普通化学第一章

第一章化学热力学基础一、本章的基本概念和理论：1.体系与环境状态函数的特征:①唯一;②Z与途径;③循环过程∮dZ=02.体积功的计算:W体积=–P外V(恒外压)Q(+吸),W(+体系得到能量)3．热力学第一定律—能量守衡：(1)封闭：U=Q+W公式(1)恒容：U=VQ恒压：pQ=H(注意，只存在数值上的关系)(2)物质的标准摩尔生成焓mfH(标准下各最稳定单质的mfH为零)(3)标准摩尔反应热mrH由盖斯定律可得mrH=)(产物mfiHv－)(反应物mfiHv公式(2)(4)热力学的标准态压力p=100kPa对气态物质各气态物质的分压均为100kPa即p；对液态物质在p下，各液态物质的浓度均为1mol·kg-1；对纯液体和固态物质在p下的纯物质(5)反应进度的概念及意义4．热力学第二定律————化学反应的方向(1)熵与混乱度(mS单位J·mol-1·K-1)(2)反应熵变的求取：mrS=)(产物miSv－)(反应物miSv公式(3)(3)吉布斯函数及其关系式mrG（T）=mrH－TmrS公式(4*)(注意能量单位统一)mrG=)(产物mfiGv－)(反应物mfiGv公式(5)BBn（4）在标准状态下可用mrG作为反应是否可能自发的判据自发：mrG0；平衡：mrG=0；不自发：mrG0（5）反应转变方向的温度:mrG（T）=0，T转向=mrH/mrS5．化学反应的限度—化学平衡(1)反应商和标准平衡常数若化学反应为aA(g)+bB(g)====gG(g)+dD(g)则反应商的表达式：bBaAdDgGppppppppQ(当各物质均为平衡分压时)Qeq=K根据定义可知，正逆反应的标准平衡常数之间的关系应为逆正KK1(2)任意状态时反应方向的确定QRTTGTGmrmrln)()(公式(6)任意状态时反应方向的确定（方法一）自发：mrG0；平衡：mrG=0；不自发：mrG0当任意状态下达到平衡时应有Gr0所以mrG=KRTln公式(7)KQRTGmrln公式(8)任意状态时反应方向的确定（方法二）：判断Q与K的大小关系即可知反应的自发方向。（3）总结平衡常数的计算方法，几种方法？两个不同温度下的平衡常数的求取公式(9)2111ln12TTRHKKmrTT此式还可以用于在已知K与T的关系时，判断反应是放热还是吸热。6.总结mrG的计算方法，几种方法？二、本章应注意的问题1．应注意所使用公式的条件；2．几个状态函数都与物质的量有关，因此方程式的写法不同，结果也不相同(热力学认为只要方程式的写法不同，就不是同一反应)；3．在计算时要注意能量单位的统一(Hr、Gr与Sr、R之间)；4．判断任意状态下反应的自发方向一定要用mrG而不用mrG。