当前位置：文档之家 › 第二章热化学(改)

第二章热化学(改)

  • 格式：ppt
  • 大小：424.50 KB
  • 文档页数：54

下载文档原格式

  / 54

合集下载

无机化学 第二章 热化学 反应自发性

无机化学 第二章 热化学 反应自发性

1 2
O
2
(g)
CO2
(g)
(2)
2C (石 墨 ) O 2 (g) 2C O (g) (4)
标准摩尔焓变及测定
标准状态下,反应进度ξ = 1mol的焓变称为反应的标
准摩尔焓变:记作
r H m, (T )
测定原理：
由于qp =ΔH
所以可以通过在标准状态下测定恒温恒压条件 下的反应热得到反应标准摩尔焓变.
890kJ/mol 由1mol H2和3mol CH4所组成的混合气在上述条件
下完全燃烧时，放出的热量为（ ）
A.3242kJ/mol B.2956kJ/mol C.2924kJ/mol
D.1748kJ/mol
4、 4g硫粉完全燃烧放出37kJ热量，该反 应的热化学方程式是
作业： 25℃时，将一定质量的葡萄糖完全溶解到1 L水中，测得 此稀溶液的渗透压为5 kPa,请计算：（1）葡萄糖的质量；（2） 稀溶液的凝固点。（水的Kf =1.86 K·kg ·mol-1, 葡萄糖分子量为 180 g ·mol-1）
和 CO
1 2
O2
CO2
CO 的反应焓，
的反应焓，
C
O
1
2
CO2
CO 2 O2 CO2
1 C 2 O2 CO
式(1) -式(2)
r H m ,1 3 9 3 .5 k J mo l 1 r H m,2 283.0 kJ mol 1
r H m, 3 r H m,1 r H m,2 [393.5 (283)]kJ mol 1
浓度不等的溶液混合均匀
Δc
锌片与硫酸铜的置换反应等 ΔG
它们的逆过程都不能自动进行。当借助外力，体系恢复原状 后，会给环境留下不可磨灭的影响。

燃烧理论 第二章燃烧与热化学

燃烧理论 第二章燃烧与热化学
宇宙 Universe = 系统 +环境 热力学第一定律
伴有化学反应的热交换。 放热反应Exothermic: Heat flows out of the system (to the surroundings). 吸热反应Endothermic: Heat flows into the system (from the surroundings).
解 已知: =0.286, MWair=28.85,
mair=15.9 kg/s, MWfuel=1.16(12.01)+4.32(1.008)=18.286 求: mfuel and (A/F)
先求 (A/F) 然后求 mfuel .按定义：
其中 a=x+y/4=1.16+4.32/4=2.24. 有,
V=mv;U=mu;H=mh 状态函数
只与系统当时的状态有关，与如何达到这个状态无关Depends only on the present state of the system - not how it arrived there.
与路径无关It is independent of pathway. 状态方程
定压比热Constant-pressure specific heats 对于理想气体状态下：
温度与热
• 温度 表示颗粒的随机运动，与系统的动能有关
• 热 包括两个有温度差的物体之间的能量传递
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
组分 i的摩尔分数,xi
理想气体混合物
组分 i的质量分数, Yi
对于理想气体:
根据定义有 xi 和 Yi的关系 混合物分子量 MWmix 第 i组分的分压Pi
MWair=28.85. 求 : (A/F)和 . 先假定完全燃烧条件下，建立完全燃烧方程来获得空燃比，所谓的完全燃烧是指所有的碳全部

无机化学 第二章 热化学

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

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

化学热力学基础

化学热力学基础
2.2.3.1 热力学第一定律的应用
主要解决过程的能量效应问题，计算过程的功和反应热。
1、在计算应用过程中，不考虑非体积功。
即：W’= 0
2、化学反应发生后，T 始=T 终
ΔU = Q + W’+ W 体= Q + W 体 2.2.3.2 定容过程
定容热 QV： 若系统在变化过程中保持体积恒定，此时的热称为定容热。
2.4 热化学
规定：（1）在计算应用过程中，不考虑非体积功。即：W’= 0 （2）化学反应发生后，T 始=T 终
2.4.1 热化学方程式
热化学方程式表示指定的反应与指定条件下的反应热效应的关系的方程式。 H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (l) △rHmθ =-285.8kJ/mol 1/2 N2 (g) + O2 (g) = NO2 (g) △rHmθ = 34kJ/mol
即： νA=-a，νB=B -b，νY=y，νZ=z
上式可简写成： 此式中的 B 代表反应物和产物。 反应进度（ξ）：是表示物质变化进程的物理量。 其定义为： nBB(ξ)= nBB(0)- nBξB
式中nB(B 0)和nBBξ分别代表反应进度ξ=0（反应未开始）和ξ=ξ 时B的物质的量。由于反应未开始时nB(B 0) 为常量，因此
后，即系统的状态一定时，系统内部的能量总和（热力学能）就有确定的值。所以，热力学能
（U）是状态函数，其变化量 ΔU 与途径无关，其绝对值不可测定。可测量的只是ΔU
2.2.3 热力学第一定律
对于一与环境没有物质交换的系统（封闭系统），若环境对其作功 W 、系统从环境吸收热量 Q , 则系统的能量必有增加，根据能量守恒原理，增加的这部分能量等于 W 与 Q 之和：

第二章热化学部分选择 (1)

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 热化学

4. 写出与 NaCl(s), H 2 O(l) ，C 6 H 12 O 6 (s) ，PbSO 4 (s) 的标准摩尔生 成焓相对应的生成反应方程式。 解：上述几种物质的标准摩尔生成焓相对应的生成反应方程式依次 为：
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

热化学

∆U = Q + W
∆ U = Q p − p ex ∆ V
Q p = ∆U + pex ∆V
∆U = U 2 − U 1
p ex = p 1 = p 2
∆ V = V 2 − V1
Q p = (U 2 + p 2V 2 ) − (U 1 + p 1V 1 )
U + pV = H
Q p = H 2 − H 1 = ∆H
∆rUm与∆rHm 的关系
∆rUm：摩尔热力学能变 ∆rHm：摩尔焓变
∆U ∆ rU m = ∆ξ ∆H ∆rHm = ∆ξ
∆ rH
m
= ∆ rU
m
+ ∆ n ( g ) R T = ∆ rU
m
+ RT
∑
vB (g )
热化学方程式
标准状态
某些热力学量（ 的绝对值是不能测量的， 某些热力学量（如 U ，H ）的绝对值是不能测量的，能 测量的只是其变化量，因此， 测量的只是其变化量，因此，需要规定一个状态作为比较 的基准 标准状态：物质在温度T和标准压力 和标准压力下的状态 标准状态：物质在温度 和标准压力下的状态 标准压力（ 标准压力（p ）＝ 100kPa 气体的标准态： 、 气体的标准态：T、p 液体、固体的标准态： 、 液体、固体的标准态： T、p 下的纯物质 溶剂和溶质的标准态： 、 溶剂和溶质的标准态： T、 p 下， ＝1mol⋅kg-1 ⋅ b c ＝1mol⋅l-1 ⋅ 标准态对温度没有规定， 标准态对温度没有规定，不同的温度有不同的标准态
第二章 热化学
热力学（ 热力学（Thermodynamics） ）
研究热和其他形式能量相互转化之间关系的科学， 研究热和其他形式能量相互转化之间关系的科学， 其中心内容是热力学第一定律和第二定律

大学无机化学第五版第二章热化学


2.3.2 定压反应热 封闭系统、无其它功、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。由热力学第一定律知
∆U = Q p − pex ∆V
U 2 − U1 = Q p − pex (V2 − V1 )
U 2 − U1 = Q p − ( p2V2 − p1V1 ) Q p = (U 2 + p2V2 ) − (U1 + p1V1 )
△ rH θ m 状态1 △ rH θ m ,1 中间态 状态2 △ rH θ m,2
△rHm = △rHm,1 + △rHm,2
或
△rHm = ∑ △rHm,i
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。——盖斯定律
应用：利用方程式组合计算 △rHm 例：已知298.15K下，反应： (1) C(s) + O 2 (g)
种类和一定数量的物质。
环境：体系外与体系密切相关的部分。 分类：根据体系与环境间有无物质及能量交换的关系 敞开体系：体系与环境既有物质交换又有能量交换。 封闭体系：体系与环境无物质交换但有能量交换。 隔离体系(孤立体系)：体系与环境既无物质,又无
能量交换。
2.1.3 状态和状态函数
状态：体系宏观性质的总和。 状态函数：描述系统性质的物理量。(P、V、T 等 ) 特点：①状态一定，状态函数一定，
CO 2 (g)
△rHm (1) = -393.5kJ·mol-1
(2) CO(g) + 1 O 2 (g) 2
CO 2 (g)
△rHm (2) = -282.98kJ·mol-1
计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓。
解法一：利用Hess定律 △rHm (3)
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

规定：系统对环境做功时，W为负值，W<0; 环境对系统做功时，W为正值， W>0 。
问题：热和功是否为系统的状态函数？
18
始态
一定量的气体 T1=14.5 0C p1 =101.325kPa
△U= 4.1855J
绝热过程 Q=0 W=4.1855J 无功过程 W=0 Q=4.1855J
终态
一定量的气体 T2=15.5 0C p2 =101.325kPa
2.热力学能的形式 热力学能包括:分子转动能、分子振动能、分 子平动能、分子间的作用——势能、原子间的 作用——键能以及电子的能量等，此外还有核 内基本粒子的作用——核能等等
问题：U 是否为系统的状态函数？
21
3.热力学能的特点： ① U是状态函数，当状态发生变化时，U的值只 取决于系统的始态和终态。只要状态一定，内能 的数值即为一定值。 ②由于物质结构的复杂性和内部相互作用的多样 性，尚不能确定内能的绝对值。
37
③注明反应的温度。反应热效应（或焓变）随温 度而改变。 CH4（g）+H2O（g） CO（g）+3H2（g） rHm(298.15K)= 206.15kJ•mol-1 rHm(1237K)= 227.23kJ•mol-1
有时在常温常压下的热化学方程式可以不注明反 应条件，多以rHm(298K)表示之。
38
2.3.5标准摩尔生成焓 1.物质B的标准摩尔生成焓：在温度T下,由参考状 态的单质生成物质B(rB=+1)反应的标准摩尔焓变。
以fHm 表示，单位为kJ •mol-1 。 注：f——formation(生成） ——标准态 m——反应进度为1mol
23
几种过程的热力学第一定律的形式: (1)隔离系统:Q=0,W=0, U=0,认为内能守恒. (2)循环系统: U=0, Q=-W 例 : 某封闭体系在某一过程中从环境中吸收了 50kJ 的热量，对环境做了30kJ的功，则体系在过 程中热力学能变为：
ΔU体系 = （+50kJ）+（-30kJ） = 20kJ
Qp =H2-H1=ΔH 定压热效应Qp 在数值上等于焓变。 ΔH：系统焓变，吸热为正，放热为负。
29
问题： H是状态函数吗？
焓(H):是状态函数。 单位与热力学能单位相同，为kJ。
H 无法确定； △ H：可确定。
30
问题：Qp 与Qv 之间的关系？ 4. Qp与Qv之间的关系：
● Qp = H = U + p V = Qv + nRT
16
2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功
1.热：当系统与环境之间，因温度的差别而引起的能 量的交换，这种被传递的能量称为热。用Q表示。 单位J，kJ。
规定：系统向环境放热时，Q取负值，Q<0 ; 环境向系统传热时，Q取正值，Q>0 。
17
2.功：除热之外，其它在系统和环境之间被传递 的能量，统称为功。用W表示来自单位J，kJ。关系的科学。
化学热力学(热化学):利用热力学的基本原理
研究化学反应中能量转化的科学称为化学热力学。
2
2.1 热力学的术语和基本概念
2.1.1系统和环境
1.系统(亦称物系,体系)：科学研究中所选取的那一 部分作为研究对象的物质世界。 2.环境：系统之外与系统密切相关的其它物质或 空间。 3.系统分类（按系统与环境之间的物质和能量传 递情况）：封闭系统，敞开系统和隔离系统(孤立 系统)。
35
正确地书写热化学方程式必须注意如下几点： ①注明物质的聚集状态 g(gas), s(solid), l(liquid), aq(aqueoussolution) , cr(crystal) 。 物质的聚集状态不同，其标准焓变也不一样， 例如： 2H2（g）+O2（g）2H2O（g） rHm(298.15K)= - 483.64kJ· mol-1 2H2（g）+O2（g）2H2O（l） rHm(298.15K)= - 571.66kJ· mol-1
13
4.反应进度 反应进度():表示化学反应进行程度的物理量。 例如:对化学计量方程： aA+bB = cC+dD ν B0

B
B
d = B-1 d nB 或 △ = B-1 △ nB = B-1 △ nB 式中：nB为B物质的量， B为B的化学计量数， 为反应进度,单位为mol 。
32
2.3.3反应的摩尔热力学能变rUm 和反应的摩尔焓变rHm
Δ U ν BΔ U Δ rUm Δ ξ Δ nB
rUm和rHm的关系：
Δ H ν BΔ H Δ rHm Δ ξ Δ nB
rUm rHm
33
2.3.4热化学方程式
例:2H2（g） + O2（g） 2H2O（g） rHmθ(298.15K) = - 483.64kJmol-1 r: reaction， m：表示反应进度变化为1mol θ：热力学标准态 rHmθ表示反应的标准摩尔焓变
10
是非题： 1）聚集状态相同的物质混在一起，一定是单 相体系。 2）系统内相界面越多，则相越多。 思考题： 1） 高炉炼铁反应中， FeO(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g) 问该系统中共有几相？
11
2.1.5 化学反应计量式和反应进度
1.质量守恒定律（在化学反应中的应用）:参加化 学反应的各种物质的总质量一定等于反应后各物 质的总质量。
表示化学反应与其反应的标准摩尔焓变关系的化学方 程式叫做热化学方程式
34
物质 气体
标准态
标准压力(p =100kPa )下,纯气体 的状态。 液体 固体 标准压力(p =100kPa )下,最稳定 的纯液体或纯固体的状态。 溶液中的 标准压力(p =100kPa )下,质量摩 -1(近似用标准 尔浓度为 1mol· kg 溶质 物质量的浓度1mol· L-1 )时的状态。
15
例如=1 mol时， 化学反应方程式： N 3H 2NH 2 2 3 n（N2）/ mol n（H2）/ mol n（NH3）/ mol -1 -3 2 1 3 N H NH 2 3 2 2 2 n（N2）/ mol n（H2）/ mol n（NH3）/ mol -1/2 -3 /2 1 (3)同一化学反应如果化学反应方程式的写法不同物质 量改变相同，则不同。
2.途径：系统从始态变为终态所经历的过程总和， 被称为途径。
8
3.状态函数的特点是： 其变化值只取决于系统的起始状态和终了状 态，而与系统变化所经历的具体途径无关。
9
2.1.4 相
1.相：系统中物理性质和化学性质完全相同而与 其它部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分。
2.系统分类(根据相的多少) 单相系统：只含有一个相的系统。 多相系统(或不均匀系统)：含有两个或多个相的 系统。
体系热力学能净增为20kJ；
24
2.3化学反应的热效应
化学反应的热效应(反应热) ：在一定的条件下，某 反应吸收或放出的热量。 2.3.1定容反应热 定容反应热：反应在密闭的容器中进行（在定容 的条件下进行)，此时的反应热。 以Qv表示。
25
对封闭体系，在定容、只做体积功条件下： ΔV=0， W=-pΔV=0，ΔU=Q+W Qv=ΔU 定容热效应Qv 在数值上等于系统的热力学能的改 变量。
14
使用 时应注意： （1）反应进度()的值与选用反应式中何种物质 的量的变化进行计算无关。
Δn(A) Δn(B) Δn(C) Δn(D) ξ ν(A) ν(B) ν(C) ν(D)
（2）同一化学反应如果化学反应方程式的写法 不同（亦即B不同），相同反应进度时对应各物 质量的变化不同。
3
三种系统与环境之间物质和能量的交换情况
敞开系统
封闭系统
隔离系统
有物质交换 没有物质交换 没有物质交换 有能量交换 有能量交换 没有能量交换
4
选择题：
下列情况中属于封闭体系的是（ ）
A）氢气在盛有氯气的密闭绝热容器中燃烧
B）反应N2O4(g） 2NO2(g)在密闭容器中进行
C）氢氧化钠与盐酸在敞口的烧杯中反应
36
②正确写出化学反应的计量方程式并配平方程式。 同一反应，以不同的计量式表示时,其反应的标准 摩尔焓变不同。 如：2H2（g）+O2（g）2H2O（g） rHm(298.15K)= - 483.64kJ· mol-1 H2（g）+½O2（g）H2O（g） rHm(298.15K)= - 241.82kJ· mol-1
D）用水壶烧开水
答案：B
5
2.1.2状态和状态函数
1.状态:由压力、温度、体积和物质的量等物理量 所确定下来的系统存在的形式称为系统的状态。 2.状态函数:确定系统状态的物理量称为状态函数。
3. 状态函数的关系： 根据理想气体状态方程：pV=nRT 状态函数之间有一定联系。
6
（I）加 压
始
P1=101.3kPa T1=373K V1=2m3
2.化学反应计量式或化学反应方程式:根据质量守 恒定律，用规定的化学符号和化学式来表示化学 反应的式子。
12
3.正确书写化学反应方程式必须做到：
（1）据据实验事实，正确写出反应物与产物的 化学式。 （2）要满足原子守恒和满足电荷守恒。 （3）要标明物质的聚集状态，g—气态, l—液态, s—固态, aq—水溶液。 化学式前面的系数称为化学计量数，表示为： （B）——物质B的化学计量数。 并规定：生成物为正，反应物为负。 如, WO3(s)+6H2(g )= 6H2O(l)+W(s)， ( WO3) = -1, (H2)= -6, (H2O)=6, (W)=1, 表明消耗1mol WO3和 6mol H2,生成6mol H2O和1mol W。