化学热力学1定义将热力学的基本原理用来研究化学现象以及和化学有关的物理现象的科学2研究内容化学和物理变化中的能量转换问题化学和物理变化进行的方向和限度3研究对象宏观的由大量质点组成的体系。①统计意义，不适用于个别原子、分子。②只需知道被研究对象的起始状态，以及变化时的条件，就可进行相应的计算，不需考虑物质的微观结构和反应机理。③热力学研究不涉及速率问题。4特点是一种演绎的方法。它结合热力学三大基本定律，讨论具体对象的宏观性质。5近代化学三大基础理论化学热力学、化学动力学和物质结构理论1.1基本概念（Baseconcept）1.2热化学（thermo-chemistry）和焓（enthalpy）1.2.2焓与化学反应的热效应Ⅱ热效应1定义：等T，W非体＝02理解：注意：T1＝T2＝T环区别：热（量），广泛的没有限制的概念。热效应，是有限制的。符号：吸热为＋（positive），放热为－（negative）⑴等容热效应Qv△U＝Q－WW非体＝0恒容△V＝0W体＝P△V＝0所以QV＝△U,用弹式量热计在密闭条件下测定4标准生成焓△fHmθ(298.15k)⑴定义在恒温及标准态下，由参考态单质生成1mol该物质的反应标准焓变，称为该物质的标准生成焓。符号：△fHmθ（298.15K）⑵理解①参考单质最稳态单质如选石墨，但有例外如白磷②△fHmθ(298.15k)＝0△fHmθ(298.15k，石墨)＝0但非参考态单质的△fHm（298.15K）不为零。△fHmθ（298.15K，金刚石）＝1.897kJ.mol－1⒌盖斯定律⑴定律内容1840年瑞士籍俄国化学家盖斯（G.HHess）根据大量的实验结果归纳出一条经验规律：一个化学反应的反应如果分几步完成，则总反应的反应热等于各步反应的反应热之和。⑵适用条件适用于等压热效应或等容热效应⑶举例说明⑷不同于状态函数的性质：状态函数是针对状态而言，而盖斯定律针对反应而言。1.3化学反应的方向（direction）Ⅲ自发反应的速率能够自发进行的反应，并不意味着其反应速率一定很大。事实上有些反应其反应速率的确很大，而有些反应其反应速率却很小。如：H2+1/2O2=H2O，在室温条件下其反应速率很小，容易被误认为是一个非自发反应。事实上只要点燃或加入微量铂绒，即可发生爆炸性反应。Ⅳ自发性如何衡量？朝能量低的方向进行，显然，能量越低，体系状态越稳定；因此有人试图用焓变（△H）作为反应自发性的判据？△H＜0，自发进行；△H＞0，化学反应不能自发进行。1.3.2熵（entropy）的初步概念Ⅲ热力学第二定律孤立体系中自发过程总是朝着体系混乱度增加的方向进行，又称熵增原理。Ⅳ熵的计算⒈热力学第三定律S0K（纯净物质）=0（Ω=1）⒉标准熵⑴摩尔规定熵（Sm（T））OK→TK，因S为状态函数，体系的熵变△S＝S（TK）－S0＝S（TK）（因为S0＝0）1.3.3吉布斯自由能Ⅱ标准摩尔Gibbs自由能变△rGmθ1△rGmθ在热力学标准状态下，发生1mol反应时，反应的△rG。2标准生成吉布斯自由能△fGmθ(298.15k)定义：由参考态单质生成1mol该物质的反应标准吉布斯自由能变称为该物质的标准生成吉布斯自由能。常用△fGmθ(298.15k)单位kJ.mol-1参考态单质的△fGmθ298.15=0作为标准3用△fGmθ(298.15k)计算△rGmθ用△fGmθ(298.15k)同△fHmθ(298.15k)1.3.4吉布斯–赫姆霍兹公式及应用（Gibbs––Helmholtz）Ⅱ吉布斯自由能变与自发过程1普遍标准判据条件：温度、压强恒定△G(T)=--T△S(T)+△H(T)y=aX+ba：-△S(T)斜率；b：△H(T)截距。2四种类型