-系統內能的變化 = 反應後的熱含量 - 反應前的熱含量
ΔE = E(final) - E(initial)
注意: ΔE>0 是吸熱(entothermic)
ΔE<0 是放熱(exothermic) (這個完全不重要)
-熱力學第一定律: Energy is conserved. (能量守恆)
條件: closed system. (必須是封閉系統,即系統本身沒有物質的交換
但是允許能量的進出. i.e保利龍卡計)
公式: ΔE=q+ω
定壓下 系統熱量的變化=系統內能的變化+對外做的功
-定壓下,我們給定一個特定名詞"Enthalpy"(焓,ΔH),代表熱含量
ΔH>0 是 從環境中吸收熱(entothermic)
ΔH<0 是 放熱於環境中(exothermic)
ΔH= H(product)- H(reactant) (生成物的熱含量之和 減 反應物的熱含量之和)
但ΔH 是寫在熱化學方程式(thermochemical equtions)後的
i.e. ２H2(g) + O2(g) －> ２H2O(g) ΔH=-483.6 kJ
由這樣的熱化學方程式,我們就可以得到物質的莫耳熱含量(molar heat capacity)
-standard energy change 標準熱含量變化 ΔH’
25度C一大氣壓下的ΔH i.e.CH4(g)+２O2(g)－> ２H2O(l)+CO2(g)
注意此處為"液態"因為在25度c一大氣壓下^
-Hess's Law黑斯定律
能量是一種狀態的函數(state function),不隨反應途徑而改變
ΔH = ΔH1+ΔH2+ΔH3+... 總能量變化等於各步驟能量變化之和
-自發反應(Sponteneos Process)
*自發反應可能和"溫度"有關
-Entropy ("火商" --> 不知道怎麼唸^^")
系統越隨機.越混亂.越不規則,Entropy就越大.
-"亂度"(disorder), ΔS, 單位是J/mol.k
ΔS = S(final) - S(initial)
ΔH
ΔS = －－－ (在"可逆"的過程內,外界所給的能量所造成改變的亂度數值量)
Ｔ
ΔH
i.e H2O(l) －－－> H2O(g)
外界給的能量ΔH使狀態改變,實際上即是"亂度"的改變
-熱力學第二定律:凡自發過程,亂度傾向於越來越大.
在任何可逆反應時,ΔS(sys) = 0
不可逆反應時,ΔS(sys) > 0 : 不可逆反應 即 在該溫度下 為自發反應
系統亂度恆大於0
要注意的是,第二定率也說,全宇宙的亂度是一值在增大的(ΔS恆>0),
(就是所謂的黑洞說還是啥吧!)
-補充:熱力學第三定律(不會考): 排列整齊的物質,在0度k時,其S=0
(因為 S=f(t) 亂度是溫度的函數 可以求亂度值得絕對值)
-Gibbs Free Energy 自由能
公式: ΔG = ΔH- TΔS
ΔG < 0 :自發反應
(自由能小就是傾向穩定狀態,凡事物皆傾向穩定,故自發反應傾向自由能小)
ΔG > 0 :非自發反應
ΔG = 0 :平衡狀態 (微觀:正逆反應持續進行,速率相等)
-結論:重點就是 能量和亂度的變化 決定是否為自發反應
因為ΔG是ΔH和ΔS的結合結果,所以搞清楚ΔH和ΔS的間的關係,就可以決定
一化學反應的自發與否.
最重要的提醒:把講義最後一頁table19.4看懂大概就沒問題啦!還有,有用彩色的部分都
是重要的觀念是老師說會考的.
p.s.如果我有寫錯請不要懷疑把他指出來大家討論吧 :D
※ 編輯: dialugh 來自: 140.112.225.200 (01/09 01:36)