第3章 化学热力学初步
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第三章化学热力学基础汇总
3-1 热力学第一定律 什么叫“热力学” • 热力学是研究热和其他形式的 能量互相转变所遵循的规律的一门科学。 什么叫“化学热力学” • 应用热力学原理，研究化学反 应过程及伴随这些过程的物理现象，就 形成了“化学热力学”。
4
化学热力学研究什么问题（研究对象） • 合成NH3 N2 (g) + 3H2(g) = 2 NH3 (g) • 例：298.15K，各气体分压101.325KPa下， • N2 (g) + 3H2(g) = 2 NH3 (g) △fGm ø/ kJ/mol 0 0 -16.5
QP = （U2 + pV2）-（U1 + pV1） H ＝ U ＋ pV H：新的状态函数-------焓 Qp = H2 –H1 = H（H称为焓变）
为什么定义焓的原因：
其变化量可以测定（等于等温等压工程不做其他功时的热效应）；
具有实际应用价值（通常的化学反应都是在等压下进行的）。 试问焓是不是状态函数？注：等温、等压、无功。
摩尔质量M:
1mol物质的质量。单位Kg.mol-1或g.mol-1。
摩尔分数（物质的量分数）：混合物中某组分的物质的量与
混合物中各物质的量的总和之比。
例： xB = nB/（nA + nB）
11
摩尔反应：
反应物按方程式的计量系数完全转化为生成
物的反应。必须注意，摩尔反应是与特定的化学方程式一一
对应的。(注:计量系数v为纯数，反应物取正值,生成物取负值)
第3章 化学热力学基础
Chapter 3 Primary Conception of Chemical Thermodynamics
1
本章要求
1、了解热力学的概况——反应是否发生；描述大量原子、
3 化学热力学基础
●在恒压过程中 U Q p p ex V
U 2 U1 Q p p ex V2 V1
Q p ( U 2 p 2 V2 ) U1 p1 V1
U 2 U1 Q p p 2 V2 p1 V1
焓： H U pV 焓变： Qp H 2 H1 H
2 2 2 θ -1 2 2 2 θ -1
kPa 下进行 时，习惯上可不再予以注明。 (3)焓变值与一定的反应式相对应。 N2(g) ＋ 3H2(g) ＝ 2NH3(g) Hθ ＝-92.20 KJ.mol-1 (4)在相同条件下，正向反应和逆向反应的反应热绝 2NH3(g) ＝ N2(g) ＋ 3H2(g) Hθ ＝+92.20 KJ.mol-1 对值相等，符号相反。
Inorganic Chemistry
第三章 化学热力学基础
无机化学
H
θ
热力学 标准态
当反应物或生成物都是气体时各物
质分压为1×105 Pa；
当反应物及生成物都是溶液状态时，
各物质的浓度为1mol•L-1；
固体和液体的标准态则指处于标准
压力下的纯物质。
Inorganic Chemistry
Inorganic Chemistry
第三章 化学热力学基础
无机化学
过程与途径的关系
30℃，1atm 始态 途径Ⅰ 80℃, 2atm 终态
途径Ⅱ 恒温过程 30 ℃，2atm
恒压过程
Inorganic Chemistry
第三章 化学热力学基础
无机化学
实际上，热力学的实际过程都是十分复杂 的，因此，相应的计算也十分困难，但我们在 处理时，可以利用状态函数的性质，把复杂过 程分解成相应的简单过程去简化计算。如：
化学热力学初步教案
化学热力学初步教案化学热力学初步教案一、教学目标1.掌握化学热力学的基本概念和基本定律，理解能量转换与平衡的基本原理。
2.掌握热力学第一定律和第二定律的含义和应用，了解热力学函数和熵的概念。
3.了解化学反应的热效应和焓变，掌握盖斯定律及其应用。
4.理解化学平衡的条件和影响因素，掌握平衡常数的概念和计算方法。
5.能够运用化学热力学初步解决实际问题，如反应过程中的能量转化与平衡、反应条件优化等。
二、教学内容1.化学热力学基础o热力学的基本概念：系统、环境、状态、过程、功、热、焓等。
o热力学第一定律：能量守恒定律及其在化学反应中的应用。
o热力学第二定律：熵增原理及其在化学反应中的应用。
2.化学反应的热效应o反应热、焓变及其计算方法。
o盖斯定律及其应用：通过已知反应的焓变来计算未知反应的焓变。
3.化学平衡o平衡常数概念及其计算方法。
o平衡移动原理及其影响因素：温度、压力、浓度等。
4.应用案例分析o如何优化反应条件以实现高效的能量转化与平衡？o如何利用化学平衡移动原理进行物质分离或转化？三、教学方法1.理论讲解：通过课堂讲解、案例分析等方式，使学生深入理解化学热力学的概念和原理。
2.实验操作：通过实验验证化学热力学的理论，加深学生对知识的理解和掌握。
3.小组讨论：组织学生进行小组讨论，引导学生运用所学知识解决实际问题。
4.习题练习：布置相关习题，帮助学生巩固所学知识，提高解题能力。
5.自学指导：鼓励学生进行自主学习，提供相关学习资源，引导学生深入探究化学热力学的应用领域。
四、教学评估1.课堂表现：观察学生在课堂上的参与度、表现等，评估学生对知识的掌握程度。
2.实验操作：检查学生的实验操作能力和对实验数据的分析能力，评估学生对实验原理的理解程度。
3.小组讨论：观察学生在小组讨论中的表现，评估学生对知识的运用能力和解决问题的能力。
4.习题练习：检查学生的习题完成情况，评估学生对知识的掌握程度和解题能力。
5.期末考试：通过期末考试全面评估学生对化学热力学初步知识的掌握程度和应用能力。
第三章 化学热力学初步
例如，对于某理想气体处于标准状态时 n=1mol p=1.013×105Pa V=22.4L T=273K 其中n ，p，V，T 就是体系的状态函数.
状态Ⅰ(始态)
p1,V1,T1
状态Ⅱ(终态)
p2,V2,T2
△p=p2－p1 , △T=T2－T1 , △V=V2－V1 量度性质——具有加和性的体系性质。如 n,V 强度性质——不具有加和性的体系性质。如 p,T
恒压反应热
(2)恒压反应热(Qp)：恒温恒压且只做体积功时反应 吸收或放出的热量。
由 △U = Q－W
W = p△V
∴ △U = Qp－ p△V ∵ △p=0 p1 = p2= p外
Qp= △U ＋ p△V △U = U2－U1
∴ Qp= U2－U1＋p2V2－p1V1 = (U2 ＋p2V2) －(U1＋p1V1)
n0 ( A) n( A) n0 (B) n(B) n(G) n0 (G) n(H ) n0 (H )
A
B
G
H
ni i
或
d ξ=
dni i
ξ单位是mol 可以是正整数、正分数或0 与反应式相联系。
END
ξ = 0 mol 表示：反应开始时刻的反应进度 ξ = 1 mol 表示：从ξ = 0 mol 时计算已有νAmol
过程和途径
(3) 过程和途径
过程——体系状态发生变化的经过。
恒温过程：始态、终态温度相等，并且过程
中始终保持这个温度。T1=T2 恒压过程：始态、终态压力相等，并且过程
中始终保持这个压力。p1=p2 恒容过程：始态、终态容积相等，并且过程
中始终保持这个容积。V1=V2
途径——体系状态变化过程中所采取的每一 种具体方式。
状态Ⅰ(始态)
p1,V1,T1
状态Ⅱ(终态)
p2,V2,T2
△p=p2－p1 , △T=T2－T1 , △V=V2－V1 量度性质——具有加和性的体系性质。如 n,V 强度性质——不具有加和性的体系性质。如 p,T
恒压反应热
(2)恒压反应热(Qp)：恒温恒压且只做体积功时反应 吸收或放出的热量。
由 △U = Q－W
W = p△V
∴ △U = Qp－ p△V ∵ △p=0 p1 = p2= p外
Qp= △U ＋ p△V △U = U2－U1
∴ Qp= U2－U1＋p2V2－p1V1 = (U2 ＋p2V2) －(U1＋p1V1)
n0 ( A) n( A) n0 (B) n(B) n(G) n0 (G) n(H ) n0 (H )
A
B
G
H
ni i
或
d ξ=
dni i
ξ单位是mol 可以是正整数、正分数或0 与反应式相联系。
END
ξ = 0 mol 表示：反应开始时刻的反应进度 ξ = 1 mol 表示：从ξ = 0 mol 时计算已有νAmol
过程和途径
(3) 过程和途径
过程——体系状态发生变化的经过。
恒温过程：始态、终态温度相等，并且过程
中始终保持这个温度。T1=T2 恒压过程：始态、终态压力相等，并且过程
中始终保持这个压力。p1=p2 恒容过程：始态、终态容积相等，并且过程
中始终保持这个容积。V1=V2
途径——体系状态变化过程中所采取的每一 种具体方式。
第三章化学热力学初步和化学平衡
可逆途径
不同途径等温压缩环境对体系做的功
随着步骤的增加,W越来越小,直到沿着等温线往上,W最小
可逆过程（reversible process）：一个体系能通 过原途往返而环境无功损失的过程
可逆过程的基本特点: (1)逆转不流痕迹
可逆过程
(2) 理想过程
(3) W可逆<W不可逆 可逆过程体系对 环境做功最大
*过程的关键是始、终态,而途径则着眼于具体方式。 **恒温过程, 恒压过程, 恒容过程, 绝热过程
四、内能（Internal Energy）又称为热力学能
1．体系内部所包含的各种能量之总和,绝对数值不可测。 2．广度状态函数。 3．内能的变化量有意义 4、理想气体的内能只是温度的函数， 即ΔUid = f ( T )
**温度一般为25 ℃（298K）
**大多数生成焓为负值，表明由单质生成化合 物时放出能量。
（2）意义： （i）计算化学反应的 rHm
反应ΔrH物mo = Δf HmoΔ(生rH成mo 物）- Δf H生mo成(反物应物）
（iiΔ）f H讨mo (反论应化物合） 物的稳Δf定Hmo性(生.成物）
1、恒容化学反应热（Q v）
弹式量热计示意图 1）体系体积在反应前后无 变化的反应称为恒容反应。
2）恒容条件下，Q v = ΔU
3）恒容反应热一般用 弹式量热计测定。
2、恒压化学反应热（Q p）
1）在恒压过程中完成的化 学反应，称为恒压反应。 2）恒压反应热一般用 保温杯式量热计测定。
保温杯式量热计示意图
l
I
注意：这里P外为环境压强
自由膨胀没有体积功
例题：恒温下，压力为106Pa的2m3理想气体在恒外压 5×105Pa膨胀直到平衡，此过程环境对体系作功多少？
化学热力学初步
凡注明反应热的反应方程式，称为热化学方程式
H2(g) + ½ O2(g) ½ N2(g) + O2(g)
H2O(l) NO2(g )
rHm(298K) = -286kJ·mol-1 rHm(298K) = +34kJ·mol-1
表示热力学标准状态
对单一气体——气体处于标准压力下 1atm=101325Pa 对混合气体——每种气体的分压都出于标准压力下 凝聚态物质——纯液体或固体的标态则指出于标准压力下的 纯物质。 溶液的标态——溶度为1mol ·dm-3
第2章
化学热力学初步
化学热力学概述
什么是化学热力学？
a．能否发生反应？ b．反应速率多大？ c．会发生怎样的能量变化？ d．到什么程度时反应达到平衡？ e．反应机理如何？
热力学特点：反映宏观体系的统计行为
第一节 化学
一、化学反应的热效应
1、定义：当生成物的温度等于反应物的温度时，化学反应 所吸收或放出的热量，称为化学反应热效应，简称反应热。
终态
r
H
θ m
,1
中间态
r
H
θ m
,2
则
r
H
θ m
r
H
θ m1
Δ
r
H
θ m
2
例 已知: C ( 石墨 ) + O2 ( g ) —— CO2 ( g ) ．．．( 1 ) rHm ( 1 ) = － 393.5 kJ ·mol － 1 ，
CO ( g ) + 1/2 O2 ( g ) —— CO2 ( g )．．．( 2 ) rHm ( 2 ) = － 238.0 kJ ·mol － 1 。
② 要注明物质的凝聚状态和晶形。固相（s），液相（l）， 气相（g），水溶液（aq）。如石墨，金刚石等。
H2(g) + ½ O2(g) ½ N2(g) + O2(g)
H2O(l) NO2(g )
rHm(298K) = -286kJ·mol-1 rHm(298K) = +34kJ·mol-1
表示热力学标准状态
对单一气体——气体处于标准压力下 1atm=101325Pa 对混合气体——每种气体的分压都出于标准压力下 凝聚态物质——纯液体或固体的标态则指出于标准压力下的 纯物质。 溶液的标态——溶度为1mol ·dm-3
第2章
化学热力学初步
化学热力学概述
什么是化学热力学？
a．能否发生反应？ b．反应速率多大？ c．会发生怎样的能量变化？ d．到什么程度时反应达到平衡？ e．反应机理如何？
热力学特点：反映宏观体系的统计行为
第一节 化学
一、化学反应的热效应
1、定义：当生成物的温度等于反应物的温度时，化学反应 所吸收或放出的热量，称为化学反应热效应，简称反应热。
终态
r
H
θ m
,1
中间态
r
H
θ m
,2
则
r
H
θ m
r
H
θ m1
Δ
r
H
θ m
2
例 已知: C ( 石墨 ) + O2 ( g ) —— CO2 ( g ) ．．．( 1 ) rHm ( 1 ) = － 393.5 kJ ·mol － 1 ，
CO ( g ) + 1/2 O2 ( g ) —— CO2 ( g )．．．( 2 ) rHm ( 2 ) = － 238.0 kJ ·mol － 1 。
② 要注明物质的凝聚状态和晶形。固相（s），液相（l）， 气相（g），水溶液（aq）。如石墨，金刚石等。
第3章 化学热力学基础1
c: 介质比热容, J.g-1.K-1 ；
m：介质的质量, g；
C: 量热计各部件总热容, J.K-1
“－” 号表示放热
2
恒压反应热 恒压过程中完成的化学反应称为恒压反应，其热效应
称恒压反应热Qp 。化学反应常在敞开容器(恒压)进行。 ΔU＝Qp－W W ＝ pΔV Qp＝U2－U1＋p(V2－V1) 由于恒压过程 Δp＝0 即 p2＝p1＝p Qp ＝ΔU＋W Qp＝ΔU＋pΔV
3
反应进度概念
• 表示化学反应进行程度的物理量，符号ξ，单位mol
• 任意反应: νA A＋νB B ＝ νG G＋νH H ξ ＝[n0,B-nB] /νB =ΔnB/νB= [nG-n0,G] /νG=ΔnG/νG • 任一物质来表示反应进度，同一时刻得到的ξ值一致。 • 当ξ＝1mol，表示各物质按计量方程的量进行完全反应 ξ＝0mol ，表示反应开始时刻的反应进度。
Qp＝U2－U1＋p2V2－p1V1
＝(U2＋p2V2)－(U1＋p1V1)
U，p，V 都是状态函数，其组合也必为状态函数，
热力学将 U ＋ pV 定义为新的状态函数－焓，符号 H,
H ＝ U ＋ pV 所以 Qp ＝ ΔH
在恒压反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变系
统的热焓
焓Ｈ ① 焓是系统的状态函数，其数值的大小只与始态和
同一生成物发生单纯的压强和体积变化，∴△U3 ＝ 0, 则ΔH1 ＝ΔU2 ＋( p1V2—p1V1) ΔH1＝ΔU2 ＋ ΔnRT 得 Qp ＝ QV ＋ ΔnRT
局 限 性：讨论变化过程，没有时间概念，不能解决 变化的速度、与时间有关的问题。
3H2+N2→2NH3 (△G＜0，高温高压催化剂)
工科基础化学-热力学
热量计的种类
保温瓶 常用于测量在溶液中进行的化 学反应的热效应。 常在等压下操作，测量的热效 应是化学反应的等压热效应。
(a) 绝热热量计
(b) 冰热量计
有冰水混合物的密闭容器 反应所释放的热使0℃的冰融 化为0℃的水 测量反应前后冰水混合物的 体积差，可求得反应的热效应。 是等温热量计，能直接测得 等温条件下的反应热效应
化学变化时发生系统与环境间的能量转换和传递 → → 系统内能的变化
3.1.5 过程（process）和途径（approach） 过程：系统状态发生的任何变化
等温过程 (isothermal)：T始= T终 等压过程 (isobar) ： 压力恒定 等容过程 (isovolume)： 容积恒定 绝热过程 (adiabatic) ： q = 0
与反应热测量有关的两个问题
常用钢弹热量计测得的热效应是qv ，如何求算qp ？
有些反应的热效应难以测量，例如：碳不完全燃烧而生 成CO时，总有CO2生成，有关反应的热效应如何求得？
反应热效应的理论计算
3.3.3.1 qp与qv的关系
qv ：反应在弹式热量计中进行时所测得的反应热效应 qp ：反应在敞口容器中（大气压、定压）进行时所测得的反应
(c)弹式热量计
基本条件： 耐高压的密闭容器 能吸收热量的介质 常用的弹式热量计：钢 弹/水 测量的热效应是化学反 应的等容热效应。
3.3.2 化学反应的反应热与焓
3.3.2.1 恒容过程反应热
恒容变化过程： V 0
体积功为零（W=0）
UV q W qV
在恒容条件下（密闭容器）进行的化学反应，其反 应热等于该系统中热力学能的改变量
简化2： 当反应中气态反应物的化学计量数之和与气态生成物的化学计 量数之和相等时，V ≈ 0 （∵ 恒压，理想气体）， qv ≈ qp
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③ 物质化学式前面的系数表示该物质在1mol反应中
的物质的量，不表示分子数，故必要时可用分数。如： H2(g) +1/2O2(g) = H2O(l) △rHΘm= –285.8kJ· mol-1 无机及分析化学
20
三、Hess定律
始态
△ rHm,1
△ rHm
终态
△ rHm,2
△ rHm =△ rHm,1 +△ rHm,2
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
3.0 10.0 0.0
t = t′ n2(B)/mol
反应进度为：
2.0
7.0
2.0
ξ = [n2(N2) - n1(N2)]/v(N2) = (2.0 - 1.0)/(-1) = 1(mol) 或ξ = [n2(H2) - n1(H2)]/v(H2) = (7.0 - 10.0)/(-3) = 1(mol) 或 ξ = [n2(NH3) - n1(NH3)]/v(NH3) = (2.0 - 0)/(2) = 1(mol)
无机及分析化学
26
4、标准摩尔反应焓变△rHmΘ的计算 (1)利用热化学方程式的组合计算
(2)由标准摩尔生成焓计算
反应物 (反) Ⅱ 参加反应的各参考状态单质 (始态) 生成物 (终态) Ⅰ (生)
对反应 0 BB
B
Θ Δ H 有 r m=
Θ ν Δ H （ B f m B）
B
对标准状态下进行的一般反应：aA + bB = cC + dD △rHΘm=(c△fHΘm,C+d△fHΘm,D)-(a△fHΘm,A+b△fHΘm,B) 无机及分析化学
体系作功，W为“＋”。
无机及分析化学
12
热和功都是体系状态变化过程中能量传递形式，
没有过程就没有热和功，因而是非状态函数。
热力学中常把功分为：
体积功We：体积变化反抗外力作用与环境交换的功
非体积功Wf：电功、表面功、机械功等
W = We ＋ Wf
无机及分析化学
13
六、内能与热力学第一定律 内能：体系内部质点能量的总和，用U表示。其绝 对值到目前为止无法知道，U是体系的状态函数。 把能量守恒定律应用于热力学体系则称为热力学第 一定律。对封闭体系，热力学第一定律的数学表达
环境交换的热等于体系的焓变。 无机及分析化学
18
思考2、恒压反应热与反应焓变的关系式Qp=
ΔH成立的条件是(
)。
√A. 封闭体系 C. 不做非体积功 √
√B. 恒压过程
D. 绝热过程
无机及分析化学
19
二、热化学方程式
表示化学反应和反应热关系的方程式叫热化学方程式。 书写热化学方程式时必须注意以下几点： ① 注明反应的温度和压力、△rHΘm，若T = 298.15 K，P = 100kPa，习惯可以不写。 ② 必须在方程式中注明物态，如s、l、g
思考4、下列物质中标准摩尔生成焓为零的是(
A. C(金刚石) C. Br2(g) A. C(石墨)
B. P4(白磷) √
D. O3(g)
Θ m
)
Δf H 和ΔC H 均为0的是( 思考5、下列物质中，
√B. O2(g)
Θ m
)。
C. CO(g) D. H2O(l)
无机及分析化学
16
当体系在变化过程中只做体积功，则
△U = Q + We
若体系变化是等容过程，即△V = 0，We = -P△V =0
△ U = QV
上式表明：对封闭体系，在不做其他功的等容过
程中，体系于环境交换的热等于体系内能的变量。
无机及分析化学
17
若体系变化是定压过程，即△P = 0，P1=P2=P环
式为：
△U = Q + W
意义：封闭体系的状态发生变化时，其内能△U增加
等于体系从环境吸热Q加上环境对体系所作的功W。
无机及分析化学
14
例：内能为U1的封闭体系，体系从环境吸热50kJ，
并对环境做了30kJ的功
求：①△U体=？U2=? ②△U环=？ 解：①△U体= Q + W = 50 - 30 = 20(kJ)； U2= U1+△U体= (U1+ 20)kJ ②对环境，Q =－50kJ，W = +30kJ， △U环= Q + W =－50 + 30 =－20(kJ) 故
Θ Δr HΘ (T) ≈ Δ H m r m (298.15K)
无机及分析化学
28
思考3、下列反应中，反应的标准摩尔焓变等于生
成物的标准摩尔生成焓的是（ ） A. CO2(g) + CaO(s) CaCO3(s) B. 1/2H2(g) + 1/2I2 (g) HI(g) C. H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) √D. H2(g) +1/2O2 (g) H2O(g)
第三章 化学热力学初步
§3－1 基本概念
一、化学反应进度 三、状态与状态函数 五、热和功 二、体系与环境 四、过程与途径 六、内能与热力学第一定律 二、热化学方程式 四、反应焓变的计算 二、混乱度和熵函数 四、吉布斯自由能及其应用
1
§3－2 热化学
一、化学反应热效应 三、Hess定律 一、自发过程 三、热力学第二定律 无机及分析化学
无机及分析化学
6
敞开体系
封闭体系
孤立体系
无机及分析化学
7
三、状态和状态函数
状态：体系一切宏观性质（物理性质和化学性质）的综 合表现； 状态函数：确定体系状态的一系列物理量，如V、T、P、 cB、nB等都是状态函数。 状态函数的特征： ① 状态函数是体系所处状态的单值函数。 ② 状态函数的变化只取决于体系的始态和终态，而与状 态变化经历的具体步骤无关。
C(s) + H1
O 2(g)
1 2
H3
C O 2(g) H2
CO(g) +
无机及分析化学
O2(g)
22
四、反应焓变的计算
1、物质的标准态 标准态：是指标准压力pΘ为105Pa下的纯物质的状态， 常用温度为298.15K。
气体的标准态：标准压力pΘ下的理想气体状态
液体的标准态：标准压力pΘ下的纯液体状态 固体的标准态：标准压力pΘ下的稳定晶体状态 溶液的标准态：标准压力pΘ下浓度为标准浓度(cΘ= 1mol/L)的理想溶液 无机及分析化学
24
水合离子标准摩尔生成焓：在温度T及标准状态下 由参考状态单质生成溶于大量水的水合离子B(aq)
的标准摩尔反应焓变。
量符号为△fHmΘ (B,∞, aq,T)，单位kJ· mol－1。 符号“∞”表示“无限稀薄”，常常省略。 在书写反应方程式时，应使离子B为唯一生成物， 且离子B的化学计量数vB=1。
则
△U = QP –P外V
U2 - U1 = QP –P外(V2-V1)
QP=(U2+P外V2)–(U1+P外V1)=(U2+P2V2)–(U1 +P1V1)
热力学上将(U + PV)定义为一个新的状态函数焓
H = U + PV
故定压热Qp：
△ H = Qp
对封闭体系，在不做其他功的等压过程中，体系与
27
(3)由标准摩尔燃烧焓计算
对反应
0 BB
B
Θ Θ Δ H = （ ν ） Δ H （ 有 r m B C m B）
B
对标准状态下进行的一般反应：aA + bB = cC + dD △rHΘm=(a△CHΘm,A+b△CHΘm,B)-(c△CHΘm,C+d△CHΘm,D) 若体系温度不是298.15K，反应焓变会有些改变，但 一般变化不大，即反应的焓变基本不随温度而变
（Ⅰ）
终态
始态
无机及分析化学
（Ⅱ）
8
状态函数的性质： (1)广度性质 一定条件下与体系中的物质数量成正
比，即有加和性。如V、m、U、H、S、G等都是广
度性质。 (2)强度性质 一定条件下仅由体系中物质本身的特 性决定，不随体系中物质总量而改变，即不具加和 性。如T、P、ρ等都是强度性质。
任何两个广度性质相除之后就成为强度性质。
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Θ Δ H 2、摩尔反应焓变 Δr Hm 、标准摩尔反应焓变 r m 以 及标准摩尔生成焓 Δf HΘ m
摩尔反应焓变
r H m Δr H /
化学反应处于温度T 的标准状态时，该反应的摩尔 反应焓变称为标准摩尔反应焓变 Δ HΘ
r m
标准状态下，由最稳定单质直接生成1mol某物质的反 应热，称为该物质的标准摩尔生成焓，符号△fHΘm，单 位kJ· mol－1。 规定：标态下最稳定单质的标准摩尔生成焓等于零 无机及分析化学
无机及分析化学
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二、体系与环境
被划分出来作为我们研究对象的这一部分，就称 为体系(系统)，而体系以外的其他部分则称为环境。 据体系与环境间的关系，可将热力系体系分为： 敞开体系：体系与环境间既有物质交换又有能量交换 封闭体系：体系与环境间只有能量交换没有物质交换 孤立体系：体系与环境间既无物质交换也无能量交换
§3－3 化学反应的方向与限度
本 章学习要求
1 、熟悉化学反应进度、体系与环境、状态与状态 函数、过程与途径、热和功、内能等基本概念。 2 、理解热力学第一定律的基本内容，了解热力学 第二、第三定律。 3 、 掌 握 Qp 、 △ U 、 △ rHm 、 △ rHmΘ 、 △ fHmΘ 、 △ cHmΘ 、△ rSm 、△ rSmΘ 、 SmΘ 、△ rGm 、△ rGmΘ 、 △fGmΘ等概念及有关计算和应用。 4、掌握热力学重要关系式△rGm = △rHm－T△rSm 。 5、会用△G来判断化学反应进行的方向。 无机及分析化学