本章主要内容：

§4.1化學熱力學與能量轉化

§4.2化學反應的方向和進度

§4.3化學平衡和反應速率

§4.4氧化還原反應和能源的開發與利用

前面兩張我們主要從結構和性質上講了物質的分類和應用，接下來就從物質的變化上講化學反應，以及能源與化學反應的關系。

4.1化學熱力學與能量轉化

4.1.1化學熱力學的認識

先看下幾個熱力學的基本概念

1）熱力學：研究自然界各種形式能量之間相互轉化的規律，以及能量轉化對物質的影響的科學（熱力學研究的是規律和影響，不是某個或者某幾個反應）

2）化學熱力學：用熱力學的基本原理研究化學現象以及與化學相關的物理現象的科學（化學為體，物理學為用）

任何系統中，物質都在永恒運動，都具有動能；在運動過程中有相互作用，在達到平衡時，具有勢能，動能和勢能之和便是總能量。

3）系統的性質

系統的熱力學狀态一般用宏觀可測性質來描述，這些性質又稱為熱力學變量，可以分為兩類：

容量性質：

又稱廣度性質，它的數值與體系的物質的量成正比，比如體積、質量、熵等。容量性質既有加和性。舉例：1L的水 1L的水=2L的水，體積具有加和性。

強度性質：它的數值取決于體系自身的特點，與體系的能量無關，不具有加和性，比如溫度、壓力等。舉例：1g/cm3的水 1g/cm3的水的水不等于1g/cm3的水，密度不具有加和性

另：指定了物質的量的容量性質即成為強度性質，如摩爾質量、摩爾熱容等

4）過程

根據變化條件不同，經常接觸到的過程有這麼幾個：從這幾個過程的定義就可以看出其含義。這裡就不詳述了。

過程的定義和常見的過程

5)途徑

途徑：實現過程的具體路線叫途徑。或者說系統狀态發生變化時，由始态到終态，可以經由不同方式。這種由同一始态到同一終态的不同方式可稱為不同的途徑

同一個過程的不同途徑

狀态：系統的物理、化學性質的綜合表現；

狀态性質：系統處于某一狀态時的性質，是系統本身所屬的宏觀物理量，狀态性質之間互相聯系的，不是獨立的，在數學上有函數關系，所以又稱狀态函數。

隻和始态/終态有關，和過程無關的的函數叫做狀态函數，和過程相關的叫做途徑函數。如上圖中的我溫度和壓強，無論走途徑1還是途徑2，他們的始态和終态都是一樣的，溫度和壓強就是狀态函數。

6）化學熱力學方法和局限性

• 研究對象是大量分子的集合體，研究宏觀性質，所得結論僅有統計意義
• 隻考慮變化前後的淨結果，不考慮物質的微觀結構和反應機理
• 能判斷變化能否發生以及進行到什麼程度，但不考慮變化所需要的時間（時間在動力學中會提到）
• 局限性：不知道反應的機理、速率和微觀狀态，隻講可能性，不講現實性

4.1.2熱力學能U 及其變化ΔU

4.1.2.1熱和功

1、熱（Q）

定義：體系與環境之間因溫差而傳遞的能量稱為熱，用符号Q表示。（傳遞熱量的條件是溫差）高中物理講過熱傳遞的三種方式，還有回答出來嗎？（答案見文後評論區）

規定：系統吸熱，Q>0；系統放熱，Q<0。

2、功（W）

定義：系統與環境之間傳遞的除熱以外的其它能量都稱為功， 用符号W表示。

功可分為膨脹功（體積功） 和非膨脹功（其他形式的功）兩大類。

規定：環境對系統作功，W>0； 系統對環境作功，W<0 。

化學熱力學中的功分為：

體積功（膨脹功）W體積 ：因系統體積變化而引起與環境間交換的功稱為體積功。

非體積功（有用功）W有用 ：除體積功以外其它功的形式皆為非體積功（如電功）。

體積功的計算方法：W≈ Δ pΔV

注意點：

a.熱和功：是系統與環境交換能量的兩種形式， 不是狀态函數

b.熱和功的數值：與途徑有關，但它們的代數和與途徑無關

c.正負原則：以體系為中心，體系得到為正，體系失去為負

4.1.2.2熱力學能U

定義：它是指體系内部所有能量的總和。現在一般認為熱力學能和内能是同一個概念，但在筆者求學時，這還是完全不同的兩個定義，科學的發展真是奇幻。

熱力學能包括：分子運動的平動能、分子内的轉動能、振動能、電子能、核能以及各種粒子之間的相互作用位能等。

熱力學能的特點：

1.熱力學能是狀态函數（狀态一定，U一定）；

2.熱力學能是容量性質；（具有加和性）

3.熱力學能具有能量的量綱，用J表示；

4.熱力學能的絕對值無法測定，但ΔU可測定；（ΔU叫做熱力學能變）

ΔU=Q W：熱和功之和就是熱力學能變

例：某過程中，系統從環境中吸收了40kJ的熱，對環境做功20kJ，求該過程中系統的熱力學能變化ΔU

解：系統從環境吸熱，系統的熱力學能增加，所以，Q=40kJ

系統對環境做功，系統的熱力學能減少，所以

W=-20kJ

ΔU=Q W=40kJ (-20kJ)=20kJ

即完成這一過程，系統熱力學能增加了20kJ

下一節我們講熱力學第一定律及其意義

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