軍隊文職人員待遇標準_解放軍文職人員招聘

解放軍文職招聘考試熱力學標準態(tài)-解放軍文職人員招聘-軍隊文職考試-紅師教育

發(fā)布時間：2017-10-07 13:18:54熱力學標準態(tài)反應物與生成物都是氣體時，各物質(zhì)的分壓為 1.013 10 5 Pa反應物與生成物都是液體時，各物質(zhì)的濃度為 1.0 mol kg -1固體和液體純物質(zhì)的標準態(tài)指在標準壓力下的純物質(zhì)標準態(tài)對溫度沒有規(guī)定，不同溫度下有不同標準態(tài)蓋斯定律，標準生成焓和反應熱計算1. 蓋斯定律： 1840G.H.Hess( 瑞士科學家 )不管化學反應是一步完成或分幾步完成，這個過程的熱效應是相同的，即總反應的熱效應等于各步反應的熱效應之和。2 ．應用條件：注意：① 某化學反應是在 等壓（或等容） 下一步完成的，在分步完成時，各分步也要在 等壓（或等容） 下進行；② 要消去某同一物質(zhì)時，不僅要求物質(zhì)的種類相同，其物質(zhì)的 聚集狀態(tài) 也相同。例 ：求反應C( 石墨 ) ＋ 1/2 O 2 (g) = CO(g) 的反應熱？始態(tài) C( 石墨 ) ＋ O 2 (g) = 終態(tài) CO 2 (g)CO(g) + 1/2O 2已知： C( 石墨 ) ＋ O 2 (g) = CO 2 (g) = - 393.5 kJ mol -1CO(g) ＋ 1/2O 2 (g) = CO 2 (g) = - 283.0 kJ mol -1則 ? - - 得 ： C( 石墨 ) ＋ 1/2 O 2 (g) = CO(g) 的 rH m q 1 為：＝ -110.5 kJ mol -1內(nèi)能、焓的絕對值無法得到。如何求一個化學反應 的焓變？根據(jù)蓋斯定律有：C( 石墨 ) ＋ O 2 (g) = CO 2 (g)C( 石墨 ) ＋ 1/2 O 2 (g) = CO(g)令最穩(wěn)定單質(zhì)的絕對焓為零，即 H(C) = H(O 2 ) = 0,則反應 CO(g) ＋ 1/2O 2 (g) ＝ CO 2 (g) 的焓變 為：3.① 熔解熱：將定量溶質(zhì)溶于定量溶劑時的熱效應與溫度、壓力、溶劑種類及溶液濃度有關②無限稀釋溶液：指當向溶液加入溶劑時，不再產(chǎn)生熱效應時的溶液， ￥ 表示③ 離子生成熱：熱力學標準態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成 1mol 溶于足夠大量水，形成相應的離子的無 限稀釋溶液時產(chǎn)生的熱效應。相對值：以 H + ( ， aq) 的生成熱為零4. 焓變的計算公式一般地，對于反應： aA + bB = cC +dD5. 標準焓的定義在標準狀態(tài)和某一確定溫度下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成 1mol 某純物質(zhì)時的等壓熱效應叫做該物質(zhì)的標準生成焓，簡稱為標準焓，用 表示， 單位：為 kJ mol -1● 同一物質(zhì)不同聚集態(tài)時，其標準焓數(shù)值不同只有最穩(wěn)定單質(zhì)的標準焓才為零● 表中數(shù)據(jù)是 298K 時的數(shù)據(jù)，但標準焓在不同溫度下數(shù)據(jù)相差不大， 可用 298 K 的數(shù)據(jù)近 似計算6. 利用標準焓可計算某一化學反應的反應熱7. 由燃燒熱計算反應熱? 燃燒熱的概念? 由燃燒熱計算反應熱公式：8 ． 鍵焓298K 及 10 5 Pa 下，氣態(tài)分子斷開 1mol 化學鍵的焓變。用 B.E. 表示。鍵焓大小表示了化合物中原子間結(jié)合力的強弱。由鍵能估算反應熱反應物鍵能－ 生成物鍵能過程的自發(fā)性 , 熵 , 熱力學第二、三定律一、過程的自發(fā)性●自發(fā)過程：不憑借外力就能發(fā)生的過程稱為自發(fā)過程●自發(fā)反應：不憑借外力就能發(fā)生的反應稱為自發(fā)反應● 19 世紀，用焓變 H 判斷反應發(fā)生的方向凡體系能量升高的過程都是不能自發(fā)進行的。二、熵與熵變1. 熵：可以看作是體系混亂度 ( 或無序度 ) 的量度。S 表示2. 熱力學第三定律：對于純物質(zhì)的晶體，在熱力學零度時，熵為零。3. 熵的規(guī)律：(1) 在絕對零度時 , 任何純凈完整晶態(tài)物質(zhì)的熵等于零標準熵：從熵值為零的狀態(tài)出發(fā)，使體系變化到一個大氣壓和某溫度 T 時熵的改變量稱為該物質(zhì)在標準狀態(tài)下的摩爾絕對熵值，簡稱為標準熵，用 表示，單位： J mol -1 K-1(3) 對于同一物質(zhì)而言，氣態(tài)熵大于液態(tài)熵，液態(tài)熵大于固態(tài)熵；例： H 2 O: 298 H2O ( g ) 298 H2O ( l )188.7 J mol -1 K -1 69.96 J mol -1 K -1(4) 由于相同原子組成的分子中，分子中原子數(shù)目越多，熵值越大；O2 (g) O3 (g)N O ( g) N O2 ( g ) N2 O4 ( g )CHCH (g) CH2=CH2 (g) CH3-CH3 (g)(5) 相同元素的原子組成的分子中，分子量越大熵值越大；CH3Cl (g) CH2Cl2 (g) CHCl3 (g)(6) 同一 類物質(zhì)，摩爾質(zhì)量越大，結(jié)構(gòu)越復雜，熵值越大；CuSO4 (s) CuSO4 H2O (s)CuSO4 3H2O (s) CuSO4 5H2O (s)F2 (g) Cl2 (g) Br2 (g) I2 (g)(7) 固體或液體溶于水時，熵值增大，氣體溶于水時，熵值減少；NaCl (s) = Na + + Cl -HCl (g) = H + + Cl -(8) 同一物質(zhì)，存在不同異構(gòu)體時，結(jié)構(gòu)剛性越大的分子，熵值越小。4. 反應熵變的計算公式一般地，對于反應： aA + bB = cC + dD規(guī)律：① 凡反應過程中氣體計量系數(shù)增加的反應，反應 0 ；② 凡反應過程中氣體計量系數(shù)減少的反應，反應的 0③ 凡反應過程中氣體計量系數(shù)不變的反應，反應的 = 0④ 沒有氣體參加的反應，反應中物質(zhì)總計量系數(shù)增加的反應 S J 0 ；反應中物質(zhì)計量系數(shù)減少的反應，反應的 0三、熵變與過程的方向1. 熱溫熵熱力學證明，在恒溫可逆過程中，體系吸收或放出的熱量 Q r 與體系的熵變 S 之間有以下關系： S ＝ Qr / T , 因此 S 又叫熱溫熵Qr ： 恒溫可逆過程中體系所吸收的熱2. 熵的應用熱力學證明：孤立體系（絕熱體系）的自發(fā)過程是體系熵增加的過程，即：狀態(tài) I 狀態(tài) II ， S II S I S = S II - S I 0S 0 ，過程自發(fā)進行；S 0 ，逆過程自發(fā)進行；S = 0 ，平衡狀態(tài)3 ．熱力學第二定律：體系的熵變是過程變化的推動力之一。在自然界中孤立體系的自發(fā)過程是熵增加的過程。強調(diào)的是：當用熵作過程自發(fā)性判據(jù)時必須用 孤立 ，孤立體系的條件是不能少的。對于非孤立體系，則焓變與熵變均對化學反應的方向有影響4 ． 對反應自發(fā)性的影響r H J m 是較負的數(shù)值時 , 反應正向自發(fā) ; 如果 是正值 , 反應正向自發(fā)條件必須是 0 時 , 才有可能在高溫時使反應自發(fā)進行。 體系的熵變是過程變化的推動力之一。