第二章 热化学
第二章 化学热力学初步要点
根据能量守恒与转化定律有：U2 = U1 + Q +W 即： U = Q + W 当系统作体积功时，设系统压力为p，恒定外压下
膨胀做功，体积变化为 V 则 W = － p· V
解：反应 4H2(g) + 2O2(g) = 4H2O(l ) 在等压条件下进行， H= Qp= －1143 kJ
U = H－ nRT
= －1143－[0 －(4+2)] ×8.315 × 10-3 × 298
= －1128kJ
说明：“R”应乘以10-3，则量纲为kJ·mol-1·K-1 。
敞开系统：系统和环境间既有能量的交换，又有物
质的交换。
封闭系统：系统和环境间有能量的交换，但无物质
的交换。
孤立系统：系统和环境间既无能量的交换，又无物
质的交换。
二、状态和状态函数
系统的状态由它的一系列物理量来确定，如气体
的状态由n、T、p、V等物理量决定，当这些物理量 确定时，系统的状态确定，所以状态是系统所有宏 观性质的综合。 系统的状态确定，确定系统状态的物理量就有定值， 确定系统状态的物理量称为状态函数。 状态函数最重要的特点，其变化值只与始态和终态 有关，而与变化的具体途径无关。
三、过程与途径
当系统的状态发生变化时，我们把这种变
化称为过程，完成这个过程的具体步骤称为 途径。
如果系统的状态是在恒压条件下发生变化， 就称等压过程。相应地有等容过程、等温过 程等。
2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功 2.2.2 热力学能 2.2.3 热力学第一定律
第二章 化学热力学基础
强度性质：体系的性质在数值上与体 系中物质的量无关，不具加和性。如温度、 压力、浓度、密度等。
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2.1.4 过程与途径
过程：体系状态发生变化的经过称为过程。 途径：完成过程的具体步骤称为途径。 298K, H2O（g) 途径1 298K,H2O(l) 始态 373K,H2O(l) 途径2
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状态函数：确定体系状态的宏观物理量 称为体系的状态函数。如质量、温度、压 力、体积、密度、组成等是状态函数。 状态函数的特点： 1. 体系的状态一定，状态函数值确定。 2. 状态函数的改变值只由体系的始态和 终态决定，与体系经过的途径无关。 3. 循环过程的状态函数改变值为零。
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能量守恒定律：自然界的一切物质都具 有能量，能量有不同的形式，能量可从一个 物体传递给另一个物体，也可从一种形式转 化为另一种形式，在传递和转化过程中，能 量总值不变。适用于宏观体系和微观体系。 电能 → 光能 化学能 → 机械能 机械能 → 电能
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（电灯） （内燃机） （发电机）
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反应进度ξ表示化学反应进行的程度。 aA t=0 t + dD = gG + hH nD(0) nD (t) nG(0) nG (t) nH(0) nH (t)
nA(0) nA(t)
22
n B (t ) nB (0)
B
nB
B
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例：
t=0 t
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（2）注明物质的物态(g、l、s)或浓度， 如果固态物质有几种晶型，应注明晶型(P 有白磷、红磷，C有金刚石、石墨等). （3）反应热的数值与反应方程式的写法 有关。如：
无机化学 第二章 热化学
首次报道中孔分子筛M41S六角孔道模型
Pore channels of MCM-41
obtained by HRTEM
(M. Kruk et al., J. Phys. Chem. B, 2000, 104, 292)
Hierarchical Flower-like Spheres
Some examples
热力学中，我们主要研究封闭体系。
系统和环境 例：
绝
热 壁
水蒸气
水
孤立系统 封闭系统 敞开系统
火箭体系？
2.1.2 状态和状态函数（State and State function）
状态：热力学平衡态，系统的物理和化学性质的综合表现。 系统的状态由状态量进行描述。 状态量就是描述系统有确定值的物理量。
如：以气体为系统时，n，p, V，T等
确定体系状态的物理量叫状态函数。
状态函数：用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。
如 n 、 T、 V、 p……，是与系统的状态相联系的物理量。
状态函数的特点：状态函数的变化量只与体系的始 态和终态有关，而与变化的过程无关P、V、T、n
状态函数的特性
① 定值性—— 状态确定，状态函数确定。 系统的变化，用状态函数的改变来描述。
Chem. Commun., 2000, 2161; Chem. Commun., 2001, 783; Chem. Commun., 2002, 2814
Nature’s Reactors
社会可持续发展所面临的课题：
• 探索新能源 • 高效利用能源 • 开发洁净能源
§2.1 热力学术语和基本概念
第二章 热化学
热化学：讨论和计算化学反应的热量变化的 学科。 热化学理论依据：热力学
无机化学 第二章 热化学 反应自发性
例 设反应物和生成物均处于标准状态，计算1mol乙炔完全 燃烧放出的能量。 解：从手册查得298.15K时，各物质的标准摩尔生成焓如下 。 5 C 2 H 2 ( g ) O 2 ( g ) 2 C O 2 ( g ) H 2 O (l ) 2 0 -393.509 -285.83 f H m ( 29 8 K ) / kJ mol 1 226.73
注意事项
应用物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓时 需要注意
物质的聚集状态，查表时仔细
公式中化学计量数与反应方程式相符 数值与化学计量数的选配有关； 温度的影响 r H m ( T ) r H m ( 2 9 8 . 1 5 K )
思考：正反应与逆反应的反应热的数值相等，符号相反。 对吗？ 答：对。这 也是热化学定律的重要内容。
热力学第三定律 在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值都 等于零。
S (0 K) = 0 热力学第三定律也可以表述为“不能用有限的手段使一个物 体冷却到绝对零度”。
熵变的计算
熵值计算的参考点： S (0 K) = k ln 1 = 0 单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的 标准摩尔熵，以 Sm (或简写为S )表示。注意 Sm 的 SI 单位 为J. mol-1. K-1。 思考：指定单质的标准熵值是零吗？ 与指定单质的标准焓有什么不同？
此式的意义是在等温等压下一个封闭系统所能做的最大非体积功max表示最大电功以后章节涉及内容自发任何温度2cog非自发任何温度caco升高至某温度时由正值变负值升高温度有利于反应自发进行降低至某温度时由正值变负值降低温度有利于反应自发进行大多数反应属于h同号的上述或两类反应此时温度对反应的自发性有决定影响存在一个自发进行的最低或最高温度称为转变温度t不同反应的转变温度的高低是不同的它决定于h与s的相对大小即t决定于反应的本性
第二章热化学部分选择 (1)
第二章热化学部分选择一、单项选择1．化合物B的标准摩尔生成焓∆fH(B)的定义是：（）。
A、25℃和100 kPa压力下由稳定单质生成1 mol处于100 kPa下化合物的焓变B、在温度T时，100 kPa压力下稳定单质生成1 mol化合物时的焓变C、在温度T，由稳定态单质生成物质B时的标准摩尔焓变。
书写相应的生成反应化学反应式时要使B的化学计量数νB=+1。
D、在100 kPa压力下各自单独存在的稳定单质化合1 mol化合物时的焓变。
2．CH4(g)在298 K且反应物及产物均在标准压力下完全燃烧，反应进度ξ=1 mol，ν[CH4(g)] =－1，放出的热为890.7 kJ，其热化学方程式写法正确的是：（）。
A、CH4(g)+ 2O2(g)==CO2(g)+ 2H2O(l)，∆rH(298 K) = -890.7 kJ·mol-1B、CH4(g)+ 2O2(g)==CO2(g)+ 2H2O(g)，∆rH(298 K) = -890.7 kJ·mol-1C、CH4(g)+ 2O2(g)==CO2(g)+ 2H2O(l)，∆rH(298 K) = 890.7 kJ·mol-1D、CH4(g)+ 2O2(g)==CO2(g)+ 2H2O(g)，∆rH(g) = 890.7 kJ·mol-13．若已知H2O(g)及CO(g)在298 K时的标准摩尔生成焓∆fH(298 K)，分别为－242kJ·mol-1和－111kJ·mol-1, 则反应 H2O(g) + C(石墨) H2(g) + CO(g)的标准摩尔反应焓为：（）A、－353 kJ·mol-1B、－131 kJ·mol-1C、131 kJ·mol-1D、353 kJ·mol-1。
4．下列反应的焓变不符合标准摩尔生成焓定义的是：（）。
A、H2(g , p) +N2(g , p) = NH3(g , p)B、H2(g , p) +Br2(g , p) = HBr(g , p)C、N2(g , p) + D2(g , p) = ND2(g , p) D、Na(s , p) + Cl2(g , p) = NaCl(s , p) 。
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
第二章化学热力学基础学习重点
第二章化学热力学基础学习重点一.理解并熟悉热力学有关的概念:体系和环境状态和状态函数过程和途径常见的三个体系:敞开、封闭、孤立体系常见的三个过程:等压、等容、等温过程热和功热力学能(内能)和焓变化学反应热,等容反应热、等压反应热生成焓和标准生成焓;键能和离解能,键能和反应热的关系熵和熵变,标准摩尔熵Gibbs自由能和Gibbs自由能变,标准摩尔生成Gibbs自由能二.理解并熟练运用几个定律(包括两个判据)1.盖斯定律2.热力学第一定律:△U=Q-W3.热力学第二定律:△S(孤立)= △S(体系)+ △(环境)4.热力学第三定律:0K时,任何纯物质的完美晶体,S=05.两个判据:ⅰ.熵判据:△S(孤立)= △S(体系)+ △S(环境) ………………自发过程△S(孤立)= △S(体系)+ △S(环境) ………………不能进行ⅱ.G判据:等温等压吓,体系的G减小的方向是不能做非体积功的化学反应进行的方向.不及化学反应如此,任何等温等压虾,不做非体积功的自发过程的G都将减小.这正是热力学第二定律的另一种表述形式.△G＜0 …………………自发进行△G＞0 …………………不能自发进行△G=0 …………………可逆发应三.熟练掌握并运用几个热力学攻势(方程式)进行计算1.△U=Q-W2.Q v=△U3.Q p=△HH=U+PV △H=△U+△(PV)4.△r H mθ=∑υB△f H mθ(B)5.△S=Q r/T △r S mθ=∑υB△f S mθ(B)6.△G=△H-T△S 并分析自发进行的四种情况△r G mθ=∑υB△f G mθ(B)四.热力学的标准状态,尤其要注意所给定的热力学条件五.热力学化学方程式的书写六.问题:1.P△V和△(PV)2.H和Q。
第二章 热化学
解：查表可知 3Al(s)+3NH4ClO4(s)→Al2O3(s)+AlCl3(s)+3NO(g)+6H2O(g)
θ ∆rHm (1) = 177.4kJ ⋅ mol −1 θ （2） H 2 (g ) + O 2 (g ) → H 2 O 2 (aq) ∆ r H m (2) = −191.2kJ ⋅ mol −1
（3） H 2 (g ) +
1 θ O 2 (g ) → H 2 O ( g ) ∆ r H m (3) = −241.8kJ ⋅ mol −1 2
θ ∆rHm (1) = −44.0kJ ⋅ mol −1
CH3CH2CH3 的生成反应为： 3C（s）+4H2（g）→CH3CH2CH3（g） 此方程式可由 (1) × 3 + ( 2) × 2 − (3) 得到，故 CH3CH2CH3 的标准摩尔生 成焓为：
θ θ θ ∆f Hθ m (CH 3 CH 2 CH 3 , g ) = ∆ r H m (1) × 3 + ∆ r H m ( 2) × 2 − ∆ r H m (3)
=
−W Q + V1 = + V1 Pex Pex
=(
950.0 + 40.0 × 10 − 6 )m 3 = 1.10 × 10 4 cm 3 86638
3．在 0℃，760mmHg 下，氦气球体积为 875L，n（He）为多少？ 当 38.0℃，气球体积在定压下膨胀至 997L。计算这一过程中系统的 Q， W 和ΔU（氦的摩尔定压热容 Cp,m 为 20.8kJ-1mol-1） 解：由气体状态方程：ＰＶ = nＲＴ 得
无机化学第二章 热化学
能量守恒和化学反应热
2. 反应热效应
等压反应中 △H = △U+ p△V
又
QP = QV + p△V
★ 涉及气体反应， p△V = △n(RT)
2H2(g)+O2(g)===2H2O(l) rH=-571.6kJ·mol-1 此反应为放热反应
2molH2 1molO2
2molHg 1molO2
2molHgO
2molH2O
能量守恒和化学反应热
化学反应的焓变是随温度而变化的
如：1.01×105Pa下
N2+3H22NH3 rH(298K)=-92.4kJ·mol-1 rH(773K)=-106.1kJ·mol-1
如果化学反应的H为正值，表示体系从环境吸 收热能，称此反应为吸热反应。即：
∑H反应物<∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)>0 如果化学反应的H为负值，则表示体系放热给 环境，称此反应为放热反应。即：
∑H反应物>∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)<0
能量守恒和化学反应热
如:2HgO(s)===2Hg(l)+O2(g) rH=+181.4kJ·mol-1 此反应为吸热反应
★ r： 表示反应(reaction)；
★ m：表示反应进度为1mol的反应热；
★ T：反应温度；温度为298.15K时可省略；
★ O：表示标准态，即此反应热是在标准状态 下的数值,物质所处的状态不同，反应热效 应的大小也不同。
第二章 晶格能与热化学循环
第二章 晶格能与热化学循环第一节 晶格能与晶格焓一、晶格能晶格能指离子晶体的晶格能，又称点阵能。
它是指在热力学标准状态下，热力学温度0K 时，单位物质量的离子晶体生成完全远离的气态正、负离子时所需要的能量，用Θ∆0U 表示。
()()()0;0>∆+→Θ-+U nXM MXg n g s nΘ∆0U 越大，离子晶体越稳定，所以在本质上晶格能是离子间静电作用的量度。
但在恒温恒压下，晶体稳定性的判断依据是晶体的吉布斯函数变。
)()()ΘΘΘ-+∆-∆=∆→+m r m r m r s n g n g S T H G MXnXM;由于气相离子形成晶格的过程是强烈放热，所以，在室温下可以忽略熵的贡献（但只有在0K 时才是正确的）,从而对晶格的讨论通常集中于晶格焓。
二、晶格焓晶格焓定义为：在热力学标准状态下，298时，单位物质量的离子晶体分解成相互无限远离的气态正、负离子时的标准焓变。
()()()()0298;>∆+→Θ-+K HnXM MXmr g n g s n忽略熵变，可以预期化合物最稳定的晶体结构是给定条件下晶格焓最大的结构。
晶格焓可由玻恩-哈伯循环求得，见P 15。
一旦求出晶格焓，就能用它判断固体中的成键特征。
基于离子间靠库仑力组成晶格的假设而计算的晶格焓如果符合实验值，就可以认为该化合物基本上可采用离子模型；反之，若计算值不符合实验值则表明存在一定程度的共价成分， 三、晶格焓的影响因素1、 库仑作用对晶格焓的影响 （1） 晶格的总库仑势能晶格的总库仑势能是电荷为Z A 、Z B ，相距r AB 的离子的单个库仑势能项之和。
()()ABABo B A AB r Zer e Z e Z V 2244⋅==πεπε ----------------------------（1）式中，0ε是真空介电常数，数值为112121085.8---⋅⋅⨯m J C ，Z 为离子价，e 为电量。
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U 2 − U 1 = ∆U
热力学能的变化值△ 只与始态 只与始态、 热力学能的变化值△U只与始态、终态 有关，与变化途径无关。 有关，与变化途径无关。
2.2.3
热力学第一定律
Q U2 W
热力学定律的实质是能量守恒与转化定律。 热力学定律的实质是能量守恒与转化定律。 U1
U2 = U1 + Q + W U2 - U1 =△U= Q + W 对于封闭系统热力学第一定律为： 对于封闭系统热力学第一定律为：
2. 功( W ) 系统与环境之间除热之外以其它形式传递的 能量称为功 用符号W表示 单位J或 。 表示， 能量称为功 。用符号 表示，单位 或kJ。 规定： 系统对环境做功， 规定： 系统对环境做功，W<0（失功） （失功） 环境对系统做功， 环境对系统做功，W>0（得功） （得功） 体积功： 体积功：W = − Fex × l pex = − pex ⋅ A ⋅ l V1
∆U = Q + W
思考题
（1）体系的始,终态确定后,在不同的过程 体系的始,终态确定后, Q,W,(Q+W)是否都具有确定值 是否都具有确定值, 中 Q,W,(Q+W)是否都具有确定值,为 什么? 什么? （2）△U为状态函数，而Q，W不是状态函数 为状态函数， 但却有： U=Q+W，是否矛盾？ ，但却有： △U=Q+W，是否矛盾？如何理 解？
7.0 2.0 (mol) t = t1时 2.0 ∆n( N 2 ) (2.0 − 3.0)mol ' ξ1 = = = 2.0mol ν ( N2 ) −1/ 2 反应进度的特点: 反应进度的特点 (1)无论用反应物还是生成物中任何物质求算 无论用反应物还是生成物中任何物质求算 都相同; 其ε都相同 都相同 (2)同一反应 方程式书写方式不同 ε值不同。 同一反应,方程式书写方式不同 值不同。 同一反应 方程式书写方式不同, 值不同 反应进行了α摩尔 当ε=α时, 称为反应进行了 摩尔 时 称为反应进行了
2.3.4 热化学方程式
1. 标准状态
在热力学中, 标准状态规定为在温度T和标准压力 在热力学中 标准状态规定为在温度 和标准压力 pθ=100kPa下, 该物质的状态 简称标准态 标准态. 下 该物质的状态, 简称标准态
2. 热化学方程式
表示化学反应及其反应热(标准摩尔焓变 关系的化 表示化学反应及其反应热 标准摩尔焓变)关系的化 标准摩尔焓变 学反应方程式。 学反应方程式。 如: 2H2(g) + O2(g) == 2H2O(g) △rHθm(298K)= -483.64kJ·mol-1
热化学方程式的书写规则： 热化学方程式的书写规则： • 用ΔrHθm和ΔrUθm分别表示恒压和恒容反应 的标准摩尔反应热.正负号采用热力学规定. 的标准摩尔反应热.正负号采用热力学规定. • 需标明反应的温度及压力.习惯采用100kPa为 需标明反应的温度及压力.习惯采用100kPa 100kPa为 表示标准态. 标准压力，用右上标“θ”表示标准态 标准压力，用右上标“θ”表示标准态.不注 明温度时，可看作是298.15K的热效应. 298.15K的热效应 明温度时，可看作是298.15K的热效应. • 必须在化学式的右侧注明物质的物态或浓度. 必须在化学式的右侧注明物质的物态或浓度. 分别用小写的s,l,g表示固, s,l,g表示固 分别用小写的s,l,g表示固,液,气.如果物质 有几种晶型,也应注明是哪一种. 有几种晶型,也应注明是哪一种. • 化学式前的系数是化学计量数, 可以是整数 化学式前的系数是化学计量数, 或简单分数,但方程式必须是配平的. 或简单分数,但方程式必须是配平的.
t =0
1 3 N 2 (g ) + H 2 (g ) → NH 3 (g ) 2 2 3.0 10.0 0 (mol)
练 习
指出下列反应中“反应进行了 摩尔 摩尔” 指出下列反应中“反应进行了1摩尔”的含义 (1) H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) (2) 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) (3) 2Al(s) + 6HCl(g) == 2AlCl3(s) + 3H2(g)
νB
单位是mol 单位是
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
t0时 nB/mol 3.0 t1时 nB/mol 2.0 t2时 nB/mol 1.5 10.0 7.0 5.5 0 2.0 3.0
ξ
0 ξ1
ξ2
∆ n1 (N 2 ) ( 2 .0 − 3 .0 ) mol ξ1 = = = 1 .0 mol ν (N 2 ) −1 ∆n1 (H 2 ) (7.0 − 10.0)mol = = 1.0mol ξ1 = ν (H 2 ) −3 ∆n1 (NH 3 ) (2.0 − 0)mol = = 1.0mol ξ1 = ν (NH 3 ) 2 同理计算 ξ 2 = 1.5mol
思考题
热力学中的“ 热力学中的“热”与我们平时所说的物 体冷热中的“ 是否含义相同？ 体冷热中的“热”是否含义相同？能否说 “温度高的物体比温度低的物体有更多的 为什么？ 热”?为什么？ 为什么
2.2.2
热力学能
热力学能(U)： 热力学能 ： 系统内所有微观粒子的全部 能量之和，也称内能 内能。 能量之和，也称内能。 U是状态函数。其绝对值是无法测得的。 是状态函数。 是状态函数
似认为与温度(和压力)无关. 似认为与温度(和压力)无关.
• △rUm和△rHm之间的关联式: 之间的关联式: △rHm= △rUm +△νRT 式中△ 表示反应前后气体物质计量数的变化量 式中△ν表示反应前后气体物质计量数的变化量 气体物质
思考题
如果体系经过一系列变化， 如果体系经过一系列变化，最后又 变回初始状态，则体系的（ 变回初始状态，则体系的（ ） (A) Q=0 W=0 ∆U=0 ∆H=0 (B) Q≠0 W≠0 ∆U=0 ∆H=Q (C) Q=-W ∆U=Q+W ∆H=0 (D) Q≠W ∆H=Q ∆H=0
定义: 定义
—新的热力学函数 称为焓. 新的热力学函数, 称为焓 新的热力学函数 称为焓变. 对于恒压反应, △H称为焓变 对于恒压反应 其反应的热效应 称为焓变
H=U+pV
Qp= △H 在等温等压且不作其它功条件下， 即: 在等温等压且不作其它功条件下，反应的焓 就等于等(定 压反应热 压反应热。 变(△H )就等于等 定)压反应热。 △ 就等于等 焓也是状态函数 无法获得其绝对值. 焓也是状态函数, 无法获得其绝对值 状态函数 反应吸热; 反应放热. △H＞0, 反应吸热 △H＜0, 反应放热
2.1.1 系统和环境
系统：被划出成为研究对象的部分。 系统：被划出成为研究对象的部分。 环境：系统外与其密切相关的部分。 环境：系统外与其密切相关的部分。 敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换。 敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换。 封闭系统：与环境无物质交换有能量交换。 封闭系统：与环境无物质交换有能量交换。 隔离(孤立 系统：与环境无物质、能量交换。 孤立)系统 隔离 孤立 系统：与环境无物质、能量交换。
2.1.2 状态和状态函数
状态：系统的宏观性质的综合表现。 状态：系统的宏观性质的综合表现。 状态函数：描述系统性质的物理量。 状态函数：描述系统性质的物理量。(p,V,T,n) 特点： 状态一定,状态函数一定 状态函数一定。 特点：① 状态一定 状态函数一定。 状态变化,状态函数也随之而变 状态函数也随之而变,且 ② 状态变化 状态函数也随之而变 且 状态函数的变化值只与始态和终态有关,而与 状态函数的变化值只与始态和终态有关 而与 变化的途径无关. 变化的途径无关 终态 （Ⅰ） 始态
第二章 热化学
§2.1 热力学术语和基本概念 §2.2 热力学第一定律 §2.3 化学反应的热效应 §2.4 Hess 定律 §2.5 反应热的求算
§2.1 热力学术语和基本概念
2.1.1 系统和环境 2.1.2 状态和状态函数 2.1.3 过程 2.1.4 相 2.1.5 化学反应计量式和反应进度
§2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功 2.2.2 热力学能 2.2.3 热力学第一定律
2.2.1
热和功
1. 热( Q ) 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量 温差 称为热。符号：Q，单位：J或kJ。 称为热 符号： ，单位： 或 。 热不是状态函数。 热不是状态函数。 热力学规定：系统吸热： 热力学规定：系统吸热：Q >0； ； 系统放热： 系统放热： Q <0。 。
= − pex (V2 − V1 )
= − pex ⋅ ∆V
非体积功
l
功不是状态函数
结论
热和功是系统发生变化时与环境进行能量交 换的两种形式.也就是说 也就是说,只有当系统经历某过 换的两种形式 也就是说 只有当系统经历某过 程时,才能以热和功的形式与环境交换能量 才能以热和功的形式与环境交换能量,即 程时 才能以热和功的形式与环境交换能量 即 与途径有关,不是状态函数 热和功一样,与途径有关 不是状态函数. 热和功一样,与途径有关,不是状态函数.
2.3.3 △rUm和△rHm
• △rUm表示等温下反应进度为1mol时该反应的热 表示等温下反应进度为1mol 1mol时该反应的热 力学能的变化量, 也是该反应的等 力学能的变化量, 也是该反应的等(定)容反应 热. • △rHm表示等温下反应进度为1mol时该反应的焓 表示等温下反应进度为1mol 1mol时该反应的焓 也是该反应的等 压反应热. 变, 也是该反应的等(定)压反应热. △H值可近
2.1.4 相
系统中物理性质和化学 性质完全相同， 性质完全相同，且与其他 部分有明确界面分隔开来 的任何均匀部分叫做相 的任何均匀部分叫做相。 均相系统(或单相系统 均相系统 或单相系统) 或单相系统 非均相系统(或多相系统 非均相系统 或多相系统) 或多相系统