高中化学： 第二章化学反应中的能量关系

2.2.3 热化学反应方程式
表示化学反应与热效应关系的式子叫做化学方程式。书 写时，应注意以下几点：
1、注明反应的温度和压力，若T = 298k、压力为 P0 ， 可不注明。
2、注明物态 or 浓度， 气态以“g”、液态以“l”、固态以“s”、水溶液以 “aq”表示，若物质有几种晶型，应明确注明是哪种。
2.1.3 状态及状态函数
一、状态： 表征体系性质的物理量所确定的体系存在形式。 由 p、V、T、n 等物理量所确定下来的体系 存在的形式称为体系的状态 二、 状态函数： 确定体系状态的物理量称为状态函数 三、 状态函数的特点：状态函数只与体系的始态 和终态有关，而与变化的过程无关 p、V、T、n
②等压下，ΔH与ΔU间关系式为： ΔH = ΔU＋PΔV
当反应物与产物都处于固态or液态时，ΔV很小，可忽略， ΔH =ΔU
当有气体参与反应（有气体生成或有气体参加反应）时， PΔV = ΔngRT
ΔH =ΔU＋ ΔngRT ， Δng = ∑B ③作为反应，可将产物看作终态，反应物当作始态，则
反应的焓变：ΔH=ΣH产物－ΣH反应物
=U2＋P2V2－（U1＋P1V1）… ① U、P、V为状态函数，则其组合U＋PV必是状态函数， 我们给这个新状态函数叫做焓，用H表示 ， 定义：
H = U＋PV 则①式化简为 QP= H2－H1 = ΔH 在等压过程中，体系吸收的热量全部用来增加体系的焓，
体系放出的热量全部来自于体系焓的减少。
①通常所指的反应热，若没特别说明，都指恒压反应热 QP，均用ΔH来表示。即以后均用ΔH来代表QP，
当H反应物 < H产物 ， QP = ΔH > 0，反应吸热，称为吸热反应。 当H反应物 > H产物 ， QP = ΔH < 0，反应放热，称为放热反应。
④ 温度对化学反应的焓变有影响，但影响较小，近似计 算时常忽略不计
⑤ 我们研究的化学反应一般都在常压（P0）下进行，为 研究方便，化学上规定了物质的标准态：指标准压力 P0为105下的纯物质的状态。 反应中各物质处于标准态时的焓变，称为 标准焓变，用ΔrHT 0或ΔHT 0表示。“0”表标准 态，“T”表温度（标准态未时对温度作定）。如T = 298k即反应在298k（250c）时的标准焓变，就记为 ΔrH0298或简记为ΔrH0 。
2.2 化学反应中的能量变化
定义：化学反应在一定条件下（等温等压或等温等容） 进行时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称热效 应或反应热。研究化热QV 即在恒容过程中进行的反应的反应热。 因为恒容， △V=0 ，W=0， △ U = QV +W = QV
文字叙述：自然界一切物质都具有能量，能量有各 种不同的形式，它可以从一种形式转化为另一种形式， 从一个物质传递给另一个物体，而在转化和传递的过 程中能量的总数量保持不变，也叫它能量守恒定律。
数学表达式 ∆ U = Q + W 内能（U）：，指体系内一切能量的总和（包括体系
内各种物质的分子或原子的位能、振动能、转动能、 平动能、电子的能量以及核能等等），∆ U指内能的 改变量。
二、环境：在体系周围和体系密切相关的就是 环境
2.1.2 过程和途径 （process and rood）
一、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：
典型过程: l 等温过程ΔT = 0 （T始 = T终 ） l 等压过程 ΔP = 0 （压力恒定） l 等容过程 ΔV = 0 （体积恒定） l 绝热过程 Q = 0 l 可逆过程 指某一过程，该过程发生后，又能恢复原状而对环境无任何影响。 二、 完成一个过程所经历的具体步骤称为途径。一个过程可由许多途径来实现， 但无论经历哪种途径，状态函数的改变量是相同的。
恒容过程中，体系所吸收的热量全部用于增加体系的 内能，体系放出的热量全部来自于体系内能的减少。
2.2.2 恒压反应热QP与焓
若体系的压力在变化过程中始终保持不变，即P1 = P2 = P环 、ΔP = 0 。如敞开体系，反应只做膨胀功，则
ΔU =QP+W QP= ΔU-W=U2－U1＋P（V2－V1）
一 、 热力学能(内能) 1.热力学能：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。
＊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。
2.1.6 能量守恒定律
第2章 化学反应中的能量关系
学习要求： 1．初步了解内能、焓等状态函数的物理意义； 2．了解化学变化过程中的热效应、恒容反应热和恒压反应热的概念；会写热 化学方程式； 3．会进行有关反应热的一般计算（用盖斯定律、标准摩尔生成焓计算）；
2.1 热力学术语和基本概念
2.1.1 体系和环境
一、 体系： 人为划分出来的研究对象 1． 敞开体系； 2． 封闭体系； 3． 孤立体系。
3、注明各物质的量。 4、配平方程式，因为ΔH与物质的量有关。 5、正反应热效应数值相等，符号相反
2.2.4 生成焓
定义：一种物质的标准生成热是在1.01×105Pa和指定温度下，由最稳定的单质生成一 摩尔该物质的等压热效应。并规定在标准状态下最稳定单质的生成热为零，常用的是 298K的数据。 用符号fHm表示。如： H2(g,101.3kPa)+0.5O2(g,101.3kPa)===H2O(l) rH298=-285.8kJ·mol-1 那么H2O(l)的生成热(fH)就是-285.8kJ·mol-1
2.1.4 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。
2.1.5 内能