第2章 热化学 PPT
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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:
第2章 化学热力学基础和化学平衡
其变化值是可以确定的：
状态1(U1) → 状态2(U2)
△U= U2－U1
六、热力学第一定律
热力学第一定律(first law thermodynamics) 即能量守恒和转化定律（law of energy conservation and transformation） ：
在任何过程中，能量是不会自生自灭的，
“恒容过程”。若体系变化时和环境之间无热量交换，
则称之为“绝热过程 ”。 途径 (path)：完成一个热力学过程，可以采取多种
不同的方式。我们把每种具体的方式，称为一种途径。
过程着重于始态和终态；而途径着重于具体方式。
该过程可以经由许多不同的途径来完成。
下面给出其中两种途径： 0.5 10 5 Pa 4 dm3 1 10 5 Pa 途径 I 途径 II 2 10 5 Pa
四、热和功
热(heat)：系统和环境之间，由于温度的差异而
交换的能量形式，用“Q”表示。
规定：系统吸热，Q为正；系统放热，Q为负。 功(work)：除热之外，在系统和环境之间被传递 的能量形式，用“W”表示。 规定：系统对环境做功，W为负；环境对系统做 功，W为正。
体积功(volume work)：由于系统体积改变(反 抗外力作用)而与环境交换的功。
0 νB B
B
νB 物质B的化学计量数（stoichiometric
number） ，量纲为一 注意：反应物的化学计量数为负值 生成物的化学计量数为正值
如反应： 1 N 2 3 H 2 NH 3
2 2
其化学计量数分别为：
ν(NH 3 ) 1 1 ν(N 2 ) 2 3 ν(H 2 ) 2
化学热力学基础PPT课件
§2.1 热力学第一定律
第2章 化学热力学基础
(Thermochemistry)
§2.1 热力学第一定律
§2.2 热化学
§2.3 化学反应的方向
1
第2章 化学热力学基础
§2.1 热力学第一定律
研究化学反应必须研究的四个问题:
1. 化学反应中能量是如何转化的?
（第3章）
2. 该反应能否自发进行?
（第3章）
（3）孤立系统（Isolated System） 系统和环境之间即无能量交换又无物质交换的 系统。
9
第2章 化学热力学基础
如：
§2.1 热力学第一定律
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
系统
绝热
HCl
HCl
HCl
Zn
Zn
Zn
敞开系统
封闭系统
孤立系统
10
第2章 化学热力学基础
§2.1 热力学第一定律
1mol反应
表示消耗 0.5mol N2，1.5mol H2，生成 1mol NH3。
离开化学方程式谈反应进度是毫无意义的
36
第2章 化学热力学基础
νB
有一反应
N2(g) + 3H2(g)→ 2NH3(g)
t=0： n1(B)/mol 3.0 10.0
0.0
t=t´：n2(B)/mol 2.0 7.0
2.0
Δn(B)/mol -1.0 -3.0
2.0
33
第2章 化学热力学基础
§2.2 热化学
即消耗了 1.0 mol N2，3.0 mol H2，生成了 2.0 mol NH3，那么反应进度变化等于
定 压 过 程
物理化学第2章 热力学第二定律
BSm$ (B)
§3.7 熵变的计算
一、单纯状态变化过程
1. 等温过程 2.变温过程
S QR T
①等容变温过程
S T2 Qr T2 nCp,mdT
T T1
T1
T
nC
p,m
ln
T2 T1
②等压变温过程
S T2 Qr T T1
T2 nCV ,mdT
T1
T
nCV
,m
ln
T2 T1
U3 0
p
W3
nRTc
ln V4 V3
A(p1,V1,Th )
B(p2,V2,Th )
Th
Qc W3
D(p4,V4,TC )
C(p3,V3,TC )
Tc
环境对系统所作功如 DC曲线下的面积所示
a db
c
V
过程4：绝热可逆压缩 D( p4,V4,TC ) A( p1,V1,Th )
Q4 0
p
用一闭合曲线代表任意可逆循环。 在曲线上任意取A，B两点，把循环分成AB和 BA两个可逆过程。 根据任意可逆循环热温商的公式：
δ Q
T R
0
将上式分成两项的加和
B Q
( AT
)R1
A Q
( BT
)R2
0
移项得：
B A
(
Q T
)R1
B A
(
Q T
)R
2
说明任意可逆过程的热温商的值决定于始终 状态，而与可逆途径无关，这个热温商具有状态 函数的性质。
所以Clausius 不等式为
dS 0
等号表示绝热可逆过程，不等号表示绝热不
可逆过程。
熵增加原理可表述为：
§3.7 熵变的计算
一、单纯状态变化过程
1. 等温过程 2.变温过程
S QR T
①等容变温过程
S T2 Qr T2 nCp,mdT
T T1
T1
T
nC
p,m
ln
T2 T1
②等压变温过程
S T2 Qr T T1
T2 nCV ,mdT
T1
T
nCV
,m
ln
T2 T1
U3 0
p
W3
nRTc
ln V4 V3
A(p1,V1,Th )
B(p2,V2,Th )
Th
Qc W3
D(p4,V4,TC )
C(p3,V3,TC )
Tc
环境对系统所作功如 DC曲线下的面积所示
a db
c
V
过程4：绝热可逆压缩 D( p4,V4,TC ) A( p1,V1,Th )
Q4 0
p
用一闭合曲线代表任意可逆循环。 在曲线上任意取A，B两点，把循环分成AB和 BA两个可逆过程。 根据任意可逆循环热温商的公式：
δ Q
T R
0
将上式分成两项的加和
B Q
( AT
)R1
A Q
( BT
)R2
0
移项得：
B A
(
Q T
)R1
B A
(
Q T
)R
2
说明任意可逆过程的热温商的值决定于始终 状态，而与可逆途径无关，这个热温商具有状态 函数的性质。
所以Clausius 不等式为
dS 0
等号表示绝热可逆过程，不等号表示绝热不
可逆过程。
熵增加原理可表述为：
热化学第二章 化学反应基本原理
第五节 化学平衡的移动
３.什么叫活化能？它与反应速率有何关系？
４.试判断活化能为１８０kJ·ｍｏｌ－１的反应和活化能为５８k J·ｍｏｌ－１的反应在相似条件下，哪个反应较快？
５.试利用有效碰撞理论解释温度、浓度、压力、催化剂对反应速 率的影响。 ６.对于多相反应，影响化学反应速率的因素有哪些？举例说明。 ７.什么是质量作用定律？基元反应与非基元反应有何区别？ ８.什么叫反应级数？能否根据化学方程式来确定反应的级数？ ９.试解释温度对反应速率的影响比浓度对反应速率的影响大得多？ １０.什么是催化剂？催化剂为何可加快反应速率？
第四节 化 学 平 衡
例２-３ 可逆反应CO＋H２OCO２＋H２在１０７３K达到平衡时， 各物质浓 １)计算该温度下反应的平衡常数； ２)计算反应初CO和H２O的浓度； ３)CO的转化率。 解 １)由Kc的表达式得 ２)对于反应物c平衡＝c起始－c反应，反应开始前c(CO２)、c(H２)为零， 由反应方程式可知，至平衡时每生成１ｍｏｌ ３)反应中反应物的转化量(即消耗量)与反应前该物质的量之比即 为该物质的转化率
第四节 化 学 平 衡
１.化学平衡常数的特征 ２.平衡常数表达式的书写 (１)反应中有气体、固体、液体参加，其固体、液体浓度不写在平 衡常数表达式中。 (２)平衡常数表达式与化学反应方程式的书写形式有关，如 (３)在相同温度下，一个平衡反应可由两个平衡反应相加或相减得 到，其平衡常数等于后两者平衡常数的乘积或商。 (４)在稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡 常数表达式中。 ３.反应进行方向的判断 三、标准平衡常数 四、有关化学平衡的计算
解得Ea＝１８５０００J·ｍｏｌ－１＝１８５kJ·ｍｏｌ－１
第三节 影响化学反应速率的因素
2 化学热力学(大学化学)
应用Hess定律不仅可计算某些恒压反应热，而且 可计算难以或无法用实验测定的反应热。
第二章 化学热力学
下列两个反应的热效应可由实验测得: C + O2 = CO2 △H1=-393.4 KJ· -1 (1) mol CO + 1/2O2 = CO2 △H2=-283.0 KJ· -1 (2) mol 由此可求下面反应的热效应 C + 1/2O2 = CO △H3 =? (3) 因为反应(1)可视为由下图两个途径完成: C CO2
注意
1.注明反应的温度、压力等。 2.注明各物质的聚集状态。
3.同一反应,反应式系数不同, rHm不同。 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) rHm ⊝= -241.82 kJ· -1 mol
4.正、逆反应的Qp的绝对值相同, 符号相反。
HgO(s) →Hg(l) + O2(g) rHm ⊝ = 90.83 kJ· mol
第二章 化学热力学
本章学习要求
1 正确理解和掌握系统、环境、状态函数、功、热、 热力学能、焓、焓变、标准摩尔生成焓、自发过程、 熵、熵变、吉布斯自由能、自由能变、标准摩尔生成 自由能等概念。 2 能熟练掌握和运用热力学第一定律解决热力学有关 计算。 3 正确书写热化学方程式，熟练地运用盖斯定律计算 有关化学反应的热效应。 4 能熟练地计算有关过程的Gibbs自由能变，并能运用 热力学有关数据判断过程自发性的方向。
始
从环境吸热Q=10J
对环境作功W=5J
终
U1
U2= U1+Q + W △U= U2- U1= Q + W
U2 热力学第一定律
对于封闭体系热力学第一定律为：
ΔU= Q+W
人教版高中化学必修二第二章第一节《 化学能与热能》课件(共15张PPT)
旧化学键 断裂
吸收 能量 （吸 热Q1） 反应物
化学反应
新化学键 形成
放出 能量E2 （放 热Q2）
生成物
当Q1<Q2 为放出能量（放热反应） 当Q1>Q2 为吸收能量（吸热反应）
任务2 宏观角度
课本《思考与交流》P33 化学反应不仅有新物质生成，而且还伴随着能量的变化
任务2 宏观角度
课本《思考与交流》P33 化学反应不仅有新物质生成，而且还伴随着能量的变化
点燃
化学反应 H2 + Cl2 == 2HCl
化学键
H—H
断 裂
吸 收 能
量
Cl —Cl
断 裂
吸 收 能
量
H—Cl
形 成
放 出 能
量
·· ··
电子式
H· +
·C····l： →
H
C··l ··
化学反应的实质：旧化学键断裂和新化学键形成。
化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成。
化学键的断裂与形成（微观角度）
第一节 化学能与热能
课前预习 （电子书包“互动论坛”）
1、煤、石油和天然气等化石燃料的燃烧所产生 的能量以什么形式呈现？从何而来？
2、石灰石经高温煅烧生成生石灰，高温提供的 热能在分解反应中起什么作用？
任务1 微观角度
看电子书包“学习资源”：《 氢气和氯气反应中能 量变化动态演示》 1、从化学键的观点分析，化学反应的本质是什么？
放出能量
生成物总能量
反应过程
生成物总能量
吸收 能量
反应物总能量
反应过程
小结
（1）宏观：化学反应中，化学反应中 能量变化主要取决于反应物的总能量 和生成物的总能量的相对大小。
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。
物理化学 第二章 热力学第二定律
101.325kPa，变到100℃，253.313 kPa，计
算△S。
S
p S1
S2
T
分析：此题是p、V、T三者都变的过程，若要计 算熵变，需要设计成两个可逆过程再计算。先等 压变温，再等温变压。
S
p S1
S2
T
S
S1
S2
C pm
ln T2 T1
R ln
p1 p2
5 R ln 37315 R ln 101325 114J K 1
-5℃苯（l）→5℃苯（l）
S1
278 Cpm(l) dT 268 T
C pm(l )
ln
T2 T1
126g77 ln 278 268
4 64J K 1
(2) 相变点的相变 5℃苯（l）→5℃苯（s）
S2
H T
9916 08 278
35 66J
K 1
(3) 恒压变温 5℃苯（S）→-5℃苯（S）
4.绝热可逆缩D（p4V4）→A（p1V1）
下面计算每一步的功和热 以1mol理想气体为体系
第一步: U1 0
W1
Q2
RT2
ln V2 V1
第二步:
T1
Q 0 W2 U2 CVmdT
T2
第三步: U3 0 第四步: Q 0
W3
Q1
RT1
ln
V4 V3
T2
W4 U4 CVmdT
T1
解:(1)
S体
nR ln V2 V1
8314 ln10 19 15J
K 1
S环
QR T
nR ln V2 V1
19 15J gK 1
S体 S环 0
第2章-化学热力学基础1
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4．相
系统中物理性质和化学性质完全相同，并与其 它部分在明确界面分隔开来的任何均匀部分称为 一相（phase）。
只含一个相的系统称为均相系统或单相系统。
例如：混合气体、NaCl水溶液、金刚石等。 相可以是纯物质或均匀的混合物组成。相和组分 不是一个概念。
2 状态与状态函数
热力学中是用体系的一系列性质来规定其状态（热力学平 衡态）。
状态：
描述一个体系的一系列物理性质和化学性质的总和就称为 体系的状态。 如质量、温度、压力、体积、密度、组成、热力学能(U)、
焓(H)、熵(S)、吉布斯函数(G)等，当这些性质都有确定值 时，体系就处于一定的状态。
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ξ =[n2(N2)-n1(N2)]/v(N2) =(2.0-3.0)/(-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) 可见，对于同一反应式，不论选用哪种物质表示反应进度均是 相同的。
热和功与过程紧密联系，没有过程就没有能量的传
递。热和功不是体系的状态函数.
热力学中功的分类 体积功 ： 体系因体积变化抵抗外压所作的功。用-pΔV表示
非体积功：
除体积功外的所有功。如电功、机械功、表面功等.
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2.2.2 内能与热力学第一定律 内能U ：
2.3.1 化学反应热效应
封闭体系在不作非体积功(Wf = 0)的条件下， 热力学第一定律表示为： △U = Q + W = Q – P△V
4．相
系统中物理性质和化学性质完全相同，并与其 它部分在明确界面分隔开来的任何均匀部分称为 一相（phase）。
只含一个相的系统称为均相系统或单相系统。
例如：混合气体、NaCl水溶液、金刚石等。 相可以是纯物质或均匀的混合物组成。相和组分 不是一个概念。
2 状态与状态函数
热力学中是用体系的一系列性质来规定其状态（热力学平 衡态）。
状态：
描述一个体系的一系列物理性质和化学性质的总和就称为 体系的状态。 如质量、温度、压力、体积、密度、组成、热力学能(U)、
焓(H)、熵(S)、吉布斯函数(G)等，当这些性质都有确定值 时，体系就处于一定的状态。
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ξ =[n2(N2)-n1(N2)]/v(N2) =(2.0-3.0)/(-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) 可见，对于同一反应式，不论选用哪种物质表示反应进度均是 相同的。
热和功与过程紧密联系，没有过程就没有能量的传
递。热和功不是体系的状态函数.
热力学中功的分类 体积功 ： 体系因体积变化抵抗外压所作的功。用-pΔV表示
非体积功：
除体积功外的所有功。如电功、机械功、表面功等.
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2.2.2 内能与热力学第一定律 内能U ：
2.3.1 化学反应热效应
封闭体系在不作非体积功(Wf = 0)的条件下， 热力学第一定律表示为： △U = Q + W = Q – P△V
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1. 定义 nB nB 0 ν B ξ
nBν BnB0ν ΔnBB
ξ>0 ，单位：mol； nB(ξ)：反应进度为ξ，B物质的物质的量； nB(0)：反应未开始时，B物质的物质的量。
第二章 热化学
2. 反应进度变化
Δ2120ν ΔnBB
有一反应
N2(g) + 3H2(g)→ 2NH3(g)
t=0： n1(B)/mol 3.0 10.0
(Stoichiometric Number of Chemical Reaction)
规定： • 对反应物ν为负值νA = -a， νB = -b • 对生成物ν为正值νC = c， νD = d 例如： N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
遵循质量守恒定律 0 = -1N2 - 3H2 + 2NH3
根据质量守恒定律，用规定的化学符 号和化学式表示化学反应的式子。
第二章 热化学
任一反应： aA + bB → cC + dD 遵循质量守恒定律：0 = -aA – bB + cC + dD
或简写 0 νBB
B
其中，B：任一反应物或生成物 νB：反应物或生成物前的系数
第二章 热化学
2. 化学计量数
（1）定温过程
T1=T2
（2）定压过程
p1 = p2 = p外
（3）定容过程
V1 = V2
第二章 热化学
不同途径的示意图
298K，101kPa 定温过程
定 压 过 程
373K，101kPa 定温过程
298K，505kPa
定 压 过 程
373K，505kPa
第二章 热化学
2.1.3 状态与状态函数（State and State Function）
第二章 热化学
液体：根据液体的互溶性，可以是一相、 两相或三相；水溶液：单相。
固体：如果固体之间不形成固体溶液，则 不论固体分散多细，一种固体成为 一相。
第二章 热化学
2.1.5 化学反应计量式和化学计量数
1. 化学反应计量式
(Stoichiometric Equation of Chemical Reaction)
第二章 热化学
2.1.4 相（Phase）
1. 定义 系统中物理性质和化学性质完全
相同的部分称为相。 相与相之间有一明显的界限。
第二章 热化学
2. 分类
均相系统（单相系统） （Homogenous System）
非均相系统（多相系统）
（Heterogeneous System）
气体：通常条件下，不论多少种气体混 合在一起，均能无限混合，所以 是单相。
（2）封闭系统（Closed System） 系统和环境之间通过边界只有能量交换， 而没有物质的交换的系统。
（3）孤立系统（Isolated System） 系统和环境之间即无能量交换又无物质交 换的系统。
第二章 热化学
如：
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
系统
绝热
HCl
HCl
HCl
Zn
ν(N2) = -1，ν(H2) = -3，ν(NH3) = 2
第二章 热化学
3. 化学反应计量式的表示
（1）根据实验事实，正确写出反应物和产 物的化学式；
（2）反应前后原子的种类和数量保持不变； （3）标明物质的聚集状态。
气 体：g 液 体：l 固 体：s 水溶液：aq
第二章 热化学
2.1.6 反应进度 —— 反应进行的程度
Zn
பைடு நூலகம்
Zn
敞开系统
封闭系统
孤立系统
大家学习辛苦了，还是要坚持
继续保持安静
第二章 热化学
2.1.2 过程与途径 （Process and Path）
1. 定义
（1）过程 系统热力学状态发生变化的经过。
（2）途径 系统状态发生变化时由同一始态到 同一终态所经历的不同方式。
第二章 热化学 2. 过程的分类
第二章 热化学 2. 性质
（1）状态一定，状态函数值一定；
（2）状态函数与过去的状态无关；
（3）状态变化，状态函数值变化，状态 函数值的变更只与始末态有关，而 与变化的途径无关。
第二章 热化学
状态函数性质 H2O（T1=298K） ①
②
H2O（T2=308K）
H2O（T=288K）
① △T1 = T2 - T1 = 308 - 298 = 10 K ② △T2 = ( T2 – T ) + ( T - T1 ) = 10 K
第二章 热化学
1. 定义
（1）系统 研究的对象。
（2）环境 系统以外，并与其有关联的部分。
系统和环境之间，一定要有一个边界，这 个边界可以是实实在在的物理界面，也可以是 虚构假想的界面。
如：
第二章 热化学
环境
研究对象：空气
系统
环境
研究对象：H2
系统
第二章 热化学
2. 分类
（1）敞开系统（Open System） 系统和环境之间通过边界既有物质交换又有 以热和功的形式进行的能量交换的系统。
第2章 热化学
第二章 热化学
第二章 热化学
(Thermochemistry) §2.1 热力学常用术语
§2.2 热力学第一定律
§2.3 化学反应的热效应
第二章 热化学
研究化学反应必须研究的四个问题
1. 化学反应中能量是如何转化的?
（第二章）
2. 该反应能否自发进行?
（第二章）
3. 实现这种转化需多少时间?
例如：已知一气体
物质的量 n = 1mol 温度 T = 298.15K 压力 p = 101.325kPa
体积 V = 22.414dm3
状态 函数
密度 ρ= ······
用化学的术语说，该气体处于一定状态。
第二章 热化学 1. 定义
（1）状态 系统物理性质和化学性质的综合表现。
（2）状态函数 规定系统状态的每一物理性质和化学 性质的物理量。
（第三章）
4. 在给定条件下有多少反应物能最 大限度地转化为生成物？
（第四章）
第二章 热化学
§2.1 热力学常用术语
(Common Terms of Thermodynamics)
2.1.1 系统与环境（System and Surrounding）
任何物质都是和它周围的物质相联系， 为了研究问题的需要，常把研究的对象人为 地从周围事物中划分出来，被划分出来作为 研究对象的这一部分称为系统，而系统之外 又与系统有关的部分称为环境。
0.0
t=t´：n2(B)/mol 2.0 7.0
2.0
Δn(B)/mol -1.0 -3.0
2.0
第二章 热化学
即消耗了 1.0 mol N2，3.0 mol H2，生成了 2.0 mol NH3，那么反应进度变化等于
nBν BnB0ν ΔnBB
ξ>0 ，单位：mol； nB(ξ)：反应进度为ξ，B物质的物质的量； nB(0)：反应未开始时，B物质的物质的量。
第二章 热化学
2. 反应进度变化
Δ2120ν ΔnBB
有一反应
N2(g) + 3H2(g)→ 2NH3(g)
t=0： n1(B)/mol 3.0 10.0
(Stoichiometric Number of Chemical Reaction)
规定： • 对反应物ν为负值νA = -a， νB = -b • 对生成物ν为正值νC = c， νD = d 例如： N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
遵循质量守恒定律 0 = -1N2 - 3H2 + 2NH3
根据质量守恒定律，用规定的化学符 号和化学式表示化学反应的式子。
第二章 热化学
任一反应： aA + bB → cC + dD 遵循质量守恒定律：0 = -aA – bB + cC + dD
或简写 0 νBB
B
其中，B：任一反应物或生成物 νB：反应物或生成物前的系数
第二章 热化学
2. 化学计量数
（1）定温过程
T1=T2
（2）定压过程
p1 = p2 = p外
（3）定容过程
V1 = V2
第二章 热化学
不同途径的示意图
298K，101kPa 定温过程
定 压 过 程
373K，101kPa 定温过程
298K，505kPa
定 压 过 程
373K，505kPa
第二章 热化学
2.1.3 状态与状态函数（State and State Function）
第二章 热化学
液体：根据液体的互溶性，可以是一相、 两相或三相；水溶液：单相。
固体：如果固体之间不形成固体溶液，则 不论固体分散多细，一种固体成为 一相。
第二章 热化学
2.1.5 化学反应计量式和化学计量数
1. 化学反应计量式
(Stoichiometric Equation of Chemical Reaction)
第二章 热化学
2.1.4 相（Phase）
1. 定义 系统中物理性质和化学性质完全
相同的部分称为相。 相与相之间有一明显的界限。
第二章 热化学
2. 分类
均相系统（单相系统） （Homogenous System）
非均相系统（多相系统）
（Heterogeneous System）
气体：通常条件下，不论多少种气体混 合在一起，均能无限混合，所以 是单相。
（2）封闭系统（Closed System） 系统和环境之间通过边界只有能量交换， 而没有物质的交换的系统。
（3）孤立系统（Isolated System） 系统和环境之间即无能量交换又无物质交 换的系统。
第二章 热化学
如：
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
系统
绝热
HCl
HCl
HCl
Zn
ν(N2) = -1，ν(H2) = -3，ν(NH3) = 2
第二章 热化学
3. 化学反应计量式的表示
（1）根据实验事实，正确写出反应物和产 物的化学式；
（2）反应前后原子的种类和数量保持不变； （3）标明物质的聚集状态。
气 体：g 液 体：l 固 体：s 水溶液：aq
第二章 热化学
2.1.6 反应进度 —— 反应进行的程度
Zn
பைடு நூலகம்
Zn
敞开系统
封闭系统
孤立系统
大家学习辛苦了，还是要坚持
继续保持安静
第二章 热化学
2.1.2 过程与途径 （Process and Path）
1. 定义
（1）过程 系统热力学状态发生变化的经过。
（2）途径 系统状态发生变化时由同一始态到 同一终态所经历的不同方式。
第二章 热化学 2. 过程的分类
第二章 热化学 2. 性质
（1）状态一定，状态函数值一定；
（2）状态函数与过去的状态无关；
（3）状态变化，状态函数值变化，状态 函数值的变更只与始末态有关，而 与变化的途径无关。
第二章 热化学
状态函数性质 H2O（T1=298K） ①
②
H2O（T2=308K）
H2O（T=288K）
① △T1 = T2 - T1 = 308 - 298 = 10 K ② △T2 = ( T2 – T ) + ( T - T1 ) = 10 K
第二章 热化学
1. 定义
（1）系统 研究的对象。
（2）环境 系统以外，并与其有关联的部分。
系统和环境之间，一定要有一个边界，这 个边界可以是实实在在的物理界面，也可以是 虚构假想的界面。
如：
第二章 热化学
环境
研究对象：空气
系统
环境
研究对象：H2
系统
第二章 热化学
2. 分类
（1）敞开系统（Open System） 系统和环境之间通过边界既有物质交换又有 以热和功的形式进行的能量交换的系统。
第2章 热化学
第二章 热化学
第二章 热化学
(Thermochemistry) §2.1 热力学常用术语
§2.2 热力学第一定律
§2.3 化学反应的热效应
第二章 热化学
研究化学反应必须研究的四个问题
1. 化学反应中能量是如何转化的?
（第二章）
2. 该反应能否自发进行?
（第二章）
3. 实现这种转化需多少时间?
例如：已知一气体
物质的量 n = 1mol 温度 T = 298.15K 压力 p = 101.325kPa
体积 V = 22.414dm3
状态 函数
密度 ρ= ······
用化学的术语说，该气体处于一定状态。
第二章 热化学 1. 定义
（1）状态 系统物理性质和化学性质的综合表现。
（2）状态函数 规定系统状态的每一物理性质和化学 性质的物理量。
（第三章）
4. 在给定条件下有多少反应物能最 大限度地转化为生成物？
（第四章）
第二章 热化学
§2.1 热力学常用术语
(Common Terms of Thermodynamics)
2.1.1 系统与环境（System and Surrounding）
任何物质都是和它周围的物质相联系， 为了研究问题的需要，常把研究的对象人为 地从周围事物中划分出来，被划分出来作为 研究对象的这一部分称为系统，而系统之外 又与系统有关的部分称为环境。
0.0
t=t´：n2(B)/mol 2.0 7.0
2.0
Δn(B)/mol -1.0 -3.0
2.0
第二章 热化学
即消耗了 1.0 mol N2，3.0 mol H2，生成了 2.0 mol NH3，那么反应进度变化等于