高中化學(xué) 競(jìng)賽培訓(xùn)講義 高中化學(xué) 熱力學(xué)基礎(chǔ)
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高中化學(xué) 競(jìng)賽培訓(xùn)講義 高中化學(xué) 熱力學(xué)基礎(chǔ)
化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)
【競(jìng)賽要求】
熱力學(xué)能(內(nèi)能)、焓、熱容、自由能和熵的概念。生成焓、生成自由能、標(biāo)準(zhǔn)熵及有關(guān)計(jì)算。自由能變化與反應(yīng)的方向性。吉布斯-亥姆霍茲方程極其應(yīng)用。范特霍夫標(biāo)準(zhǔn)熵及其應(yīng)用。熱化學(xué)循環(huán)。
【知識(shí)梳理】
一、基本概念
1、體系和環(huán)境
體系:我們研究的對(duì)象,稱為體系。
環(huán)境:體系以外的其它部分,稱為環(huán)境。例如:我們研究杯子中的H2O,則H2O是體系,水面上的空氣,杯子皆為環(huán)境。當(dāng)然,桌子、房屋、地球、太陽(yáng)也皆為環(huán)境。但我們著眼于和體系密切相關(guān)的環(huán)境,即為空氣和杯子等。又如:若以N2和O2混合氣體中的O2作為體系,則N2是環(huán)境,容器也是環(huán)境。
按照體系和環(huán)境之間的物質(zhì)、能量的交換關(guān)系,將體系分為三類:
(1)敞開(kāi)體系:既有物質(zhì)交換,也有能量交換。
(2)封閉體系:無(wú)物質(zhì)交換,有能量交換。
(3)孤立體系:既無(wú)物質(zhì)交換,也無(wú)能量交換。
例如:一個(gè)敞開(kāi)瓶口,盛滿熱水的瓶子,水為體系,則是敞開(kāi)體系; 若加上一個(gè)蓋子,則成為封閉體系; 若將瓶子換成杜瓦瓶(保溫瓶),則變成孤立體系。熱力學(xué)上研究得多的是封閉體系。
2、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)
狀態(tài):由一系列表征體系性質(zhì)的物理量所確定下來(lái)的體系的一種存在形式,稱為體系的狀態(tài)。
狀態(tài)函數(shù):確定體系狀態(tài)的物理量,是狀態(tài)函數(shù)。例:某理想氣體體系n = 1 mol,p = 1.013105 Pa,V = 22.4 dm3,T = 273 K這就是一種存在狀態(tài)(我們稱其處于一種標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài))。是由 n,p,V,T 所確定下來(lái)的體系的一種狀態(tài),因而 n,p,V,T 都是體系的狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)一定,則體系的狀態(tài)函數(shù)一定。體系的一個(gè)或幾個(gè)狀態(tài)函數(shù)發(fā)生了變化,則體系的狀態(tài)也要發(fā)生變化。
始態(tài)和終態(tài):體系變化前的狀態(tài)為始態(tài);變化后的狀態(tài)為終態(tài)。狀態(tài)函數(shù)的改變量:狀態(tài)變化始態(tài)和終態(tài)一經(jīng)確定,則狀態(tài)函數(shù)的改變量是一定的。
例如:溫度的改變量用 △T 表示, 則 △T = T- T 同樣理解 △n, △p, △V等的意義。
3、過(guò)程和途徑
過(guò)程:體系的狀態(tài)發(fā)生變化,從始態(tài)到終態(tài),我們說(shuō)經(jīng)歷了一個(gè)熱力學(xué)過(guò)程。簡(jiǎn)稱過(guò)程。若體系在恒溫條件下發(fā)生了狀態(tài)變化,我們說(shuō)體系的變化為“恒溫過(guò)程”,同樣理解“恒壓過(guò)程”、“恒容過(guò)程”。若體系變化時(shí)和環(huán)境之間無(wú)熱量交換,則稱為之“絕熱過(guò)程”。
途徑:完成一個(gè)熱力學(xué)過(guò)程, 可以采取不同的方式。我們把每種具體的方式,稱為一種途徑。過(guò)程著重于始態(tài)和終態(tài);而途徑著重于具體方式。
例如:某理想氣體, 經(jīng)歷一個(gè)恒溫過(guò)程:
p =1105 Pa
V = 2 dm3
p =2105 Pa
V = 1 dm3
恒溫過(guò)程
可以有許多不同的途徑:
0.5105 Pa 4 dm3
2105 Pa 1 dm3
1105 Pa 2 dm3
4105 Pa 0.5 dm3
途徑II
途徑I
狀態(tài)函數(shù)改變量,取決于始終態(tài),無(wú)論途徑如何不同。如上述過(guò)程的兩種途徑中:
△p = p-p= 2105 Pa-1105 Pa = 1105 Pa
△V = V-V= 1dm3-2dm3 = -1dm3
4、體積功
化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中,經(jīng)常發(fā)生體積變化。體系反抗外壓改變體積,產(chǎn)生體積功。設(shè):在一截面積為 S 的圓柱形筒內(nèi)發(fā)生化學(xué)反應(yīng),體系反抗外壓 p 膨脹,活塞從 I 位移動(dòng)到 II 位。
這種 W = p△V 稱為體積功,以 W表示。若體積變化 △V = 0,則 W= 0我們研究的體系與過(guò)程,若不加以特別說(shuō)明,可以認(rèn)為只做體積功。即:W = W
5、熱力學(xué)能(內(nèi)能)
體系內(nèi)部所有能量之和,包括分子原子的動(dòng)能,勢(shì)能,核能,電子的動(dòng)能……, 以及一些尚未研究的能量,熱力學(xué)上用符號(hào) U 表示。
雖然體系的內(nèi)能尚不能求得,但是體系的狀態(tài)一定時(shí),內(nèi)能是一個(gè)固定值,因此,U 是體系的狀態(tài)函數(shù)。
體系的狀態(tài)發(fā)生變化,始終態(tài)一定,則內(nèi)能變化(△U)是一定值,△U = U- U
理想氣體是最簡(jiǎn)單的體系, 可以認(rèn)為理想氣體的內(nèi)能只是溫度的函數(shù), 溫度一定, 則 U 一定。即 △T = 0,則 △U = 0。
二、熱力學(xué)第一定律
1、熱力學(xué)第一定律的表示
某體系由狀態(tài) I 變化到狀態(tài) II,在這一過(guò)程中體系吸熱 Q,做功(體積功) W,體系的內(nèi)能改變量用 △U 表示,則有:
△U = Q – W (3-1)
體系的內(nèi)能變化量等于體系從環(huán)境吸收的熱量減去體系對(duì)環(huán)境所做的功。顯然,熱力學(xué)第一定律的實(shí)質(zhì)是能量守恒
例如:某過(guò)程中,體系吸熱 100 J,對(duì)環(huán)境做功20 J,求體系的內(nèi)能改變量和環(huán)境的內(nèi)能改變量。
由第一定律表達(dá)式:△U = Q - W = 100 J -20 J = 80 J 從環(huán)境考慮,吸熱 -100 J,做功 -20 J,所以:
△U= (-100 J) - (-20 J) = -80 J 體系的內(nèi)能增加了80 J,環(huán)境的內(nèi)能減少了80 J。
2、功和熱
(1)功和熱的符號(hào)規(guī)定
Q 是指體系吸收的熱量。體系吸熱為正;放熱為負(fù)。
W 是指體系對(duì)環(huán)境所做的功。體系對(duì)環(huán)境做功為正;環(huán)境對(duì)體系做功為負(fù)。
(2)功和熱與途徑有關(guān)
體系由同一始態(tài)經(jīng)不同途徑變化到同一終態(tài)時(shí),不同途徑作的功和熱量變化不同,所以功和熱不是狀態(tài)函數(shù)。只提出過(guò)程的始終態(tài),而不提出具體途徑時(shí),是不能計(jì)算功和熱的。
3、理想氣體向真空膨脹—— 理想氣體的內(nèi)能
法國(guó)蓋呂薩克在1807年,英國(guó)焦耳在1834年做了此實(shí)驗(yàn):
連通器放在絕熱水浴中,A 側(cè)充滿氣體,B 側(cè)抽成真空。實(shí)驗(yàn)時(shí)
打開(kāi)中間的活塞,使理想氣體向真空膨脹。 結(jié)果發(fā)現(xiàn),膨脹完畢
后,水浴的溫度沒(méi)有變化,△T = 0,說(shuō)明體系與環(huán)境之間無(wú)熱交
換, Q = 0。又因是向真空膨脹,p= 0,所以 W = p△V = 0。
根據(jù)熱力學(xué)第一定律:△U = Q-W = 0-0 = 0
三、熱 化 學(xué)
1、化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
當(dāng)生成物的溫度恢復(fù)到反應(yīng)物的溫度時(shí),化學(xué)反應(yīng)中所吸收或放出的熱量,稱為化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng),簡(jiǎn)稱反應(yīng)熱(無(wú)非體積功)。
(1)恒容反應(yīng)熱
恒容反應(yīng)中,△V = 0,故 W = p△V = 0
則有:△r U = Q - W = Q 即:
△r U = Q (3-2)
Q 是恒容反應(yīng)中體系的熱量,從 △r U = Q 可見(jiàn),在恒容反應(yīng)中體系所吸收的熱量, 全部用來(lái)改變體系的內(nèi)能。
當(dāng) △r U > 0 時(shí), Q > 0,是吸熱反應(yīng)
△r U < 0 時(shí),Q< 0,是放熱反應(yīng)
則 Q 和狀態(tài)函數(shù)的改變量 △r U 建立了聯(lián)系。
(2)恒壓反應(yīng)熱
恒壓反應(yīng)中,△p = 0,
則有:△r U = Q- W = Q-p△V = Q-△(pV)
所以:Q=△r U + △(pV)
Q= △r U +△(pV)
= (U2 -U1) + (p2V2 - p1V1)
= (U2 + p2V2) - (U1 + p1V1)
U,p,V 都是狀態(tài)函數(shù),所以 U + pV 也是一個(gè)狀態(tài)函數(shù),
令 H = U + pV,則 Q=△(U + pV) 即:
△r H = Q (3-3)
H 稱熱焓,或焓,是一個(gè)新的狀態(tài)函數(shù)。
關(guān)于焓 H:
H = U + pV, 由于 U 不可求, 故焓H不可求;是一種和能量單位一致的物理量;量度性質(zhì),有加合性。對(duì)于理想氣體,H 也只和T有關(guān)。
Q= △r H 說(shuō)明,在恒壓反應(yīng)中,體系所吸收的熱量Q,全部用來(lái)改變體系的熱焓。
△r H > 0 時(shí), Q> 0,是吸熱反應(yīng)
△r H < 0 時(shí), Q< 0,是放熱反應(yīng)
注意:△r U,Q ,△r H,Q 的單位均為焦耳 J。
(3)Q 和 Q 的關(guān)系
同一反應(yīng)的 Q 和 Q 并不相等。
Q= △r U ,Q= △r U + p△V = △r H
由于兩個(gè)△r U 近似相等(對(duì)于理想氣體,兩個(gè)△r U 相等),所以:
Q= Q + p△V
對(duì)于無(wú)氣體參與的液體、固體反應(yīng),由于 △V 很小,故 p△V 可以忽略,則近似有:
Q= Q
對(duì)于有氣體參加反應(yīng),△V不能忽略,p△V=△nRT ,所以:
Q= Q+△nRT (3-4)
即 △r H = △r U +△nRT
對(duì)于1摩爾反應(yīng)在標(biāo)態(tài)下進(jìn)行,則有:
△r H = △r U +()RT (3-5)
式中是方程式中氣態(tài)產(chǎn)物化學(xué)式前計(jì)量數(shù)之和,是方程式中氣態(tài)反應(yīng)物化學(xué)式前計(jì)量數(shù)之和。
2、熱化學(xué)方程式
(1)要寫(xiě)明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)。若不注明,則表示為:298K,1.013105 Pa,即常溫常壓。
(2)注明物質(zhì)的存在狀態(tài)。 固相:s,液相:l,氣相:g,水溶液:aq。有必要時(shí),要注明固體的晶形,如:石墨,金剛石等。
(3)方程的系數(shù)可以是整數(shù),也可以是分?jǐn)?shù)。 因系數(shù)只代表化學(xué)計(jì)量數(shù),不表示分子個(gè)數(shù)。
(4)注明反應(yīng)的熱效應(yīng)。
如:①C (石墨) + O2 (g) = CO2 (g) △r H= -393.5 kJmol-1
②C (金剛石) + O2 (g) = CO2 (g) △r H= -395.4 kJmol-1
③H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (g) △r H= -241.8 kJmol-1
④H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l) △r H= -285.8 kJmol-1
⑤2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (l) △r H= -571.6 kJmol-1
⑥H2O (g) = H2 (g) + 1/2 O2 (g) △r H= +241.8 kJmol-1
從①和②對(duì)比, 可以看出寫(xiě)出晶形的必要性。
③和④對(duì)比,可以看出寫(xiě)出狀態(tài)的必要性。
④和⑤對(duì)比,可以看出計(jì)量數(shù)不同的熱量變化。
③和⑥對(duì)比,可以看出互逆反應(yīng)熱效應(yīng)的關(guān)系。
3、蓋斯定律
1836年,Hess 提出定律,指出:一個(gè)化學(xué)反應(yīng),不論是一步完成,是分?jǐn)?shù)步完成,其熱效應(yīng)是相同的。
前面講過(guò),熱量的吸收和放出,是和途徑相關(guān)的。Hess 定律成立的原因,在于當(dāng)時(shí)研究的反應(yīng),基本上都是在恒壓下進(jìn)行的。即反應(yīng)體系壓強(qiáng)和外壓相等。這時(shí),Q= △r H, H 是終態(tài)函數(shù),故不受途徑影響。亦即,Hess 定律暗含的條件:每步均恒壓。
Hess 定律的實(shí)際意義:有的反應(yīng)雖然簡(jiǎn)單,但其熱效應(yīng)難以測(cè)得。例如:C + 1/2O2 = CO,是很簡(jiǎn)單的反應(yīng),但是難于保證產(chǎn)物的純度,所以,反應(yīng)熱很難直接測(cè)定。應(yīng)用 Hess 定律,可以解決這一難題。
已知:C (石墨) + O2 (g) = CO2 (g) (1) △r H= -393.5 kJmol-1
CO (g) + 1/2 O2 (g) = CO2 (g) (2) △r H= -238.0 kJmol-1
(1)式 -(2)式,得 C (石墨) + 1/2 O2 (g) = CO2 (g)
△r H= △r H-△r H
= -393.5 kJmol-1 -(-238.0 kJmol-1)= -110.5 kJmol-1
4、生成熱
(1)定義:某溫度下,由處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的各種元素的指定單質(zhì),生成標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的1 mol 某物質(zhì)時(shí)的熱效應(yīng),叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱。簡(jiǎn)稱標(biāo)準(zhǔn)生成熱(或生成熱)。 用符號(hào)△f H表示,單位為Jmol-1。
這個(gè)反應(yīng),稱為該物質(zhì)的生成反應(yīng)。
指定單質(zhì),通常是最穩(wěn)定的單質(zhì),它的△f H當(dāng)然為零。
人們通過(guò)大量試驗(yàn),將298K 時(shí)的物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成熱列成表,供查閱使用。 如表中可查到:△f HCO(g) = -110.5 kJmol-1 。意思是指 CO(g) 的生成熱的值,為-110.5 kJmol-1, 同時(shí),CO(g) 的生成反應(yīng) C(石) + 1/2O2(g) = CO(g) 的△f H = -110.5 kJmol-1
(2)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)
在生成熱的定義中,涉及到“標(biāo)準(zhǔn)態(tài)”,熱力學(xué)上,對(duì)“標(biāo)準(zhǔn)態(tài)”有嚴(yán)格規(guī)定:
固態(tài)和液態(tài):純物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)態(tài),即:X= 1
溶液中物質(zhì)A:標(biāo)準(zhǔn)態(tài)是濃度bA = 1 molkg-1 即:A的質(zhì)量摩爾濃度為1 molkg-1,經(jīng)常近似為1 moldm-3,物質(zhì)的量濃度。
氣體:標(biāo)準(zhǔn)態(tài)是指氣體分壓為 1.013105 Pa
(3)標(biāo)準(zhǔn)生成熱的應(yīng)用
看如下關(guān)系:
反應(yīng)物
單 質(zhì)
生成物
△r H(II)
△r H(I) =
△r H(III) =
II
I
III
根據(jù)Hess定律:
△r H(I) + △r H(II) = △r H(III)
所以 △r H(II) = △r H(III) -△r H(I) 即 :
△r H = - (3-6)
由于各種物質(zhì)的△r H有表可查,故利用公式,可以求出各種反應(yīng)的焓變△r H,即求出反應(yīng)的熱效應(yīng)。
5、燃燒熱
熱力學(xué)規(guī)定:在1.013105 Pa 壓強(qiáng)下,1mol 物質(zhì)完全燃燒時(shí)的熱效應(yīng),叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒熱。簡(jiǎn)稱標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱(或燃燒熱)。
用符號(hào)△c H表示 (c為 Combustion,燃燒),單位為 kJmol-1
對(duì)于燃燒熱終點(diǎn)的規(guī)定,必須嚴(yán)格:
C:CO2(g) H:H2O(l) S:SO2(g) N:NO2(g) Cl:HCl(aq)
用燃燒熱計(jì)算反應(yīng)熱的公式,可由下圖推出:
反應(yīng)物
燃燒產(chǎn)物
生成物
△r H(II)
△r H(I) =
△r H(III) =
II
I
III
可知 △r H(I) =△r H(II) + △r H(III)
所以 △r H(II) =△r H(I) -△r H(III) 即:
△r H = - (3-7)
常見(jiàn)的有機(jī)物的燃燒熱有表可查,因此,燃燒熱為計(jì)算有機(jī)反應(yīng)的反應(yīng)熱,提供了可用的方法。
6、從鍵能估算反應(yīng)熱
化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì),是反應(yīng)物分子中化學(xué)鍵的斷裂與生成物中分子的化學(xué)鍵的形成。 這些舊鍵斷裂和新鍵形成過(guò)程的熱效應(yīng)的總結(jié)果,則是反應(yīng)熱。斷鍵吸熱,成鍵放熱。若知道各種鍵的能量,則可估算反應(yīng)熱:
△r H = - (3-8)
由于在不同化合物中, 同種鍵的鍵能不完全一致, 如 C2H4 和C2H4OH 中的 C — H 鍵就不一樣;再者,定義鍵能的條件也和反應(yīng)條件不一致。故利用鍵能,只能估算反應(yīng)熱。
四、化學(xué)反進(jìn)行的方向
1、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向
化學(xué)反應(yīng)方向是指反應(yīng)物和生成物均處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí),反應(yīng)進(jìn)行的方向。如當(dāng)體系中[Ag+] 和 [Cl-] 均為 1molL-1,并與 AgCl 固體共存時(shí),反應(yīng)的方向當(dāng)然是生成 AgCl沉淀 。1.013105 Pa的水蒸氣在常溫下與水共存,過(guò)程的方向當(dāng)然是液化。反應(yīng)方向的討論要結(jié)合方式來(lái)談,我們談的方向是指在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向。
非自發(fā)過(guò)程不等于不能進(jìn)行,而是不能自發(fā)進(jìn)行。室溫298K,冰箱內(nèi) 273K,自發(fā)進(jìn)行的方向是高的變低,低的變高。用致冷機(jī),則發(fā)生了非自發(fā)的變化,室溫變高,冰箱內(nèi)變低。
2、反應(yīng)熱和溫度對(duì)反應(yīng)方向的影響
① C(石) + 1/2O2(g) = CO(g) △<0
② C7H16(l) + NH3(g) = 7CO2(g) + 8H2O(l) △<0
這些反應(yīng)放熱很大,在常溫下可以自發(fā)進(jìn)行;
③ HCl(g) + NH3(g) = NH4Cl(s) △<0
④ N2O4(g) = 2NO2(g) △<0
放熱,在常溫下可自發(fā)進(jìn)行。
升高溫度,由于反應(yīng)的△H 受溫度的影響不大,仍為放熱反應(yīng)。但反應(yīng)方向發(fā)生逆轉(zhuǎn),即向吸熱方向進(jìn)行。
⑤ CuSO45H2O(s) = CuSO4(s) +5H2O(l) △>0
⑥ NH4HCO3(s) = NH3(g) + H2O(l)+ CO2(g) △>0
吸熱反應(yīng),常溫下不能自發(fā)進(jìn)行;高溫仍吸熱,但可以自發(fā)進(jìn)行。許多的吸熱反應(yīng)在常溫下不能自發(fā)進(jìn)行。
但并不是所有吸熱反應(yīng)在常溫下都不自發(fā)進(jìn)行,如:
⑦ Ba(OH)28H2O(s)+2NH4SCN(s) = Ba(SCN)2(s)+2NH3(g)+10H2O(l)
這是常溫下可自發(fā)進(jìn)行的吸熱反應(yīng)。也并不是所有反應(yīng),高溫下都發(fā)生逆轉(zhuǎn),如:
⑧ N2(g) + 1/2O2(g) = N2O(g)
吸熱反應(yīng),常溫下不自發(fā)進(jìn)行;高溫下仍不自發(fā)進(jìn)行。
綜上所述,放熱反應(yīng),一般可自發(fā)進(jìn)行;改變反應(yīng)溫度,有時(shí)可使反應(yīng)方向逆轉(zhuǎn)。但這并不是絕對(duì)的。因此,除反應(yīng)熱和溫度外,還有其它影響因素。
3、狀態(tài)函數(shù)——熵
(1)混亂度
總結(jié)前面的反應(yīng),其中違反放熱規(guī)律的幾個(gè)反應(yīng),其特點(diǎn)是:
③ NH4Cl(s) = HCl(g)+ NH3(g) 固體變氣體
④ N2O4(g) = NO2(g) 氣體少變成氣體多
⑤ CuSO45H2O(s) = CuSO4(s) +5H2O(l) 固體變液體
⑥ NH4HCO3(s) = NH3(g) + H2O(l)+ CO2(g) 固體變液體和氣體
⑦ Ba(OH)28H2O(s)+2NH4SCN(s) = Ba(SCN)2(s)+2NH3(g)+10H2O(l) 固體變液體和氣體
總之,生成物分子的活動(dòng)范圍變大,活動(dòng)范圍大的分子增多,體系的混亂度變大,這是一種趨勢(shì)。
(2)狀態(tài)函數(shù)熵 ( S )
體系內(nèi)部質(zhì)點(diǎn)的混亂度可用一狀態(tài)函數(shù)表示,這個(gè)狀態(tài)函數(shù)是熵 ( S )。熵,有加合性,是量度性質(zhì),單位為:JK-1 。
過(guò)程的始終態(tài)一定時(shí),熱量 Q 不一定,但以可逆方式完成時(shí),Q 一定。則一個(gè)過(guò)程的熵變△S 為:
△S = (3-9)
可逆過(guò)程熱溫商——熵名稱的來(lái)源
實(shí)際上,我們認(rèn)為相變點(diǎn)的相變,是可逆過(guò)程,如:373 K時(shí),H2O(l) = H2O(g) 可逆且等溫,則:
△S =
化學(xué)反應(yīng)(過(guò)程),有一種混亂度增大的趨勢(shì),即為熵增加的趨勢(shì)?!鱏 > 0
縱上所述,化學(xué)反應(yīng)(過(guò)程),有兩種趨勢(shì),一是放熱,△H < 0;另外一種熵增加,△S > 0。
例如,一盒粉筆落地粉碎,是熵增加的趨勢(shì)所導(dǎo)致的。
當(dāng) △H = 0 時(shí), △S > 0 是過(guò)程自發(fā)的判據(jù)。
當(dāng) △S = 0 時(shí), △H < 0 是過(guò)程自發(fā)的判據(jù)。
(3)熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)熵
假設(shè)實(shí)現(xiàn)了0 K,晶體的粒子運(yùn)動(dòng)停止,粒子完全固定在一定位置上,S = 0。這種觀點(diǎn)即為熱力學(xué)第三定律。
體系從 S = 0 的始態(tài)出發(fā),變化到溫度 T,且 P = 1.013105 Pa
S = 0
T = 0
(始態(tài))
T
P = 1.013105 Pa
(終態(tài))
這一過(guò)程的△S值即等于終態(tài)體系的熵值。這個(gè)值可以利用某些熱力學(xué)數(shù)據(jù)求出, 故各種物質(zhì)在298 K 時(shí)的熵值,人們求出后,列成表,稱之為 298 K 時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)熵,用S表示。單位:JK-1mol-1。
有了標(biāo)準(zhǔn)熵表,即可求出各反應(yīng)的△rS,公式為:
△r S= - (3-10)
S的數(shù)據(jù)隨溫度的變化較小,和 △H相似,在普通化學(xué)中,認(rèn)為S不隨溫度變化,△r S也不變。故 298 K 的標(biāo)準(zhǔn)熵表,對(duì)其它溫度也適用。
(4)△r S正負(fù)的定性判斷
除查標(biāo)準(zhǔn)熵表外,定性判斷熵變的增減,也是很有實(shí)際意義的。
由固體變成液體氣體:△S > 0
由氣體分子少變成氣體分子多:△S > 0
如:CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)
C(石墨) + 1/2O2(g) = CO(g)
△r S均為正值,亦即 △r S> 0
判斷了△S 的正負(fù),再結(jié)合 △H 符號(hào),對(duì)判斷反應(yīng)方向極有意義。
4、狀態(tài)函數(shù)自由能 ( G )
(1)自由能判據(jù)
人們并不滿足△r H 和△r S 分別加以考慮的判斷反應(yīng)方向的方法, 要尋找出更加好的判據(jù), 用于判斷反應(yīng)(過(guò)程)自發(fā)進(jìn)行的方向。
某反應(yīng)在等溫等壓下進(jìn)行,且有非體積功,則第一定律的表示式可寫(xiě)成:
△rU = Q - W = Q -(W + W) = Q -W - W
Q = △rU + W + W △rU + p△V + W
即:Q = △r H + W
等溫等壓過(guò)程中,以可逆途徑的 Q,即 Q 為最大,故有不等式:
Q≥△r H + W“=”成立的條件:可逆。
由于△S = ,所以Q= T△r S,故不等式變成:
T△r S ≥△r H + W
T△r S-△r H ≥ W
-(△r H-T△r S)≥ W
-[(H2-H1)-(T2S2-T1 S1)] ≥ W
-[(H2-T2S2)-(H1-T1 S1)] ≥ W
令: G = H -TS (G 狀態(tài)函數(shù),稱自由能,有加合性,量度性質(zhì)。單位是 J )
則有:
-(G2-G1) ≥ W 即:-△G ≥ W
在化學(xué)變化中,體系中所做非體積功的最大限度,是 G 的減少值。只有在可逆過(guò)程中,這種非體積功的最大值才得以實(shí)現(xiàn)。
故狀態(tài)函數(shù) G 可以理解為體系在等溫等壓條件下,可以用來(lái)做非體積功的能量。 這是 G 的物理意義。
更重要的是,上式是等溫等壓過(guò)程反應(yīng)進(jìn)行方向的判據(jù)。
-△G > W 自發(fā)進(jìn)行
-△G = W 可逆進(jìn)行
-△G < W 非自發(fā)
若將過(guò)程還原到恒溫等壓無(wú)非體積功,則判據(jù)變?yōu)椋?
△G < 0 自發(fā)進(jìn)行
△G = 0 可逆進(jìn)行
△G > 0 非自發(fā)
即自由能減少的方向,是恒溫等壓下,無(wú)非體積功反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向。這是熱力學(xué)第二定律的一種表達(dá)形式。
(2)標(biāo)準(zhǔn)生成自由能
熱力學(xué)規(guī)定:某溫度下,由處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的各種元素的最穩(wěn)定(指定)單質(zhì),生成 1mol 某物質(zhì)的自由能改變量,叫做這種溫度下該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能,簡(jiǎn)稱生成自由能。 用符號(hào) △f G 表示, 單位 kJmol-1。
298 K時(shí)的△f G有表可查。查表,利用公式可計(jì)算已知反應(yīng)的自由能變△r G:
△r G= - (3-11)
于是,可利用△r G判斷化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向。
△f G 受溫度影響很大,不能忽略溫度的影響。
(3)吉布斯(Gibbs) — 赫姆霍茲(Holmholtz)方程
由定義式:G = H – TS
恒溫恒壓下有公式:
△r G= △r H-T△r S (3-12)
這就是吉布斯 — 赫姆霍茲方程??煽闯?△r G綜合了 △r H和△r S的雙重影響,從而決定反應(yīng)方向。
【典型例題】
例1、由N2和H2合成1 mol NH3時(shí)可放出46.2 kJ的熱量。從手冊(cè)上查出N≡N鍵的鍵能是948.9 kJmol-1,H—H鍵的鍵能是436.0 kJmol-1,試計(jì)算N—N鍵的鍵能是多少?
例2、2 mol H2和1 mol O2,在373K和101.3 kPa下反應(yīng)生成2 mol 水蒸氣,放出483.7 kJ的熱量。求生成1 mol 水蒸氣時(shí)的△H和△U。
例3、由生成焓數(shù)據(jù)計(jì)算氨的氧化反應(yīng)的△H ,并指出此反應(yīng)是吸熱還是放熱反應(yīng)?
△f H= -46.19 kJmol-1,△f H= +90.37 kJmol-1,
△f H= -241.83kJmol-1。
例4、計(jì)算298K時(shí),NaCl和AgCl溶解過(guò)程的△G,并對(duì)其溶解性解釋。已知:
NaCl
AgCl
△H/kJmol-1
3.620
65.50
△S/Jmol-1K-1
42.76
33.56
【知能訓(xùn)練】
1、25℃,KNO3在水中的溶解度是6moldm-3,若將1 mol固體KNO3置于水中,則KNO3變成鹽溶液過(guò)程的ΔG的符號(hào)為_(kāi)____________,ΔS的符號(hào)為_(kāi)____________。
2、已知下列反應(yīng) :
H2(g)= 2H(g) △H = +Q1 ;1/2O2(g)= O(g) △H = +Q2
2H(g)+ O(g)= H2O(g) △H = -Q3 ;H2O(g)= H2O(l) △H = -Q4
H2(g)+ 1/2O2(g)= H2O(l) △H = -Q5
試指出Q1、Q2、Q3、Q4、Q5的關(guān)系 。
3、假設(shè)反應(yīng)H2 (g)2 H (g) 的內(nèi)能變化ΔU與鍵能ΔHH-H相等,已知ΔHH-H為433.2 kJmol-1 ,則鍵焓ΔH是 kJmol-1 。
4、298 K時(shí),生成氣態(tài)水的Δf G= -228.6 kJmol-1,ΔrS= -44.4 Jmol-1K-1, 則其Δf H為_(kāi)________________________。
5、27℃時(shí),將100g Zn溶于過(guò)量稀硫酸中,反應(yīng)若分別在開(kāi)口燒杯和密封容器中進(jìn)行,哪種情況放熱較多?多出多少?
6、已知下列反應(yīng)的焓變?yōu)椋?
H2 (g) +I2 (s) = HI (g) Δr H = 25.9 kJmol-1
H2 (g) = H (g) Δr H = 218 kJmol-1
I2 (g) = I (g) Δr H = 75.7 kJmol-1
I2 (s) = I2 (g) Δr H = 62.3 kJmol-1
計(jì)算反應(yīng) H (g) + I (g) = HI (g) 的焓變?chǔ) H。
7、100 g鐵粉在25℃溶于鹽酸生成氯化亞鐵(FeCl2),
(1) 這個(gè)反應(yīng)在燒杯中發(fā)生;
(2) 這個(gè)反應(yīng)在密閉貯瓶中發(fā)生;兩種情況相比, 哪個(gè)放熱較多? 簡(jiǎn)述理由。
8、已知:
BaO(s)+ H2O(l)= Ba(OH)2(s) △H = -103 kJmol-1
Ba(OH)2(s) + aq = Ba2+(aq)+ 2OH-(aq) △H = -52 kJmol-1
Ba(OH)28H2O(s)+ aq = Ba2+(aq)+ 2OH-(aq)+ 8H2O △H = + 64 kJmol-1
請(qǐng)回答下列問(wèn)題,若能,給出答案;若不能,簡(jiǎn)述原因。
(1)能求得BaO(s)的溶解熱嗎?
(2)能求得Ba(OH)2(s)轉(zhuǎn)變成Ba(OH)28H2O(s)能量變化嗎?
(3)能求得“O2-”(s)+ H2O(l)= 2OH-(s)的能量變化嗎?
(4)能求得“O2-”(s)+ aq = 2OH-(s)的能量變化嗎?
9、如果將10 g金屬鋰置于100 g 0℃的冰塊上,試確定:100℃時(shí),由溶液中沉淀的氫氧化鋰的一水合物的質(zhì)量。
反應(yīng)按下式進(jìn)行:2 Li(s)+ 2 H2O(l) = 2 LiOH(s)+ H2(g);△H = -398.2 kJmol-1
由于跟周圍的介質(zhì)交換,溶解時(shí)熱效應(yīng)為0,冰的熔化熱為330 kJkg-1,水的比熱為4.200 kJkg-1K-1,水的汽化熱為2 300 kJkg-1,LiOH的比熱為49.58 Jmol-1K-1,100℃時(shí),一水合氫氧化鋰的溶解度為19.1 g。
10、反應(yīng)H2(g) + N2(g) = NH3(g) 在298K、101 kPa下能否自發(fā)進(jìn)行?
(已知:△f G= -16.5 kJmol-1)
11、通常中和熱、溶解熱等測(cè)定是在一種恒壓絕熱的量熱計(jì)(又叫杜瓦瓶)中進(jìn)行。已知:△f H= -286 kJmol-1,△f H= -230 kJmol-1。欲測(cè)弱酸與強(qiáng)堿反應(yīng)的中和熱,進(jìn)行下列實(shí)驗(yàn):
第一步,量照計(jì)熱容量的測(cè)定。先在杜瓦瓶中裝入350 mL 0.2 molL-1 HCl溶液,在另一帶活塞的小儲(chǔ)液管中裝入35mL 0.2 molL-1 NaOH溶液,并將儲(chǔ)液管放入杜瓦瓶酸液中,測(cè)定反應(yīng)前溫度為23.20℃,然后快速拔去活塞,使堿液與酸混合并攪拌,測(cè)得反應(yīng)后最高溫度為28.33℃。
第二步,以350 mL 0.2 molL-1 HAc標(biāo)準(zhǔn)溶液代替鹽酸,重復(fù)上述操作,測(cè)得反應(yīng)前后溫度分別為23.33℃和27.64℃。
(1)求HAc與NaOH的中和熱(kJmol-1);
(2)求HAc的電離熱(kJmol-1)。
12、將金屬鎂粉在純氮?dú)庵屑訜幔玫組g3N2和剩余Mg的混合物。經(jīng)測(cè)定,混合物中含氮為18.73 %。在25℃、101.3 kPa下:
①將149.5 g混合物加到過(guò)量的稀鹽酸中,放熱2129.8 J,且放出的氫氣被水蒸氣飽和。
②將1.00 mol Mg放入與①同量的稀鹽酸中(也是過(guò)量),放熱467.2 kJ,放出的氫氣也被水蒸氣飽和;
③將1.00 mol氣態(tài)氨溶于與①同量的稀鹽酸中,放熱87.9 kJ。
已知:△f H= -46.1 kJmol-1,25℃、101.3 kPa時(shí)水的飽和蒸氣壓為23.0 mmHg,水的摩爾蒸發(fā)熱為43.93 kJmol-1。相對(duì)原子質(zhì)量:N:14.0,Mg:24.3。試回答下列問(wèn)題:
(1)寫(xiě)出有關(guān)相應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式;
(2)求 △f H(298 K)的值。
13、合成氨造氣工段生產(chǎn)水煤氣是將水蒸氣通過(guò)熾熱的炭,其反應(yīng)為:
C(s)+ H2O(g)CO(g)+ H2(g)
(1)設(shè)造氣爐溫度為1100℃,求此溫度下反應(yīng)的△rU、△rH。
(2)把制得的50 kg水煤氣(CO︰H2 = 1︰1)送進(jìn)101.3 kPa、100℃的氣柜儲(chǔ)存,求此過(guò)程中Q、W、△U、△H。已知298 K時(shí)有關(guān)物質(zhì)的熱力學(xué)數(shù)據(jù)如下:
C(s)
H2O(g)
CO(g)
H2(g)
△f H(kJmol-1)
-241.8
-110.5
C/(Jmol-1K-1)
8.64
33.58
29.14
28.84
14、試判斷反應(yīng):2NaHCO3 (s)= Na2CO3 (s)+ CO2 (g)+ H2O (g)
(1)298K標(biāo)態(tài)下反應(yīng)的自發(fā)方向;(2)反應(yīng)方向逆轉(zhuǎn)的溫度條件。
已知298K時(shí)下列熱力學(xué)數(shù)據(jù):
NaHCO3 (s)
Na2CO3 (s)
CO2 (g)
H2O (g)
△f G/kJmol-1
-852
-1048
-394.36
-228.59
△f H/kJmol-1
-948
-1130.8
-393.51
-241.82
S/Jmol-1K-1
102
135
214
189