【化学课件】能和热力学课件

能与热力学化学课件——PPT课程导入能量是化学变化的热力学基础贯穿化核心学学科所有化学反应都伴随着能热力学定律为化学反应提量的变化，理解能量转化供理论支撑，是预测反应规律是掌握化学反应本质自发性和平衡状态的重要的关键工具理论与实践相结合能量的概念能量的基本形式能量守恒定律能量包括动能、势能和内能三种基本形式动能是物体运动能量既不能凭空产生，也不能凭空消失，只能从一种形式转所具有的能量，势能是物体由于位置或状态而具有的储存能化为另一种形式这一定律是热力学第一定律的基础，也是量，内能则是物质内部分子运动和相互作用的总能量所有能量转化过程必须遵循的基本规律热力学系统定义封闭系统开放系统只能与环境交换能量，不能既能与环境交换能量，又能交换物质的系统例如密闭交换物质的系统大多数工容器中的化学反应，物质总业化学过程都属于开放系量保持不变统绝热系统不能与环境交换热量的系统，但可能交换功和物质理想的绝热系统在实际中很难实现系统与环境确定研究系统以烧杯中的化学反应为例，反应物和生成物构成我们研究的系统识别系统环境烧杯壁、周围空气、实验台等构成系统的环境分析能量流向热量从高温系统向低温环境流动，功的传递遵循力学定律状态函数与路径函数路径函数状态函数与变化过程的具体路径有关只与系统的始态和终态有关•热量Q功•W内能•U焓•H实际应用熵•S登山的高度差是状态函数，走过的路程是路径函数内能的本质电子能电子在原子轨道中的能量振动能分子内原子间的振动能量转动能分子整体的转动运动能量平移能分子在空间中的平移运动能量内能是物质内部所有微观粒子运动和相互作用能量的总和由于微观粒子数量巨大且运动复杂，我们无法直接测量内能的绝对值，只能通过实验测定内能的变化量这种限制促使我们发展了以能量变化为核心的热力学理论体系内能的特征状态决定性内能只与物质的状态有关，不依赖于变化过程路径无关性从状态到状态，无论采用何种路径，内能变化相同A B可计算性利用状态函数的性质，可以设计合适路径计算内能变化热力学第一定律能量守恒原理能量既不能创造也不能消灭，只能从一种形式转化为另一种形式，总量保持不变数学表达式，其中是内能变化，是系统吸收的热量，是环境ΔU=Q+WΔU Q W对系统做的功应用意义为化学反应中的能量计算提供理论基础，是热化学研究的核心定律内能变化的计算确定系统边界明确研究对象，区分系统与环境，确定能量交换的方式和方向测量热量Q使用热量计等设备精确测量系统与环境之间的热量交换计算功W分析系统的体积变化，计算环境对系统所做的功或系统对环境所做的功应用公式ΔU=Q+W将测得的热量和计算的功代入公式，求出内能变化量化学反应中的能量放热反应燃烧反应释放大量热能，如甲烷燃烧生成和CO₂H₂O吸热反应分解反应需要吸收热能，如碳酸钙高温分解产生氧化钙反应热测量恒压条件下测得，恒容条件下测得Qp Qv热力学基本量73基本物理量状态方程压力、体积、温度、熵、理想气体状态方程等经P VT SPV=nRT内能、焓、自由能典关系式U HG2热力学定律第一定律和第二定律构成热力学理论基础反应热的定义恒压条件恒容条件在恒定压力下进行的化学反应，测得在恒定体积下进行的化学反应，测得的热量称为恒压反应热的热量称为恒容反应热Qp Qv测量精度单位标准现代热量计可以达到的测量精反应热通常以为单位，表示±

0.1%kJ/mol度，满足科研和工业需要每摩尔反应所放出或吸收的热量热化学方程式标注物质状态必须注明反应物和生成物的聚集状态固态、液s l态、气态、水溶液g aq标明反应热在方程式后标注值，正值表示吸热，负值表示放热ΔH经典示例H₂g+½O₂g=H₂OlΔH=-

285.8kJ/mol平衡系数确保原子守恒，反应热数值对应化学计量数反应热的测量量热计是测量反应热的核心设备，根据测量原理和精度要求分为多种类型弹式量热计适用于燃烧热测定，咖啡杯量热计适合教学演示，而差示扫描量热计则能提供高精度的热力学数据，广泛应用于科研和工业分析中焓的定义焓的数学定义焓变的物理意义焓定义为，其中是内能，是压力，是体焓变表示在恒压条件下系统焓的变化量当时，H H=U+PV UP VΔHΔH0积焓是一个重要的状态函数，在恒压过程中具有特殊意反应放热；当时，反应吸热焓变是化学反应中最ΔH0义恒压条件下，焓变等于系统吸收的热量常用的热力学参数，直接反映反应的热效应ΔH标准焓变化标准温度标准压力数据表查找是为标标准焓数据收录在各

298.15K25°C1bar100kPa热力学标准温度，大准压力，接近于个种热力学数据手册1多数标准焓数据都在大气压，便于实验操中，是进行热化学计此温度下测定作和数据比较算的重要工具实际应用利用标准焓数据可以预测任意温度下的反应热，指导化学工艺设计盖斯定律（定律）Hess状态函数性质只与始态和终态有关，与路径无关ΔH代数相加原理多步反应的总焓变等于各步焓变的代数和路径设计可以选择任意合理的反应路径进行计算数学表达总4ΔH=ΔH₁+ΔH₂+ΔH₃+...盖斯定律举例直接燃烧Cs+O₂g→CO₂gΔH₁=-

393.5kJ/mol两步燃烧第一步Cs+½O₂g→COgΔH₂=-

110.5kJ/mol继续燃烧第二步COg+½O₂g→CO₂gΔH₃=-

283.0kJ/mol验证结果ΔH₁=ΔH₂+ΔH₃=-

110.5+-

283.0=-

393.5kJ/mol化学键与反应热键的断裂键的形成断裂化学键需要消耗能量，形成化学键会释放能量，这这个过程是吸热的键能越个过程是放热的新键的键大，断裂所需的能量越多，能越大，释放的能量越多，反应的活化能也相应增加对反应热的贡献越显著键能估算法反应热断键能量成键能量这种方法简便实用，特别适=Σ-Σ用于气相反应的快速估算生成焓与燃烧焓标准燃烧焓°ΔHc、下，物质完全燃烧的25°C1bar1mol焓变标准生成焓°ΔHf•通常为负值、下，化合物由最25°C1bar1mol•常用于计算反应热稳定单质生成的焓变•单质的ΔHf°=0查表应用•化合物的ΔHf°可正可负利用标准数据表进行热化学计算•选择合适的参考态•注意温度压力条件应用计算反应焓写出平衡的化学方程式确保原子守恒，标注各物质的聚集状态，为后续计算奠定基础查找各物质的标准生成焓从可靠的热力学数据表中查找反应物和生成物的值ΔHf°应用计算公式生成物反应物，注意化学计量数ΔHr°=ΣΔHf°-ΣΔHf°验证结果合理性检查计算结果的符号和数值是否符合化学常识和实验事实比热容和焓变热化学实验示例实验准备组装弹式量热计，标定仪器常数样品测定精确称量样品，记录燃烧过程温度变化数据处理计算燃烧热，分析实验误差来源结果评价与理论值对比，评估实验精度内能变化实例气体膨胀过程分析功与内能关系PV当气体在恒定外压下膨胀时，系统对外界做功对于理想气体，功直接影响系统的内能变化在等温过W=-PΔV PV（负号表示系统对外做功）同时，如果过程中有热量交程中，理想气体的内能不变（），因此，吸ΔU=0Q=-W换，系统还会吸收或放出热量根据热力学第一定律，内收的热量全部用于对外做功这一关系在热机和制冷机的设Q能变化计中具有重要意义ΔU=Q+W功与热的区别功的本质系统与环境间有序的能量传递形式热的本质由温差驱动的无序分子运动能量传递转换关系功可以完全转化为热，但热不能完全转化为功可逆与不可逆过程可逆过程特征不可逆过程特征热力学意义系统能够沿原路径返回初始状态，实际过程都是不可逆的，如气体自可逆过程是理论极限，提供了过程且环境也能完全复原理想情况下由膨胀、热传导等过程中有熵的效率的上限；不可逆性是熵增原理过程无限缓慢，系统始终处于平衡产生，无法完全恢复原状的体现状态孤立系统中的能量守恒完全隔离总能量不变宇宙模型孤立系统与外界既不系统内部各种形式的整个宇宙可以看作最交换物质也不交换能能量可以相互转化，大的孤立系统，遵循量，是理想化的研究但总能量始终保持恒能量守恒定律模型定实验近似实验室中用保温材料构建的近似孤立系统，用于验证理论预测开放系统的能量变化能量输入内部转化通过热传导、辐射、电功等方式从环化学反应、相变等过程引起系统内能境获得能量变化能量输出动态平衡向环境释放热量、对外做功或物质流稳态下能量输入与输出达到平衡动带走能量化学能与热能转换燃料燃烧交通运输煤炭、石油、天然气燃烧释放化学能转化为热能内燃机中汽油燃烧的化学能转化为机械能推动车辆工业应用电化学转换火力发电厂利用燃烧热产生蒸汽驱动汽轮机发电燃料电池直接将化学能转化为电能，效率更高热机与热量利用热源提供能量高温热源为热机提供热量Q₁，驱动工作介质进行循环转化为机械功工作介质膨胀推动活塞或叶轮，将热能转化为有用的机械功W废热排放低温热源接收废热Q₂，完成热机循环过程效率计算热机效率η=W/Q₁=Q₁-Q₂/Q₁，受热力学第二定律限制卡诺循环与效率理论极限卡诺循环代表理想热机的最高效率温度决定效率，只与高低温热源温度有关2η=1-T₂/T₁可逆过程由两个等温过程和两个绝热过程组成化学联系化学反应热机遵循相同的效率限制原理热力学第二定律克劳修斯表述开尔文表述热量不能自发地从低温物体传递不可能从单一热源吸取热量并将到高温物体这一表述强调了热其完全转化为功而不产生其他影传导过程的方向性，说明自然过响这限制了热机的效率上限程具有不可逆性熵增原理孤立系统的熵永远不会减少，总是趋向于增加或保持不变这为判断化学反应的自发性提供了判据熵的定义微观统计定义宏观热力学定义熵，其中是玻尔兹曼常数，是系统的微观状态对于可逆过程，，其中是微小可逆热变化，S=k·lnΩkΩdS=dQ/T dQT数熵本质上是系统无序度或混乱度的量度微观状态数越是绝对温度这一定义使我们能够通过宏观测量计算熵变多，系统越无序，熵值越大这一定义将宏观热力学量与微在不可逆过程中，熵变总是大于热变化与温度的比值，体现观统计力学联系起来了不可逆性熵变的计算确定过程类型识别是等温、等压、等容过程，还是相变或化学反应过程，选择相应的计算方法恒温过程计算，适用于理想气体等温膨胀或压ΔS=nR·lnV₂/V₁=nR·lnP₁/P₂缩过程变温过程计算，其中是定压热容，适用于无相变的加热ΔS=nCp·lnT₂/T₁Cp或冷却过程复杂过程处理将复杂过程分解为简单步骤，利用熵的状态函数性质分别计算后求和吉布斯自由能自发性判据自发进行，非自发，ΔG0ΔG0ΔG平衡状态=0定义公式•化学反应方向预测，吉布斯自由能结合了焓和G=H-TS•相变过程分析熵的贡献1•ΔG=ΔH-TΔS温度影响•恒温恒压过程的判据温度变化会改变的符号和数值ΔG•高温有利于熵增过程•低温有利于焓减过程与化学平衡ΔG自发反应ΔG0反应向产物方向进行，释放自由能平衡状态ΔG=0正逆反应速率相等，系统自由能最小2非自发ΔG0需要外界输入能量才能进行实例燃烧反应自发性反应方程式CH₄g+2O₂g→CO₂g+2H₂Ol焓变分析2，强烈放热反应，有利于自发进行ΔH=-

890.3kJ/mol熵变分析，气体分子数减少，熵减不利于ΔS=-

242.6J/mol·K自发总体判断，ΔG=-

890.3-298×-

0.243=-

818.0kJ/mol0反应自发进行热力学与化学平衡平衡常数K反映反应进行的程度，越大反应越完全K K关系公式，连接热力学与动力学ΔG°=-RT·lnK数值计算通过可预测值，指导化学工艺设计ΔG°K温度依赖温度变化影响值，范特霍夫方程描述此关系K温度、压力对平衡的影响温度效应的热力学分析压力效应的定量描述根据范特霍夫方程，当对于气相反应，压力变化主要通过改变各组分的分压来影响dlnK/dT=ΔH°/RT²ΔH°0（吸热反应）时，升温使增大，平衡向右移动；当平衡当总压增加时，平衡向气体分子数减少的方向移动，KΔH°（放热反应）时，升温使减小，平衡向左移动这一关以减轻压力增加的影响这一效应可通过修正的平衡常数表0K系为工业生产中的温度控制提供了理论依据达式进行定量计算Kp=KP°^Δn工业应用氨合成反应条件优化⇌，放热反应需要在高压、中等温度N₂+3H₂2NH₃ΔH°=-

92.4kJ/mol下进行以提高产率催化剂作用铁基催化剂降低活化能，加快反应速率，但不改变平衡位置和热力学性质能量效率提升热交换器回收反应热，循环利用未反应原料，大幅提高能量利用效率和经济效益工业意义氨是重要的化工原料，其合成过程体现了热力学原理在大规模工业生产中的成功应用大气与环境中的能量变化光化学反应酸雨形成温室效应大气中光解产氧化为再等温室气体吸NO₂SO₂SO₃CO₂生的原子氧与结与水反应生成硫收地面辐射，其振O₂合形成臭氧，反应酸，整个过程的动和转动能级的激的热力学参数决定表明反应发涉及能量的吸收ΔG0了污染物的稳定自发进行和重新分布性臭氧层破坏氟氯烷烃分解产生的氯原子催化臭氧分解，反应的链式机理和能量变化影响大气稳定性现代能源开发应用现代能源技术广泛应用热力学原理来提高能量转换效率锂离子电池通过可逆的电化学反应储存和释放电能，其电动势与反应的吉布斯自由能变化直接相关氢燃料电池将化学能直接转化为电能，避免了热机循环的卡诺效率限制，理论效率可达以上95%实验室案例焓变测定时间分钟温度°C生活中的能与热烹饪中的化学反应取暖的能量转换电能转热能煎蛋过程中蛋白质变性、美拉德反应产木材燃烧将化学能转化为热能，燃烧效电热水壶通过电阻丝将电能转化为热生香味物质，这些都是典型的热化学过率取决于空气供应和燃烧温度现代壁能，再传递给水这一过程效率接近程温度控制决定了反应速率和产物组炉设计考虑了热传导、对流和辐射三种，但考虑到发电和输电损失，总100%成，体现了热力学在日常生活中的应传热方式，最大化热能利用效率体能量利用效率约为35-40%用典型真题解析理解题目条件仔细分析题目给出的热力学数据，确定已知量和待求量，识别涉及的热力学概念选择合适方法根据题目特点选择盖斯定律、键能估算法或标准焓数据查表法进行计算规范解题步骤写出相关化学方程式，列出计算公式，代入数值进行计算，注意单位换算检验答案合理性检查计算结果的符号、数量级和物理意义是否合理，确保答案的正确性易错点与难点解析热、功、内能概念混淆状态函数与路径函数区分热和功都是能量传递的方式，不状态函数只与始末状态有关，如是状态函数；内能是状态函数，、、、等；路径函数与过U HS G只与系统状态有关注意和程路径有关，如、状态函Q WQW的正负号规定系统吸热数的变化量可以通过任意路径计Q，环境对系统做功算0W0反应热与键能计算误区反应热等于断键吸收的能量减去成键释放的能量注意键能数据通常指气态分子，液态和固态物质需要考虑相变热的影响。