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第二章 化学热力学初步要点

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第二章---化学与热力学

第二章---化学与热力学

对于有限变化：
dH =δQp,W 0
对于不做非体积功、等 压过程，体系的焓变在 数值上等于反应热效应。
H Qp,W 0
放热反应 △H < 0
吸热反应 △H > 0
2、等容热效应
对气相反应 ： aA + bB = dD + eE 由
δQ dU psu dV
等容过程： △U= Qv 因为： △H = Qp 故： △H =△U+ △ n· RT 或： QP= Qv+ △ n · RT 其中： △ n =（d + e）–（a +b） 对固、液相（凝聚相）反应: △H ≈△U
例如：
2）标准燃烧焓 c Hm
在温度T 时，B 完全燃烧时的标准摩尔焓变 ---- B 的标准摩尔燃烧焓 燃烧热计算反应的标准焓变：
ΔrHo =∑ΔcHo反应物 - ∑ΔcHo 产物
第三节
化学反应的方向性
一、热力学第二定律 1、自发过程 不需外力能发生的过程 ---- 自发过程 自发过程的特点 --- 1) 单向性 （逆向不自发 ？？）
ΔH < 0
ΔH > 0
ΔH
Ag+ (aq) + Cl-
×
ΔSo > 0
(aq)
O2 (g) + C (s) = CO2(g)
= AgCl (s) ΔSo <0
ΔS
×
37
二、化学反应的Gibbs自由能变
（一）Gibbs自由能（G）
定义： G = H –TS = U + PV - TS （G 为状态函数） 意义：是体系等温等压下做非体积功的能力。 反应过程G的减少量( -△G)是体系能做的最大非膨 胀功，即自由能降低的方向就是反应自发的方向。

第二章_化学热力学基础

第二章_化学热力学基础
H U pV U H pV H ( n) RT 1143 KJ (0 2.0mol 4.0 mol ) 8.315 10 3 KJ mol 1 K 1 298 K 1143 KJ 15 KJ 1128 KJ
3.2 热化学方程式
化学反应计量式 对任一化学反应
dD eE fF gG
νB是任一组分B的化学计量数，对 nB 反应物取负值，对生成物取正值。
0 B B
B
反应进度是一个衡量化学反应进行程度的物理量
当反应进行后，某一参与反应的物 质的物质的量从始态的n1变到终态 的n2，则该反应的进度
状态函数 的分类
容量性质（广延性质） 具有加和性，如V, n等
强度性质 不具有加和性，如T等 状态函数的特点：
状态一定，状态函数一定，殊途同归
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 （热力学能既然是系统内部能量的
总和，所以是系统自身的一种性质，在一定状态下 应有一定的数值，因此是状态函数）
【例】在pө和885C下，分解1.0 mol CaCO3需耗热量165 KJ。 试计算此过程的W, H和U. CaCO3的分解反应方程式为
CaCO 3 ( s ) CaO ( s ) CO2 ( g )
【解】 因为在等温等压下进行，所以Qp = H = 165 KJ
H U pV U H pV H ( n) RT 165 KJ (1.0mol 0) 8.315 10 3 KJ mol 1 K 1 1158 K 165 KJ 9.6 KJ 155 .4 KJ
T 300 K , n 1.00mol

第二章化学热力学基础

第二章化学热力学基础

2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功：
1、热 Q：是体系与环境间存在温度差而引起的能量传 递。单位：J
规定：体系从环境吸热为正，Q 0；体系向环境放 热为负，Q 0 。 2、功W：在热力学中，除热以外的其他的能量传递形 式称为功。单位：J
规定：体系从环境得功为负， W 0 ；体系对环境 作功为正， W 0 。 体积功：是体系体积变化所对外作的功。W体= p外 V 非体积功W非：电功、机械功、表面功等。
3、热和功都不是体系的状态函数。
注意：不能说体系含有多少热和功，只能说体系在 变化过程中作了功或吸收了热。温度高的物体可说 具有较高能量，但不能说体系具有较高热量。
热和功都不是体系的状态函数，所以，若途经 不同，即使始、终态相同，热和功的值也不会相同 （与状函的区别）；故不能设计途经计算热和功。
2.2.2 热力学第一定律
1、热力学能U（内能）：体系内部一切能量的总和（分 子平动能、转动能、振动能、位能、核能、键能等）。
单位：J 特点： 热力学能U（内能）是体系的状态函数。
状态一定时，热力学能U有确定值（U不能测）；热力学 能的改变值 U只与始、终态有关（ U可计算）。 2、热力学第一定律：即能量守恒与转化定律。 3、热力学第一定律的数学表达式： U= Q -W
第二章 化学热力学基础
本章要求：
了解热力学能、焓、熵、吉布斯自由能四个热力学 函数的意义及相互关系，了解 H, rHm, rHm , fHm , CHm , S, rSm ,rSm,, rSm ,G, rGm ,, rGm , fGm 的意义。 了解热力学第一定律、第二定律和盖斯定律。 掌握化学反应在标准状态下的rHm 、rSm 、rGm 的计算。 熟练运用吉布斯-赫姆霍兹方程判断反应自发进行方 向。

无机化学课件：第二章 化学热力学

无机化学课件：第二章 化学热力学
体系吸热：Q > 0； 体系放热： Q < 0 热不是状态函数。
21
2) 功 (W)
体系与环境之间除热之外以其它形式传递的能量
符号规定： 体系对环境做功，W > 0 环境对体系做功，W < 0
功不是状态函数，大小与途径有关
22
问 题例2.2：热力学中的“热”与我们平时所说的物
体冷热中的“热”是否含义相同？为什么？
35
(2) 恒压反应热 ( Qp )：(针对等压过程)
U Qp pV
U 2 U1 Qp pV2 V1 U 2 U1 Qp p2V2 p1V1
Qp (U 2 p2V2 ) U1 p1V1
热焓： H U pV 状态函数
焓变： Qp H H 2 H1
吸热反应H 0,放热反应H 0 36
23
问 题例2.3：“凡是体系的温度升高就一定吸热，
而温度不变时体系即不吸热也不放热”这种 说法对吗？
例2.3解:不对。体系温度升高除可通过体系 吸热来实现,也可通过环境对体系做功来达 到.温度不变时,体系根据具体情况既可吸热 也可放热。如水在100℃时由液态变为气态 的过程中,体系温度是不变的，但体系必须 吸热才能完成此过程.
5
§2.1 热力学术语和基本概念
1. 体系和环境 2. 状态和状态函数
3. 变化、过程和途径 4. 体积功 (W)
5. 热力学能 (U)
6
1. 体系和环境
1) 体系：热力学中被研究对象 (人为划分)
敞开体系：与环境有物质交换也有能量交换； 封闭体系：与环境无物质交换、有能量交换； 孤立体系：与环境无物质和能量交换
化学反应中物质的量改变量正好等于 反应式中的化学计量数时，该反应的反 应进度变化为1 mol。

第二章 化学反应热力学基础PPT课件

第二章 化学反应热力学基础PPT课件
恒压过程
400 K 300 kPa
恒温过程
终态 400 K 200 kPa
第二2.1章基本化概学念热和力术学语基础
2.1.5 热（Q ） 、功（W）和热力学能（U ） 热 和功 是体系与环境间能量传递的两种方式
1.热 是系统与环境因温度不同而传递的能量。
* 相变热
化学反应热
系统吸热：Q > 0 ；系统放热：Q < 0
热量q，对环境做功W，内能变为U2
则有： Q>0 W<0
ΔU = Q + W
第二2.1章基本化概学念热和力术学语基础
例如：体系从环境吸热100J，而对环境做功50 J， 则体系热力学能的改变量为：
△U体=Q+W= 100 +（－50）=50 J 这个变化中，环境放热100J，接受体系 做功50 J，因此环境热力学能的改变值为：
有 有
封闭体系
closed system
无 有
孤立体系
isolated system
无 无
第二2.1章基本化概学念热和力术学语基础
2.1.2 状态和状态函数
1.状态（state）——用来描述这个系统的诸如温度、 压力、体积、质量、密度、组成物理性质和化学性 质的总和。
2.状态函数（state functions） 例：气体的状态，可用宏观性质中p、V、T 和n（物 质的量）来描述。
第二章 化学热力学基础
热力学第一定律—焦耳（1840-1848）
能量单位“焦耳”则是为了纪念英国物 理学家焦耳在热化学方面所作的贡献。
焦耳生于英国曼彻斯特的一个 酿酒业主家庭。他是英国著名化学家道尔顿 （J·Dalton）的学生。
1840年，22岁的焦耳就根据电阻丝发热

2化学热力学初步

2化学热力学初步

如体系反应过程压力不变，则热力学第一定律：

Qp＝△U－W＝ △U＋p △V ＝（U2+pV2）－（U1+pV1）

式中各物理量为状态函数。
3、焓
由于 U，p，V 都是状态函数，因此它们的组合 U
＋pV 也是状态函数。这一状态函数称为焓，用符 号 H 表示：
H＝U +pV
对于有限变化：
H Qp,W 0
状态函数——确定体系状态的物理量。是由体
系的状态决定的。
只要体系的状态一定，状态函数的数值也一定。
状态函数的特点：
状态函数存在改变量。改变量只与体系的初态
和终态有关。
状态函数间存在某种定量关系如：
p V == n R T 等。
4、状态与过程、途径
体系的温度、压力、各种能量等物理量一定时，
HCl(g) + NH3(g) ==== NH4Cl(s)
△r Hm＞0，△r Sm＞0， －T△rSm＜0，T△rS＞△rHm，△rGm＜0，
T ＞ △r Hm / △r Sm
即：吸热反应，熵增加低温下非自发进
行，高温下方向逆转。例如：
加热 CaCO3(s) ==== CaO(s) + CO2(g)
反应方向的判断
等温、等压反应的方向：
△rGm＜0 △rGm＞0
变化或反应自发； 变化或反应非自发；
△rGm = 0
体系处于平衡态。
△rGm的变化判断反应的方向可以适用于标
准态时： △rGmo＜0，反应正向自发进行； △rGmo＞0，反应逆向自发进行；
△rGmo = 0，可逆过程——平衡状态。
表示反应进行的程度，所得值都是相同的。应用

第二章 化学热力学初步OK

第二章 化学热力学初步OK

一种广度性质 = 强度性质 另一种广度性质
3. 过程和途径 ◆ 当系统的状态发生变化时，这种变化称为 当系统的状态发生变化时， 过程。完成这个过程的具体步骤称为途径 途径。 过程。完成这个过程的具体步骤称为途径。
固体溶解、液体蒸发、反应等。 固体溶解、液体蒸发、反应等。 ◆ 系统的状态发生了变化，必定有性质的改变。 系统的状态发生了变化，必定有性质的改变。 ◆ 系统的状态变化过程经常涉及到 p、V、T 的 变化，据此分类： 变化，据此分类： 等温过程 等压过程 等容过程
◆ 如果系统的变化是在定压，只做体积功下 如果系统的变化是在定压，
∆U = Qp - pex ∆V
U 2 - U 1 = Qp - pex(V2 -V1) U 2 - U 1 = Qp -（p2V2 -p1V1） （ Qp = (U2 + p2V2) - (U1 + p1V1)
H = U + pV
4. 相* 系统中物理性质和化学性质完全相同， ◆ 系统中物理性质和化学性质完全相同，与其它部
分明确分隔开来的一个均匀部分称为一相。 分明确分隔开来的一个均匀部分称为一相。
① 均相系统
单相系统
混合气体、NaCl水溶液、金刚石等。 混合气体、NaCl水溶液、金刚石等。 水溶液
② 非均相系统
多相系统
不相溶的油和水； 液态水-水面上方的水蒸汽。 不相溶的油和水； 冰-液态水-水面上方的水蒸汽。
◆ 任何系统在一定状态下热力学能是一个定值， 任何系统在一定状态下热力学能是一个定值，
换言之，热力学能(U)是状态函数。 状态函数。 换言之，热力学能(
◆ 热力学能的绝对值难以确定，当状态发生变化 热力学能的绝对值难以确定，
时 ， ∆U 的值仅取决于系统的 始态 和 终态 ， 即系统 的值仅取决于系统的始态 终态， 始态和 的始态和终态一定，热力学能变化量∆ 一定。 的始态和终态一定，热力学能变化量∆U一定。 2. 热力学第一定律

第2章-化学热力学基础1

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

新第二章化学热力学初步完PPT[优选版]

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rHm2= –1118kJ·mol-1 求反应（3）Fe3O4 (s)+4C(石墨) = 3Fe (s)+4CO (g)在 25℃时的反应热：
解：（1）式×4－（2）式得（3）式： rHm3= 4×rHm1－ rHm2= 676kJ·mol-1
2.3.4 生成焓（生成热）
摩尔生成焓：由指定的稳定的元素单质生成1mol某物质 时的热效应（焓变）叫做该物质的生成焓。
盖斯定律
描述反应体系“热值”（性质）大小的物理量
“焓”，随反应状态而定，其变量H（反应焓变）
取决始末态，变量与途径无关。热焓值属性对应的 物理量焓为状态函数。（U,H,S,G是状态函数;Q,W 不是状态函数，其变量与反应途径有关）
总反应热等于各分步反应热之和。
H 只与始态（反应物）及终态（生成物）
温度任意，不指明即为常温298K
设置化学标准态目的在于反映出仅由物 质本性决定的物质属性或反应性的差别
Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) r Hm = － 411.2 kJ·mol-1
C(石墨,s) + 2 H2(g) +1/2 O2(g) CH3OH(l) r Hm = －239.1kJ·mol-1
热力学能U （内能 ）——在确定状态下系统内部一切能 量的总和（分子平动能、转动能、振动能、 位能、 核能、键能等）。物质状态确定其内能值一定，化学 反应内能值变化等于生成物与反应物内能的差值。 U ＝ U2- U1 化学反应内能值变量U只取决于反应 始末态与反应的具体途径无关。（如葡萄糖生化氧化 与直接燃烧；锌直接还原铜离子的反应与电池反应）
此时，T转≈ H 298/ S 298
T转≥ H 298/ S 298

南京大学第五版无机及分析化学第二章化学热力学初步与化学平衡

南京大学第五版无机及分析化学第二章化学热力学初步与化学平衡




恒压只做体积功的情况下，H与U的关系：


U = Qp + W= Qp－pV
则： U = H －pV
而 Qp= H
1）对于无气体参加的反应，V 很小，
此时 H U。 2）对于有气体参加的反应，系统体积的变化取决于 气体体积的变化。 则 pV = p(V2－V1) = (n2－n1)RT = nRT


解：3× (2)－ 1/2× (1) ]
即反应 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) rH = 3 rH 2 － 1/2 rH1 = [3 ×(－ 286) － 1/2 ×(－ 1530)]

= －93 kJ· mol-1
2.3.4 生成焓（生成热）

标准生成焓： 在标准态和指定温度 ( 通常为 298K) 下


2. 等压反应热Qp
对恒压反应，只做体积功不做其它功的情况：


U = Qp + W = Qp － pV
Qp = U +pV = (U2 – U1)+ p(V2－V1)


Qp = (U2+pV2)－(U1+pV1)
令：H=U+pV 该热力学函数称为“焓”

Qp= H2－H1= H


注：反应体系中各物质均处于标准态下的焓变称为 标准焓变，记为rHm。
2.3.3 盖斯定律

不管化学反应是一步完成，还是分步完成，其热效 应总是相同的。 因大多数化学反应是在等压或等容条件下进行的：
Qv = U Qp = H

问题：“热”不是状态函数，为何在此与途径无关？

第二章 化学热力学基础

第二章 化学热力学基础

普通化学第二章化学热力学基础⏹§1.1 热力学基本概念⏹§1.2 热力学第一定律⏹§1.3 焓热力学⏹§1.4 自发过程和熵⏹§1.5 吉布斯自由能与化学反应的方向⏹总结化学热力学研究与解决的主要问题？热力学-------研究各种形式的能量相互转变过程中所遵循规律的科学。

热力学的基础：热力学第一定律和热力学第二定律化学热力学-------将热力学的原理应用于化学变化过程，就称为化学热力学。

化学热力学研究与解决的主要问题：一是在指定的条件下，某一化学反应进行时，与外界交换多少能量？即计算化学反应热。

二是在指定的条件下，某一化学反应能否自发进行，即判断化学反应进行的方向。

三若可能自发进行，反应进行的温度如何？热力学方法的特点：大量质点组成的宏观体系1、热、功、状态函数△U、△H、△G和△S2、热力学第一、二、三定律3、盖斯定律4、自发过程的判定5、吉布斯—亥姆霍兹公式1、功、热、内能、焓、自由能、熵的计算2、自发过程判定AgNO 3与NaCl 的水溶液:如果只研究在水溶液中所进行的反应，则含有这两种物质的水溶液就是体系。

溶液以外的烧杯、溶液上方的空气都是环境。

如果还要研究反应时的能量变化，则水溶液和烧杯为体系，空气为环境。

例如:NaCl+AgNO 3溶液－体系分类敞开体系：体系与环境之间既有能量交换，又有物质交换。

封闭体系：体系与环境之间只有能量交换，没有物质交换。

孤立体系：体系与环境之间既没有能量交换，也没有物质交换。

敞开体系封闭体系绝热箱孤立体系NaOH+H2ONaOH+H2ONaOH+H2O热物质热二、体系的性质1、体系的性质：确定体系状态的各种宏观物理量。

如温度、压力、体积、质量、密度、浓度等2、体系的性质分为广度性质和强度性质两类：广度性质：在数值上与体系中物质的量成正比，即具有加和性。

如体积、质量、内能、焓、熵等。

强度性质：在数值上与体系中物质的量无关，即不具有加和性。

第二章化学热力学基础

第二章化学热力学基础

内蒙古农业大学理学院普通化学教案第二章 化学热力学基础（8学时）§2．1 热力学的一些基本概念一．系统和环境系统是被人为地划定的作为研究对象的物质(又叫体系或物系)。

除系统外的物质世界就是环境。

体系分类：孤立系统：与环境既无物质交换又无能量交换。

开放系统：与环境既有物质交换又有能量交换。

封闭系统： 与环境无物质交换而有能量交换。

二．状态和状态函数在热力学中，为了描述一个系统，必须确定它的一系列性质，即物理性质和化学性质，如温度、压力、体积、密度、组成等。

当系统的所有物理性质和化学性质都有确定的值，则称这个系统处于一定的状态。

所以系统的状态是由一系列表征系统性质的物理量所确定下来的系统的存在形式，是其物理性质和化学性质的综合表现。

系统的状态是由许多宏观的物理量来描述和确定的。

例如，气体的温度、压力、体积以及物质的量等宏观物理量确定了，则该气体系统的状态也就确定了。

只要其中一个物理量改变，则体系的状态就会发生变化，变化前的状态叫始态，变化后的状态叫终态。

课 题第二章 化学热力学基础课次第一讲（2学时）教学目的（1）理解状态函数的概念及其特点(2)理解过程和途径的区别（3）理解热和功的概念及其符号规定.重点难点状态函数的基本特点热和功的符号规定及计算教学过程 2-1 热力学的一些基本概念教学方法讲授课的类型基础课系统的每一状态都具有许多物理和化学性质，状态一定，系统的性质也就一定，状态改变，系统的性质也随之变化。

在热力学中把用来说明、确定系统所处状态的系统性质叫做状态函数。

例如p、V、T及后面要介绍的非常重要的热力学能U、焓H、熵S和吉布斯自由能G等均是状态函数。

状态函数的特点：一是当系统的状态确定后，系统的宏观性质即状态函数就有确定的数值，亦即系统的宏观性质是状态的单值函数；二是状态函数的变化值只决定于系统的始态和终态，而与状态发生变化时所经历的具体途径无关。

无论经历多么复杂的变化，只要系统恢复原状，则状态函数也恢复原状。

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如有一系统由状态(1)→(2)，相应热力学能由U1 → U2 ，在此过程中系统吸收的热量为Q，环境对系统 所做的功为W。
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
2.2.1 热和功
B：为物质B的化学计量数 得：D = - d， E = - e， F = f ， G = g
对反应物，化学计量数为负值；对生成物，化学计 量数为正值。
由该题可见：对有气体参加的反应，pV与H相比 也只是一个较小的值。
2.3.2 热化学方程式
1. 反应进度 对任一化学反应：d D + e E = f F + g G 移项后可写成：0 = - d D - e E + f F + g G
也可简写成：0 = BB
B：代表参加化学反应的各种物质；
Qp = U +pV = (U2 – U1)+ p(V2－V1)
Qp = (U2+pV2)－(U1+pV1)
令：H=U+pV 该热力学函数称为“焓”
Qp= H2－H1= H
几点说明：
1） U、p、V都是状态函数，则H也为状态函数， H仅与始态及终态有关，与变化的途径无关；
2）因U的绝对值无法确定，H的绝对值也无法确 定；
3）由上式可知，等压反应热等于体系的焓变，因 大多数化学反应是在等压条件下进行的（如在敞 口容器中进行的反应），故通常用H表示反应的 热效应。
H 0 放热反应；H 0 吸热反应。
恒压只做体积功的情况下，H与U的关系： U = Qp + W= Qp－pV 而 Qp= H 则： U = H －V 1）对于无气体参加的反应，V 很小， 此时 H U。 2）对于有气体参加的反应，系统体积的变化取决
交换的功。
非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功
等。
热和功是否为状态函数？
由热和功的定义可知，热和功总是与状态的变化联 系在一起的，是系统变化过程中发生的，所以热和 功不是状态函数，热和功的大小与变化的途径有关。
2.2.2 热力学能
热力学能：系统内部所蕴藏的总能量。用符号U表示。
热力学能有多种形式，它包括分子运动的动能，分子 间位能以及分子、原子内部所蕴藏的能量等。
2.3 热 化 学
2.3.1 2.3.2 2.3.3 2.3.4 2.3.5 2.3.6
等容反应热、等压反应热和焓的概念 热化学方程式 盖斯定律 生成焓（生成热） 水合离子的标准生成焓 键能与反应焓变的关系
2.3.1 等容反应热、等压反应热和焓的概念
反应热：系统发生化学变化后，并使生成物的温度
于气体体积的变化。
则 pV = p(V2－V1) = (n2－n1)RT = nRT 式中n为气体生成物物质的量的总和减去气体反应
物物质的量的总和。
例2-1（p.23）：在298K和100kPa下，4.0mol的H2和 2.0mol的O2反应，生成4.0mol的水，总共放出1143kJ 的热量。求该反应的H和U 。
热力学能既然是系统内部能量的总和，所以是系统自 身的一种性质，在一定的状态下有一定的数值，因此 热力学能U是状态函数。
热力学能的绝对值无法知道。但当系统发生变化时， 系统和环境有能量的交换，据此可确定系统热力学能 的变化。
2.2.3 热力学第一定律
即能量守恒与转化定律：能量有各种不同的形式， 它们之间可以相互转化，转化过程中能量总值不变。
回到反应前反应物的温度，系统放出或吸收的热量， 叫做该反应的反应热。
1. 等容反应热QV V＝0 W=0 根据热力学第一定律： U = Q + W U ＝ QV 在等容过程中，系统吸收的热量全部用
来增加系统的热力学能。
2. 等压反应热Qp 对恒压反应，只做体积功的情况：
U = Qp + W = Qp － pV
第二章 化学热力学初步
2.1 热力学一些常用术语 2.2 热力学第一定律 2.3 热化学 2.4 热力学第二定律 2.5 吉布斯自由能及其应用
2.1 热力学一些常用术语
一、系统和环境 二、状态和状态函数 三、过程与途径
一、系统和环境
为研究问题的方便，把一部分物体与周围其他物 体划分开来作为研究对象，这部分被划分出来的物体 就称为系统；系统以外与其密切相关的部分称为环境。
热：系统与环境之间因温度的不同而被传递的能量，
称为热，用Q表示。
规定：系统吸热：Q 0
系统放热：Q 0
功：系统与环境之间除了热以外其它所有被传递的能
量，称为功，用W表示。
规定：系统对环境做功：W 0
环境对系统做功：W 0
功的分类：体积功和非体积功
体积功：在反抗外力下，因系统体积变化而与环境