热二律的提出背景 热一律以能量守恒定律为根据,引入U、H两个热 力学函数,经W、Q、△U及AH的计算,解决变化中的 能量转换。 除此而外,另一被无机、有机、化学工程等领域共 同关心的问题: 几种放在一起的物质间是否可能发生化学反应? 若可能,变化的方向为何,在哪里停下来?

知识点： 熵 热力学第二定律、反应的标准摩尔熵变 吉布斯函数 标准平衡常数 化学平衡的移动 反应速率 速率方程、阿仑尼乌斯公式、活化能 2.1 化学反应的方向和吉布斯函数变 2.2 化学反应进行的程度和化学平衡 2.3 化学反应速率

§2.1 引言 §2.2 自发过程的特点 §2.3 热力学第二定律的经典表述 §2.4 卡诺循环 §2.5 可逆循环的热温商—“熵”的引出 §2.6 不可逆过程的热温商 §2.7 过程方向性的判断 §2.8 熵变的计算 §2.9 熵的物理意义 §2.10 功函和自由能 §2.11用F和G判断过程的方向性 §2.12 平衡的条件 §2.13 热力学函数间的重要关系式 §2.14 △G的计算 §2.15 单组分体系两相平衡——Clausius-Clapayron方程 §2.16 多组分单相体系的热力学——偏摩尔量 §2.17 化学位（势） §2.18 热力学第三定律—规定熵的计算 §2.19 不可逆过程热力学简述

1.如果一个体重为70kg的人能将40g巧克力的燃烧热(628k)完全转变为垂直位移所要作的功,那么这点热量可支持他爬多少高度? 2.在291K和下,1 mol Zn(s)溶于足量稀盐酸中置换出1molH2并放热152kJ。若以Zn和盐酸为体系,求该反应所作的功及体系内能的变化

§1.1 热力学的研究对象 §1.2 几个基本概念 1. 系统和环境 2. 状态和状态函数 3. 过程与途径 4. 热力学平衡系统 §1.3 能量守恒——热力学第一定律 1.热力学能的概念 2.功和热的概念 3.热力学第一定律的数学表达式 §1.4 体积功 1.体积功 2.可逆过程 3.相变体积功 §1.5 定容及定压下的热 §1.6 理想气体的热力学能与焓 1. Joule实验 2. 理想气体的热力学能: U = f(T) 3. 理想气体的焓: H = f(T) §1.7 热容 §1.8 理想气体的绝热过程 §1.9 实际气体的节流膨胀 Joule-Thomson实验 节流膨胀的热力学特点 实际气体经节流膨胀后的温度变化 §1.10 化学反应的热效应 1.化学反应的热效应 2.定容反应热与定压反应热 3.反应进度 4.热化学方程式的写法 5.反应热的测量 §1.11 生成焓与燃烧焓 §1.12 反应焓与温度的关系——基尔霍夫方程

1.5 mol He(g)从273.15K和标准压力变到98.15K和压力p=10×,求过程的ΔS.(已知Cm=3/2) 2.0.10kg283.2K的水与0.20kg313.2K的水混合,求△S设水的平均比热为4.184k/(kkg)

第一节 热力学的一些基本概念 第二节 热力学第一定律 第三节 热化学 第四节 化学反应的方向 第五节 化学反应的摩尔吉布斯自由能变的计算

一、为什么要定义标准态： 化学反应热 定义了标准生成焓，标准燃烧焓 化学反应方向 通过系统化学势变化的大小判别

1． 掌握热化学的基本术语和概念（系统和环境、状态与状态函数、过程、相、化学反应进度）。 2． 掌握热力学第一定律（热力学能、热和功、热力学第一定律、焓和热化学方程式、盖斯定律、键焓与反应焓）。 3． 了解能源。 4. 掌握标准平衡常数的表达式、意义、应用。 5. 掌握化学平衡移动的规律。 6. 掌握熵、熵变和绝对熵的概念、意义。 7. 掌握化学反应的标准摩尔吉布斯函数的引入和△rGθm（T）的近似计算，能用其判定化学反应进行的方向。 8. 理解标准平衡常数 Kθ 的意义及其与△rGθm（T）的关系，并掌握有关计算

一、热力学研究的基本内容 热力学是研究宏观体系在能量转换过程中所遵循 的规律的科学。主要研究： 研究热、功和其他形式能量之间的相互转换及 其转换过程中所遵循的规律； 研究各种物理变化和化学变化过程中所发生的 能量效应； 研究化学变化的方向和限度