1.熱力學(xué)基本概念化學(xué)基礎(chǔ)主講人：項(xiàng)朋志熱力學(xué)基本概念直到17世紀(jì)末還未能夠正確區(qū)分溫度和熱量這兩個(gè)基本概念的本質(zhì)。↙冷↙熱↙熱力學(xué)基本概念在當(dāng)時(shí)流行的“熱質(zhì)說”統(tǒng)治下，人們誤認(rèn)為物體的溫度高是由于儲(chǔ)存的“熱質(zhì)”數(shù)量多。1709—1714年華氏溫標(biāo)和1742—1745年攝氏溫標(biāo)的建立，才使測(cè)溫有了公認(rèn)的標(biāo)準(zhǔn)。隨后又發(fā)展了量熱技術(shù)，為科學(xué)地觀測(cè)熱現(xiàn)象提供了測(cè)試手段，使熱學(xué)走上了近代實(shí)驗(yàn)科學(xué)的道路。123熱力學(xué)的發(fā)展歷史↙熱力學(xué)基本概念熱力學(xué)的發(fā)展歷史馮·朗福德觀察到用鉆頭鉆炮筒時(shí)，消耗機(jī)械能的結(jié)果使鉆頭和筒身都升溫。1798年邁爾提出了能量守恒理論，認(rèn)定熱是能的一種形式，可與機(jī)械能互相轉(zhuǎn)化，并且從空氣的定壓比熱容與定容比熱容之差計(jì)算出熱功當(dāng)量。1842年英國(guó)人戴維用兩塊冰相互摩擦致使表面融化，這顯然無法由“熱質(zhì)說”得到解釋。1799年英國(guó)物理學(xué)家焦耳于1840年建立了電熱當(dāng)量的概念，1842年以后用不同方式實(shí)測(cè)了熱功當(dāng)量。1840年12345焦耳的實(shí)驗(yàn)結(jié)果已使科學(xué)界徹底拋棄了“熱質(zhì)說”這個(gè)理論，公認(rèn)能量守恒、而且能的形式可以互相轉(zhuǎn)換，那么熱力學(xué)第一定律為一種客觀的自然規(guī)律。1850年系統(tǒng)熱力學(xué)基本概念環(huán)境物質(zhì)世界是無窮盡的，研究問題只能選取其中的一部分。↙熱力學(xué)基本概念1系統(tǒng)系統(tǒng)是被人為地劃定作為研究對(duì)象的物質(zhì)（又稱為體系或物系）。?

環(huán)境指的是體系邊界之外的，并且與體系之間產(chǎn)生相互作用和相互影響的部分，

這個(gè)稱為環(huán)境。系統(tǒng)具有邊界，這一邊界可以是實(shí)際上的界面，也可以是人為確定的用來劃定研究對(duì)象的一種空間范圍。那么系統(tǒng)就是由大量微觀粒子組成的宏觀的集合體。2環(huán)境↙熱力學(xué)基本概念體系與環(huán)境之間，按照物質(zhì)交換和能量交換的不同，我們可以把體系又分為以下幾類：與環(huán)境既有物質(zhì)交換又有能量交換。敞開系統(tǒng)例如：一個(gè)敞開的盛有一定量水的廣口瓶，這就是敞開系統(tǒng)。因?yàn)檫@時(shí)候瓶?jī)?nèi)既有水的不斷蒸發(fā)和氣體的溶解；又可以有水和環(huán)境間的熱量交換。指的是與環(huán)境無物質(zhì)交換但是有能量交換。封閉系統(tǒng)例如：我們對(duì)盛有水的廣口瓶上我們加一個(gè)塞子，這時(shí)候它的系統(tǒng)即成為封閉系統(tǒng)。因?yàn)檫@是水的蒸發(fā)和氣體的溶解只限在瓶?jī)?nèi)進(jìn)行，體系和環(huán)境間僅有熱量的交換。↙熱力學(xué)基本概念與環(huán)境既無物質(zhì)交換又無能量交換。孤立系統(tǒng)例如：將水盛在加塞的保溫瓶中，那么假設(shè)這個(gè)保溫瓶是一個(gè)理想的保溫瓶，那么這個(gè)體系就是孤立系統(tǒng)。如果一個(gè)體系不是孤立系統(tǒng)，只要把與此體系有物質(zhì)和能量交換的那一部分環(huán)境，統(tǒng)統(tǒng)加到這個(gè)體系中，就組成了一個(gè)新的體系，這個(gè)新的體系可以稱之為孤立系統(tǒng)。狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)熱力學(xué)中，體系的性質(zhì)確定了體系的狀態(tài)。體系的狀態(tài)是體系一切性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。性質(zhì)是指溫度、壓力、體積、物質(zhì)狀態(tài)，物態(tài)的量、等等。↙熱力學(xué)基本概念狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)當(dāng)體系的所有性質(zhì)各具有確定的值并且不再隨時(shí)間的變化時(shí)，那么體系就處于一定的狀態(tài)。如果體系有一種性質(zhì)產(chǎn)生了變化，則體系的狀態(tài)也發(fā)生了變化。?

狀態(tài)一定，狀態(tài)函數(shù)就一定了。即體系處于一定的狀態(tài)時(shí)，那么狀態(tài)函數(shù)就有確定的值，而當(dāng)體

系的狀態(tài)發(fā)生變化時(shí)，狀態(tài)函數(shù)也要發(fā)生相應(yīng)的變化，并且其變化值完全由始態(tài)和終態(tài)決定的，

而與狀態(tài)變化的途徑是無關(guān)的。能夠確定了體系狀態(tài)的物理量稱之為狀態(tài)函數(shù)。?

在循環(huán)過程當(dāng)中，狀態(tài)函數(shù)的變化為零。因?yàn)檠h(huán)狀態(tài)過程當(dāng)中，它的始態(tài)和終態(tài)是一樣的，并

且各個(gè)狀態(tài)函數(shù)它是相互制約的，例如壓強(qiáng)，氣體的體積以及溫度等等。過程體系狀態(tài)變化稱之為過程。過程進(jìn)行的具體分為途徑。變化的前體系所處的狀態(tài)稱為初始狀態(tài)（初態(tài)），變化后體系所處的狀態(tài)稱之為最終狀態(tài)（終態(tài)）。體系從同一始態(tài)變化到同一終態(tài)，它可以經(jīng)過各種不同的途徑。↙熱力學(xué)基本概念過程中始態(tài)、終態(tài)和環(huán)境的溫度是相同的（也就是△T=0），并且該過程當(dāng)中始終保持這個(gè)溫度。等溫變化和等溫過程這是兩個(gè)不同的物理量，它只是強(qiáng)調(diào)了始態(tài)和終態(tài)的溫度相同，而對(duì)于過程當(dāng)中的溫度是不作任何要求的。1.等溫過程2.等壓過程指的是過程中的始態(tài)、終態(tài)和環(huán)境的壓力相等（也就是△P=0）。等壓變化和等壓過程也是不同的，它只強(qiáng)調(diào)始態(tài)和終態(tài)的壓力相同，而對(duì)于過程當(dāng)中的壓力不作任何要求。過程↙熱力學(xué)基本概念等容過程也是始態(tài)、終態(tài)體積相等，并且過程當(dāng)中能夠始終保持這個(gè)體積（也就是一種密閉體積，△V=0）。3.等容過程4.絕熱過程指的是過程中系統(tǒng)和環(huán)境沒有熱量交換。（△Q=0）過程等溫過程過程等壓過程等容過程絕熱過程廣度性質(zhì)兩個(gè)性質(zhì)強(qiáng)度性質(zhì)廣度性質(zhì)兩個(gè)性質(zhì)它的量有加合性。比方說質(zhì)量和體積強(qiáng)度性質(zhì)沒有加合性。溫度，壓力等等↙熱力學(xué)基本概念相系統(tǒng)中物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)完全相同，而與其他部分有明確界面分隔開的任何均勻部分就稱之為相。NaCl的水溶液、碘酒、天然氣、金剛石只含有一個(gè)相的系統(tǒng)叫做均相系統(tǒng)或者稱為單相系統(tǒng)。相可由純物質(zhì)或均勻混合物組成。相可以是氣、液、固等不同形式的集聚狀態(tài)。↙熱力學(xué)基本概念相系統(tǒng)內(nèi)可能有兩個(gè)或者是多個(gè)相，相與相之間有界面分開，這種系統(tǒng)叫做非均相系統(tǒng)或者稱為多相系統(tǒng)。一杯水中浮有幾塊冰，水面上還有水蒸氣和空氣的混合氣體，三相系統(tǒng)油浮在水面上的系統(tǒng)，兩相系統(tǒng)為了書寫方便，通常用g代表氣體，l代表液體，s代表固體，用aq表示水溶液。

思考題狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)是什么?2.熱力學(xué)定律化學(xué)基礎(chǔ)熱力學(xué)定律熱力學(xué)第一定律是能量守恒原理的一種表達(dá)方式。該定律表明：在一個(gè)熱力學(xué)系統(tǒng)內(nèi)，能量可以轉(zhuǎn)換，也就是說可以從一種形式轉(zhuǎn)換為另一種形式，但不能夠自行產(chǎn)生，也不能毀滅。ΔU=Q+W一個(gè)系統(tǒng)的內(nèi)能的改變等于供給系統(tǒng)的熱量加上系統(tǒng)對(duì)外環(huán)境所作的功。熱力學(xué)第一定律是生物，物理、化學(xué)等學(xué)科的一個(gè)非常重要的定律。↙熱力學(xué)第一定律的歷史熱力學(xué)第一定律與能量守恒定律有著極其密切的關(guān)系。德國(guó)物理學(xué)家邁爾在1840年2月到1841年2月作為船醫(yī)遠(yuǎn)航到印度尼西亞。他從船員靜脈血的顏色不同，發(fā)現(xiàn)體力和體熱是來源于食物中所含的化學(xué)能。0102于是他提出了如果動(dòng)物體能的輸入同支出如果存在一個(gè)平衡，那么這個(gè)形式上就應(yīng)該存在著能量的守恒。他由此受到啟發(fā)，去探索熱和機(jī)械功的關(guān)系。03他將自己的發(fā)現(xiàn)寫成了《論力的量和質(zhì)的測(cè)定》一文，但他的觀點(diǎn)缺少精確的實(shí)驗(yàn)論證，論文沒能發(fā)表（直到1881年他逝世以后才發(fā)表）。04邁爾很快覺察到這篇論文的缺陷，并且發(fā)奮進(jìn)一步學(xué)習(xí)數(shù)學(xué)和物理學(xué)。在1842年他發(fā)表了《論無機(jī)性質(zhì)的力》這篇論文，表述了物理、化學(xué)過程當(dāng)中各種力（或者能）的轉(zhuǎn)化和守恒的思想。熱力學(xué)第一定律的歷史德國(guó)物理學(xué)家邁爾邁爾是歷史上第一個(gè)提出了能量守恒定律并計(jì)算出熱功當(dāng)量的人。但1842年發(fā)表的這篇科學(xué)杰作當(dāng)時(shí)未受到重視。以后的英國(guó)杰出的物理學(xué)家焦耳、德國(guó)物理學(xué)家亥姆霍茲等又在他的基礎(chǔ)上各自獨(dú)立地發(fā)表了能量守恒定律。1843年8月21日焦耳在英國(guó)科學(xué)協(xié)會(huì)數(shù)理組會(huì)宣讀了《論磁電的熱效應(yīng)及熱的機(jī)械值》論文，強(qiáng)調(diào)了自然界的能是等量轉(zhuǎn)換的、不會(huì)消失的，哪里消耗了機(jī)械能或者是電磁能，總在某些地方能夠得到相當(dāng)?shù)臒?。↙熱力學(xué)第一定律公式ΔU=Q+WΔU表征的是熱力學(xué)系統(tǒng)能量的一個(gè)概念，也稱為內(nèi)能。通過作功和傳熱，系統(tǒng)與外界交換能量，使內(nèi)能有所變化。根據(jù)普遍的能量守恒定律，系統(tǒng)由初態(tài)經(jīng)過任意過程達(dá)到了終態(tài)，那么內(nèi)能的增量ΔU就應(yīng)該是在該過程當(dāng)中外界對(duì)系統(tǒng)傳遞的熱量Q和絕對(duì)外界做功的差值，也就是UⅡ－UⅠ=ΔU。↙熱力學(xué)第一定律公式熱力學(xué)第一定律的表達(dá)式如果除作功、傳熱之外，還有因物質(zhì)從外界進(jìn)入系統(tǒng)而帶來的能量Z，那么熱力學(xué)第一定律可以表示為ΔU=Q+W+Z。ΔU=Q+W

或

Q=ΔU-W上述的ΔU、W、Q、Z既可能是正值，也可能是負(fù)值。↙熱力學(xué)第一定律公式熱力學(xué)第一定律的表達(dá)式ΔU=Q+W

或

Q=ΔU-W

對(duì)于無限小的過程當(dāng)中，熱力學(xué)第一定律的微分表達(dá)式為dU=δQ+δW因?yàn)閁是狀態(tài)函數(shù)，所以dU是全微分。Q、W是過程量，δQ和δW只表示微小量并非全微分，用符號(hào)δ以示區(qū)別。又因?yàn)棣或者是dU只涉及到初、終態(tài)，只要求系統(tǒng)的初、終態(tài)是平衡態(tài)，它與中間的狀態(tài)是無關(guān)的。因此對(duì)于準(zhǔn)靜態(tài)過程來說，就有δQ=dU+pdV。熱力學(xué)第二定律1.克勞修斯表述不可能把熱量從低溫物體傳向高溫物體而不引起其它的變化。按照能量守恒定律，熱和功應(yīng)該是等價(jià)的，可是按照卡諾的理論，熱和功又并不是完全相同的，因而功可以完全變成熱而不需要任何條件，但是反過來熱產(chǎn)生功則必須伴隨有熱向冷的耗散。熱力學(xué)第二定律英國(guó)物理學(xué)家開爾文他在1849年一篇論文中說到：“熱的理論需要進(jìn)行認(rèn)真修改，必須尋找新的實(shí)驗(yàn)事實(shí)?！蓖瑫r(shí)代的克勞修斯也認(rèn)真研究了這些問題，他敏銳地看到不和諧是存在于卡諾理論的內(nèi)部。他指出卡諾理論中關(guān)于熱產(chǎn)生的功必須伴隨著熱向冷的傳遞的結(jié)論是正確的，而熱的量（也就是熱質(zhì)）不發(fā)生變化則是不對(duì)的?？藙谛匏乖?850年發(fā)表的論文中提出，在熱的理論中，除了能量守恒定律之外，還必須補(bǔ)充另外一條基本定律：“沒有某種動(dòng)力的消耗或者是其他變化，是不可能使熱從低溫轉(zhuǎn)移到高溫。”↙熱力學(xué)第二定律開爾文表述不可能制成一種循環(huán)動(dòng)作的熱機(jī)，從單一熱源取熱，使之完全變?yōu)楣Χ灰鹌渌淖兓?。（從能量消耗的角度來說）開爾文的表述還可以表述成：第二類永動(dòng)機(jī)是不可能實(shí)現(xiàn)的。?

開爾文的表述更直接指出了第二類永動(dòng)機(jī)不可能性。?

第二類永動(dòng)機(jī)：從海水當(dāng)中吸取熱量，利用這些熱量做功的機(jī)器。↙熱力學(xué)第二定律第二類永動(dòng)機(jī)指某些人提出的一個(gè)設(shè)想，就是說從海水當(dāng)中吸取熱量，利用這些熱量做功的機(jī)器。這種想法，從熱力學(xué)第一定律來看，并不違背能量守恒定律，因?yàn)樗暮Ｋ膬?nèi)能。?

大海是如此浩瀚，整個(gè)海水的溫度只要降低一點(diǎn)點(diǎn)，它釋放出的熱量就是天文數(shù)字，對(duì)于人類來說，海水是取之不盡、用之不竭的能源，因此這類設(shè)想中的機(jī)器又被稱為第二類永動(dòng)機(jī)。?

而從海水吸收的熱量做功，就是需要從單一熱源吸取熱量使之完全轉(zhuǎn)變?yōu)橛杏霉Σ⑶也划a(chǎn)生其他影響，開爾文指出這個(gè)設(shè)想是不可能實(shí)現(xiàn)的，也就是說第二類永動(dòng)機(jī)是不可能制成的。熵增加原理孤立系統(tǒng)的熵永不會(huì)自動(dòng)減少，熵在可逆過程中是不變的，在不可逆過程當(dāng)中是增加的。↙熵增加原理是熱力學(xué)第二定律的又一種表述，它比開爾文、克勞修斯表述更為概括地指出了不可逆過程的進(jìn)行方向；同時(shí)，他又更深刻地指出了熱力學(xué)第二定律是由大量分子無規(guī)則運(yùn)動(dòng)所具有的統(tǒng)計(jì)規(guī)律，因此只適用于大量分子構(gòu)成的系統(tǒng)，不適用于單個(gè)分子或少量分子構(gòu)成的系統(tǒng)。熵增加原理也就是說，在孤立系統(tǒng)中對(duì)可逆過程，系統(tǒng)的熵總是保持不變的；對(duì)于不可逆過程，系統(tǒng)的熵值是增加的。熵增加原理?

熵的增加表示系統(tǒng)從幾率小的狀態(tài)向幾率大的狀態(tài)演變，也就是從比較有規(guī)則的、有秩序的狀態(tài)向無規(guī)則，更無秩序的狀態(tài)演變。熵體現(xiàn)了系統(tǒng)的統(tǒng)計(jì)性質(zhì)。↙小結(jié)熱力學(xué)第二定律說明：熱量可以自發(fā)地從較高的溫度傳遞到較低的溫度，但不可能自發(fā)地從較低的溫度傳到較高的溫度（克勞修斯的一個(gè)表述）；熱力學(xué)第一定律實(shí)際上就是能量守恒一個(gè)表述兩物體相互摩擦的結(jié)果使功轉(zhuǎn)變?yōu)闊?，但卻不可能將這摩擦熱重新轉(zhuǎn)變化成功而不產(chǎn)生其他的影響雖然其逆過程仍然符合熱力學(xué)第一定律，但卻不能夠自發(fā)地進(jìn)行。熱力學(xué)第一定律未解決能量轉(zhuǎn)移過程中的方向、條件和限度問題，這恰恰是由熱力學(xué)第二定律所規(guī)定的。因此這兩個(gè)定律是相互補(bǔ)充的。對(duì)于擴(kuò)散、滲透、混合、燃燒、電熱和磁滯等熱力學(xué)過程思考題熱力學(xué)第一定律，第二定律的區(qū)別和聯(lián)系分別是什么?熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向化學(xué)基礎(chǔ)熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向一、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,稱之為化學(xué)反應(yīng)熱,簡(jiǎn)稱為反應(yīng)熱或者是反應(yīng)焓。↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向1恒容的反應(yīng)熱在恒容反應(yīng)中體系所吸收的熱量,全部用來改變體系的內(nèi)能，即：ΔU=Qv?ΔU=Q+W，在恒容過程當(dāng)中，W=0，所以ΔU=Qv。為什么ΔU=Qv2摩爾熱容?

摩爾熱容分為兩種，一個(gè)是摩爾等壓熱容Cp，另一個(gè)是摩爾等容熱容Cv，這兩個(gè)熱容單位都是m（J·K-1·mol-1）。↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向3恒壓反應(yīng)熱恒壓反應(yīng)熱是在恒壓反應(yīng)中體系所吸收的熱量,全部用來改變體系的熱焓，即：Qp=U2-U1+P2V2-P1V1Qp=ΔU+PΔV↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向3恒壓反應(yīng)熱恒壓反應(yīng)熱是在恒壓反應(yīng)中體系所吸收的熱量,全部用來改變體系的熱焓，即：Qp=ΔU+PΔVQp=U2-U1+P2V2-P1V1（）Qp=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）?

假設(shè)令H=U+PV，那么以上的式子可以寫為Qp=ΔH，那么這里面的Qp就稱為恒壓熱，跟剛才的Qv恒容熱相對(duì)應(yīng)。↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向4反應(yīng)進(jìn)度νAA+νBB=νGG+νHH?

對(duì)于B、G、H來說都是類似的，那么這個(gè)概念就稱之為反應(yīng)進(jìn)度。?

式中ν為各物質(zhì)的計(jì)量數(shù)，反應(yīng)未開始時(shí)，假設(shè)各物質(zhì)的物質(zhì)量分別為n0，反應(yīng)進(jìn)行到某一時(shí)刻，各物質(zhì)的量分別為n：那么反應(yīng)進(jìn)度可以定義為：ξ=[n0（A-n（A）]/νA↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向4反應(yīng)進(jìn)度?ΔnRT=0的時(shí)候它們是相同的。?

通過熱力學(xué)第一定律，發(fā)現(xiàn)Qp=Qv+ΔnRT，這里面Qp和Qv關(guān)系就是相隔一個(gè)ΔnRT的表達(dá)式。Qp和Qv，兩者有什么關(guān)系呢？什么時(shí)候Qp和Qv是相同的呢？因?yàn)镼p=ΔrHmΔrHm=ΔrUm+ΔνRTΔn指反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的計(jì)量數(shù)的改變值對(duì)于熱力學(xué)當(dāng)中一個(gè)非常重要的概念蓋斯定律而言，那么在講蓋斯定律之前有必要說一說熱化學(xué)方程式。↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向熱化學(xué)方程式熱化學(xué)方程式表示出反應(yīng)熱效應(yīng)的化學(xué)方程式。?

要注明反應(yīng)條件，例如溫度和壓強(qiáng)，這是需要注明的，如果是在298K和一個(gè)標(biāo)準(zhǔn)大氣壓下可以不注明。在書寫的時(shí)候要注意?

還需要注明的是物質(zhì)的聚集狀態(tài)或晶型，方程式的配平系數(shù)只表示計(jì)量數(shù)，而不表示具體的分子數(shù)，因此它可以用分?jǐn)?shù)表示，但計(jì)量數(shù)不同，所導(dǎo)致的反應(yīng)熱效應(yīng)也是不同的。蓋斯定律一個(gè)化學(xué)反應(yīng)若能分解成幾步來完成，那么總反應(yīng)的焓變將等于各步分反應(yīng)的焓變之和（也就是說一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不論是一步完成，還是分?jǐn)?shù)步完成，其熱效應(yīng)是相同的）。↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向生成熱某溫度下,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1mol該物質(zhì)的熱效應(yīng),就稱之為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱，簡(jiǎn)稱標(biāo)準(zhǔn)生成熱(或者是生成熱)。ΔfHmθ處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下那么各元素，最穩(wěn)定單質(zhì)所對(duì)應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱是多少呢？?

ΔfHmθ=0↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)對(duì)于純固體和純液體來說，那么溶液中的物質(zhì)A，其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)通常指的是mA=1mol·kg-1；對(duì)氣相物質(zhì)來說，其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是pi=1.013×105Pa。ΔfHmθ標(biāo)準(zhǔn)生成熱的應(yīng)用有哪些呢？?

我們可以用它來進(jìn)行反應(yīng)熱的計(jì)算，通常一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，它的反應(yīng)熱可以計(jì)算為生成物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱-反應(yīng)物的摩爾生成熱。↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向燃燒熱在一個(gè)標(biāo)準(zhǔn)大氣壓下,1mol物質(zhì)完全燃燒所對(duì)應(yīng)的熱效應(yīng),稱之為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒熱.簡(jiǎn)稱為標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱(或者是燃燒熱)。ΔcHmθ燃燒熱終點(diǎn)（牢牢掌握）?

碳對(duì)應(yīng)的是二氧化碳?xì)怏w，氫對(duì)應(yīng)的是液態(tài)水，硫?qū)?yīng)的是二氧化硫，氮對(duì)應(yīng)的是二氧化氮?dú)怏w，氯對(duì)應(yīng)的是氯化氫，aq也就是溶液狀態(tài)。在熱化學(xué)計(jì)算時(shí)有什么用呢？ΔcHmθ可以用來計(jì)算反應(yīng)熱反應(yīng)熱=反應(yīng)物的燃燒熱之和-生成物的燃燒熱之和。↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向從鍵能估算反應(yīng)熱化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：反應(yīng)物分子中化學(xué)鍵的斷裂與生成物分子中化學(xué)鍵的形成.也就是舊鍵的斷裂和新鍵的形成過程當(dāng)中的熱效應(yīng)的綜合結(jié)果。反應(yīng)熱=反應(yīng)物的鍵能之和-生成物的鍵能之和反應(yīng)熱可以通過鍵能可以估算反應(yīng)熱化學(xué)反應(yīng)的方向↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向熵熵是一種狀態(tài)函數(shù)

熱力學(xué)把描述體系混亂度的狀態(tài)函數(shù)稱之為熵。S=klnΩ?

Ω表示的是微觀狀態(tài)數(shù)，k是一個(gè)常數(shù)。?

微觀狀態(tài)數(shù)越多，表明體系的狀態(tài)的混亂度越大，熵值越大。可逆：ΔS=Qr/T?

Qr代表的是可逆途徑的熱，T是它的溫度。?

所以熵變可以稱之為可逆途徑的熱溫熵。熱力學(xué)第三定律標(biāo)準(zhǔn)熵?zé)崃W(xué)第三定律在0K時(shí)任何完整的晶體中，原子或分子中只有一種排列形式，即只有唯一的微觀狀態(tài)，其熵值為零。標(biāo)準(zhǔn)熵從熵值為零變化到p=100kpa壓強(qiáng)下，如果溫度為T，這個(gè)過程的熵變值為物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾的絕對(duì)熵值，也就是以0k作為基準(zhǔn)的。Smθ標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變

=

生成物的標(biāo)準(zhǔn)熵之和-反應(yīng)物的標(biāo)準(zhǔn)熵之和↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向通常氣體的熵值大于液體大于固體，溫度如果越高，熵值就越大。同一物質(zhì)聚集狀態(tài)相同時(shí)復(fù)雜分子比簡(jiǎn)單分子熵值大；結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)來說，相對(duì)分子質(zhì)量大的熵值大?；瘜W(xué)反應(yīng)趨向于熵值增加的方向，也就是趨向于ΔrS＞0。熵變↙熱力學(xué)計(jì)算以及反應(yīng)的方向W非是指非體積功，G是指體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反應(yīng)過程中G的減少量，也就是-ΔG