高中化学竞赛讲座之八

1高中化学竞赛讲座之八胡征善热力学基础知识一、术语1．体系与环境（1）体系——所研究的这部分物质或空间。（2）环境——与体系相联系的其他部分。根据体系与环境的关系，可将体系分为3种情况：①敞开体系（opensystem）——与环境既可有物质的交换又可有能量交换的体系。②封闭体系（closedsystem）——与环境既只有能量交换没有物质的交换的体系。③孤立体系（isolatedsystem）——与环境既没有物质的交换又没有能量交换的体系。2．体系的性质（1）广度性质（extensiveproperties，亦称容量性质）——这类性质的数值与体系中的物质的数量成正比。广度性质具有加和性。如自由能（G）、体积（V）、物质的量（n）、焓（H）、内能（U）、熵（S）、功函（F）等。（2）强度性质（intensiveproperties）——在体系的各处都具有相同的数值，与体系数量的多少无关。强度性质不具有加和性。如温度（T）、压强（P）、电极电势（E）以及某种广度性质除以质量或物质的量或体积等（即为强度性质）如比热（C）、密度（ρ）、气体摩尔体积（Vm）等。3．状态函数体系的状态发生变化时，其一系列性质也随之变化，且改变的数值只取决于体系的初态和终态，而与变化时体系所经历的途径无关。在热力学中，把具有这种特性的物理量称作状态函数（statefunction）。4．过程与途径体系状态发生的任何变化称为过程（process）。完成某一过程的具体步骤称为途径(path)。过程可分为：（1）等温过程（isothermalprocess）——体系的初态与终态温度相同且等于环境温度的过程。T（始）=T（终）=T（环）。（2）等压过程（isobaricprocess）——体系的初态与终态压力相同且等于环境压力的过程。P（始）=P（终）=P（环）。(3)等容过程（isochoricprocess）——体系的容积不发生变化的过程。（4）绝热过程（adiabaticprocess）——体系与环境不存在热量传递的过程。（5）循环过程（cyclicprocess）——体系由某一状态出发，经一系列变化又回到原来状态的过程。5．热与功（1）热（Q）——体系与环境间存在温度差而在体系与环境间传递的能量。体系吸热Q值为正，体系放热Q值为负。（2）功——当体系发生过程时，在体系与环境间除热以外的其他各种形式的能量传递。功通常有体积功、电功等。在热力学中规定：体系对环境做功为正值，环境对体系做功为负值。热与功都不是体系的状态函数。它们都与变化的途径有关。二、热力学第一定律——能量守恒和转化定律——不能造出第一类永动机2封闭体系：体系内能的改变值为：△U==Q—W其中：Q＞0，体系吸热；Q＜0，体系放热。W＞0，体系对环境做功；W＜0，环境对体系做功。对于微小变化，即有：dU==δQ—δW对于只有体积功的封闭体系：dU==δQ—δW==δQ—d(PV)而d(PV)==PdV+VdP对于等压过程，dP=0，则有：dU==δQP—PdV所以δQP==dU—PdV==d(U+PV)对于无其他功的恒容过程，δW=0，则有：dU==δQ当物质不发生相变或化学变化时，物质的热容C为：因此，对无其他功、无相变、无化学变化的等压过程：△H==Qp==∫nCmpdT式中Cmp为恒压摩尔热容三、热力学第二定律——不可能将热从低温物体转到高温物体，而不产生其他影响——不可能造出第二类永动机1．可逆过程的热温商——熵函数S可逆过程的熵变△S==SB—SA==∫δQRT则或TdS—δQ==0不可逆过程的热温商与熵变可逆过程的QR＞不可逆过程QIr。以下各代数式中“==”表示可逆过程(reversibleprocess)，“＞”表示不可逆过程(irreversibleprocess)。因此，热力学第二定律的数学表达式为：对于无限小的变化过程为：TdS—δQ≥0同一物质：①同T同P下，S（s）＞S(l)＞S(g)②同T同状态时，S（高压）＞S（低压）③同P同状态时，S（高温）＞S（低温）令H≡U+PV，则dH==δQP或△H==QP只做体积功的等压过程，体系的热效应就是体系的焓变。dU==δQv或△U==Qv无其他功的等容过程，体系热效应就是体系的焓变。且QP与Qv的关系为：QP==Qv+△n(g)RTδQdTC==T2T1QTS==BAδQRT或dS==dS—==0δQRT△SAB—∑＞0BAδQIrT△SAB—∑≥0BAδQIrT3不同物质：①相同凝聚状态时，随着分子中的原子数增多（即复杂分子比简单分子）熵值大。②结构相似的物质，相对分子质量越大，熵值越大。③凝聚状态相同的同分异构体，分子的空间构型对称性越好，熵值越小。④都是固态的同素异形体，密度越大，熵值越小。2．自由能（freeenergy）热力学第一定律dU==δQ—δW热力学第二定律TdS—δQ≥0则：TdS—dU—PdV—δW′≥0（1）等T等P过程：TdS—dU—PdV≥δW′—d(U+PV—TS)==—d(H—TS)≥δW′令G≡U+PV—TS≡H—TS，则有[G为吉布斯（Gibbs）函数]：dG=dU+PdV+VdP—SdT—TdS等T等P时，dT=0，dP=0dGT、P=dU+PdV—TdS==dH—TdS或△GT、P=△U+P△V—T△S==△H—T△S可逆过程且无其他功时，dG=dU+PdV—TdS—SdT==VdP—SdT热力学第一定律TdS—PdV（2）等T等V过程：TdS—dU—PdV—δW′≥0TdS—dU≥δW′—d(U—TS)≥δW′令F≡U—TS≡H—PV—TS，则有[F为赫姆霍兹（Helmholtz）函数，亦称功函数（workcontent）]：dF=dU—SdT—TdS==dH—VdP—PdV—TdS—SdT等T等V时，dT=0dFT、v=dU—TdS或△FT、v=△U—T△S可逆过程且无其他功时，dFT、V=dU—SdT—TdS==—SdT—PdVdU==δQ—PdV—δW′==TdS—PdV—δW′≥0式中δW′为除体积功外的其他功在恒T恒P时，—dGT、P≥δW′或—△GT、P≥δW′；若体系只做体积功，δW′=0，则：—dGT、P≥0或—△GT、P≥0。微分在等T等V时，—dFT、v≥δW′或—△FT、v≥δW′；若体系只做体积功，δW′=0，则：—dFT、v≥0或—△FT、v≥0。微分综合：对于只做体积功的封闭体系的可逆过程，体系的内能（U）、焓（H）、功函（F）、自由能（G）的表示式为：dU==TdS—PdV==TdS+dn(g)RT或△U==T△S—P△V==T△S+△n(g)RTdH==dU+VdP==dU+dn(g)RT或△H==△U+V△P==△U+△n(g)RTdFT、v==dU—TdS或△FT、v==△U—T△SdGT、P==dH—TdS或△GT、P==△H—T△S4四、热力学第三定律——在绝对零度时，任何纯物质的完善晶体的熵等于零1．熵与微观状态数的关系S==klnΩ这就是著名的玻尔兹曼（Boltzmann）公式。式中k是比例常数，称为玻尔兹曼常数，其值为R/NA==1.380662×10—23J·K—1（R为理想气体常数：8.31441J·mol—1·K—1，NA为阿伏加德罗常数：6.022045×1023mol—1）；Ω为微观状态数（也称热力学几率）。熵（S）表示体系的混乱程度或无序性的量度。当Ω==1，则S==0。则在绝对零度时，任何纯物质的完善晶体的熵等于零。也可表述为：不能用有限的手续使一个物体冷却到绝对零度。2．绝对熵因为在绝对零度时，任何纯物质的完善晶体的熵等于零，所以该物质在其他状态下的熵值则为该物质的绝对熵：ST==∫TdT==∫TCpdlnT五、化学热力学（热化学）1．热力学函数△rHm（T）、△rSm（T）、△rGm（T）。△rHm（T）、△rSm（T）、△rGm（T）分别表示一个化学反应在标准状态（简称标态）下的焓变、熵变和自由能变化。括号内的T表示热力学温度，标态时的温度通常选用298K；左下角的r表示化学反应（reaction）[左下角若标f则表示生成]，右下角m表示摩尔（mol），右上角的Θ表示热力学标准状态——气态物质的标态用压力表示，通常用101kPa，为方便起见，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）建议用1×105Pa；溶液的标态则是指溶质浓度或活度为1mol·kg—1，对于稀溶液也可用1mol·dm—3；液体和固体的标态则是指处于标准压力下的纯物质。2．生成热（亦称生成焓，heatofformation）——在标态和TK条件下稳定单质生成1mol化合物（或不稳定态单质或其他形式的物种）的焓变叫作该物质在TK时的标准生成焓，符号是△rHf（T）。对某一化学反应在标态下的焓变等于生成物的标准生成焓变之和减去反应物的标准生成焓变之和：△rHm==∑νi△rHf（生成物）—∑νi△rHf（反应物）3．燃烧热（亦称燃烧焓,heatofcombustion）——在标态和TK条件下1mol可燃物质完全氧化时的焓变叫做该可燃物质在TK时的标准燃烧焓，符号是△rHc（T）。所谓“完全燃烧”是指该可燃物质中的C氧化为CO2（g），H转化为H2O（l），S转化为SO2（g），N转化为N2（g），X转化为HX（aq），金属转化为稳定的金属氧化物（s）。对某一化学反应在标态下的焓变等于反应物的标准燃烧焓变之和减去生成物的燃烧标准焓变之和：△rHm==∑νi△rHC（反应物）—∑νi△rHC（生成物）4．化学反应的标准熵变与自由能的变化△rSm==∑νi△rS（生成物）—∑νi△rS（反应物）△rGm==∑νi△rGf（生成物）—∑νi△rGf（反应物）ΘΘΘΘΘΘΘΘΘΘΘΘΘΘΘΘΘCPT00ΘΘΘΘΘ55．自由能的变化与平衡常数△rGm==△rGm+RTlnQ式中Q，对于气相反应表示压力商，对于溶液表示溶质浓度商或活度商等。当化学反应处于平衡时，△rGm=0，Q就等于热力学平衡常数K，对于气相反应即为Kp，对于溶液即为Kc或活度平衡常数Kγ等，因此有△rGm==—RTlnK对于氧化还原反应来说，反应的△rGm与电池半反应的标准电极电势E有如下关系△rGm==—nFE==—RTlnK==—2.302RTlgK因此：E==式中F为法拉第常数——即1mole—所带的电量，96.48kc/1mole—，通常取96500c/1mole—。对于处于非标态下的电池半反应的电极电势E——用能斯特方程计算：E==E+E==E+lgK6．等T等P下化学反应方向的判据——△GT、P==△H—T△S或dGT、P==dH—TdS△H△S△GT、P反应方向的判据—+—反应在任意温度下自发进行——低温可能为—，即当|△H|＞|T△S|时温度增至某一数值时，即|△H|==|T△S|高温可能为+，即当|△H|＜|T△S|时低温可能自发进行平衡态高温可能逆向进行+—+任何温度下不能正向自发进行，只能逆向进行++高温可能为—，即当|△H|＜|T△S|时低温可能为+，即当|△H|＞|T△S|时高温可能自发进行低温可能逆向进行7．关于用△rHm代替△rGm或△U的问题讨论（1）根据△rGm==△rHm—T△rSm可知：①当△rHm绝对值较大且体系温度不高或△rHm和△rSm互为异号时。②当多个反应的△rSm值比较接近时（一般是指同类型化合物发生同类型的反应时）。可以用△rHm代替△rGm来比较化学反应的方向和限度。（2）根据△U==△rHm—P△V可知：当P△V（即△n(g)RT）与△rHm相比可忽略时，即△rHm≈△U。因此，凡无气体参与或生成的反应，均可用△rHm来代替△U。8．对于反应体系中只有气体的化学反应，一般可以由键能（亦称键焓）来估算化学反应的焓变（△Hr）。但是只能是“估算”，欲知其详，首先必须明确化学键的解离能(d)、原子化能（焓）与键能(D)。（1）键的解离能(d)、原子化能(焓)与键能(D)①键的解离能（d）在标准状态下，1mol气态ABn（A、B可以相同也可以不相