(tǒng)中的物理狀態(tài)、物理性質(zhì)與化學性質(zhì)完全均勻的部分稱為一個相。系統(tǒng)里的氣體，無論是純氣體還是混合氣體，都是一個相；系統(tǒng)中若只有一種液體，無論它是純物質(zhì)還是溶液，也總是一個相；若溶液中含有兩種溶液，中間以液液界面分開，為兩相系統(tǒng)；不同固體的混合物，是多相系統(tǒng)。如花崗石等。相和組分不是一個概念。如同時存在水蒸氣、液態(tài)水和冰的三相系統(tǒng)里卻只有一個組分——水。更確切地說，相是系統(tǒng)里物理性質(zhì)完全均勻的部分。5.2.5相(phase)系統(tǒng)中的物理狀態(tài)、物理性質(zhì)與化305.2.6熱力學溫度熱力學溫度又叫熱力學溫標，符號T，單位K（開爾文，簡稱開）。1787年法國物理學家查理發(fā)現(xiàn)，在壓力一定時，溫度每升高1度，一定量的氣體的體積膨脹率是一個定值，體積膨脹率與溫度呈線性關(guān)系。1802年法國人蓋·呂薩克確定該值為1/273.15。5.2.6熱力學溫度熱力學溫度又叫熱力學溫標，符號T，單31查理——蓋·呂薩克定律：在任何溫度下一定量的氣體，在壓力一定時，氣體的體積V與用T為溫標表示的溫度呈反比。V1/T1=V2/T2適用于理想氣體查理——蓋·呂薩克定律：32

物體的溫度是構(gòu)成物體的大量微粒運動（熱運動）的激烈程度的宏觀表現(xiàn)。如：由單原子分子構(gòu)成的氣體的大量分子的平均動能Ek與它的溫度T的關(guān)系經(jīng)統(tǒng)計熱力學理論推導為：Ek=3/2kT

其中k=1.391×10-23JK-1為玻爾茲曼常量，等于氣體常量R與阿伏加德羅常量N0之比。物體的溫度是構(gòu)成物體的大量微粒運動（熱運動）的激烈程度的335.2.7熱與功通常，“冷熱”的“熱”是指人體接觸的物體溫度較高；“熱運動”是指分子的無序運動。——都不是熱力學里說的“熱”。熱力學里說的“熱”是系統(tǒng)與環(huán)境之間的溫度差異引起的能量傳遞形式。換句話說，熱不是物質(zhì)，不是系統(tǒng)的性質(zhì)，而是大量物質(zhì)微粒作無序運動引起的能量傳遞形式。5.2.7熱與功通常，“冷熱”的“熱”是指人體接觸的物體34熱是溫度不同引起的能量傳遞形式，溫度相等，就沒有熱傳遞，稱為熱平衡。溫度不同引起的熱傳遞的結(jié)果就是使溫度相等，從而達到熱平衡。熱并無除使溫度相等而外的其它能量傳遞，反過來說，所有除溫度不同引起的能量傳遞都不是熱。熱是溫度不同引起的能量傳遞形式，溫度相等，就沒有熱傳遞，稱為35除熱而外的所有其它能量傳遞形式叫做“功”。在熱力學中，功分為兩大類：一類叫做氣體膨脹功，簡稱“膨脹功”，它是氣體的體積變化引起做功，氣體向外膨脹，克服環(huán)境的壓力，就向環(huán)境做功；如果氣體被壓縮，是環(huán)境向氣體做功，仍叫膨脹功，而不叫“壓縮功”，它與氣體膨脹做功只是數(shù)符相反。另一類是除膨脹功而外的“其他功”，或者叫做“有用功”。除熱而外的所有其它能量傳遞形式叫做“功”。36★必須牢記熱與功的數(shù)符的規(guī)定：系統(tǒng)向環(huán)境傳遞能量，即系統(tǒng)放熱或系統(tǒng)向環(huán)境做功，系統(tǒng)的能量一定是下降，它的終態(tài)和始態(tài)的能量之差一定是負值，因此，熱和功的數(shù)符是負的；反之，環(huán)境向體系傳遞能量，即系統(tǒng)從環(huán)境吸熱和環(huán)境向系統(tǒng)做功，熱和功的數(shù)符是正的。★必須牢記熱與功的數(shù)符的規(guī)定：37氣體膨脹功帶活塞的密閉容器，溫度為T，體積為V，壓力P，物質(zhì)的量為n的氣體第一種情形：恒定外壓下進行，即等壓膨脹，則氣體做的膨脹功為：W=-p?V=-p(V終態(tài)-V始態(tài))若?V>0，氣體向外膨脹，則W<0，表明系統(tǒng)向環(huán)境做功；若?V<0，氣體壓縮，則W>0，表明環(huán)境向系統(tǒng)做功。氣體膨脹功帶活塞的密閉容器，溫度為T，體積為V，壓力P，物質(zhì)38第二種情形：氣體向真空膨脹，即自由膨脹，活塞承受的外壓p為0，則氣體膨脹功W=0。第三種情形：膨脹分次進行，一次比一次小，到最后一次等于終態(tài)的內(nèi)壓，可稱為分次膨脹，做的總功為每次做功之和。W=[-p1(?V)1]+[-p2(?V)2]+[-p3(?V)3]+…+[-pj(?V)j]=-Σpi(?V)i第二種情形：39第四種情形：膨脹分無限多次連續(xù)不斷地進行，第一次膨脹時的外壓比初始壓力小一個無限小量，隨后每次膨脹時的外壓總比上一次小一個無限小量，直到最后一次外壓只比終態(tài)壓力大一個無限小量，這種膨脹方式叫可逆膨脹?？赡媾蛎浰龅目偣椋篧=-nRTln(V終態(tài)/V始態(tài))第四種情形：40有用功種類繁多，其中最容易理解的是電功，它是化學反應做有用功的最重要形式。原電池：化學能電能＝-nFE物質(zhì)的量法拉第常量，等于96458Cmol-1原電池的電動勢電功＝-nFE，極大值。這種原電池是理想原電池，熱力學稱為可逆電池，所得到的電功的絕對值叫最大電功。有用功物質(zhì)的量法拉第常量，等于96458Cmol-1原電池的41熱和功比較熱是系統(tǒng)與環(huán)境之間的溫度差異引起的能量傳遞形式。熱不是物質(zhì)，不是系統(tǒng)的性質(zhì)，是大量物質(zhì)微粒作無序運動引起的能量傳遞形式。功是除熱而外的所有其他能量傳遞形式.可分為體積功(對等壓膨脹W=F?L=pS?L=p?V）和其他功（有用功，如對化學反應：W=-nFE)。

單位：J,kJ

特點：不是狀態(tài)函數(shù)

正負號規(guī)定：對系統(tǒng)的均取正熱和功比較熱是系統(tǒng)與環(huán)境之間的溫度差異引起的能量傳遞形式。熱425.2.8狀態(tài)與過程當系統(tǒng)的溫度、壓力、體積、物態(tài)、物質(zhì)的量、相、各種能量等等一定時，我們就說系統(tǒng)處于一個狀態(tài)（state）。它是表征體系性質(zhì)的物理量所確定的體系存在形式。系統(tǒng)從一個狀態(tài)（始態(tài)）變成另一個狀態(tài)（終態(tài)），我們就說發(fā)生了一個過程（process）。5.2.8狀態(tài)與過程當系統(tǒng)的溫度、壓力、體積、物態(tài)、物質(zhì)43等溫過程：始態(tài)和終態(tài)的溫度相等的過程；等壓過程：始態(tài)和終態(tài)的壓力相等的過程；等容過程：始態(tài)與終態(tài)的體積相等的過程。等溫過程：始態(tài)和終態(tài)的溫度相等的過程；44298K，101.3kPa298K，506.5kPa375K，101.3kPa375K，506.5kPa途徑(II)恒壓過程途徑恒溫過程(I)恒壓過程(II)實際過程

實際過程與完成過程的不同途徑298K，101.3kPa298K，506.5kPa345熱力學假想了一種理想過程，稱為可逆過程，它是無限接近平衡狀態(tài)的過程。這里的“可逆”，并非通常理解的同時存在正逆兩向的過程，而是由始態(tài)到終態(tài)，再由終態(tài)到始態(tài)，一個循環(huán)，無論是對系統(tǒng)還是對環(huán)境，都不遺留任何痕跡。一切實際過程都是不可逆過程。理想的熱力學可逆過程是不存在的。熱力學還把過程分為自發(fā)過程與非自發(fā)過程。自然界自然而然發(fā)生的過程，順其自然，就會發(fā)生不會自然發(fā)生的過程在一個封閉系統(tǒng)內(nèi)若發(fā)生自發(fā)過程，系統(tǒng)必具有向環(huán)境做有用功的可能性。反之，若必須向一個封閉系統(tǒng)做有用功，系統(tǒng)內(nèi)才會發(fā)生一個過程，這個過程必定是非自發(fā)過程。熱力學假想了一種理想過程，稱為可逆過程，它是無限接近平衡狀態(tài)465.2.9熱力學標準態(tài)簡稱標態(tài)，當系統(tǒng)中各種氣態(tài)物質(zhì)的分壓均為標準壓力，固態(tài)和液態(tài)物質(zhì)表面承受的壓力等于標準壓力，溶液中各物質(zhì)的濃度均為1moldm-3。注意：熱力學標態(tài)并未對溫度由限定，任何溫度下都有熱力學標態(tài)。5.2.9熱力學標準態(tài)簡稱標態(tài)，當系統(tǒng)中各種氣態(tài)物質(zhì)的分475.2.10狀態(tài)函數(shù)理想氣體的狀態(tài)方程為pV=nRT。當其中任意3個物理量一定時，第4個物理量也就有一定值，這時，氣體具有一定的狀態(tài)。任意改變其中一個物理量，氣體就由一種狀態(tài)變成另一種狀態(tài)。因此，把這些由物質(zhì)系統(tǒng)的狀態(tài)決定的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)（statefunctions）。狀態(tài)函數(shù)的變化量只與終態(tài)和始態(tài)兩種狀態(tài)有關(guān)，與如何從始態(tài)變到終態(tài)的具體路徑無關(guān)。熱和功不是狀態(tài)函數(shù)，與發(fā)生什么過程有關(guān)。5.2.10狀態(tài)函數(shù)理想氣體的狀態(tài)方程為pV=nRT。當48第五章化學熱力學初步課件49

熱力學能，過去長期叫內(nèi)能，是系統(tǒng)內(nèi)各種形式的能量的總和，用符號U表示。一個體系的總能量是動能和勢能的總和，包括：分子的動能(包括平動，轉(zhuǎn)動和振動三種形式)；質(zhì)點間相互吸引能和排斥能；分子內(nèi)電子運動的能量；原子核內(nèi)的能量等。任何系統(tǒng)在一定狀態(tài)下內(nèi)能是一定的，因而熱力學能是狀態(tài)函數(shù)。5.3化學熱力學的四個重要狀態(tài)函數(shù)5.3.1熱力學能（內(nèi)能）熱力學能，過去長期叫內(nèi)能，是系統(tǒng)內(nèi)各種形式的能量的總和，50“能”:“能”是做功的能力；“能”是轉(zhuǎn)變熱的能力。能易變化，主要以熱和功形式表現(xiàn)出來?！澳堋?51第五章化學熱力學初步課件52第五章化學熱力學初步課件53設想向一個系統(tǒng)供熱，系統(tǒng)的溫度就要上升，表明系統(tǒng)的內(nèi)能增加了，其增加量等于系統(tǒng)吸收的熱量：

?U=Q再設想對一個系統(tǒng)做功，系統(tǒng)的內(nèi)能也增加，其增加量等于環(huán)境向它所做的功：?U=W若既向系統(tǒng)供熱，又向系統(tǒng)做功，則系統(tǒng)內(nèi)能的增加等于吸收的熱量與環(huán)境向系統(tǒng)做的功之和：ΔU體系=Q+W設想向一個系統(tǒng)供熱，系統(tǒng)的溫度就要上升，表明系統(tǒng)的內(nèi)能增加了54熱力學第一定律

U是狀態(tài)函數(shù)（?

U=U2-U1），廣度性質(zhì)，不能測定其絕對值。

對于封閉系統(tǒng)：

U1

U2

Q

W

U2=U1+Q+W

U2-U1=Q+W?

U=Q+W熱力學第一定律U是狀態(tài)函數(shù)（551.反應熱(Q

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。等壓熱效應(Qp)、等容熱效應(Qv)1.反應熱(Q化學反應的熱效應）等壓熱效應(Qp56討論化學反應的內(nèi)能變化：例如：在298.15K下按方程式H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)發(fā)生1mol反應，總共放出多少熱？無法回答。因為沒有給定從始態(tài)到終態(tài)的溫度、體積、壓力等狀態(tài)函數(shù)。討論化學反應的內(nèi)能變化：57等溫等容過程：在一個封閉系統(tǒng)，容積一定，系統(tǒng)與環(huán)境沒有發(fā)生功交換。在等溫等容下化學反應的內(nèi)能變化完全以熱的形式傳遞給環(huán)境，即?U=Qv只有熱的交換而無功的交換等容熱效應：當化學反應在等溫等容下發(fā)生，系統(tǒng)與環(huán)境沒有功交換，反應熱效應等于反應前后系統(tǒng)的熱力學能（內(nèi)能）的變化量。等溫等容過程：58H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)?rUmΘ(298.15K)=-240.580kJmol-1下標r是反應reaction的意思；下標m是發(fā)生1mol反應(molarreaction)的意思；上標Θ表明反應是在熱力學標準態(tài)(thermodynamicstandardstate)下進行的。標準摩爾反應熱力學能變，或反應內(nèi)能變化2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)?rUmΘ(298.15K)=-481.160kJmol-1化學反應的熱力學能變（內(nèi)能變化）?rUmΘ的具體數(shù)值是與化學反應方程式一一對應的。所謂對應，不僅指發(fā)生什么反應，還指怎樣書寫化學方程式。H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)?rUmΘ(59

1.

等壓熱效應設一封閉體系發(fā)生等溫等壓過程，在變化中只做體積功，不做其他功，則下式中W代表體積功。ΔU=Qp+W

等壓熱效應1.等壓熱效應等壓熱效應60始態(tài)對恒壓過程，P不變，V變：W=-PΔV終態(tài)始態(tài)對恒壓過程，P不變，V變：W=-PΔV終態(tài)61W=-PΔV＝-ΔnRT=-RTΣνB(g)ΔU=QP+W=QP-P（V2-V1）U2-U1=QP-P（V2-V1）ΔU=QP-PΔVQP=ΔU+PΔVQP=ΔU+PΔV=ΔU+RTΔn=ΔU+RTΣνB(g)W=-PΔV＝-ΔnRT=-RTΣνB(g)QP=Δ62對于一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決于反應前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，若總數(shù)不變，系統(tǒng)與環(huán)境之間不會發(fā)生功交換，于是Qp=Qv；若總數(shù)減小，對于放熱反應，|Qp|>|Qv|

對于吸熱反應，|Qp|<|Qv|若總數(shù)增加，對于放熱反應，|Qp|<|Qv|

對于吸熱反應，|Qp|>|Qv|QP=ΔU+PΔV=ΔU+RTΔn=ΔU+RTΣνB(g)對于一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決63

QP=（U2-U1）+P（V2-V1）即：QP=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）令：

H=U+PV

稱之為焓則：QP

=H2-H1=ΔH

QP=ΔU+PΔV5.3.2焓(enthalpy)QP=（U2-U1）+P（V2-V1）64

(1)定義：H=U+PV(2)H的特點：狀態(tài)函數(shù)（?H=H2-H1）廣度性質(zhì)，不能測定其絕對值。(3)等壓熱效應Qp=?H

等容熱效應Qv=?U(4)?H在化學反應中有重要意義

問題：Qp

與Qv

之間的關(guān)系？(1)定義：H=U+PV問題：Qp與Qv65

Qp與Qv之間的關(guān)系：●

Qp=H

Qv

=U+pVH

=U+pV=U+nRTQp=Qv+nRT●對于有氣體參加的反應，V

≠0,Qp≠Q(mào)v●對液態(tài)和固態(tài)反應，Qp≈Qv,H≈U

●

ΔH+

吸熱反應；

ΔH-

放熱反應注意適用條件：封閉體系，等溫等壓條件，不做有用功。Qp與Qv之間的關(guān)系：注意66熱化學方程式

表示化學反應與其熱效應關(guān)系的化學方程式。

2H2（g）+O2（g）==2H2O（g）

rHm

(298)=-483.6kJ

mol-1

r:reaction，

rHm表示反應的焓變

m：表示反應進度變化為1mol

：熱力學標準態(tài)：

熱化學方程式67

rHm

值與反應方程式的寫法有關(guān)，如書寫時注意：1）標明T,p2）物態(tài)（g,l,

s)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l),

rHm

=-571.68kJ·mol-12H2(g)+O2(g)=2H2O(g),

rHm

=-483.6kJ·mol-1H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g),

rHm

=-241.8kJ·mol-1H2O(l)=H2(g)+1/2O2(g),

rHm

=241.8kJ·mol-1rHm值與反應方程式的寫法有關(guān)，如書寫時注68●不同計量系數(shù)的同一反應，其摩爾反應熱不同

H2（g）+1/2O2（g）===H2O（g）

rHm

(298)=-241.8kJ

mol-12H2（g）+O2（g）===2H2O（g）

rHm

(298)=-483.6kJ

mol-1

●正逆反應的反應熱效應數(shù)值相等，符號相反2H2（g）+O2（g）===2H2O（g）

rHm

(298)=-483.6kJ

mol-12H2O（g）===2H2（g）+O2（g）

rHm

(298)=+483.6kJ

mol-1●不同計量系數(shù)的同一反應，其摩爾反應熱不同rHm(29869反應物與生成物都是氣體時，各物質(zhì)的分壓為1.013105

Pa反應物與生成物都是液體時，各物質(zhì)的濃度為1.0molkg-1固體和液體純物質(zhì)的標準態(tài)指在標準壓力下

的純物質(zhì)標準態(tài)對溫度沒有規(guī)定，不同溫度下有不同標準態(tài)熱力學標準態(tài)反應物與生成物都是氣體時，各物質(zhì)的分壓熱力學標準態(tài)70測試題：(4分)27

C時,將100gZn溶于過量稀硫酸中,反應若分別在開口燒杯和密封容器中進行,那種情況放熱較多?多出多少?解答：在開口燒杯進行時熱效應為Qp,在密封容器中進行時熱效應為Qv,后者因不做膨脹功故放熱較多,多出的部分為

nRT=(100/65.4)

8.314

300=3814J測試題：(4分)27C時,將100gZn溶于過71例1：用彈式量熱計測得298K時，燃燒1mol正庚烷的恒容反應熱為-4807.12kJmol-1,求其Qp值解：C7H16(l)+11O2(g)7CO2(g)+8H2O(l)

n=7-11=-4

Qp=Qv+nRT

=-4807.12+(-4)8.314298/1000=-4817.03kJmol-1

R=8.314J

K-1mol-1

=8.314Pam3

K-1mol-1=8.314kPadm3

K-1mol-1例1：用彈式量熱計測得298K時，燃燒1mol正庚烷72例2:在101.3kPa條件下，373K時，反應2H2(g)+O2(g)====2H2O(g)的等壓反應熱是-483.7kJ·mol–1，求生成1molH2O（g）反應時的等壓反應熱QP

及恒容反應熱QV

。解：①由于H2(g)+1/2O2(g)====H2O(g)∵反應在等壓條件下進行，∴Qp

=ΔH=1/2(-483.7)=-241.9kJ·mol–1例2:在101.3kPa條件下，373K時，反應73②求

QVH2(g)+1/2O2(g)=====H2O(g)的期間體物質(zhì)的化學計量數(shù)ΣυB(Δn)=-0.5，∴pΔV=ΣυBRT=-0.5

8.314

373=-1.55kJ·mol–1∵Qp=Qv+nRT

∴Qv

=Qp–nRT

=-241.9–(-1.55)=-240.35kJ·mol–1②求QV74標準摩爾生成焓在確定溫度下，在熱力學標準態(tài)下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol純物質(zhì)時的等壓熱效應

fHm

表示，簡稱該溫度下的生成焓

例如：H2(g，105Pa)+1/2O2(g，105Pa)===H2O(l)

rHm

(298)=-285.8kJ

mol-1

fHm

(298）=-285.8kJ

mol-1標準摩爾生成焓例如：H2(g，105Pa)+1/2O75關(guān)于標準生成焓(1)同一物質(zhì)不同聚集態(tài)下，標準生成焓數(shù)值不同

fHm

（H2O，g）=-241.8kJ

mol-1

fHm

（H2O，l）=-285.8kJ

mol-1(2)只有最穩(wěn)定單質(zhì)的標準生成熱才是零；

fHm

（C，石墨）=0kJ

mol-1

fHm

（C，金剛石）=1.9kJ

mol-1(3)

附錄中數(shù)據(jù)是在298.15K下的數(shù)據(jù)。(4)同一物質(zhì)在不同溫度下有不同的標準摩爾生成熱（5）(B,相態(tài),)

∑νB

=

關(guān)于標準生成焓(B,相態(tài),)∑νB=76離子生成熱：指從穩(wěn)定單質(zhì)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(chǎn)生的熱效應.以H+（aq）的

fHm

（H+，aq）為零，但

1/2H2（g）+

H2O（g）

H+

aq+e不為零

第五章化學熱力學初步課件77例3:計算CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)反應的熱效應解：CaCO3(s)==CaO(s)+CO2(g)查表:

fHm

/kJ

mol-1-1206.9-635.6-393.5∴

rHm

=[(-635.6)+(-393.5)–(-1206.9)]=177kJ

mol-1吸熱反應。例4:計算3C2H2(g)====C6H6(g)反應的熱效應。解：3C2H2(g)====C6H6(g)查表：

fHm

/kJ

mol-122783

∴

rH

m=83–3×227=–598kJ

mol-1這一反應是放熱反應，反應熱為–598kJ

mol-1。例3:計算CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(78幾種熱效應

1.溶解焓

溶解焓數(shù)值常設定為無限稀釋.

KCl(s)+∝aq=K+(aq)+Cl-(aq)

rHm

(298)=17.24kJ

mol-1

2.燃燒熱:

指1mol物質(zhì)在熱力學標準態(tài)下完全燃燒(C生成CO2(g)，H生成H2O(l)等)所產(chǎn)生的熱效應。

CH3OH(l)+3/2O2(g)=CO2(g)+H2O(l)(CH3OH,l,298.15K)=-440.68kJ·mol-1(B,相態(tài),T)

-∑νB(T)=

由標準摩爾燃燒焓計算反應的焓變:幾種熱效應溶解焓數(shù)值常設定為無限稀釋.79

3.鍵焓：指由氣態(tài)原子生成氣態(tài)分子中的1mol某種化學鍵釋放的熱。A(g)+B(g)=AB(g)

對于共價鍵分子，可用共價鍵的鍵焓計算反應熱:

H=

H(反應物）

H(生成物）例：H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)H

H1/2O

O2個H

O

H＝(436＋1/2

498）

2

465－=

245kJ/mol3.鍵焓：指由氣態(tài)原子生成氣態(tài)分子中的1mol某種化80反應的自發(fā)性

?自發(fā)反應：如果在給定的一組條件下，一個反應可以自發(fā)地正向進行到顯著程度，就稱為自發(fā)反應。

?自發(fā)反應的特點：1）有一定方向；2）可被完成做有用功；3）有一定限度；4）自發(fā)只是說可能性，不一定是迅速的，不等于一定能實現(xiàn)；5）非自發(fā)反應要發(fā)生，必須對它作功。

?自發(fā)性與其焓變化及混亂度變化有關(guān)

5.3.3熵(entropy)我們可以使非自發(fā)過程發(fā)生，但必須對它作功。自發(fā)的反應不一定是迅速的。反應的自發(fā)性5.3.3熵(entropy)我們可以使非81熵(S)

1.含義:

熵是表示系統(tǒng)中微觀粒子混亂度的一個熱力學函數(shù)。

S=f(

)

為混亂度，體系自發(fā)傾向于混亂度的增加熵(S)82微觀狀態(tài)數(shù)越多，表明系統(tǒng)中的微觀粒子的混亂度越大，因此從微觀的角度看，熵是微觀狀態(tài)的混亂度的度量。混亂度——組成物質(zhì)的質(zhì)點在一個指定空間區(qū)域內(nèi)排列和運動的無序程度。熵越大，系統(tǒng)的微觀粒子越混亂，或者說，熵越大，系統(tǒng)中的微觀粒子的有序度越差。微觀狀態(tài)數(shù)越多，表明系統(tǒng)中的微觀粒子的混亂度越大，因此從微觀832.熵的特點:

狀態(tài)函數(shù),廣度性質(zhì),絕對值可求.3.標準熵:

在標準壓力下,1mol純物質(zhì)的熵值.

(B,相態(tài),T)，單位是J·mol-1·K-1Sm

>0,Sm

（0K）=04.決定熵值大小的因素

（1）S(s)<S(l)<S(g)

2.熵的特點:狀態(tài)函數(shù),3.標準熵:在標準壓力下,184（2）結(jié)構(gòu)相似，隨相對分子質(zhì)量增大而增大。(HF)＜

(HCl)＜

(HBr)＜

(HI)

(3)相對分子質(zhì)量相近，分子結(jié)構(gòu)復雜的，其值大。(CH3OCH3,g)＜

(CH3CH2OH,g)

(4)固體或液體溶于溶劑中后,熵增加。

（5）溫度升高熵增加。298K1000K

CH4186.2248.2

C2H6229.5336.1

(B,相態(tài),298.15K)

(298.15K)=∑νB

5.應用

(1)估計化學反應

rS的符號.(2)（2）結(jié)構(gòu)相似，隨相對分子質(zhì)量增大而增大。(HF)＜(HC85熵增加原理——熱力學第二原理理想氣體在真空中的擴散趨向于達到最大微觀狀態(tài)數(shù)的狀態(tài)！這時系統(tǒng)的混亂度最大，即熵最大。注意到上述模型采用的是一個孤立系統(tǒng)，因此可以推論：

孤立系統(tǒng)內(nèi)自發(fā)過程的方向——熵最大。

熵增加原理熵增加原理——熱力學第二原理86自發(fā)過程，系統(tǒng)的混亂度增大了。KNO3（s）→K+（aq）+NO3-（aq）

自發(fā)過程，系統(tǒng)的混亂度增大了。KNO3（s）→K+（aq）+87熵不同于能量。熱力學第一定律概括了能量守恒——能量不生不滅。熱力學第二定律發(fā)現(xiàn)了熵（孤立體系的任何一個自發(fā)過程，都是一種熵增過程），并證明了熵隨著自然的發(fā)展越來越大，并不像能量那樣是守恒的。溫度是系統(tǒng)內(nèi)的分子運動的激烈程度的宏觀量度，熵是系統(tǒng)內(nèi)的分子運動的無序程度的宏觀量度。溫度和熵的乘積等于能量。熵不同于能量。885.3.4Gibbs自由能(G)

1.

定義:

G=H–TS

2.

特點：狀態(tài)函數(shù),廣度性質(zhì),絕對值不可求.

3.

G在數(shù)值上表示了過程在等溫等壓條件下對外所做的最大有用功，即

G=

Wmax=-nFE.5.3.4Gibbs自由能(G)1.定義:89（2）標準生成自由能是物質(zhì)的重要熱力學數(shù)據(jù)之一。

（3）標準生成自由能的應用：

a.

rGm

=∑νB

fGm

(B)b.化合物的

fGm

<0時，化合物是穩(wěn)定的，數(shù)值越負越穩(wěn)定;當

fGm

>0時，該化合物是不穩(wěn)定的.

4.標準生成自由能

(1)定義:在熱力學標準態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol純物質(zhì)時反應的自由能變化。用

fG

m

表示，單位：kJ·mol-1

fG

m

（穩(wěn)定單質(zhì)）=0；（2）標準生成自由能是物質(zhì)的重要熱力學數(shù)據(jù)之一。（3）標準90H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)?rGmΘ(298.15K)=-228.572kJmol-12H2(g)+O2(g)=2H2O(g)?rGmΘ(298.15K)=-457.144kJmol-1標準摩爾反應自由能變化，簡稱反應自由能與熱力學能變?U、焓變?H隨壓力與溫度的改變不會發(fā)生大的改變完全不同，反應自由能?rGm隨溫度與壓力的改變將發(fā)生很大的改變。因此標態(tài)下的?rGmΘ(298.15K)數(shù)據(jù)，不能用于其他溫度與壓力條件，必須進行修正。H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)?rGmΘ(91

5.化學反應自發(fā)性的判據(jù)

G<0,正向反應自發(fā)

G＝0,處于平衡狀態(tài),

rGm

=-RTlnK

G>0,正向反應非自發(fā)，逆向反應自發(fā)5.化學反應自發(fā)性的判據(jù)G<0,正向反應自發(fā)92

例：求反應4NH3(g)+5O2(g)===4NO(g)+6H2O(l)的

rG，并指出反應是否是自發(fā)的。解：查表得H2O的

fG=-237kJ·mol-1

NO的

fG=86.6kJ·mol-1

NH3的

fG=-16.5kJ·mol-1

O2的

fG=0kJ·mol-1

rG=4×(86.6)+6×(-237)-4×(-16.5)

=-1010.8(kJ·mol-1)

是自發(fā)的第五章化學熱力學初步課件93吉布斯自由能是過程自發(fā)性的判據(jù)，它的大小相當于系統(tǒng)向環(huán)境做最大可能的有用功。因此，吉布斯自由能是系統(tǒng)做有用功本領的度量，也就是系統(tǒng)過程自發(fā)性的度量。吉布斯自由能可以度量系統(tǒng)做最大有用功的條件是系統(tǒng)內(nèi)發(fā)生的過程是等溫等壓過程。若發(fā)生等溫等容過程或其他過程，需要另作別論。吉布斯自由能是過程自發(fā)性的判據(jù)，它的大小相當于系統(tǒng)向環(huán)境做最946.范特霍夫等溫方程：?rGm(T)=?rGmΘ(T)+RTlnJT溫度下的非標態(tài)反應自由能T溫度下的標態(tài)反應自由能J=∏(pi/pΘ)νi連乘積算符非標態(tài)壓力標態(tài)壓力，100kPa化學方程式中各氣態(tài)物質(zhì)的計量系數(shù)只適用于氣相系統(tǒng)，且所有氣體均為理想氣體6.范特霍夫等溫方程：T溫度下的非標態(tài)反應自由能T溫度下的95J=∏(pi/pΘ)νi∏(ci/cΘ)νi若系統(tǒng)中同時含有氣體和溶液，則若系統(tǒng)中只含有溶液，則J=∏(ci/cΘ)νiJ=∏(pi/pΘ)νi∏(ci/cΘ)νi若系統(tǒng)中同時含有96思考題G、H、S的關(guān)系P、V、T、U、H、S、G的關(guān)系思考題975.4化學熱力學的應用5.4.1蓋斯定律及其應用1840年，俄國化學家蓋斯在測定中和熱的實驗中預見到：一個反應分步進行釋放出來的熱與一步進行釋放出來的熱是相等的，即，化學反應熱效應一定定律。

——蓋斯定律5.4化學熱力學的應用5.4.1蓋斯定律及其應用18498利用蓋斯定律，借助一些已知的反應焓、反應自由能、反應熵來求取同一反應條件下的未知反應的焓、自由能和熵的變化量。利用蓋斯定律，借助一些已知的反應焓、反應自由能、反應熵來求取99ΔrH1θ=+676.1kJ·mol-1ΔrH2θ=-917.9kJ·mol-1ΔrH3θ=-44.0kJ·mol-1H2(g)+1/2O2(g)H2O(l)2H(g)+O(g)H2O(g)ΔrH1θΔrH總θΔrH2θΔrH3θΔrH總θ=-285.8kJmol-1ΔrH1θ=+676.1kJ·mol-1H2100ΔrH1θ=？

ΔrH3θ=ΔrH1θ+ΔrH2θ

∴ΔrH1θ=ΔrH3θ-ΔrH2θ

=-110kJ/molCO2(g)ΔrH3θΔrH3θ=-393.5kJ/mol,ΔrH2θ=-283kJ/molC(s)+O2(g)CO(g)+1/2O2(g)ΔrH2θ書例5－14ΔrH1θ=？ΔrH3θ=ΔrH1θ+Δr101解：(1)×3-(2)-(3)×2即得(4)×6

3×(-26.7)-(-50.75)-(-36.5)×2∴⑷ΔH°=—————————————=7.275kJ

mol-16例2：已知下列熱力學方程式：⑴Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)ΔH°=-26.7kJ

mol-1

⑵3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g)ΔH°=-50.75kJ

mol-1

⑶Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g)ΔH°=-36.5kJ

mol-1

不用查表計算下列反應的ΔH°

⑷FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g)解：(1)×3-(2)-(3)×2即得(4)×6

3×(-21025.4.1表達式

G=

H

T

S5.4吉布斯—亥姆霍茲公式

G，

H，

S都隨溫度、壓力而變化。但

H，

S變化不大，

rG

隨溫度變化很大。

rG

(T)

≈

rH

(

298K）

T

rS

(298K）

=Σ[νBΔfHΘm(B)]－TΣ[νBSmθ(B)]

5.4.1表達式G=HTS5.4吉布斯—亥姆1035-4-2溫度對化學反應的影響ΔrHmθ(298K)ΔrSmθ(298K)ΔrGmθ(T)反應自發(fā)性與溫度的關(guān)系舉例－（放熱）+（熵增大）-任何溫度下正反應自發(fā)H2(g)+F2(g)=2HF(g)＋（吸熱）-（熵減?。?任何反應下逆反應自發(fā)CO(g)=C(s)+1/2O2(g)-（放熱）-（熵減?。?或-溫度低于某臨界點正反應自發(fā)NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(g)+（吸熱）+（熵增大）+或-溫度高于某臨界點正反應自發(fā)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)5-4-2溫度對化學反應的影響ΔrHmθ(298K)ΔrS1045.4.3應用舉例1.求算不同溫度下反應的

rG

(T)

例5-17：p231

2.求算熱力學分解溫度

例5-18：

p232(1)在標準態(tài)下:

rG

(T)

≈

rH

(

298K）

T

rS

(298K）=0

T=

rH

(

298K）/

rS

(298K）5.4.3應用舉例1.求算不同溫度下反應的rG(105

例5-19：

p233例5-20：

p234(2)在非標準態(tài)下:J

RT

（T）

ln

+

=

（T）

=0吉布斯自由能是狀態(tài)函數(shù)，ΔrG只決定于始態(tài)和終態(tài)。如一反應可看作兩個或更多反應的總和，則總反應的ΔrG等于各分反應的ΔrG之總和。逆反應的ΔrG與正反應的數(shù)值相等，符號相反。當溫度發(fā)生改變時，ΔrG的變化較ΔrH和ΔrS明顯。如反應物不處于標準狀態(tài)，ΔrG的數(shù)值也與ΔrGθ不同。例5-19：p233例5-20：p23106習題一下列物理量中屬于狀態(tài)函數(shù)的是：(多選)AUBQC△HDT答案：ACD習題一下列物理量中屬于狀態(tài)函數(shù)的是：(多選)答案：ACD107習題二如一個反應放熱并體積膨脹，則此反應的Q和W的符號分別為：A正正B正負C負正D負負答案：D習題二如一個反應放熱并體積膨脹，則此反應的Q和W的符號分別為108習題三已知石墨和金剛石的燃燒熱分別為－394和－396kj/mol,則由石墨變?yōu)榻饎偸臉藴熟首優(yōu)椋篈－2B2C－790D790答案：B習題三已知石墨和金剛石的燃燒熱分別為－394和－396kj109習題四熱化學反應的標準焓變是在標準態(tài)下得到的，下列哪些不屬于標準態(tài)要求的必要條件：A反應物與生成物都為1molB反應要在100kPa下進行。C反應前后溫度要相同D反應溫度為298K答案：AD習題四熱化學反應的標準焓變是在標準態(tài)下得到的，下列哪些不屬于110習題五體系經(jīng)一系列變化又變到初態(tài)，下列判斷錯誤的是:AQ=WB△H=0C△H=0,Q=WD△U=0,Q≠W答案：D習題五體系經(jīng)一系列變化又變到初態(tài)，下列判斷錯誤的是:答案：D111習題六下列判斷錯誤的是：（多選）A物質(zhì)的內(nèi)能無法求出B只有知道物質(zhì)始態(tài)與終態(tài)的內(nèi)能，才能求出△UC較高溫度的物質(zhì)有較高的熱量D狀態(tài)函數(shù)變化值必需由狀態(tài)函數(shù)的數(shù)值求出。答案：BCD習題六下列判斷錯誤的是：（多選）答案：BCD112習題七5升液態(tài)乙醇在其沸點351.3K完全蒸發(fā)成3.03升蒸汽,吸收熱量4.268kJ,求從液態(tài)乙醇變成乙醇蒸汽的內(nèi)能變化.

答案：5升液態(tài)乙醇變成3.03升蒸汽對環(huán)境所做的功.W=-P△V=-P(V2-V1)=-PV

=-101325×3.03Pa·L）=-3.03×0.1013(∵101325Pa·L=0.1013kJ)=-0.307kJ

又△U=Q+W∴△U=4.268+(-0.307)=3.96(kJ)習題七5升液態(tài)乙醇在其沸點351.3K完全蒸發(fā)成3.0113習題八利用蓋斯定律求ZnSO4(s)的生成熱,即求下列反應的生成熱

Zn(s)+S(斜方)+2O2(g)==ZnSO4(s

答案：上述反應不可以直接發(fā)生,但可用下列反應來間接求算Zn(s)+S(斜方)=ZnS(s)△rH1θ=-190(kJ/mol)ZnS(s)+2O2(g)=ZnSO4(s)△rH2θ=-789(kJ/mol)

根據(jù)蓋斯定律,上面兩個反應相加就是所求的反應熱

△rHθ=△rH1θ+△rH2θ=-190-789=-979(kJ/mol)

也可以設計為如下途徑：