化学反应热力学(zdj)
化学反应热力学和化学热力学的基本知识
化学反应热力学和化学热力学的基本知识化学反应热力学和化学热力学是化学中两个非常重要的概念。
它们通过研究化学反应过程中的能量转化和热力学性质，可以帮助我们理解化学反应的本质以及反应机制的发生。
在未来的2023年，化学反应热力学和化学热力学将继续成为化学研究中的核心领域，为我们探索新的化学应用和进一步发展化学技术提供支持。
1.化学反应热力学化学反应热力学研究的是在化学反应过程中发生的能量转化。
在化学反应中，发生的能量转化涉及到很多基本的概念，比如外界功、热量、焓变等等。
其中，热量是指化学反应中发生的热量变化，而焓变则包括了在常温常压下发生反应时的热量变化以及其他因素的影响。
化学反应热力学的研究对于理解化学反应机理和反应动力学过程有着非常关键的作用。
它可以帮助我们预测和控制化学反应发生的条件和结果，从而为我们研究新的化学应用和开发新的化学技术提供基础和支持。
2.化学热力学化学热力学则更关注化学物质在不同温度和压力下的热力学性质。
化学热力学可以研究化学物质在不同温度下的焓变、熵变以及自由能等物理量，同时也可以通过这些物理量来解释化学反应或其他化学过程的发生。
化学热力学的研究可以帮助我们理解化学物质的热力学行为、物理与化学属性，从而推动物理学、化学、材料科学等多个学科的发展。
在未来的2023年，化学热力学仍将发挥重要的作用。
随着科技和市场的不断发展，新型材料、新型能源等方面的研究和应用越来越受到关注。
化学热力学的研究可以帮助我们探索新的化学材料和新的能源技术，从而为人们的生活带来更多的便利和利益。
3.未来展望随着化学反应热力学和化学热力学的不断发展，我们对物质和化学反应的认识也在不断加深。
未来，预计这两个领域仍将继续成为化学研究中的核心领域，为我们探索新的化学应用和进一步发展化学技术提供支持。
同时，我们也可以预见到，未来的化学反应热力学和化学热力学研究将更加深入和广泛。
随着新技术的不断涌现，更多的方法和手段将用于探索和研究化学反应和物质性质，在解决复杂化学问题方面发挥更大的作用。
化学反应热力学
化学反应热力学热力学是研究能量转化和传递的科学。
而化学反应热力学则是研究化学反应中能量转化和传递的过程，包括热量变化、热力学函数和方程等方面的内容。
本文将从化学反应的热力学基础、热化学方程式和热力学定律三个方面来论述化学反应热力学的相关内容。
一、化学反应热力学基础化学反应的热力学基础是热力学第一定律和第二定律。
热力学第一定律，也称为能量守恒定律，指出能量在物质系统中的转换不会增加或减少，只会从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物的能量要等于生成物的能量。
热力学第二定律则是描述反应的熵变，即反应过程中系统的混乱程度的增加或减少。
根据熵变的正负可以判断反应的方向和可逆性。
二、热化学方程式热化学方程式是描述化学反应热力学性质的方程式。
在热化学方程式中，可以通过ΔH和ΔS来表示反应的焓变和熵变。
ΔH为焓变，表示反应过程中吸热或放热的大小；ΔS为熵变，表示反应过程中系统的混乱程度的变化。
根据热化学方程式可以计算出反应的热力学性质，如热力学平衡常数、反应的自由能变化等。
三、热力学定律热力学定律是描述化学反应热力学性质的基本规律。
其中最重要的定律是吉布斯自由能变化定律和反应标准摩尔焓变定律。
吉布斯自由能变化定律可以用来判断反应的可逆性和方向，当吉布斯自由能变化ΔG小于零时，反应是可逆的，当ΔG等于零时，反应处于平衡态。
反应标准摩尔焓变定律可以用来计算反应的焓变，它依赖于反应物和生成物的摩尔焓。
在化学反应热力学中，还有其他一些重要的定律和概念，如伟德平衡、化学动力学和反应速率等，这些内容超出了本文的范围，不再详述。
总结：化学反应热力学是研究化学反应中能量转化和传递的科学。
从热力学基础、热化学方程式和热力学定律三个方面，我们了解到了化学反应热力学的相关内容。
热力学第一定律和第二定律是热力学的基础，热化学方程式可以用来描述反应的焓变和熵变，热力学定律则是描述反应的热力学性质的基本规律。
通过对化学反应热力学的学习，我们可以更深入地理解化学反应过程中能量的转化和传递。
新课程高中化学教案四：化学反应的热力学分析
序言化学是一门与日常生活息息相关的学科，几乎每一个物质和现象都与化学有着密切的联系。
高中化学作为中学化学的重要阶段，其教学内容包括化学反应的热力学分析、化学平衡及反应动力学等。
本文将从化学反应的热力学分析入手，为大家介绍新课程高中化学教案四的相关内容。
一、化学反应的热力学基础在高中化学教学中，化学反应的热力学分析属于物理化学范畴，它是热力学基本规律在化学变化中的应用其中，高中化学教学中需要着重讲解的概念包括焓、内能、焓变、内能变等。
1.焓在化学反应中，物质发生变化时会引起能量的转移，热力学研究的对象就是这种能量。
焓通常表示为H，它是描述物质内部能量状态的物理量，定义为系统内能加上PV（压力与体积的积）。
当系统的压强和体积不变时，焓就等于内能加上所做的功。
2.内能内能通常表示为U，是描述物质分子内部相互作用状态的物理量，包括各种内部相对运动以及分子表面和周围空气分子之间的相互作用等。
3.焓变在化学反应中，反应物发生变化产生的能量转移称为焓变，通常用ΔH表示。
焓变可分为放热反应（热变负值）和吸热反应（热变正值）两种。
4.内能变在化学反应中，反应物发生变化引起的内能变化称为内能变，通常用ΔU表示。
内能变也可分为放热反应（内能变负值）和吸热反应（内能变正值）两种。
二、热力学分析在化学反应中的应用在进行化学热力学分析时，需要考虑一系列因素，如温度、压强、反应物浓度等。
下面将从焓变和化学平衡两个方面，为大家介绍热力学分析在化学反应中的应用。
1.焓变与反应热在进行化学反应热力学分析时，最常使用的衡量方式就是焓变。
当反应物发生变化时所释放或吸收的能量，即反应热与焓变密切相关。
反应热与焓变的关系如下：Q = ΔH其中，Q为反应热，ΔH为焓变。
反应热越大，则表示反应过程中释放或吸收的能量也越大。
反应热与化学反应速率也密切相关，通常情况下，反应热越大，反应速率也越快。
2.焓变与化学平衡在热力学分析中，焓变也能为化学平衡提供重要的参考依据。
化学反应的热力学
化学反应的热力学热力学是研究能量转化和能量传递的科学，而化学反应的热力学则是研究化学反应中涉及的能量转化和能量传递的科学。
化学反应的热力学不仅仅关注反应的发生与否，还关注反应的速率、反应的平衡以及热力学参数对反应的影响等方面。
热力学第一定律热力学第一定律，也被称为能量守恒定律，指出能量不会被创造或者消失，只会发生转化。
在化学反应中，反应物和产物之间的能量转化也遵循这一定律。
根据热力学第一定律，化学反应的能量变化可以表示为以下公式：ΔH = q + w其中，ΔH代表反应的焓变，q代表反应吸热或放热的热量变化，w 代表反应对外界做功的能量变化。
热力学第一定律为化学反应提供了能量转化的基本原理。
热力学第二定律热力学第二定律指出，自然界中的过程具有一定的方向性，即一定会发生的方向。
对于化学反应来说，热力学第二定律可以用来判断反应是否自发进行。
根据热力学第二定律，一个化学反应自发进行的条件是其反应的自由能变化ΔG小于零。
ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔH是反应的焓变，T是温度，ΔS是反应的熵变。
如果ΔG小于零，意味着反应的产物具有更低的自由能，反应会自发进行。
而如果ΔG大于零，意味着反应的产物具有更高的自由能，反应不会自发进行。
热力学第三定律热力学第三定律是指当温度趋近于绝对零度时，任何系统的熵趋于一个常数。
这个常数被定义为绝对零度的系统的零熵值。
热力学第三定律提供了计算熵变的参考基准。
化学反应的热力学应用化学反应的热力学有着广泛的应用。
首先，热力学可以用来计算反应的焓变和自由能变化，从而帮助预测反应的进行方向和发生程度。
其次，热力学可以用来解释化学反应速率的差异，因为反应速率与反应过渡态的能量有关。
此外，热力学还可以用来设计反应条件，使得反应的产率最大化。
根据热力学原理，可以通过调节温度、压力等条件来控制反应的进行。
同时，热力学也与工业生产密切相关，如化工过程中的热力学计算和能量平衡等。
总结化学反应的热力学是热力学在化学反应中的应用，它研究了反应的能量转化和能量传递。
化学反应热力学
化学反应热力学热力学是研究能量转化和传递规律的科学，其中化学反应热力学是研究化学反应中能量变化的学科。
通过分析化学反应的热效应，可以揭示反应过程中涉及的能量变化和反应的方向性。
本文将介绍化学反应热力学的基本概念、热力学方程、反应焓、焓变、熵变以及自由能变化等内容。
1. 热力学基本概念热力学基于能量守恒和热平衡的原理，研究物质间的能量转化和传递。
化学反应热力学是研究可逆和不可逆化学反应中的能量变化规律，以及探究反应的驱动力和方向性的学科。
2. 热力学方程热力学方程是描述化学反应热力学性质的数学表达式。
其中最重要的方程是热力学第一定律和第二定律。
热力学第一定律是能量守恒定律，表示为ΔU = Q - W，其中ΔU表示系统内能量变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外界做的功。
3. 反应焓反应焓是化学反应热力学中的重要概念。
焓是系统能量的一种度量，表示为H。
化学反应的焓变ΔH定义为反应前后焓的差值，ΔH = H(产物) - H(反应物)。
焓变为正时，表示吸热反应；焓变为负时，表示放热反应。
4. 焓变焓变是指反应物到产物之间发生的焓变化。
焓变的计算可以通过实验测定燃烧反应、非燃烧反应等过程中的温度变化和热量变化来确定。
焓变与反应物的摩尔数之间存在关系，可以通过化学方程式的平衡来确定焓变的比值。
5. 熵变熵是描述系统混乱程度的物理量，表示系统的有序程度。
熵变ΔS是在化学反应中衡量系统熵的变化。
熵变的计算可以通过实验测定反应物和产物的熵值以及物质的状态变化来确定。
熵变为正时，表示系统的有序度降低；熵变为负时，表示系统的有序度增加。
6. 自由能变化自由能变化ΔG是化学反应驱动力和方向性的重要参数。
自由能变化与焓变和熵变之间存在关系，ΔG = ΔH - TΔS，其中ΔH表示焓变，ΔS表示熵变，T表示温度。
当ΔG小于0时，反应是自发进行的，反应是放热的；当ΔG等于0时，反应处于平衡状态；当ΔG大于0时，反应是不可逆的，需要外界施加能量。
化学反应的热力学分析与物质转化
化学反应的热力学分析与物质转化化学反应是物质发生转化的过程，而热力学则是研究能量转化过程的学科。
通过热力学分析化学反应，我们可以了解反应的热效应、熵效应和自由能变化等信息。
本文将通过热力学的角度探讨化学反应的基本原理和应用。
一、热力学基本原理热力学是研究物质能量转化规律的学科，其中的基本原理有以下几个方面：1. 系统和环境：在热力学中，我们将研究对象划分为系统和环境两部分。
系统是指我们所研究的化学反应体系，而环境则是指系统以外的一切。
系统和环境之间通过热量和功交换来维持能量平衡。
2. 热力学第一定律：热力学第一定律也被称为能量守恒定律，它表明在闭合系统内，能量不会自发消失或增加，只会从一种形式转化为另一种形式。
反应体系的内能变化等于吸收的热量与对外界功的和。
3. 热力学第二定律：热力学第二定律描述了自然界中热量传递的方向性。
它指出，热量永远无法从低温物体自发传递到高温物体，只能通过外界做功的方式实现。
这个定律也为熵增原理提供了理论基础。
4. 热力学第三定律：热力学第三定律说明了绝对零度是不可达到的，任何物体在绝对零度下都会具有非零的熵值。
它对于测定物质的熵和自由能有着重要的意义。
二、化学反应的热效应化学反应的热效应是指反应过程中释放或吸收的热量。
它可以通过实验测定得到，也可以通过热力学计算得到。
热效应的正负与反应的放热性质和吸热性质有关，它可以进一步分为焓变与热反应焓变。
1. 焓变：焓变是物质在常压条件下的热效应，通常用ΔH表示。
焓变的正负可以判断反应是放热还是吸热过程。
当焓变为负值时，表示反应是放热过程，反之为吸热过程。
2. 热反应焓变：热反应焓变是物质在标准状况下的热效应，通常用ΔH°表示。
标准状况是指温度为298K（25℃），压强为1 atm，摩尔物质的浓度为1 mol/L的情况。
热反应焓变能够提供反应的标准热效应，并用于计算反应热效应。
三、物质转化与自由能变化自由能是热力学中衡量系统能否发生变化的重要参数，它与物质转化的趋势和速率息息相关。
化学反应中的热力学分析
化学反应中的热力学分析热力学是研究物质在不同条件下的能量转化和传递规律的科学。
在化学反应中，热力学分析可以告诉我们有关反应的能量变化、平衡状态、反应速率等重要信息，对于理解化学反应的机理和优化反应条件具有重要的意义。
本文将通过热力学分析来探讨化学反应中的相关问题。
1. 热力学基本概念热力学研究的主要对象是能量和热力学参数。
其中，能量可以分为热能、功和内能。
热力学参数包括温度、压力、物质的摩尔数等。
热力学的基本定律包括热力学第一定律（能量守恒定律）和热力学第二定律（熵增定律）。
2. 热力学中的热量变化与焓变在化学反应中，反应物与生成物之间的能量差异可以通过焓变来表示。
焓是热力学中的一个重要参数，其定义为系统在定压条件下的热量变化。
焓变表示在化学反应中系统的能量变化情况，可以通过实验测量得到。
3. 熵与自由能变化熵是热力学中描述系统混乱程度的参数，与系统的排列方式有关。
根据热力学第二定律，熵在不可逆过程中总是增加的。
通过熵的变化可以判断系统的稳定性以及反应的方向性。
自由能是热力学中判断反应是否进行的一个重要参数，具有自由能降低的趋势。
4. 热力学分析在化学反应中的应用热力学分析在化学反应中有着广泛的应用。
首先，热力学分析可以提供反应的热力学数据，如焓变、熵变、自由能变化等，从而评估反应的可行性和稳定性。
其次，在工业生产中，热力学分析可以帮助确定最佳的反应条件，提高反应效率和产物收率。
此外，热力学分析也可以用于研究反应的速率和反应机理。
总结起来，热力学分析在化学反应中起着重要的作用。
通过对热力学参数的分析，我们可以获得有关能量变化、平衡状态、反应速率等重要信息，从而深入理解化学反应的本质。
热力学分析不仅有助于科学研究，也在工业生产和实际应用中具有重要的价值。
随着科学技术的发展，热力学分析的方法和应用也在不断地丰富和拓展，为化学反应研究提供了更多的可能性。
化学反应中的热力学和动力学
化学反应中的热力学和动力学化学反应是化学领域中的基础概念之一，它代表了物质发生变化的过程。
在此过程中，原子和分子之间会发生一系列的相互作用，这些作用是化学反应发生的主要原因。
其中，热力学和动力学是影响化学反应过程的重要因素。
热力学是描述化学反应中的能量变化的学科。
它通过研究反应中物质的热力学性质来分析化学反应的热效应。
在化学反应中，如果反应体系吸收热量，那么这个过程就是一个吸热反应，反之，则是一个放热反应。
热力学反应中，在理论上有一个定义的状态函数——焓值，该值是通过反应物到产物的置换能量和体积积分计算出来的。
如果反应体系在一定的条件下从初态到终态的焓值是负值，那么反应就是一个放热反应。
热力学可以对化学反应的热效应进行量化分析和计算，这非常重要，因为热效应既是反应本身的性质，也是反应工程中需要考虑的重要因素。
动力学是描述化学反应速率的学科。
化学反应是由原子和分子之间的相互作用引起的。
反应速率取决于反应物浓度、反应物粒子的质量和速度、物质的反应浓度和反应温度等因素。
化学反应速率的理论基础是碰撞理论，它指出，化学反应速率与反应物的浓度和温度和反应物的反应率等因素有关。
在化学反应动力学研究中，我们可以了解反应的过程和机理，并确定反应速率的大小、影响反应速率的因素。
通过这些知识，我们可以提高化学反应的效率，使反应达到工业需求的标准。
另外，动力学实验也为分析不同反应顺序和反应条件对热力学反应性质的影响提供了有力的助手。
除了上面提到的两种学科外，了解反应机理、催化作用和离子反应等其他方面的知识也对化学反应的热力学和动力学研究起到了很大的作用。
这些知识都是影响化学反应的因素，因此在学习化学反应时，我们还要学习许多其他的内容，以便更好地分析和理解反应的习惯。
此外，了解化学反应过程中的热力学和动力学学科也有助于我们研究物理和生物的过程。
事实上，热力学和动力学作用力广泛，不仅仅在化学领域，包括生命科学、材料科学、物理科学和工程等等各个领域。
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R = 8.314 J K-1 mol-1 = 8.314 Pam3 K-1 mol-1 = 8.314 kPadm3 K-1 mol-1
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例2: 在101.3 kPa条件下，373 K时，反应 2H2(g)+ O2(g) ==== 2H2O(g) 的等压反应热是 - 483.7 kJ · mol – 1，求生 成1mol H2O（g）反应时的等压反应热QP 及恒容反应热QV 。
化学反应进行的方向 及热力学初步
Direction of Chemical Reactions and Basis of Thermodynamics
一、教学要点： 1. 掌握热力学函数U、H、S、G的物理意义。 2. 应用热力学函数进行计算，根据热力学函数进 行反应自发性的判断。 3. 掌握吉布斯-赫姆霍兹公式，计算及其应用。
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恒温过程
298 K，101.3 kPa 途径(II) 实 际 过
298K，506.5 kPa
途 径 (I)
恒 压 过 程
程 恒温过程 (I)
恒 压 过 程
(II)
375 K，101.3 kPa
375 K，506.5 kPa
图3-2 实际过程与完成过程的不同途径
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五、 广度（容量）性质及强度性质 1. 广度（容量）性质： 与体系中物质的量成 正比的物理量(体积、质量等)， ∑ X = ∑ Xi ； 具有加和性。 i=1 2. 强度性质： 数值上不随体系中物质总量的 变化而变化的物理量（温度、密度、热 容、压力）。
● ΔH - 体系向环境放出热量，放热反应。 7. 适用条件： 封闭体系，等温等压条件，不做有用功。
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例1：用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正庚烷 的恒容反应热为- 4807.12 kJmol-1,求其Qp值
解：C7H16(l) + 11O2(g) 7CO2(g)+ 8H2O(l) n = 7 - 11 = - 4 Qp = Qv + nRT = - 4807.12 + (- 4) 8.314 298/1000 = - 4817.03 kJmol-1
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体积功： W = P ΔV 单位： J、kJ
热和功不是状态函数，不取决于过程的始、 终态，而与途径有关。
3 . 热力学能(内能)
体系内部一切能量的总和称为体系的热力学能 (U) 包括分子运动的动能，分子间的位能以及分 子、原子内部所蕴藏的能量。 问题：U 是否为状态函数？ ΔU呢？
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＊U： ① 绝对值无法确定； ② 体系状态发生改变时，体系和环境有 能量交换，有热和功的传递，因此可 确定体系 热力学能的变化值。 △ U：可确定。 ●广度性质，具有加和性，与物质的量成正比。 ●体系与环境之间能量交换的方式 ●热和功的符号规定
解： ① 由于H2(g)+ 1/2O2(g) ==== H2O(g)
∵ 反应在等压条件下进行， ∴ Qp = Δ H = 1/2(- 483.7) = - 241.9 kJ · mol – 1
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②求 QV H2(g)+ 1/2O2(g) === H2O(g) 的期间体物质的化学计量数 ΣυB (Δ n) = - 0.5， ∴ pΔV = ΣυBRT = - 0.5 8.314 373 = - 1.55 kJ · mol – 1 ∵ Qp = Qv + nRT ∴ Qv = Qp – nRT = - 241.9 – (-1.55) = - 240.35 kJ · mol – 1
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●不同计量系数的同一反应，其摩尔反应热不同 H2（g） + 1/2O2（g） === H2O（g） rHm(298) = -241.8 kJmol-1 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm(298) = - 483.6 kJmol-1 ●正逆反应的反应热效应数值相等，符号相反 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm(298) = -483.6 kJmol-1 2H2O（g） === 2H2（g）+ O2（g） rHm(298) = +483.6 kJmol-1
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8. 反应热的测定： 9. 热化学方程式： 表示化学反应与其热效应关系的化学方程式叫做热 化学方程式 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm(298) = - 483.6 kJmol-1 r: reaction， rHm表示反应的焓变 m：表示反应进度变化为1mol ：热力学标准态：
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4. 热力学第一定律：
Q、W 状态（I） 状态 （II） U1 U2 U2 = U1 + Q + W 热力学第一定律数学表达式： ΔU = U2 – U1 = Q + W ●热力学第一定律： 能量具有不同的形式，它 们之间可以相互转化，而且在转化过程中，能 量的总值不变。
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● Q与W的正负号：
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11． 关于标准生成焓 (1) 同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同 fHm（H2O，g）= - 241.8 kJmol-1 fHm（H2O，l） = - 285.8 kJmol-1 (2) 只有最稳定单质的标准生成热才是零； fHm（C，石墨）= 0 kJmol-1 fHm（C，金刚石）= 1.9 kJmol-1 (3) 附录中数据是在 298.15K下的数据。 (4) 同一物质在不同温度下有不同的标准摩尔生成；
体系从环境吸热，Q取＋；体系向环境放热，Q 取－；当环境对体系做功时，W取＋ ；反之，W 取－ 。 例1: 某封闭体系在某一过程中从环境中吸收了 50kJ 的热量，对环境做了30kJ的功，则体系在过 程中热力学能变为： ΔU体系 = （+50kJ）+（-30kJ） = 20kJ
体系热力学能净增为20kJ； 问题： Δ U环境= ？
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七、化学反应的热效应(QP Qv )、焓(H)
1. 反应热（化学反应的热效应）： 在化学反应过程中，当生成物的温度与反应物 的温度相同，等压条件下反应过程中体系只做 体积功而不做其它有用功时，化学反应中吸收 或放出的热量称为化学反应的热效应。
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2.焓（H ）： 由热力学第一定律： ΔU = Q + W 体系对外作功： W = - PΔV = - p（V2 –V1） ΔU = QP + W = QP – p（V2 –V1） U2 – U1 = QP – p（V2 –V1） QP = （U2 + pV2）-（U1 + pV1） 令 H ＝ U ＋ pV H：新的函数-------焓 则 Qp = H2 –H1 = H（H称为焓变） 问题： H是状态函数还是非状态函数？ H呢？
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六、 热力学第一定律，热和功 1. 热： 体系与环境之间因温度不同而交换或传 递的能量称为热； 表示为Q。 规定：体系从环境吸热时， Q为正值； 体系向环境放热时，Q为负值。 2. 功： 除了热之外，其它被传递的能量叫做功 表示为W。 规定：环境对体系做功时，W为正值； 体系对环境做功时，W为 负值。 问题：热和功是否为状态函数？
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10. 热力学标准态() ： (1) 表示反应物或生成物都是气体时，各物质分压 为1105 Pa； (2) 反应及生成物都是溶液状态时，各物质的浓度 1molkg-1（近似1moldm-3）; (3) 固体和液体的标准态则指处于标准压力下的纯 物质.
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※书写热化学方程式： ● 注明反应的温度和压强条件 ● 注明反应物与生成物的聚集状态， g-气态； l-液态 ；s-固态 ● rHm 值与反应方程式的写法有关，如 2H2(g) + O2(g) = 2H2O (g), rHm = -483.6 kJ· -1 mol 2H2(g) + O2(g) = 2H2O (l), rHm = -571.68 kJ· -1 mol H2(g) +1/2 O2(g) = H2O (g), rHm = -241.8 kJ· -1 mol H2O (l) = H2(g) +1/2 O2(g), rHm = 241.8 kJ· -1 mol
ΔH = ΔU + pΔV
焓(H):是状态函数，等压反应热就是体系的焓变
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6. Qp与Qv之间的关系： ● Qp = H = U + p V = Qv + nRT ●对液态和固态反应，Qp ≈ Qv, H ≈ U
●对于有气体参加的反应， V ≠ 0, Qp ≠ Qv
● ΔH + 体系从环境吸收热量，吸热反应；
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二、基本概念 化学反应： 1． 化学反应的方向、限度 2． 能量变化 3． 反应速率 4． 反应机理 5． 反应的控制 化学热力学： 应用热力学的基本原理研究化学反应，化学 变化过程的能量变化问题
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热力学： 主要解决化学反应中的三个问题： ① 化学反应中能量是如何转化； ② 化学反应的方向性； ③ 反应进行的程度。 动力学： 机理、反应的现实性和方向性
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11．反应的焓变： a A + b B ==== c C + d D rHm = H（生成物）- H（反应物） 12．标准摩尔生成焓 在热力学标准态下，在某一确定温度下，由 最稳定单质生成1mol纯物质时的等压热效应 fHm表示，简称该温度下的生成焓 H2(g，105Pa) + 1/2O2(g，105Pa) === H2O(l) rHm(298) = - 285.8 kJmol-1 fHm(298）= - 285.8 kJmol-1
态
P1=202.6kPa T1=373K V1=1m3
终
态
（II）加压、升温
减压、降温
图3-1 理想气化的经过称为过程 (恒温、恒压、恒容、 绝热过程） 2. 完成过程的具体步骤称为途径 3. 状态1 → 状态2 ： 途径不同，状态函数改变量 相同； 4. 状态一定时，状态函数有一个相应的确定值。 始终态一定时，状态函数的改变量就只有一个唯 一数值。 5. 等压过程： 压力恒定不变 ΔP = 0；等容过程： ΔV = 0；等温过程： ΔT = 0