2.化学反应的4与41L的关系 A,B(1=△,L(+p4V≈△1l()(无气相物质的化学反应体系) ∑v(g A H(D=A,U(n+ RT B (有气相物质的化学反应体系) 3.化学反应摩尔焓变△H与温度的关系 Kirchhoff公式 dAH2=∑ vB CpmB)d? 12()=4212(2983+ 2vBCpm dT 4.计算2H 物质的标准态:热力学规定:温度为T,p=100kPa的纯物质状态,即p下的纯固体 纯液体状态:p下的纯气体的理想气体状态 标准摩尔生成焓( standard molar enthalpy of formation):指定温度T及标准状 态下,由稳定单质生成1mol产物时的反应焓变,称作标准摩尔生成焓,符号△rH翻。 △H(T)=∑n△rHm(B,T) 标准摩尔燃烧焓( standard molar enthalpy of combustion):指定温度T及标准状 态下,燃烧1mol有机化合物时的反应热称作该化合物的标准摩尔燃烧焓,符号△sH △,2(T)=2y2,(B,T) ecc定律 个化学反应不管一步完成或几步完成,反应的热效应是相同的。 ecc定律不仅适用于反应热的计算,而且适用于一切状态函数变化值的计算。 5.自发过程及其不可逆性 (1)自发过程( spontaneous process):不靠外力就能自动进行的过程。自发过程 都有确定的方向,它的逆过程绝不会自发进行。若靠外力干涉,使原过程逆相进行,体系恢 复原状,则在环境中会留下无论如何也不能消除的后果。这种不能消除的后果就是自发过程 的不可逆性。即一切自发过程都是不可逆的。 (2)可逆过程( reversible process):可逆过程是由一连串近平衡态的微小变化组成 的。变化的动力与阻力相差无限小,因而可逆变化进行的无限缓慢 循原过程相反方向无限缓慢变化,可使体系与环境同时恢复原状,可逆过程的后果是可 以消除
2. 化学反应的ΔrHm 与ΔrUm 的关系 ΔrHm(T)=ΔrUm(T) + pΔV ≈ΔrUm(T)（无气相物质的化学反应体系） ΔrHm(T)=ΔrUm(T) + RT （有气相物质的化学反应体系） 3. 化学反应摩尔焓变ΔrHm 与温度的关系 Kirchhoff 公式 4.计算 物质的标准态：热力学规定：温度为 T，p =100kPa 的纯物质状态，即 p 下的纯固体、 纯液体状态；p 下的纯气体的理想气体状态。 标准摩尔生成焓（standard molar enthalpy of formation）：指定温度 T 及标准状 态下，由稳定单质生成 1mol 产物时的反应焓变，称作标准摩尔生成焓，符号 。 标准摩尔燃烧焓 (standard molar enthalpy of combustion)：指定温度 T 及标准状 态下，燃烧 1mol 有机化合物时的反应热称作该化合物的标准摩尔燃烧焓，符号 Гecc 定律 一个化学反应不管一步完成或几步完成，反应的热效应是相同的。 Гecc 定律不仅适用于反应热的计算，而且适用于一切状态函数变化值的计算。 5．自发过程及其不可逆性 （1）自发过程（spontaneous process）：不靠外力就能自动进行的过程。自发过程 都有确定的方向，它的逆过程绝不会自发进行。若靠外力干涉，使原过程逆相进行，体系恢 复原状，则在环境中会留下无论如何也不能消除的后果。这种不能消除的后果就是自发过程 的不可逆性。即一切自发过程都是不可逆的。 （2）可逆过程(reversible process)：可逆过程是由一连串近平衡态的微小变化组成 的。变化的动力与阻力相差无限小，因而可逆变化进行的无限缓慢。 循原过程相反方向无限缓慢变化，可使体系与环境同时恢复原状，可逆过程的后果是可 以消除的
可逆过程中,体系对环境做功最大,环境对体系做功最小 过程在热力学上是否可逆,最终归结为过程热功的转换问题。由于热不能完全变为功 所以凡是涉及热的过程都是不可逆的。 1.2.7热力学第二定律 Kelvin表述:“不可能从单一热源取热使之完全变为功而不产生其它变化”。单一热 源取热使之完全变为功虽不违背热力学第一定律,但涉及热功转换现象。此表述也可说成“第 二类永动机不可能制成” Clausius表述:“热不能自动地由低温热源传到高温热源而不发生其它变化”。 两种表述都断言:一切实际过程都是不可逆的。 1.2..8熵( entropy) 熵是体系的性质,状态函数,以符号S表示 式中,2为可逆过程的热,T是可逆过程体系的温度。 熵的微观解释:体系任一平衡的宏观状态都与一定的微观状态数,即称混乱度相对应。 混乱度()( disorder)、微观状态数( number of complexion)是体系的单值函数,熵与 混乱度的关系可由波兹曼( Boltzman)公式表示, s=kIn 2 2. Clausius(克劳修斯)不等式( Clausius inequality) △S≥ ∑ “=”适用于可逆过程,“>”适用于不可逆过程。该不等式表示:可逆过程的热温商>令 等于过程的熵变dS;不可逆过程的热温商T小于过程的熵变dS 3.熵增加原理 将 Clausius不等式用于孤立体系时有T=0 所以(dS)≥0不等式表示自发过程 等式表示可逆过程
可逆过程中，体系对环境做功最大，环境对体系做功最小。 过程在热力学上是否可逆，最终归结为过程热功的转换问题。由于热不能完全变为功， 所以凡是涉及热的过程都是不可逆的。 1.2.7 热力学第二定律 Kelvin 表述：“不可能从单一热源取热使之完全变为功而不产生其它变化”。单一热 源取热使之完全变为功虽不违背热力学第一定律，但涉及热功转换现象。此表述也可说成“第 二类永动机不可能制成”。 Clausius 表述：“热不能自动地由低温热源传到高温热源而不发生其它变化”。 两种表述都断言：一切实际过程都是不可逆的。 1.2..8 熵（entropy） 熵是体系的性质，状态函数，以符号 S 表示。 式中， 为可逆过程的热，T 是可逆过程体系的温度。 熵的微观解释：体系任一平衡的宏观状态都与一定的微观状态数，即称混乱度相对应。 混乱度（Ω）(disorder)、微观状态数（number of complexion）是体系的单值函数，熵与 混乱度的关系可由波兹曼(Boltzman)公式表示， S = klnΩ 2. Clausius（克劳修斯）不等式（Clausius ineauality）： 或 “=”适用于可逆过程，“＞”适用于不可逆过程。该不等式表示：可逆过程的热温商 等于过程的熵变 ；不可逆过程的热温商 小于过程的熵变 dS。 3. 熵增加原理 将 Clausius 不等式用于孤立体系时有 =0， 所以 (dS)孤≥0 不等式表示自发过程 等式表示可逆过程