物化2内能和焓讲解
化学反应热力学教案：内能和焓变
化学反应热力学教案：内能和焓变内能和焓变一、教学目标1.了解内能和焓的概念及其测定方法，掌握内能和焓的变化的计算方法。
2.熟悉常见物质在不同温度下的内能和焓数据。
3.理解化学反应中内能和焓变化对反应热力学性质和反应速率的影响。
4.学会计算化学反应的热力学性质，包括反应热、焓变、熵变和自由能变化等。
二、教学内容1.内能的概念和测定方法内能是物质分子所含的能量总和，包括分子的动能、势能等。
内能的变化可以通过实验测定，也可以通过计算得到。
内能的单位是焦耳(J)。
2.焓的概念和测定方法焓是物质的热力学函数，是内能和体积的函数。
在定压条件下，焓的变化等于吸收或放出的热量，即焓变。
焓的单位也是焦耳。
3.内能和焓的变化计算公式内能和焓的变化计算公式分别为：ΔU = Q + WΔH = ΔU + PΔV其中，ΔU是内能的变化，ΔH是焓的变化，Q是系统吸收的热量，W是系统对外界所做的功，P是压强，ΔV是体积变化。
4.常见物质在不同温度下的内能和焓数据常见物质在不同温度下的内能和焓数据可以通过参考相关资料进行查询和计算。
例如，对于单质氢气，其标准状态下的焓变为0，内能为0，而在298K下，其内能为0.76 kJ/mol。
对于水（液态），在298K下其标准状态的焓为-285.8 kJ/mol。
5.内能和焓变化对反应热力学性质和反应速率的影响化学反应中内能和焓的变化对反应热力学性质和反应速率有重要影响。
内能的变化可以决定反应放热或吸热，反应速率则受到反应物的浓度、温度等因素的影响。
例如，对于吸热反应，内能减小，反应速率随温度的降低而下降；对于放热反应，内能增加，反应速率随温度的升高而上升。
6.化学反应的热力学性质的计算化学反应的热力学性质包括反应热、焓变、熵变和自由能变化等。
这些性质可以通过反应物和产物的内能和焓的变化进行计算。
例如，在反应中，如果反应物A和B反应生成产物C和D，且反应放热，其反应热可以通过计算反应物A、B和产物C、D的内能变化和焓变化得出。
化学反应中的能量变化：内能焓与热容
化学反应中的能量变化：内能焓与热容化学反应中的能量变化：内能、焓与热容在化学反应中，物质发生变化时伴随着能量的转化和释放。
能量的变化是化学反应中重要的研究内容之一，它揭示了化学反应的动力学特征和热力学规律。
本文将介绍化学反应中的能量变化，重点讨论内能、焓与热容的概念、计算方法和实际应用。
一、内能（U）内能是指物质微观粒子的动能和势能之和，是描述系统热力学状态的重要参量。
化学反应中的内能变化可以通过实验测定或计算得到。
根据能量守恒定律，反应过程中的能量转化可表达为以下方程式：ΔU = Q - W其中，ΔU表示内能变化；Q表示系统与外界间的热量交换；W表示系统与外界间的功交换。
当Q和W都为正值时，系统吸热和做功；当Q和W都为负值时，系统放热和受到外界做功；当Q和W一正一负时，系统既吸热又放热，或既做功又受到外界做功。
内能是一个状态函数，与路径无关，只与起始状态和结束状态有关。
二、焓（H）焓是指在恒压条件下，系统与外界之间进行的热量变化，常用符号H表示。
在化学反应中，若反应为恒压反应，内能变化和焓变之间存在以下关系式：ΔH = ΔU + PΔV其中，ΔH为焓变；ΔU为内能变化；PΔV为压力与体积间的做功。
当ΔH为正值时，化学反应为吸热反应，系统获取热量；当ΔH为负值时，化学反应为放热反应，系统释放热量。
与内能不同，焓是一个状态函数，在化学反应中常用来表示反应的热力学性质。
三、热容（C）热容是指物质吸热或放热时温度变化的量度，常用符号C表示。
热容可分为恒容热容（Cv）和恒压热容（Cp）。
恒容热容指的是在等体积条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化；恒压热容指的是在等压条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化。
热容与物质的性质有关，同一物质在不同的物理状态下具有不同的热容。
热容可用于计算物质的温度变化和热量变化之间的关系，符合以下公式：Q = CΔT其中，Q表示吸热或放热的热量；C表示热容；ΔT表示温度变化。
热力学中的焓和内能
热力学中的焓和内能热力学是研究能量转化和能量传递的科学，焦点之一是对热能的描述和计算。
在热力学中，焓和内能是两个重要的概念。
本文将详细介绍焓和内能的含义、计算方法以及它们在热力学中的应用。
一、焓的定义和计算方法焓是热力学中一个重要的物理量，常用符号为H。
焓的定义是系统的内能与其对外界所做的功之和，可以表示为以下公式：H = U + PV其中，U代表系统的内能，P代表系统的压强，V代表系统的容积。
焓是一个状态函数，它只与系统的初态和末态有关，与具体的过程路径无关。
我们可以通过测量系统的温度、压强以及物质的热容等参数，来计算系统的焓。
在计算焓时，需注意温度、压强和物质热容的单位要保持一致，常用的单位包括千焦耳、焦耳、卡等。
二、内能的定义和计算方法内能是一个系统所拥有的全部微观粒子的动能和势能之和，是系统的热力学函数，常用符号为U。
内能的变化只与初态和末态有关，与具体的过程路径无关。
内能的计算方法多种多样，取决于系统的具体特性。
对于理想气体而言，内能的计算可采用以下公式：U = Cv × m × ΔT其中，Cv代表摩尔热容，m代表物质的摩尔质量，ΔT代表温度的变化。
需要注意单位的选择和换算，常用的单位有焦耳和卡等。
对于其他系统如固体、液体等，内能的计算方法有所不同，需根据具体系统的特性和已知参数进行计算。
三、焓和内能在热力学中的应用焓和内能在热力学中有着广泛的应用，主要体现在以下几个方面：1. 定压条件下的热容：焓的变化等于系统的热容，可以用来计算物质在定压条件下的热容。
2. 热化学反应的计算：在热化学反应中，反应物和生成物的焓变可以用来计算反应的热效应，以及反应是否放热或吸热。
3. 相变过程的热量计算：焓变可以用来计算物质在相变过程中吸收或释放的热量。
4. 热力学循环中的能量转化：焓和内能可以用于热力学循环中的能量转化计算，如内燃机、蒸汽机等。
综上所述，焓和内能是热力学中重要的物理量。
热力学中的内能与焓
热力学中的内能与焓热力学是研究热与能之间相互转化关系的学科，而内能和焓是热力学中两个基本的物理量。
它们对于了解热力学系统的性质及其变化具有重要的意义。
本文将详细介绍内能与焓的概念、性质和应用。
一、内能的概念与性质内能（U）是热力学系统所拥有的全部能量之和，包括分子的平动能、转动能、振动能以及相互作用能等。
内能的大小表示了系统的热平衡状态。
一般来说，内能与系统所拥有的物质的质量和温度都有关系，其计量单位是焦耳（J）。
内能的性质包括以下几点：1. 内能是一个状态函数，与系统所经历的路径无关。
无论系统是通过直接加热、压缩、膨胀等方式，内能的变化只与系统的初末状态有关。
2. 内能的变化可以通过热量和功来描述。
根据热力学第一定律，系统的内能变化等于吸收的热量与对外做的功的代数和。
3. 内能与温度之间存在一定的关系。
根据理想气体的热力学第一定律，当气体不进行机械功和传热时，气体的内能变化等于其所受的热量。
而根据热力学第二定律，系统内能的绝对值是无法确定的，只能通过内能的变化来计算。
二、焓的概念与性质焓（H）是热力学系统在压力恒定的条件下对外做的功与吸收的热量之和，也可以理解为系统的总能量。
焓的大小表示了系统所拥有的能量。
焓的性质包括以下几点：1. 焓也是一个状态函数，与系统所经历的路径无关。
无论系统是通过直接加热、压缩、膨胀等方式，焓的变化只与系统的初末状态有关。
2. 焓与内能之间存在一定的关系。
对于理想气体来说，焓和内能之间的差异非常小，可以通过焓的变化来计算内能的变化。
而对于非理想气体来说，焓的计算需要考虑气体间相互作用产生的变化。
3. 焓在化学反应中有着重要的应用。
在化学反应中，焓的变化表示了反应过程中吸热或放热的程度，可以帮助我们了解反应的热力学特性和热平衡条件。
三、内能与焓的应用内能和焓在热力学中有着广泛的应用，尤其在工业生产和科学研究中发挥着重要的作用。
1. 内能与焓的计算可以用于分析和设计热工系统。
物理化学 02-02恒容热、恒压热及焓
QV ΔU U 2 U1 及 δ Q dU
(dV=0，δW’=0) (2.3.1a) (dV=0， δW’=0) (2.3.1b)
2.恒压热（Qp）： 恒压过程体积功为：
W=－pambV=－p(V2－V1) = － (p2V2－p1V1) 2
对恒压过程应用热力学第一定律，可得:
Q p U W U ( p2V2 p1V1 )
例 ：(1)C(s) O2 ( g) CO2 ( g)
Q p,1 H1
1 (2)C(s) 2 O2 ( g) CO( g)
Q p,2 H 2
1 (3)CO( g) 2 O2 ( g) CO2 ( g)
Q p,2 H 3
△H1
C(s)+O2(g) △H2
CO2(g) △H3
ΔΔHH2=2=ΔΔHH1－1－ΔΔHH3 3
T V
V T
T V
n
U m T
V
dT
nCV ,m dT
U
n
C T2
T1 V
,m
dT
dH
H T
dT
p
H p
T
dp
H T
dT
p
0
n
H m T
dT
p
nC p,mdT
H
n
C T2
T1
p
,m
dT
说明对于理想气体，U与H的计算不再受过程恒
容与恒压条件的限制。 13
❖ 例：将10.0g 523K、2.00×105Pa的CO(g)等压
UT＝0
末态（2） T2＝273K P2=1.04×105Pa V1=7.76×10-3m3 U2’、H2’
U p UV nCV ,m (T2 T1 )
化学反应中的能量变化计算：内能焓与热量计算
化学反应中的能量变化计算：内能焓与热量计算引言：“能量守恒定律”是物理学中最基本的定律之一。
在化学反应中，能量的变化对于研究化学反应的发生与机理至关重要。
本文将介绍化学反应中的能量变化计算方法，重点讨论内能焓与热量的计算原理和应用。
一、内能的计算方法内能（U）是指在一个系统内所含有的所有微观粒子的总能量。
根据热力学第一定律，内能可以通过温度、物质的量和压强来计算。
根据理想气体状态方程，可以用以下公式计算气体的内能：U = (3/2) * nRT其中，U为内能，n为物质的量，R为气体常数，T为温度。
除了理想气体，固体和液体的内能计算相对复杂，需要考虑分子间相互作用力、化学键的形成或断裂等因素。
常用的方法包括分子动力学模拟、核磁共振等技术。
二、焓的计算原理焓（H）是描述系统内能与其周围环境之间热量交换的物理量。
焓可以用来表征化学反应的热变化，其计算公式为：ΔH = H(产物) - H(反应物)焓的计算需要考虑反应前后各组分的内能、摩尔数和摩尔焓。
根据元素的摩尔焓和化学反应方程式的平衡系数，可以计算出反应物与产物的焓变。
三、热量的计算方法热量（q）是指热能从一个物体传递到另一个物体的过程中释放或吸收的能量。
在化学反应中，热量变化可以通过测量反应过程中温度的变化来计算。
根据热容（C）和温度变化（ΔT）的关系，可以用以下公式计算热量：q = C * ΔT其中，C为物质的热容，ΔT为温度的变化。
在实际实验中，热量计算还需要考虑介质的热容、反应容器的热容以及热量的传导损失等因素。
因此，准确测量温度变化和适当控制环境条件非常重要。
结论：能量变化的计算在化学领域具有广泛应用，对于了解化学反应的热力学性质、化学键的稳定性以及反应速率的控制等都起着关键作用。
通过计算内能、焓和热量的变化，可以更好地理解反应过程中能量的转化与传递。
随着计算机模拟和实验技术的不断发展，化学反应中能量变化的计算方法也在不断完善和深化，有望在更多领域得到应用。
热力学中的焓与内能公式整理
热力学中的焓与内能公式整理热力学是物理学中研究物质能量转化和传递规律的一个重要分支。
在热力学中，焓与内能是两个基本概念。
本文将对焓与内能的概念进行解释，并整理其相关公式。
一、焓的概念及公式焓（enthalpy）是物质在定压条件下的热力学函数，常用符号为H。
焓可以理解为系统所含的内能与对外界做功之和：H = U + PV其中，U表示系统的内能，P表示系统的压强，V表示系统的体积。
焓是一种能量的衡量，单位通常为焦耳（J）或卡路里（cal）。
根据理想气体的状态方程PV = nRT，可以将焓的公式进一步展开：H = U + nRT其中，n表示物质的摩尔数，R为气体常数，T表示系统的温度。
该公式适用于理想气体的定压条件下。
二、内能的概念及公式内能（internal energy）是物质所具有的微观粒子的动能和势能之和，常用符号为U。
内能是热力学体系的一个状态函数，它与系统的体积和组成无关。
根据热力学第一定律，内能的变化等于系统所吸收的热量减去对外界所做的功：ΔU = Q - W其中，ΔU表示内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示对外界做的功。
对于定容条件下的内能变化，可以使用以下公式：ΔU = Qv其中，Qv表示定容过程中系统所吸收的热量。
对于定压条件下的内能变化，可以使用以下公式：ΔU = Qp - PΔV其中，Qp表示定压过程中系统所吸收的热量，P表示系统的压强，ΔV表示系统的体积变化。
三、热容的概念及公式热容（heat capacity）是指单位物质吸收热量1焦耳所引起的温度升高，通常用C表示。
根据热容的定义，可以得到以下公式：C = ΔQ/ΔT其中，ΔQ表示系统吸收的热量，ΔT表示系统的温度变化。
对于定容过程的热容，可以使用以下公式：Cv = ΔQv/ΔT其中，Cv表示定容热容。
对于定压过程的热容，可以使用以下公式：Cp = ΔQp/ΔT其中，Cp表示定压热容。
四、海伦-富克定律根据海伦-富克定律，理想气体的焓变可以表示为：ΔH = CpΔT其中，ΔH表示焓的变化。
【知识解析】化学反应的内能变化与焓变
化学反应的内能变化与焓变1 化学反应的内能变化（1）内能（2）化学反应的能量变化与内能的关系化学反应的能量变化是由反应前后物质所具有的内能不同而引起的。
化学反应中内能的变化ΔU ＝U （反应产物）－U （反应物）。
UU UU ⎧⎨⎩（反应产物）＞（反应物），反应吸收能量（反应产物）＜（反应物），反应释放能量 （3）化学反应体系与环境进行能量交换的形式——热和功除热能外，体系与环境之间交换的其他形式的能（如电能、光能、机械能等）都称为功，用符号W 表示。
2 化学反应的焓变（1）焓：焓是与内能有关的物理量，符号是H 。
（2）焓变①概念：对于一个化学反应，反应产物的焓与反应物的焓之差称为反应焓变，符号是ΔH 。
②数学表达式：ΔH ＝H （反应产物）－H （反应物）。
③常用单位：kJ/mol （或kJ ·mol -1）。
辨析比较反应热和焓变的关系（3）焓变与放热反应、吸热反应的关系（4）ΔH的计算方法ΔH＝反应产物的总能量一反应物的总能量。
ΔH＝反应物中的化学键断裂吸收的总能量－反应产物中的化学键形成释放的总能量。
正确计算焓变的关键是正确判断出每种物质中存在的化学键的种类和个数。
3 热化学方程式（1）定义把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式。
（2）意义热化学方程式既表明了化学反应中的物质变化，又表明了化学反应中的能量变化。
如H2（g）＋12O2（g）===H2O（l）ΔH（298 K）＝－285.8 kJ·mol-1热化学方程式的书写物质变化和能量变化缺一不可。
（3）书写热化学方程式的方法①写出符合质量守恒定律的化学方程式热化学方程式中各物质化学式前的系数不表示分子个数，只表示物质的量。
因此，它可以用整数或分数表示。
②注明物质的聚集状态因为物质发生状态变化时也伴随着能量的变化，所以书写热化学方程式时必须注明各物质的聚集状态。
一般用英文字母g、l和s分别表示气态、液态和固态，水溶液中的溶质则用aq 表示。
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氧及完全燃烧产物（CO2、H2O、SO3）的标准摩尔燃烧焓为零
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
3、标准摩尔生成焓
△ fHm
定义：在标准状态下，由最稳定单质生成1mol 某种物 质的反应的标准焓变，叫做该物质的标准摩尔生成焓。 以符号 △ fHm 表示之。 注意要点： ◆最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。
始态
△H1
△H
终态
△H2
中间态
△H＝ △H1 ＋ △H2
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
例：已知 298k三个反应的反应热 （1）CH3COOH(l) + 2O2(g) = 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔΗ1 = -870.3kJ （2）C(s) + O2(g) = CO2(g) ΔΗ2 = -393.5kJ （3）H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(l) ΔΗ3 = -285.8kJ 试计算反应 （4）2 C(s) + 2H2(g) + O2(g) = CH3COOH(l) 在298K时的反应热ΔΗ4。
R 8.3145 J K 1 mol 1
一般气体，在温度、压力不是很大时，遵守方程式。
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
2）、理想气体的状态性质及函数 ◆等容过程 ΔU=QV
◆ 等压过程 ◆等温过程
Δ H＝QP
ΔU=0
ΔH＝0
W＝Q
◆单原子理想气体
QV＝nCvmΔT＝ 1.5RnΔT Qp＝nCpmΔT＝ 2.5RnΔT
◆对于一个等容过程：
ΔU=QV
◆对于一个等压过程（一般反应无非体积功）：
ΔU=QP＋P△V
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
◆ 焓： H = U + PV ◆ 焓变 ： ΔH ＝H2 – H1 ＝U2+P2V2－U1－P1V1 ◆当等压过程时： ΔH ＝ H2 – H1 ＝U2+P2V2－U1－P1V1 ＝ΔU＋PΔV ＝ Qp ◆结论： 等容过程
功W (work):体系与环境之间除热之外以其它形式传递的能量。
规定：体系对环境做功 W > 0（失功） 环境对系统做功 W < 0（得功）
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
（W1为体积膨胀功，W2为非体积功）
◆ W=W1+W2
◆当体系无非体积功 、并且等压时：
W= W1＝P（V2-V1）＝P△V
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
2、热力学第一定律的表达式 对于封闭体系热力学第一定律为：
吸收热量Q
状态1（U1）
状态2（U2）
体系对外做功W
ΔU=Q-W
（Q、W不是状态函数）
热Q(heat)：体系与环境之间由于存在温差而传递的能量。
规定：体系（从环境）吸热 Q > 0 体系（对环境）放热 Q < 0
◆双原子理想气体
QV＝nCvmΔT＝ 2.5RnΔT Qp＝nCpmΔT＝ 3.5RnΔT
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
◆ 理想气体等温可逆过程
W＝nRTln(V2/ V1) ＝nRTln(P1/ P2)
◆ 理想气体等温、等压可逆过程
W ＝P外（V2-V1）
例题：P188〔例8－1〕
高分子材料化学基础
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
第二节
热力学第一定律
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
一、热力学第一定律
1、热力学第一定律的表述
热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律。 自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不 同的形式，可以从一种形式转化为另一种形式， 可以从一个物体传递给另一个物体，在转化和 传递过程中总能量不变。
Qp = 1100J
ΔU = Q – W
= 1100 J– 1013J = 87J
ΔH ＝ΔU＋PΔV ＝Qp = 1100J
高分子材料化学
1、盖斯定律
盖斯定律(Hesss law)：一个化学反应，在定压或 定容条件下，反应的反应热只与反应的始态和终态有 关，而与变化的途径无关。 等压△H（Qp）、等容△U（QV）与途径无关
解： （2）×2 + （3）×2 - （1）= （4）
2ΔΗ2 = 2×(-393.5kJ)=-787.0kJ 2ΔΗ3 = 2×(-285.8kJ)=-571.6kJ +) -ΔΗ1 = -(-870.3kJ) = 870.3kJ ΔΗ4 = -488.3kJ
2C(s) + 2O2(g) = 2CO2(g) 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) +) 2CO2(g) + 2H2O(l)＝CH3COOH(l) + 2O2(g) 2 C(s) + 2H2(g) + O2(g) = CH3COOH(l)
△ fHm (稳定单质,T)=0
◆什么是最稳定单质？ ◆是指生成1mol物质
例说明：C（石墨）、I2（固体）
例如： （说明内涵） H2O（g）:△ fHm = -241.82kJ/mol
第二节 热力学第一定律
【例8-1】 在101.325kPa下， 一定量的理想气体由10dm3膨胀到20dm3， 并且吸热1100J，求W、ΔU和ΔH。 解：
由于是衡压过程，p0 = p1 = p2，体系对外所作的功中只有体积功， W = p0 (V2 - V1) = 101.325×103 × ( 20.0×10-3 - 10.0×10-3 ) = 1013J
ΔU=QV
ΔH＝QP
等压过程
高分子材料化学基础 3、理想气体
第二节 热力学第一定律
1）、理想气体状态方程式
理想气体的温度（T）、压力（p）、体积(V) 和物质的量（n）之间, 具有如下的方程式关系：
PV＝nRT
p的单位是Pa，V的单位是m3，T的单位是K， n的单位是mol，摩尔气体常数R的单位及数值为：
高分子材料化学基础
第二节 热力学第一定律
2、标准摩尔燃烧焓
在100kPa和指定温度下，1mol某种物质（B）被完全燃烧或 完全氧化时的恒压反应热，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。 表示为：
△ cHm （B）
例：C6H6（l）: △ cHm （B）＝－3267.5kJ/mol
说明：在100kPa和指定温度下，1mol液态苯 被完全燃烧或完全氧化时的恒压反应热。 C6H6(l) + 15/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O(g)