二章化学热力学初步Thermodynamics
合集下载
大学化学无机化学双语教学课件PPT Chapter 2 Thermodynamic
例如，温度的改变量用 T 表示 T = T终－T始
状态函数分类
若体系的状态函数有加合性, 称为体系的量 度性质(或广度性质)。If the system by the state of the function, known as a measure of the system properties (or extensive properties).
体系变化前的状态称为始态 变化后的状态称为终态
System changes the state known as the starting state, before the state after referred to as the final state
状态变化的始态和终态一经确定，则状态 函数的改变量是一定的. 改变量用△表示
封闭体系 (closed system) 体系与环境间有能量交换但无物质交换
There are energy exchange between system and
environment but no material exchange
孤立体系 (isolated system)（隔离体系） 体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换
如n 、 V 若体系的状态函数无加合性，称为体系的强 度性质。If the system state function, no adduct, known as the strength properties of the system.
T, P, 密度d
(3) 过程和途径 (process and path)
Neither material exchange between system and
environment, and energy exchange
状态函数分类
若体系的状态函数有加合性, 称为体系的量 度性质(或广度性质)。If the system by the state of the function, known as a measure of the system properties (or extensive properties).
体系变化前的状态称为始态 变化后的状态称为终态
System changes the state known as the starting state, before the state after referred to as the final state
状态变化的始态和终态一经确定，则状态 函数的改变量是一定的. 改变量用△表示
封闭体系 (closed system) 体系与环境间有能量交换但无物质交换
There are energy exchange between system and
environment but no material exchange
孤立体系 (isolated system)（隔离体系） 体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换
如n 、 V 若体系的状态函数无加合性，称为体系的强 度性质。If the system state function, no adduct, known as the strength properties of the system.
T, P, 密度d
(3) 过程和途径 (process and path)
Neither material exchange between system and
environment, and energy exchange
2第二章 化学热力学基础
反应进度ξ 用以表示化学反应进行的程度
aA + bB dD + eE
定义：
nB (t ) nB (0)
nA
B
nB
B
(mol )
nE
即
A
nB
B
nD
D
E
15
反应进度 1mol
即nA A a
nB B b
按化学反应进行1mol反应 14
CH4 (g) 2O2 (g) CO2 (g) 2H 2 O(l)
(c) CH4 (g) 3 O 2 (g) CO(g) 2H 2 O(l)
2 3 (d) CH4 (g) O2 (g) CO(g) 2H 2 O(g) 2
25
（2）一个体系从环境得到了160J的功，其内 能增加了200J，则体系与环境交换的热量 为 。 (a)360J (b)-360J (c)40J (d)-40J
U1
Q W 13
பைடு நூலகம்
U2
ΔU= U2 - U1 = Q +W
注：① Q 、W正负号 ② Q 、W、 ΔU单位一致（J、kJ）
例.某一体系在变化过程中从环境吸收了50 kJ的热, 对环境 做功4 kJ , 则热力学能的变化为? ΔU=Q+W =50- 4=46 kJ
14
§2-2 化学反应的焓变
一.反应进度ξ
kJ
= ΔU + ΔnRT J kJ (×10-3)
23
例:使1molH2O(l)在373K, P 下变成1mol H2O(g)需要 提供40.68kJ的热量,求此过程做功W,ΔH及ΔU
解:
aA + bB dD + eE
定义：
nB (t ) nB (0)
nA
B
nB
B
(mol )
nE
即
A
nB
B
nD
D
E
15
反应进度 1mol
即nA A a
nB B b
按化学反应进行1mol反应 14
CH4 (g) 2O2 (g) CO2 (g) 2H 2 O(l)
(c) CH4 (g) 3 O 2 (g) CO(g) 2H 2 O(l)
2 3 (d) CH4 (g) O2 (g) CO(g) 2H 2 O(g) 2
25
（2）一个体系从环境得到了160J的功，其内 能增加了200J，则体系与环境交换的热量 为 。 (a)360J (b)-360J (c)40J (d)-40J
U1
Q W 13
பைடு நூலகம்
U2
ΔU= U2 - U1 = Q +W
注：① Q 、W正负号 ② Q 、W、 ΔU单位一致（J、kJ）
例.某一体系在变化过程中从环境吸收了50 kJ的热, 对环境 做功4 kJ , 则热力学能的变化为? ΔU=Q+W =50- 4=46 kJ
14
§2-2 化学反应的焓变
一.反应进度ξ
kJ
= ΔU + ΔnRT J kJ (×10-3)
23
例:使1molH2O(l)在373K, P 下变成1mol H2O(g)需要 提供40.68kJ的热量,求此过程做功W,ΔH及ΔU
解:
2化学热力学初步(xiugai)
P△V=P（V2-V1）= PV 2 - PV1 = n2RT - n1RT =（n2 - n1）RT =△nRT (式中的n指的是气体物质的量）
所以
△H=△U+△nRT
[例2.2] 在1atm和373K下（恒温恒压），2 molH2和1 mol O2反 应生成2 mol 水蒸气，放出483.7kJ的热。求生成1 mol 水蒸 气时的△H和△U。
(1)
rHm1
CO2(g)
rH
m
2
rH
m
3
(2)
(3)
CO(g)+1/2O2(g)
已知： （1）C(s) O2(g) CO2(g)
rH
m
1
393.5kJ mol1
求 解：
（3）
CO(
g
)
1 2
O2
(
g
)
CO2
(
g
)
rH
m3
282.99kJ mol 1
（2） C(s)
1 2
O2
(g)
CO(g)
H O(g) H (g) 1 O (g)
2
2
22
rH (298K ) 241.8kJ mol1 m
例：
下列各式中，书写正确的热化学反应式是（ C ）
A、N2H4+O2 = N 2+ 2H2O
rH
m
665kJ mol 1
B、N2H4 （g） +O2 （g） = N 2(g)+ 2H2O （l）
环境对系统作功定为正值，即W>0；
系统对环境作功定为负值，即W<0。
内能(热力学能)
系统内的物质所具有的 热力学能—— 各种形式能量的总和 。
第二章 化学热力学基础
r H b H (反应物) b H (生成物) B b H
m m m
B
m, B
（四）、水合离子的标准生成焓
1.水合离子的标准生成焓：标准状态下， 某离子形成水合离子的 焓变。
2.规定： fHm（H+，aq）＝0
3.应用：
§2-4 热力学第二、第三定律 一、反应进行的方向
（7）Ba(OH ) 2 8H 2O( s) 2 NH 4 SCN ( s) Ba(OH ) 2 ( s)
（8）N 2 ( g ) 1 2 O2 ( g ) N 2O( g ) r H 0
吸热反应，常温下不可以自发进行；高温时也不可以。
二、反应的自发性
1.自发反应：不需要借助外力而自动发生的 反应。 非自发反应： 可逆发应：
（二）等容反应热Qv，等压反应热Qp 1.Qv V = 0 W体 ＝- pV = 0 Ur = U生 － U反 Ur ＝ Qv + W = QV 等容反应热就 是体系内能的改变量 2.Qp p ＝ 0 rU ＝ Qp－ p V Qp = rU + p V = rU + (pV) (p = 0) = (U2 － U1) + (p2V2 －p1V1) = (U2 + p2V2) － (U1 + p1V1)
1.粉笔自手中掉在地上；H 2和O2发生爆炸－－能量最低
（ ）C (石墨) 1 2 O2 ( g ) CO2 ( g ) r H m 0 1 （2）C7 H16 (l ) 11O2 ( g ) 7CO2 ( g ) 8 H 2O( g ) r H m 0
2.摩尔反应热rHm 某恒压反应，当反应进度为mol时的恒 压热rH，则： H
化学热力学
第 二 章 化 学 热 力 学 初 步
3、掌握化学反应的标准摩尔焓变(standard molar enthalpy change)的各种 计算方法；（标准生成热（ standard heat of formation ）、燃烧热 （standard heat of combustion）。）
4、掌握化学反应的标准摩尔熵变（standard molar entropy change）和标 准摩尔吉布斯自由能变（standard molar Gibbs free energy change） 的计算方法； 5、会用ΔG来判断化学反应的方向，并了解温度对ΔG的影响。
不 可 逆 途 径 和 可 逆 途 径 的 功 和 热
第 二 章 化 学 热 力 学 初 步
2.1 热力学第一定律
*对于理想气体来说，热力学能U只是温度的函数，
第 二 章 化 学 热 力 学 初 步
根据热力学第一定律，比较不同途径时的功和热， 必然有如下结论： 理想气体恒温膨胀过程中，以可逆途径进行 时，体系对环境做的功最大，吸收的热量最多； 恒温压缩过程中，以可逆途径进行时，环境对体 系做的功最小，体系放出的热量最少。
2.1 热力学第一定律
3. 过程和途径（process and pathway）
方式 途径 过程 状态
第 二 章 化 学 热 力 学 初 步
基 本 概 念
过程 状态1 途径1 状态2
途径2
平衡状态
2.1 热力学第一定律
热力学中常见的过程 等温过程(isothermal process) ：T1＝T2＝T环 等压过程(isobaric process)：p1＝p2＝p环 等容过程(isochoric process)：V1＝V2 绝热过程(adiabatic process)：Q＝0 循环过程(cyclic process)： 可逆过程*(reversible process)：它是一种在无限接近于 平衡，并且没有摩擦力条件下进行的理想过程。 自发过程 (spontaneous process) ： 一定条件下，自动进 行的过程。
第二章 化学热力学初步
一、化学反应的自发性 一定条件下，不要外界做功就 可自动进行的过程， 自发过程，则该过程具有自发性 自发性。 称自发过程 自发过程 自发性 能量传递 热量传递 气体扩散 水的流动 自发方向 高温物体 → 低温物体 (T1) → (T2) 高压(P1) → 低压 (P1) → (P2) 高势能 → 低势能 (E1) → (E2) 判据 平衡
§2-2 热力学第一定律
一、功与热 是体系与环境之间能量交换的两种方式，是过程 量，没有过程就没有能量的传递。 热Q(heat)：热力学中，由于温差而引起传递的能量。 ： 功W(work)：热力学中，除热以外，各种被传递的能 ： 量。如电功、机械功、表面功等. （功=体积功+非体积功） 功 功和热不是状态函数，与过程有关。 功和热不是状态函数
热力学上常见的几种过程： 等压过程(isobaric process)： 等压过程 ： 体系压力始终恒定不变。 （如敞开容器中进行的反应） 等容过程(isochoric process)： 等容过程 ： 体系体积始终恒定不变。 （如体积不变的密闭容器进行的反应） 等温过程(isotheemal process)：只要求T始 = T终 等温过程 ：
3．过程和途径 （process and rood） ． 体系的状态发生变化，从始态到终态，我们说体系 经历了一个热力学过程，简称过程 过程；完成这个过程的 过程 具体步骤称途径 途径
298K, H2O（g) 途径1 298K,H 298K, 2O(l) 始态 373K,H 373K, 2O(l) 途径2 途径 373K,H 373K, 2O（g) 终态
已知 (1) C(石墨 + O2(g) → CO2(g) 石墨) 石墨 = △rHm(1) -393.5 kJ.mol-1 (2) CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) = △rHm(2) -282.9 kJ.mol-1 C(石墨) + O2(g) (石墨) 石墨 始态） （始态） △rHm =？ ？ △rHm(1) CO2(g) 终态） （终态） △rHm (2)
§2-2 热力学第一定律
一、功与热 是体系与环境之间能量交换的两种方式，是过程 量，没有过程就没有能量的传递。 热Q(heat)：热力学中，由于温差而引起传递的能量。 ： 功W(work)：热力学中，除热以外，各种被传递的能 ： 量。如电功、机械功、表面功等. （功=体积功+非体积功） 功 功和热不是状态函数，与过程有关。 功和热不是状态函数
热力学上常见的几种过程： 等压过程(isobaric process)： 等压过程 ： 体系压力始终恒定不变。 （如敞开容器中进行的反应） 等容过程(isochoric process)： 等容过程 ： 体系体积始终恒定不变。 （如体积不变的密闭容器进行的反应） 等温过程(isotheemal process)：只要求T始 = T终 等温过程 ：
3．过程和途径 （process and rood） ． 体系的状态发生变化，从始态到终态，我们说体系 经历了一个热力学过程，简称过程 过程；完成这个过程的 过程 具体步骤称途径 途径
298K, H2O（g) 途径1 298K,H 298K, 2O(l) 始态 373K,H 373K, 2O(l) 途径2 途径 373K,H 373K, 2O（g) 终态
已知 (1) C(石墨 + O2(g) → CO2(g) 石墨) 石墨 = △rHm(1) -393.5 kJ.mol-1 (2) CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) = △rHm(2) -282.9 kJ.mol-1 C(石墨) + O2(g) (石墨) 石墨 始态） （始态） △rHm =？ ？ △rHm(1) CO2(g) 终态） （终态） △rHm (2)
基础化学 第二章 化学热力学基础
状态；
液态和固态纯物质
B 的标准状态，分
别是在标准压力下纯液态和纯固态物质
的状态；
溶剂
A 的标准状态，为标准压力下液
态或固态的纯 物质A 状态。
溶质 B
的标准状态，为标准压力下，
bB=1mol .kg-1 或 cB= 1mol .L-1 ，并表
现无限稀释溶液时溶质 B 的状态。
三、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变
第五节
热力学在生物化学中的应用
一、生化标准状态
二、生物体内的耦合反应
任意化学反应：r Sm (T ) vB Sm,B (T )
B
三、热力学第二定律的数学表达式
判断化学反应方向的判据为：
δQ dS ≥0 Tsu
Q S 0 Tsu
封闭系统
第四节
化学反应的摩尔吉布斯自由能变
一、利用反应的吉布斯自由能变判断化 学反应的方向
吉布斯自由能：H－TS 状态函数，用G• 表示
K
ceq,B peq,C = B c C p
B
B
C
：表示产物相对浓度系数次方 的乘积与反应物相对浓度系数次方的 乘积之比。
cB c B
cB pC J = B c C p
第二章
第一节
第二节 第三节
化学热力学基础
（chemical thermodynamic basis ）
热力学第一定律
热化学 热力学第二定律
第四节
第五节
化学反应的摩尔吉布斯自由能变
热力学在生物化学中的应用
热力学(thermodynamics)是研究热与 其他形式的能量之间转化规律的一门科学。 利用热力学的定律、原理和方法研究 化学反应以及伴随这些化学反应而发生的 物理变化过程就形成了化学热力学。
液态和固态纯物质
B 的标准状态，分
别是在标准压力下纯液态和纯固态物质
的状态；
溶剂
A 的标准状态，为标准压力下液
态或固态的纯 物质A 状态。
溶质 B
的标准状态，为标准压力下，
bB=1mol .kg-1 或 cB= 1mol .L-1 ，并表
现无限稀释溶液时溶质 B 的状态。
三、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变
第五节
热力学在生物化学中的应用
一、生化标准状态
二、生物体内的耦合反应
任意化学反应：r Sm (T ) vB Sm,B (T )
B
三、热力学第二定律的数学表达式
判断化学反应方向的判据为：
δQ dS ≥0 Tsu
Q S 0 Tsu
封闭系统
第四节
化学反应的摩尔吉布斯自由能变
一、利用反应的吉布斯自由能变判断化 学反应的方向
吉布斯自由能：H－TS 状态函数，用G• 表示
K
ceq,B peq,C = B c C p
B
B
C
：表示产物相对浓度系数次方 的乘积与反应物相对浓度系数次方的 乘积之比。
cB c B
cB pC J = B c C p
第二章
第一节
第二节 第三节
化学热力学基础
（chemical thermodynamic basis ）
热力学第一定律
热化学 热力学第二定律
第四节
第五节
化学反应的摩尔吉布斯自由能变
热力学在生物化学中的应用
热力学(thermodynamics)是研究热与 其他形式的能量之间转化规律的一门科学。 利用热力学的定律、原理和方法研究 化学反应以及伴随这些化学反应而发生的 物理变化过程就形成了化学热力学。
第二章 化学热力学
H，即按A 个A粒子和 B 个B粒子为一个单元
进行了6.02×1023个单元反应，我们说进行了
1mol反应。
反应进度
反应进度的数值与计量方程式的写法有关。
例 10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合后 经过一定时间，反应生成2.0molNH3，反应 式可写成如下两种形式： (1) N2 + 3H2 = 2NH3 (2) 1/2 N2 + 3/2 H2 = NH3 分别按(1)和(2)两种方程式求算此反应的 。
热力学规定 ：
– 系统吸热，Q > 0 – 系统放热，Q < 0 – 环境对系统做功，W > 0 – 系统对环境做功，W < 0
surroundins in Q>0
heat
out Q<0
system
in w>0 work
out w<0
化学热力学把功分成两类
(1) 体积功：包括膨胀功和压缩功
系统因体积变化而对抗外压做功。 体积功的计算： 等容过程 体积功 w=0 等压过程 p1= p2 体积功 w = －pV
盖斯定律的应用
已知：(1) C(石墨)+O2(g)=CO2(g) rHmθ(1)= -393.5kJ.mol-1 (2) CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) rHmθ(2)= -283.0kJ.mol-1 计算：(3) C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g) 的 rHmθ(3)=?
标准摩尔反应焓的计算
盖斯定律
标准摩尔生成焓和 标准摩尔燃烧焓
盖斯定律
• 盖斯Hess G H，1802-1850，生于瑞士日内 瓦，任俄国圣彼得堡大学化学教授。最著名 的是他进行的一系列热化学研究。
进行了6.02×1023个单元反应，我们说进行了
1mol反应。
反应进度
反应进度的数值与计量方程式的写法有关。
例 10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合后 经过一定时间，反应生成2.0molNH3，反应 式可写成如下两种形式： (1) N2 + 3H2 = 2NH3 (2) 1/2 N2 + 3/2 H2 = NH3 分别按(1)和(2)两种方程式求算此反应的 。
热力学规定 ：
– 系统吸热，Q > 0 – 系统放热，Q < 0 – 环境对系统做功，W > 0 – 系统对环境做功，W < 0
surroundins in Q>0
heat
out Q<0
system
in w>0 work
out w<0
化学热力学把功分成两类
(1) 体积功：包括膨胀功和压缩功
系统因体积变化而对抗外压做功。 体积功的计算： 等容过程 体积功 w=0 等压过程 p1= p2 体积功 w = －pV
盖斯定律的应用
已知：(1) C(石墨)+O2(g)=CO2(g) rHmθ(1)= -393.5kJ.mol-1 (2) CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) rHmθ(2)= -283.0kJ.mol-1 计算：(3) C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g) 的 rHmθ(3)=?
标准摩尔反应焓的计算
盖斯定律
标准摩尔生成焓和 标准摩尔燃烧焓
盖斯定律
• 盖斯Hess G H，1802-1850，生于瑞士日内 瓦，任俄国圣彼得堡大学化学教授。最著名 的是他进行的一系列热化学研究。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
QP H
其中P、V、U均为状态函数，其组合(U+PV)必为状 态函数(H)，给一名称叫焓，容量性质,其变化(ΔH)只 与始、终态有关与过程进行的途径无关。
结论:等压过程中，体系吸收的热(QP)全部用来增加体系的焓(ΔH)。
通常情况下，大多反应反应是在恒压下进行，常用Q代替QP
H Q U P (V 2 V 1)
三、过程与途径(Process & Path) 过程：体系状态发生变化。 途径：完成过程的具体步骤。 1、等温过程(人为变温) 2、等压过程(敞口容器) 3、等容过程(密闭容器) 4、多变过程(拆分处理)
第二节 热力学第一定律 一、热和功（Heat & Work）
1、热（Q）：由于温差引起的能量传递形式。 恒压热效应（QP） 恒容热效应（QV）
终态。反应物和产物内能总和是不同的，反应后，体系总 内能会发生改变。其改变量是以热和功的形式表现出来的。 这就是反应热产生的原因。
1、等容反应热（QV） 等容下反应ΔV=0，则体系不做体积功W=0。
Q V U W U 0 U
QV U
结论:等容过程中，体系吸收的热(QV)全部用来增加体系的内能(ΔU)
2、功（W）：除热以外的其它量传递形式叫功。 体积功：体系体积变化反抗外力的 功（膨胀功）。 非体积功（电功、表面功）
注意：1、一般，化学反应中体系只作体积功。 2、热和功不是状态函数。因为其大小 与过程进行的途径有关。
二、热力学能（Thermodynamics energy) 内能（U）：又称热力学能，指物质内部 所蕴藏的各种能量形式的总和(如核能， 分子平动、转动、振动能)。内能的绝对 值无法知道，但这不影响讨论问题，就象 不知绝对高度一样。我们只需知道其变化 值（△U )就够了。 注意：内能是状态函数。其变化值只与始 终态有关，与过程进行的途径无关。
体系做功为负：W = -30KJ。 ΔU= Q + W =100 KJ+(-30 KJ)
= 70 KJ 经过该过程，体系内能增加了70 KJ。 体系温度将升高。
第三节 热化学（Thermochemistry）
一、等容反应热、等压反应热和焓的概念（Enthalpy） 在化学反应中，反应物为体系的始态，产物为体系的
以NH3的物质的量 的变化表示Δξ
011mol 031mol 201mol
1
3
2
结论：无论选择哪种物质的物质的量表示反应进度， Δξ的值都一样。
2、热化学方程式：用来表示化学反应及其热效 应的化学方程式，如
298K, 101325Pa下，1molH2(g)和0.5molO2(g) 生成1molH2O(l)放热286KJ。
4、同一反应，方程式写法不同， ΔrHθm 的值 不同。
若反应中反应物和产物均为液态或固态，则(V2-V1)≈0
Q U
若反应中反应物和产物气态，则(V2-V1)≠0，ΔV往往 较大，则有：
P V P ( V 2 V 1 ) ( n 2 n 1 ) R T n R T
H U n R T
例 ： 373.15K ， 101.325kPa 下 ， 2.0mol 的 H2 和 1.0molO2 反 应 ， 生 成 2.0mol 的 水 蒸 汽 ， 共 放 出 484KJ的热量。求反应的ΔH、ΔU。
三、热力学第一定律 1、文字表述：能量具有各种不同的形式, 它们之间可以相互转化,而且在转化的过 程中能量的总值不变.又叫能量守恒定律。 2、数学形式： ΔU= Q + W 3、符号规定：
热（Q) 体系吸热为正，体系放热为负。 功（W） 体系对环境做功为负， 环境对体系做功为正。
例：某一过程中，体系从环境吸收100KJ的 热，体系对环境做了30KJ的功，则体系内 能变化为多少。 解：体系吸热为正：Q = 100KJ，
H 2 (g ) 1 2 O 2 (g ) H 2 O (l) rH m 2 8 6 k J /m o l
注意：1、要标明物质的状态。如:s, l, g,晶型等。 2、Δ表示差值，r 表示反应，H表示 焓，m表示mol，θ 表示标准状态。 3、热力学上的标态：气体:Pθ =100kPa 溶液:Cθ =1mol/L。
解：因反应: 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) 是在等压下进行，所以
ΔH = QP = -484KJ ΔU=ΔH - ΔnRT
= -484KJ-[2-(2+1)]×8.314×10-3KJ/(K·mol)×373K = -481KJ
二、热化学方程式 1、反应进度(ξ) 对任一反应: aA + bB = dD + eE 随着反应的进行，反应物浓度要减少，产物的浓 度要增加。若用ν来表示化学计量系数。则有 νA= -a；νB= -b；νD= d；νE= e
反应进行到某
一时刻，参与反应
的某一物质i的量由
n1变化到n2则反应进 度ξ为：
n2 n1 n i i
例:N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)，若反应过程中有1molN2和 3molH2反应生成2mol氨，反应进度的变化可以用任一物 质的量的变化来表示。
以N2的物质的量 的变化表示Δξ
以H2的物质的量 的变化表示Δξ
第二章 化学热力学初步 (Thermodynamics)
二、状态与状态函数(State & State Function) 1、状态：体系的状态是由一系列物理量决定的。 这些物理量一定后，体系的状态就定了。如P、V、 T、n等。这些物理量中的某一个或几个发生变化 则体系的状态也要发生变化。如PV=nRT。 2、状态函数：确定体系状态的物理量（P、V、T） 叫状态函数。 3、状态函数的特征：状态函数的变化只与始态和 终态有关与过程无关。
2、等压反应热（QP）
（w=-△PV)
P1=P2=P,ΔP=0，则体系做体积功 W=-P(V2-V1)
Q P U W U P ( V 2 V 1 ) U 2 U 1 P 2 V 2 P 1 V 1
( U 2 P 2 V 2 ) ( U 1 P 1 V 1 ) H 2 H 1 H