物理化学电子教案第二市公开课一等奖百校联赛特等奖课件

物理化学电子教案——第二章热力学第一定律及其应用TheFirstLawofThermodynamics环境surroundings无物质交换封闭系统Closedsystem有能量交换第1页第二章热力学第一定律§2.1

热力学概论§2.2热平衡和热力学第零定律──温度概念§2.8热力学第一定律对理想气体应用§2.3热力学一些基本概念§2.4热力学第一定律§2.5准静态过程与可逆过程§2.6焓§2.7热容

§2.9

Carnot循环第2页第二章热力学第一定律

§2.10

Joule–Thomson效应

§2.11热化学

§2.12

Hess定律

§2.13几个热效应§2.14反应焓变与温度关系－Kirchhoff定律§2.15绝热反应──

非等温反应*§2.16热力学第一定律微观诠释*§2.17由热力学第零定律导出温度概念*§2.18关于以J(焦耳)作为能量单位说明第3页研究宏观系统热与其它形式能量之间相互转换关系及其转换过程中所遵照规律；热力学共有四个基本定律：第零、第一、第二、第三定律，都是人类经验总结。第一、第二定律是热力学主要基础。化学热力学是用热力学基本原理研究化学现象和相关物理现象热力学基本内容依据第一定律计算改变过程中能量改变，依据第二定律判断改变方向和程度。§2.1热力学概论第4页热力学方法和不足热力学方法是一个演绎方法，结合经验所得基本定律进行演绎推理，指明宏观对象性质、改变方向和程度。只考虑平衡问题，考虑改变前后净结果，但不考虑物质微观结构和反应机理。能判断改变能否发生以及进行到什么程度，但不考虑改变所需要时间。§2.1热力学概论研究对象是大数量分子集合体，研究宏观性质，所得结论含有统计意义。第5页热力学方法和不足不足不知道反应机理和反应速率§2.1热力学概论不研究系统宏观性质与微观结构之间关系能够指出进行试验和改进工作方向，讨论改变可能性，但无法指出怎样将可能性变为现实方法和路径第6页§2.2热平衡和热力学第零定律将A和B用绝热壁隔开，而让A和B

分别与C达成热平衡。然后在A和B之间换成导热壁，而让A和B

与C之间用绝热壁隔开绝热导热温度概念第7页温度概念

A和B分别与C达成热平衡，则A和B也处于热平衡，这就是热平衡定律或第零定律。当A和B达成热平衡时，它们含有相同温度由此产生了温度计，C相当于起了温度计作用§2.2热平衡和热力学第零定律第8页§2.3热力学一些基本概念系统（System）在科学研究时必须先确定研究对象，把一部分物质与其余分开，这种分离能够是实际，也能够是想象。环境（surroundings）与系统亲密相关、有相互作用或影响所能及部分称为环境。环境系统系统与环境系统与环境这种被划定研究对象称为系统，亦称为体系或物系。第9页依据系统与环境之间关系，把系统分为三类：（1）敞开系统（opensystem）

环境有物质交换敞开系统有能量交换系统与环境之间现有物质交换，又有能量交换系统分类经典热力学不研究敞开系统第10页依据系统与环境之间关系，把系统分为三类：（2）封闭系统（closedsystem）

环境无物质交换有能量交换系统与环境之间无物质交换，但有能量交换系统分类经典热力学主要研究封闭系统封闭系统第11页依据系统与环境之间关系，把系统分为三类：系统分类（3）隔离系统（isolatedsystem）

系统与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故又称为孤立系统。环境无物质交换无能量交换隔离系统(1)第12页依据系统与环境之间关系，把系统分为三类：系统分类（3）隔离系统（isolatedsystem）

大环境无物质交换无能量交换有时把系统和影响所及环境一起作为孤立系统来考虑。孤立系统(2)第13页用宏观可测性质来描述系统热力学状态，故这些性质又称为热力学变量。可分为两类：广度性质（extensiveproperties）

强度性质（intensiveproperties）

系统性质又称为容量性质，它数值与系统物质量成正比，如体积、质量、熵等。这种性质有加和性，在数学上是一次齐函数。它数值取决于系统本身特点，与系统数量无关，不含有加和性，如温度、压力等。它在数学上是零次齐函数。指定了物质量容量性质即成为强度性质，或两个容量性质相除得强度性质。第14页系统性质第15页当系统诸性质不随时间而改变，则系统就处于热力学平衡态，它包含以下几个平衡：热平衡（thermalequilibrium）系统各部分温度相等力学平衡（mechanicalequilibrium）系统各部压力都相等，边界不再移动。如有刚壁存在，虽双方压力不等，但也能保持力学平衡热力学平衡态相平衡（phaseequilibrium）多相共存时，各相组成和数量不随时间而改变化学平衡（chemicalequilibrium）反应系统中各物数量不再随时间而改变第16页系统一些性质，其数值仅取决于系统所处状态，而与系统历史无关；状态函数特征可描述为：异途同归，值变相等；状态函数在数学上含有全微分性质。状态函数（statefunction）它改变值仅取决于系统始态和终态，而与改变路径无关。含有这种特征物理量称为状态函数周而复始，数值还原。第17页系统状态函数之间定量关系式称为状态方程对于一定量单组分均匀系统，状态函数p,V，T

之间有一定量联络。经验证实，只有两个是独立，它们函数关系可表示为：比如，理想气体状态方程可表示为：状态方程（equationofstate）对于多组分系统，系统状态还与组成相关，如：第18页过程从始态到终态详细步骤称为路径。

在一定环境条件下，系统发生了一个从始态到终态改变，称为系统发生了一个热力学过程。(process)路径(path)过程和路径第19页（1）等温过程（2）等压过程

（3）等容过程（4）绝热过程（5）环状过程

常见改变过程有：第20页系统吸热，Q>0系统放热，Q<0

热（heat）系统与环境之间因温差而传递能量称为热，用符号Q

表示。热和功Q取号：热本质是分子无规则运动强度一个表达计算热一定要与系统与环境之间发生热交换过程联络在一起，系统内部能量交换不可能是热。第21页功（work）系统与环境之间传递除热以外其它能量都称为功，用符号W表示。环境对系统作功，W>0系统对环境作功，W<0热和功W取号：Q和W微小改变用符号而不能用表示Q和W单位都用能量单位“J”表示Q和W都不是状态函数，其数值与改变路径相关。第22页广义功能够看作强度变量与广度变量乘积热和功式中是强度变量是对应广度变量功能够分为膨胀功和非膨胀功，热力学中普通不考虑非膨胀功第23页§2.4热力学第一定律

Joule（焦耳）和Mayer（迈耶尔)自1840年起，历经20多年，用各种试验求证热和功转换关系，得到结果是一致。 这就是著名热功当量，为能量守恒原理提供了科学试验证实。即：1cal=4.1840J现在，国际单位制中已不用cal，热功当量这个词将逐步被废除。第24页§2.4热力学第一定律到1850年，科学界公认能量守恒定律是自然界普遍规律之一。能量守恒与转化定律可表述为：自然界一切物质都含有能量，能量有各种不一样形式，能够从一个形式转化为另一个形式，但在转化过程中，能量总值不变。能量守恒定律第25页热力学能系统总能量通常有三部分组成：（1）系统整体运动动能（2）系统在外力场中位能（3）热力学能，也称为内能热力学中普通只考虑静止系统，无整体运动，不考虑外力场作用，所以只注意热力学能

热力学能是指系统内部能量总和，包含分子运动平动能、分子内转动能、振动能、电子能、核能以及各种粒子之间相互作用位能等。第26页热力学能是状态函数，用符号U表示，它绝对值尚无法测定，只能求出它改变值。热力学第一定律数学表示式构想系统由状态（1）变到状态（2），系统与环境热交换为Q，功交换为W，则系统热力学能改变为：对于微小改变热力学能单位：第27页热力学第一定律是能量守恒与转化定律在热现象领域内所含有特殊形式，说明热力学能、热和功之间能够相互转化，但总能量不变。也能够表述为：第一类永动机是不可能制成热力学第一定律是人类经验总结，事实证实违反该定律试验都将以失败告终，这足以证实该定律正确性。热力学第一定律文字表述第28页若是n有定值封闭系统，则对于微小改变热力学能是状态函数，对于只含一个化合物单相系统，经验证实，用p，V，T

中任意两个和物质量n就能确定系统状态，即假如是第29页系统吸热系统放热W>0W<0Q<0系统Q>0对环境作功对系统作功环境

U=Q+W

U>0

U<0热和功取号与热力学能改变关系第30页功与过程准静态过程可逆过程§2.5准静态过程与可逆过程第31页功与过程膨胀功第32页设在定温下，一定量理想气体在活塞筒中克服外压，经4种不一样路径，体积从V1膨胀到V2所作功。1.自由膨胀（freeexpansion）

2.等外压膨胀（pe保持不变）系统所作功绝对值如阴影面积所表示。

功与过程阴影面积代表第33页2。一次等外压膨胀所作功阴影面积代表第34页可见，外压差距越小，膨胀次数越多，做功也越多。

所作功等于2次作功加和。(1)克服外压为，体积从膨胀到；(2)克服外压为，体积从膨胀到。3。屡次等外压膨胀所作功第35页2V3。屡次等外压膨胀所作功第36页4.外压比内压小一个无穷小值外压相当于一杯水，水不停蒸发，这么膨胀过程是无限迟缓，每一步都靠近于平衡态。所作功为：这种过程近似地可看作可逆过程，系统所作功最大。对理想气体阴影面积为第37页水始态终态4.外压比内压小一个无穷小值第38页1.一次等外压压缩

在外压为下，一次从压缩到，环境对系统所作功（即系统得到功）为准静态过程将体积从压缩到，有以下三种路径：第39页一次等外压压缩始态终态第40页2.屡次等外压压缩

第二步：用压力将系统从压缩到整个过程所作功为两步加和。第一步：用压力将系统从压缩到第41页功与过程（屡次等外压压缩）第42页3.可逆压缩假如将蒸发掉水气慢慢在杯中凝聚，使压力迟缓增加，恢复到原状，所作功为：则系统和环境都能恢复到原状。第43页始态终态水3.可逆压缩第44页功与过程小结功与改变路径相关可逆膨胀，系统对环境作最大功；可逆压缩，环境对系统作最小功。第45页在过程进行每一瞬间，系统都靠近于平衡状态，以致在任意选取短时间dt内，状态参量在整个系统各部分都有确定值，整个过程能够看成是由一系列极靠近平衡状态所组成，这种过程称为准静态过程。准静态过程是一个理想过程，实际上是办不到。准静态过程（guasi-staticprocess）上例无限迟缓地压缩和无限迟缓地膨胀过程可近似看作为准静态过程。第46页系统经过某一过程从状态（1）变到状态（2）之后，假如能使系统和环境都恢复到原来状态而未留下任何永久性改变，则该过程称为热力学可逆过程。不然为不可逆过程。上述准静态膨胀过程若没有因摩擦等原因造成能量耗散，可看作是一个可逆过程。可逆过程（reversibleprocess）可逆过程中每一步都靠近于平衡态，能够向相反方向进行，从始态到终态，再从终态回到始态，系统和环境都能恢复原状。第47页可逆过程特点：（1）状态改变时推进力与阻力相差无限小，系统与环境一直无限靠近于平衡态；（3）系统改变一个循环后，系统和环境均恢复原态，改变过程中无任何耗散效应；（4）等温可逆过程中，系统对环境做最大功，环境对系统做最小功。（2）过程中任何一个中间态都能够从正、逆两个方向抵达；第48页§2.6焓依据热力学第一定律当若发生一个微小改变

等容且不做非膨胀功条件下，系统热力学能改变等于等容热效应第49页§2.6焓依据热力学第一定律若发生一个微小改变当第50页定义:

等压且不做非膨胀功条件下，系统焓变等于等压热效应第51页焓不是能量 即使含有能量单位，但不恪守能量守恒定律焓是状态函数定义式中焓由状态函数组成为何要定义焓？

为了使用方便，因为在等压、不做非膨胀功条件下，焓变等于等压热效应

。较轻易测定，可用焓变求其它热力学函数改变值。第52页对于不发生相变和化学改变均相封闭系统，不做非膨胀功，热容定义是：热容单位：系统升高单位热力学温度时所吸收热热容大小显然与系统所含物质量和升温条件相关，所以有各种不一样热容§2.7热容第53页摩尔热容单位：摩尔热容定压热容定容热容对于不做非膨胀功可逆过程第54页等压摩尔热容热容是温度函数等容摩尔热容热容与温度函数关系因物质、物态和温度区间不一样而有不一样形式。式中是经验常数，由各种物质本身特征决定，可从热力学数据表中查找。第55页理想气体热力学能和焓——Gay-Lussac-Joule试验绝热过程功和过程方程式理想气体与之差§2.8热力学第一定律对理想气体应用第56页将两个容量相等容器，放在水浴中，左球充满气体，右球为真空（上图）Gay-Lussac在18，Joule在1843年分别做了以下试验：打开活塞，气体由左球冲入右球，达平衡（下列图）Gay-Lussac-Joule试验第57页Gay-Lussac在18，Joule在1843年分别做了以下试验：Gay-Lussac-Joule试验气体和水浴温度均未变依据热力学第一定律，该过程系统没有对外做功第58页理想气体在自由膨胀中温度不变，热力学能不变从Gay-Lussac-Joule试验得到：理想气体热力学能和焓仅是温度函数从Joule试验得设理想气体热力学能是函数所以因为所以第59页这就证实了理想气体热力学能仅是温度函数，与体积和压力无关理想气体在等温时，改变体积，其热力学能不变设理想气体热力学能是函数能够证实这有时称为Joule定律第60页依据焓定义式理想气体焓也仅是温度函数，与体积和压力无关对于理想气体,在等温下有第61页从Joule试验得设理想气体热力学能是函数同理所以理想气体和计算第62页对于理想气体，在等容不做非膨胀功条件下所以理想气体等容热容和等压热容也仅是温度函数，与体积和压力无关对于理想气体，在等压不做非膨胀功条件下第63页因为等容过程中，升高温度，系统所吸热全部用来增加热力学能；而等压过程中，所吸热除增加热力学能外，还要多吸一点热量用来对外做膨胀功，所以气体Cp恒大于Cv

。气体Cp恒大于Cv对于理想气体：

理想气体与之差第64页依据复合函数偏微商公式（见下下页）代入上式，得：对于普通封闭系统与之差第65页对理想气体所以对于普通封闭系统与之差或第66页证实：代入表示式得：设：复合函数偏微商公式第67页重排，将项分开，得：对照两种表示式，得：因为也是函数，复合函数偏微商公式第68页绝热过程功在绝热过程中，系统与环境间无热交换，但能够有功交换。依据热力学第一定律：这时，若系统对外作功，热力学能下降，系统温度必定降低，反之，则系统温度升高。所以绝热压缩，使系统温度升高，而绝热膨胀，可取得低温。绝热过程功和过程方程式第69页绝热过程功对于理想气体，设不做非膨胀功这公式可用于绝热可逆、也可用于绝热不可逆过程，因为热力学能是状态函数。绝热过程功和过程方程式若定容热容与温度无关，则但绝热可逆与绝热不可逆过程终态温度显然是不一样。第70页在不做非膨胀功绝热过程中，绝热过程功和过程方程式对于理想气体代入上式，得整理后得第71页绝热过程功和过程方程式对于理想气体代入（A）式得令：称为热容比第72页绝热过程功和过程方程式对上式积分得或写作因为代入上式得因为代入上式得这是理想气体在绝热可逆过程中，三者遵照关系式称为绝热可逆过程方程式。第73页理想气体在绝热可逆过程中，三者遵照绝热过程方程式可表示为：式中，均为常数，在推导这公式过程中，引进了理想气体、绝热可逆过程和是与温度无关常数等限制条件。绝热过程功绝热过程功和过程方程式第74页绝热可逆过程膨胀功理想气体等温可逆膨胀所作功显然会大于绝热可逆膨胀所作功，这在p-V-T三维图上看得更清楚。在p-V-T三维图上，黄色是等压面；系统从A点等温可逆膨胀到B点，AB线下面积就是等温可逆膨胀所作功。绝热过程功和过程方程式兰色是等温面；红色是等容面。第75页绝热可逆过程膨胀功假如一样从A点出发，作绝热可逆膨胀，使终态体积相同，则抵达C点显然，AC线下面积小于AB线下面积，C点温度、压力也低于B点温度、压力。AC线下面积就是绝热可逆膨胀所作功。第76页绝热可逆过程膨胀功第77页从两种可逆膨胀曲面在pV面上投影图看出：两种功投影图AB线斜率AC线斜率从A点出发，到达相同终态体积

因为绝热过程靠消耗热力学能作功，要到达相同终态体积，温度和压力必定比B点低。绝热可逆过程膨胀功

等温可逆过程功(AB线下面积)

大于绝热可逆过程功(AC线下面积)等温可逆过程功(AB)绝热可逆过程功(AC)第78页等温可逆过程功(AB)绝热可逆过程膨胀功绝热可逆过程功(AC)第79页绝热功求算（1）理想气体绝热可逆过程功所以因为绝热可逆过程膨胀功第80页（2）绝热状态改变过程功因为计算过程中未引入其它限制条件，所以该公式适合用于定组成封闭系统普通绝热过程，不一定是可逆过程。绝热功求算第81页Carnot循环高温存放器低温存放器热机以理想气体为工作物质1824年，法国工程师N.L.S.Carnot设计了一个循环§2.9Carnot循环一部分经过理想热机做功W从高温热源吸收热量这种循环称为Carnot循环。另一部分

热量放给低温热源第82页工作物质：过程1：等温可逆膨胀系统所作功如AB曲线下面积所表示。Carnot循环在p~V图上能够分为四步：1mol理想气体第83页Carnot循环过程1：等温可逆膨胀第84页过程2：绝热可逆膨胀系统所作功如BC曲线下面积所表示。Carnot循环第85页Carnot循环过程2：绝热可逆膨胀第86页环境对系统所作功如DC曲线下面积所表示Carnot循环过程3：等温可逆压缩第87页Carnot循环过程3：等温可逆压缩第88页环境对系统所作功如DA曲线下面积所表示。Carnot循环过程4：绝热可逆压缩第89页Carnot循环过程4：绝热可逆压缩第90页整个循环：是体系所吸热，为正值，是体系放出热，为负值。

ABCD曲线所围面积为热机所作功Carnot循环第91页Carnot循环整个循环：第92页过程2：过程4：相除得依据绝热可逆过程方程式Carnot循环第93页热机效率将热机所作功与所吸热之比值称为热机效率,或称为热机转换系数，用表示。或卡诺循环高温存放器低温存放器热机第94页冷冻系数假如将Carnot机倒开，就变成了致冷机。式中W表示环境对系统所作功。这时环境对系统做功W，系统从低温热源吸热，而放给高温热源热量将所吸热与所作功之比值称为冷冻系数，用表示。第95页热泵热泵工作原理与致冷机相仿。热泵又称为物理热泵。把热量从低温物体传到高温物体，使高温物体温度更高热泵工作效率等于：向高温物体输送热与电动机所做功比值。热泵与致冷机工作物质是氨、溴化锂（氟利昂类已逐步被禁用）第96页热泵化学热泵利用化学反应可逆性作为热泵工作物质，利用太阳能为室内供暖，而化学物质可重复利用。太阳能加热（1）冷凝放热（2）第97页§2.10Joule-Thomson效应Joule-Thomson效应Joule在1843年所做气体自由膨胀试验是不够准确，1852年Joule和Thomson

设计了新试验，称为节流过程。在这个试验中，使人们对实际气体U和H性质有所了解，而且在取得低温和气体液化工业中有主要应用。第98页 在一个圆形绝热筒中部有一个多孔塞或小孔，使气体不能很快经过，并维持塞两边压差。下列图是终态，左边气体被压缩经过小孔，向右边膨胀，气体终态为：上图是始态，左边气体状态为：压缩区多孔塞膨胀区压缩区膨胀区多孔塞节流过程第99页压缩区多孔塞膨胀区压缩区多孔塞膨胀区压缩区多孔塞膨胀区压缩区多孔塞膨胀区压缩区多孔塞膨胀区压缩区多孔塞膨胀区压缩区多孔塞膨胀区压缩区多孔塞膨胀区节流过程第100页开始，环境将一定量气体压缩时所作功（即以气体为系统得到功）为：节流过程是在绝热筒中进行，Q=0，所以：气体经过小孔膨胀，对环境作功为：节流过程第101页在压缩和膨胀时，系统净功改变应该是两个功代数和。即节流过程是个等焓过程移项节流过程第102页

>0经节流膨胀后，气体温度降低。

是系统强度性质。因为节流过程,所以当：<0经节流膨胀后，气体温度升高。

=0经节流膨胀后，气体温度不变。Joule-Thomson系数称为Joule-Thomson系数，它表示经节流过程后，气体温度随压力改变率。第103页转化温度（inversiontemperature)

当时温度称为转化温度，这时气体经焦-汤试验，温度不变。在常温下，普通气体均为正值。比如，空气，即压力下降，气体温度下降。 但和等气体在常温下，，经节流过程，温度反而升高。若要降低温度，可调整操作温度使其第104页等焓线（isenthalpiccurve)为了求值，必须作出等焓线，这要作若干个节流过程试验。如此重复，得到若干个点，将点连结就是等焓线。试验1，左方气体为，经节流过程后终态为，在T-p图上标出1、2两点。试验2，左方气体仍为，调整多孔塞或小孔大小，使终态压力、温度为，这就是T-p图上点3。气体等焓线第105页等焓线（isenthalpiccurve)图2.9气体等焓线第106页显然：等焓线（isenthalpiccurve)在点3右侧在点3处 。 在线上任意一点切线，就是该温度压力下值。在点3左侧气体等焓线第107页转化曲线（inversioncurve)在虚线以左，，是致冷区，在这个区内，能够把气体液化；虚线以右，，是致热区，气体经过节流过程温度反而升高。选择不一样起始状态，作若干条等焓线。将各条等焓线极大值相连，就得到一条虚线，将T-p图分成两个区域。第108页转化曲线（inversioncurve)图2.10气体转化曲线第109页转化曲线（inversioncurve)显然，工作物质（即筒内气体）不一样，转化曲线T,p区间也不一样。比如，转化曲线温度高，能液化范围大；而和则极难液化。第110页对定量气体，经过Joule-Thomson试验后，，故：值正或负由两个括号项内数值决定。代入得：决定值原因第111页实际气体第一项大于零，因为 实际气体分子间有引力，在等温时，升 高压力，分子间距离缩小，分子间位能 下降，热力学能也就下降。理想气体第一项等于零，因为决定值原因第112页理想气体第二项也等于零，因为等温时pV=常数，所以理想气体。实际气体第二项符号由决定，其数值可从pV-p等温线上求出，这种等温线由气体本身性质决定。决定值原因第113页实际气体pV~p等温线273K时和pV-p等温线，如图所表示。1.H2理想气体(1)(2)而且绝对值比第一项大，所以在273K时，氢气要使氢气 ，必须预先降低温度。第114页实际气体pV~p等温线实际气体等温线理想气体(1)(2)第115页2.CH4在（1）段， ，所以第二项大于零， ；在（2）段通常，只有在第一段压力较小时，才有可能将甲烷液化。理想气体(1)(2)实际气体

pV~p等温线符号决定于第一、二项绝对值大小。第116页将称为内压力，即：内压力（internalpressure)实际气体不但与温度相关，还与体积（或压力）相关。因为实际气体分子之间有相互作用，在等温膨胀时，能够用反抗分子间引力所消耗能量来衡量热力学能改变。实际气体第117页vanderWaals方程假如实际气体状态方程符合vanderWaals方程,则可表示为： 式中是压力校正项，即称为内压力；是体积校正项，是气体分子占有体积。第118页等温下，实际气体不等于零。第119页

§2.11热化学反应进度标准摩尔焓变化学反应热效应第120页等压热效应与等容热效应反应热效应等容热效应

反应在等容下进行所产生热效应为

,假如不作非膨胀功，

,氧弹热量计中测定是

等压热效应

反应在等压下进行所产生热效应为，假如不作非膨胀功，则

当系统发生反应之后，使产物温度回到反应前始态时温度，系统放出或吸收热量，称为该反应热效应。第121页

与关系当反应进度为1mol时：

式中

是生成物与反应物气体物质量之差值，并假定气体为理想气体。或

第122页反应物生成物

（3）

（2）等容

与

关系推导生成物

第123页反应物生成物

（3）

（2）等容

生成物

对于理想气体

所以第124页反应进度（extentofreaction）20世纪初比利时Dekonder引进反应进度

定义为：

和

分别代表任一组分B在起始和t时刻物质量。

是任一组分B化学计量数，对反应物取负值，对生成物取正值。设某反应单位：mol第125页引入反应进度优点：在反应进行到任意时刻，能够用任一反应物或生成物来表示反应进行程度，所得值都是相同，即：反应进度被应用于反应热计算、化学平衡和反应速率定义等方面。注意应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。比如当

都等于1mol时，两个方程所发生反应物质量显然不一样。第126页引入反应进度优点：一个化学反应焓变决定于反应进度，显然同一反应，反应进度不一样，焓变也不一样。当反应进度为1mol时焓变，称为摩尔焓变，表示为：单位为表示反应进度为1mol第127页标准摩尔焓变

什么是标准态？伴随学科发展，压力标准态有不一样要求：用

表示压力标准态。最老标准态为1atm1985年GB要求为101.325kPa1993年GB要求为1

105Pa。标准态变更对凝聚态影响不大，但对气体热力学数据有影响，要使用对应热力学数据表。第128页

什么是标准态？

气体标准态为：温度为T、压力时且含有理想气体性质状态

液体标准态为：温度为T、压力时纯液体固体标准态为：温度为T、压力时纯固体标准态不要求温度，每个温度都有一个标准态。普通298.15K时标准态数据有表可查。第129页焓改变反应物和生成物都处于标准态反应进度为1mol反应（reaction）反应温度标准摩尔焓变若参加反应物质都处于标准态，当反应进度为1mol时焓变，称为标准摩尔焓变用符号表示第130页

表示化学反应与热效应关系方程式称为热化学方程式。比如：298.15K时

式中：

表示反应物和生成物都处于标准态时，在298.15K，反应进度为1mol时焓变。代表气体压力处于标准态。因为U,H数值与系统状态相关，所以方程式中应该注明物态、温度、压力、组成等。对于固态还应注明结晶状态。第131页注意事项反应进度为1mol，表示按计量方程反应物应全部作用完。反应进度为1mol，必须与所给反应计量方程对应。若反应用下式表示，显然焓变值会不一样。

若是一个平衡反应，显然试验所测值会低于计算值。但能够用过量反应物，测定刚好反应进度为1mol时热效应。第132页§2.12

Hess定律（Hess’slaw）1840年，Hess(赫斯)依据试验提出了一个定律：不论反应是一步完成，还是分几步完成，其热效应相同，当然要保持反应条件（如温度、压力等）不变。应用：对于进行得太慢或反应程度不易控制而无法直接测定反应热化学反应，能够用Hess定律，利用轻易测定反应热来计算不轻易测定反应热。反应热效应只与起始和终了状态相关，与改变路径无关。第133页Hess定律比如：求C(s)和

生成CO(g)摩尔反应焓变

已知：（1）

（2）

则：第134页§2.13几个热效应标准摩尔生成焓标准摩尔离子生成焓标准摩尔燃烧焓*溶解热和稀释热自键焓估算反应焓变第135页没有要求温度，普通298.15K时数据有表可查。生成焓仅是个相对值，相对于标准状态下稳定单质生成焓等于零。标准摩尔生成焓（standardmolarenthalpyof

formation）在标准压力下，反应温度时，由最稳定单质合成标准状态下单位量物质B焓变，称为物质B标准摩尔生成焓，用下述符号表示： （物质，相态，温度）第136页比如：在298.15K时这就是HCl(g)标准摩尔生成焓：

反应焓变为：

标准摩尔生成焓第137页为计量方程中系数，对反应物取负值，生成物取正值。利用各物质摩尔生成焓求化学反应焓变：在标准压力

和反应温度时（通常为298.15K）标准摩尔生成焓第138页标准摩尔生成焓比如有反应依据状态函数性质第139页自键焓估算反应焓变一切化学反应实际上都是原子或原子团重新排列组合，在旧键破裂和新键形成过程中就会有能量改变，这就是化学反应热效应。键分解能将化合物气态分子某一个键拆散成气态原子所需能量，称为键分解能即键能，能够用光谱方法测定。键焓在双原子分子中，键焓与键能数值相等。在含有若干个相同键多原子分子中，键焓是若干个相同键键能平均值。第140页自键焓估算生成焓则O-H(g)键焓等于这两个键能平均值比如：在298.15K时，自光谱数据测得气相水分子分解成气相原子两个键能分别为：第141页自键焓估算生成焓美国化学家L.Pauling假定一个分子总键焓是分子中全部键键焓之和，这些单独键焓值只由键类型决定。显然，这个方法是很粗略，一则全部单键键焓数据尚不完全，二则单键键焓与分子中实际键能会有出入。这么，只要从表上查得各键键焓就能够估算化合物生成焓以及化学反应焓变。第142页标准摩尔离子生成焓因为溶液是电中性，正、负离子总是同时存在，不可能得到单一离子生成焓。其它离子生成焓都是与这个标准比较相对值。所以，要求了一个当前被公认相对标准：标准压力下，在无限稀薄水溶液中，摩尔生成焓等于零。第143页查表得要求：所以：比如：标准摩尔离子生成焓第144页标准摩尔燃烧焓下标“c”表示combustion上标“y”表示各物均处于标准压力下下标“m”表示反应物为1mol时在标准压力下，反应温度T时，物质B完全氧化成相同温度指定产物时焓变称为标准摩尔燃烧焓（Standardmolarenthalpyofcombustion）用符号

(物质、相态、温度)表示。或第145页指定产物通常要求为：金属

游离态显然，要求指定产物不一样，焓变值也不一样，查表时应注意。标准摩尔燃烧焓298.15K时标准摩尔燃烧焓值有表可查。第146页比如：在298.15K及标准压力下：则显然，依据标准摩尔燃烧焓定义，所指定产物如 等标准摩尔燃烧焓，在任何温度T时，其值均为零。标准摩尔燃烧焓氧气是助燃剂，燃烧焓也等于零。第147页利用燃烧焓求化学反应焓变化学反应焓变值等于各反应物燃烧焓总和减去各产物燃烧焓总和。比如：在298.15K和标准压力下，有反应：（A）（B）（C）(D)则用通式表示为：第148页比如有反应依据状态函数性质第149页利用燃烧焓求生成焓用这种方法能够求一些不能由单质直接合成有机物生成焓。该反应摩尔焓变就是 生成焓，则：比如：在298.15K和标准压力下：第150页*溶解热和稀释热溶解热通常分为两种：积分溶解热：一定量溶质溶于一定量溶剂中所产生热效应总值。这个溶解过程是一个溶液浓度不停改变过程。在等压过程中，溶解热就等于溶解焓变值。溶解热与浓度相关，但不具备线性关系。第151页*溶解热和稀释热因为加入溶质量极少，溶液浓度可视为不变。微分溶解焓变用公式可表示为：微分溶解热也能够了解为：在大量给定浓度溶液里，加入溶质时，所产生热效应。微分溶解热：在给定浓度溶液里，加入溶质时，所产生热效应与加入溶质量比值。微分溶解热单位：第152页稀释热稀释热也可分为两种：积分稀释热：把一定量溶剂加到一定量溶液中所产生热效应。它值能够从积分溶解热求得。微分稀释热值无法直接测定，从积分溶解热曲线上作切线求得。微分稀释热：在一定浓度溶液中加入溶剂所产生热效应与加入溶剂量比值，微分稀释焓变用公式可表示为：第153页§2.14 反应焓变与温度关系——

Kirchhoff定律反应焓变值普通与温度关系不大。假如温度区间较大,在等压下虽化学反应相同，但其焓变值则不一样。在1858年Kirchhoff首先提出了焓变值与温度关系式，所以称为Kirchoff定律。

第154页§2.14 反应焓变与温度关系——

Kirchhoff定律

已知得如在该温度区间内有物质发生相变，就要分段积分。若也是温度函数，则要将Cp-T关系式代入积分，就可从一个温度焓变求另一个温度焓变第155页§2.15绝热反应——非等温反应绝热反应仅是非等温反应一个极端情况，因为非等温反应中焓变计算比较复杂，所以假定在反应过程中，焓变为零，则能够利用状态函数性质，求出反应终态温度。比如，燃烧，爆炸反应，因为速度快，来不及与环境发生热交换，近似作为绝热反应处理，以求出火焰和爆炸产物最高温度。第156页求终态温度示意图设反应物起始温度均为T1，产物温度为T2，整个过程保持压力不变：§2.15绝热反应——非等温反应第157页依据状态函数性质可由 表值计算代入上式，从而可求出T2值因为T1已知，可求出第158页*§2.16 热力学第一定律微观诠释热力学能功热热容——能量均分原理第159页热力学能设在一个封闭近独立子系统(粒子之间相互作用能极少）中，粒子总数为