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 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 过程和途径 2.1.4 相 2.1.5 化学反应计量式和反应进度

2.1.1 系统和环境 系统：被研究对象。 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。

封闭系统：与环境无物质交换有能量交换。

隔离系统：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。 状态函数：描述系统状态的物理量 (p,V,T)。 特点：①状态一定,状态函数一定。 ② 当系统状态发生变化时，状态函数 的变化值只与始态、终态有关,而与 变化途径无关。

2.1.3 过程和途径 过程：系统从始态到终态发生的一系列变化。 定温过程：始态、终态温度相等，并且过程中始终保持这个温度。T1=T2 定压过程：始态、终态压力相等，并且过程中始终保持这个压力。p1=p2 定容过程：始态、终态容积相等，并且过程中始终保持这个容积。V1=V2

2.1.4 相 系统中物理性质和化学性质完全相同的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。 均相系统(或单相系统) 非均相系统(或多相系统)

2.1.5 化学反应计量式和反应进度 化学反应计量式： —物质B的化学计量数 νA= –a， νB= –b， νY=y， νZ=z 。 反应进度： 单位是mol

t0时 nB/mol 3.0 10.0 0 0 t1时 nB/mol 2.0 7.0 2.0 t2时 nB/mol 1.5 5.5 3.0

3.0 10.0 0 (mol) 2.0 7.0 2.0 (mol) 反应进度必须对应具体的反应方程式。

§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。 热不是状态函数。 规定：系统吸热：Q >0； 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。 热不是状态函数。 规定：系统吸热：Q >0； 系统放热： Q <0。

2.功( W ) 系统与环境之间除热之外以其他形式传递的能量 。 规定： 系统对环境做功，W<0（失功） 环境对系统做功，W>0（得功） 功不是状态函数 分类：体积功，非体积功

体积功的计算： pex V1

2.2.2 热力学能 热力学能(U)： 系统内所有微观粒子的全部 能量之和，也称内能。 U是状态函数。 2.2.2 热力学能 热力学能(U)： 系统内所有微观粒子的全部 能量之和，也称内能。 U是状态函数。 热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。

2.2.3 热力学第一定律 热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律。 Q U1 U2 W U2 = U1 + Q + W 2.2.3 热力学第一定律 热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律。 U1 U2 Q W U2 = U1 + Q + W U2 - U1 = Q + W 对于封闭系统热力学第一定律的数学表达是为：

§2.3 化学反应的热效应 2.3.1 定容反应热 2.3.2 定压反应热 2.3.3  rUm和rHm 2.3.4 热化学方程式 §2.3 化学反应的热效应 2.3.1 定容反应热 2.3.2 定压反应热 2.3.3  rUm和rHm 2.3.4 热化学方程式 2.3.5 标准摩尔生成焓 2.3.6 标准摩尔燃烧焓

2.3.1 定容反应热 封闭系统，在定容过程中，系统和环境之间交换的热量为定容反应热。用QV表示。 2.3.1 定容反应热 封闭系统，在定容过程中，系统和环境之间交换的热量为定容反应热。用QV表示。 因为：V = 0，所以：体积功W = 0； QV = U 即，在定容且非体积功为零的过程中，封闭系统从环境吸收的热等于系统热力学能的增加。

2.3.2 定压反应热 封闭系统，在定压过程中，系统和环境之间交换的热量为定压反应热。用Qp表示。若系统不做非体积功，则：

令：U + pV = H ——焓，状态函数 H = H2 – H1 ——焓变 则：Qp = H 即，在定压且非体积功为零的过程中，封闭系统从环境吸收的热等于系统焓的增加。

2.3.3  rUm和rHm 对于无气体参加的反应，W = –pex  V=0 =  有气体参加的反应： = –pex  V  – n(g)RT =  –RT∑νB(g) =  ≈ 

2.3.4 热化学方程式 表示化学反应及其反应热(标准摩尔焓变)关系的化学反应方程式。 2H2(g)+O2(g)  2H2O(g)  2.3.4 热化学方程式 表示化学反应及其反应热(标准摩尔焓变)关系的化学反应方程式。 2H2(g)+O2(g)  2H2O(g) (298.15K) = – 483.64kJ·mol-1  称为反应的标准摩尔焓变。  标准状态： 气体：T，p = p =100kPa 液、固体：T，p 下，纯物质 溶液：溶质B，bB=b =1mol·kg-1 cB=c =1mol·L-1

2H2(g)+O2(g)  2H2O(g) (298.15K) = – 483.64kJ·mol-1  聚集状态不同时， 不同。  2H2(g)+O2(g)  2H2O(l) (298.15K) = –571.66kJ·mol-1  化学计量数不同时， 不同。  H2(g)+ O2(g)  H2O(g) (298.15K) = –241.82kJ·mol-1 

2.3.5 标准摩尔生成焓 在温度T下,由参考状态单质生成物质B(νB=+1)反应的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓。 2.3.5 标准摩尔生成焓 在温度T下,由参考状态单质生成物质B(νB=+1)反应的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓。 (B,相态,T) ，单位是kJ·mol-1  H2(g)+ O2(g)  H2O(g) (H2O ,g,298.15K) = –241.82kJ·mol-1  (参考态单质,T)=0 

2.3.6 标准摩尔燃烧焓 ) , g CO ( = T l O H ) O(l 2H (g) CO O OH(l) CH +  2.3.6 标准摩尔燃烧焓 在温度T下, 物质B (νB= –1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓。 (B,相态,T) ，单位是kJ·mol-1  ) O(l 2H (g) CO O OH(l) CH 2 3 +  (CH3OH ,l,298.15K) = –726.51kJ·mol-1  ) , g CO ( 2 = T l O H 

§2.4 Hess定律 + =  或 =  化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的。

(g) CO O CO(g) + ) (g CO (g) O C(s) + 应用：1.利用方程式组合计算  例：已知298.15K下，反应： ) (g CO (g) O C(s) (1) 2 + (1) = –393.5kJ·mol-1  (g) CO O CO(g) (2) 2 1 + (2) = –282.98kJ·mol-1  计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓。

CO(g) (g) O C(s) + (g) CO O C(s) + 解：解法一：利用Hess定律 ,3  ,1  ,2  ,3  途径1 ,1  ,2  途径2 ,3  ,1 ,2 = – = –110.53kJmol-1 解法二： (g) CO O C(s) 2 + ,1  2 ) (g CO (g) O CO(g) 1 + - ,2  1 CO(g) (g) O C(s) 2 + ,3 

§2.5 反应热的求算 2.5.1 由标准摩尔生成焓计算 反应的标准摩尔焓变 2.5.2 由标准摩尔燃烧焓计算 反应的标准摩尔焓变

2.5.1 由标准摩尔生成焓计算 反应的标准摩尔焓变 (NO,g)+ 4 (H2O,g) 6 (NH3,g)+ -[4 (O2,g)] 5 2.5.1 由标准摩尔生成焓计算 反应的标准摩尔焓变 =?  (NH3,g) 4 (O2,g) 5  (NO,g) 4 (H2O,g) 6  (NO,g)+ 4 (H2O,g) 6 (NH3,g)+ -[4 (O2,g)] 5 =  =[4×90.25+6×(-241.82) -4 ×(-46.11)-0]kJ·mol-1 = –905.4 8kJ·mol-1

结论： aA + bB → yY + zZ (B,相态,T) ∑νB (T) = 

2.5.2 由标准摩尔燃烧焓计算 反应的标准摩尔焓变 ,3  (C) =  ,1 (CO) =  ,2 = - ,3  ,1 ,2 2.5.2 由标准摩尔燃烧焓计算 反应的标准摩尔焓变 ,3  (C) =  ,1 (CO) =  ,2 = - ,3  ,1 ,2 (C) (CO) = - 

结论： aA + bB → yY + zZ (B,相态,T) -∑νB (T) = 