《化学热力学基础》教案
[ 教学要求 ]
1 ．熟悉热力学第一定律及其相关概念。 2 ．掌握化学反应热效应；了解反应进度概念。
3 ．掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计算；盖斯定律及有关计算；吉布斯能和化学反应方向的判断。 [ 教学重点 ]
化学热力学的四个状态函数 — 热力学能、焓、熵、自由能 [ 教学难点 ] 焓、熵
[ 教学时数 ] 8 学时 [ 主要内容 ]
1 ． 化学热力学的特点，体系和环境、敞开体系、封闭体系、孤立体系的概念、状态和状态函数、广度性质和强度性质、等温过程和等压过程、绝热过程、内能、热和功。
2 ．热力学第一定律；化学反应热效应：等容化学反应热和等压反应热的概念及关系、焓及焓变的概念及计算，化学反应进度概念，热化学方程式，反应热的计算：盖斯定律及其应用、标准生成焓。
3 ．吉布斯能和化学反应的方向：自发过程及其特点、熵和熵变、标准熵变的计算、吉布斯能和自发过程关系、吉布斯 — 赫姆霍兹方程式；吉布斯能判断反应的自发性，标准生成吉布斯能及其计算。 [ 教学内容 ]
5-1 化学热力学的研究对象5-2 基本概念化学反应：
1 ． 化学反应的方向、限度 2 ． 能量变化 3 ． 反应速率 4 ． 反应机理 5 ． 反应的控制 化学热力学：
应用热力学的基本原理研究化学反应，化学变化过程的能量变化问题
热力学： 主要解决化学反应中的三个问题： ① 化学反应中能量是如何转化； ② 化学反应的方向性； ③ 反应进行的程度。
动力学： 机理、反应的现实性和方向性 例：
热传递： 高温 → 低温； 气体扩散： 压力大→ 压力小；
溶液： 浓度大 → 浓度小
体系：作为研究对象的一部分物体，包含一定种类和一定数量的物质。 1 ． 敞开体系； 2 ． 封闭体系； 3 ． 孤立体系。
环境： 除体系以外的与体系密切相关的部分称为环境 状态及状态函数 : 状态是体系的总性质
1. 由压力、温度、体积和物质的量等物理量所确定下来的体系存在的形式称为体系的状态 2. 确定体系状态的物理量称为状态函数
3. 状态函数的特点：状态函数只与体系的始态和终态有关，而与变化的过程无关 P 、 V 、 T 、 n
过程与途径
1. 状态变化的经过称为 过程 ( 恒温、恒压、恒容、绝热过程） 2. 完成过程的具体步骤称为 途径
3. 状态 1 → 状态 2 ： 途径不同， 状态函数改变量相同；
4. 状态一定时，状态函数有一个相应的确定值。始终态一定时，状态函数的改变量就只有一个唯一数值。
5. 等压过程： 压力恒定不变 Δ P = 0 ； 等容过程： ΔV = 0 ； 等温过程： Δ T = 0 广度（容量）性质及强度性质
1. 广度（容量）性质： 与体系中物质的量成正比的物理量 ( 体积、质量等 ) ， ∑ X = ∑ X i ；具有加和性。 i=1
2. 强度性质： 数值上不随体系中物质总量的变化而变化的物理量（温度、密度、热容、压力）。 热力学第一定律，热和功
1. 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； 表示为 Q 。 规定：体系从环境 吸热 时， Q 为正值 ； 体系向环境 放热 时， Q 为负值。 2. 功： 除了热之外，其它被传递的能量叫做功 表示为 W 。
规定：环境对体系做功时， W 为正值； 体系对环境做功时， W 为 负值。 问题： 热和功是否为状态函数？ 体积功： W = P ΔV 单位： J 、 kJ
热和功不是状态函数，不取决于过程的始、终态，而与途径有关。
5-3 热力学的四个重要状态函数 热力学能 ( 内能 )
体系内部一切能量的总和称为体系的 热力学能 ( U ) , 分子运动的 动能 ，分子间的位能以及分子、原子 内部所蕴藏的能量 。 问题： U 是否为状态函数？ ΔU 呢？ ＊ U ： ① 绝对值无法确定；
② 体系状态发生改变时，体系和环境有能量交换，有热和功的传递，因此可确定体系 热力学能的变化值 。 △ U ：可确定。
●广度性质，具有加和性，与物质的量成正比。 ●体系与环境之间能量交换的方式
●热和功的符号规定 热力学第一定律： Q 、 W
状态（ I ） 状态 （ II ） U 1 U 2
U 2 = U 1 + Q + W
热力学第一定律数学表达式： ΔU = U 2 – U 1 = Q + W
● 热力学第一定律： 能量具有不同的形式，它们之间可以相互转化，而且在转化过程中，能量的总值不变。
● Q 与 W 的正负号：
体系从环境 吸热 ， Q 取＋ ；体系向环境 放热， Q 取 － ；当 环境对体系做功时 ， W 取 ＋ ；反之， W 取 － 。
例 1: 某封闭体系在某一过程中从环境中吸收了 50kJ 的热量，对环境做了 30kJ 的功，则体系在过程中热力学能变为：
Δ U 体系 =+50kJ+ （ -30kJ ） = 20kJ 体系热力学能净增为 20kJ ； 问题： Δ U 环境 = ？
化学反应的热效应 ( Q P Qv ) 、焓 ( H ) 1. 反应热（化学反应的热效应）：
在化学反应过程中，当生成物的温度与反应物的温度相同， 等压条件下 反应过程中体系只做 体积功 而不做其它有用功时，化学反应中吸收或放出的热量称为化学反应的 热效应。 2. 焓（ H ）：
由热力学第一定律： Δ U = Q + W
体系对外作功： W = - PΔV = - p （ V 2 –V 1 ） ΔU = Q P + W = Q P – p （ V 2 –V 1 ） U 2 – U 1 = Q P – p （ V 2 –V 1 ）
Q P = （ U 2 + pV 2 ） - （ U 1 + pV 1 ） 令 H ＝ U ＋ pV H ： 新的函数 ------- 焓
则 Qp = H 2 –H 1 = ΔH （ ΔH 称为焓变） 问题： H 是状态函数还是非状态函数？ ΔH 呢？
问题 ： Qp 与 Qv 之间的关系？
3. 等压反应热（ Qp ） ： 若体系在变化过程中，压力始终保持不变，其反应热 Q P （右下标 p 表示等压过程）
Q P = Δ U - W ∵ W = - PΔV = - p （ V 2 –V 1 ） ∴ Q P = Δ U + p Δ V = U 2 – U1 +p(V 2 –V 1 ) = （ U 2 + pV 2 ） - （ U 1 + pV 1 ） Q P = ΔH
即 : 在等压过程中，体系吸收的热量 Q P 用于 增加体系的焓
4. 等容反应热： 若体系在变化过程中，体积始终保持不变 （ ΔV = 0 ） ，则体系不做体积功， 即 W = 0 ；这个过程放出的热量为 Q V
《化学热力学基础》教案
