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第二章 化学反应热力学基础

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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。

2第二章 化学热力学基础

2第二章 化学热力学基础
反应进度ξ 用以表示化学反应进行的程度
aA + bB dD + eE
定义：

nB (t ) nB (0)
nA
B


nB
B
(mol )
nE
即
A
nB
B

nD
D

E
15
反应进度 1mol
即nA A a
nB B b
按化学反应进行1mol反应 14
CH4 (g) 2O2 (g) CO2 (g) 2H 2 O(l)
(c) CH4 (g) 3 O 2 (g) CO(g) 2H 2 O(l)
2 3 (d) CH4 (g) O2 (g) CO(g) 2H 2 O(g) 2
25
（2）一个体系从环境得到了160J的功，其内 能增加了200J，则体系与环境交换的热量 为 。 (a)360J (b)-360J (c)40J (d)-40J
U1
Q W 13
பைடு நூலகம்
U2
ΔU= U2 - U1 = Q +W
注：① Q 、W正负号 ② Q 、W、 ΔU单位一致（J、kJ）
例.某一体系在变化过程中从环境吸收了50 kJ的热, 对环境 做功4 kJ , 则热力学能的变化为? ΔU=Q+W =50- 4=46 kJ
14
§2-2 化学反应的焓变
一.反应进度ξ
kJ
= ΔU + ΔnRT J kJ (×10-3)
23
例:使1molH2O(l)在373K, P 下变成1mol H2O(g)需要 提供40.68kJ的热量,求此过程做功W,ΔH及ΔU
解:

第2章 化学热力学基础和化学平衡

第2章 化学热力学基础和化学平衡

其变化值是可以确定的：

状态1(U1) → 状态2(U2)
△U= U2－U1
六、热力学第一定律

热力学第一定律(first law thermodynamics) 即能量守恒和转化定律（law of energy conservation and transformation） ：

在任何过程中，能量是不会自生自灭的，
“恒容过程”。若体系变化时和环境之间无热量交换，
则称之为“绝热过程 ”。 途径 (path)：完成一个热力学过程，可以采取多种
不同的方式。我们把每种具体的方式，称为一种途径。
过程着重于始态和终态；而途径着重于具体方式。
该过程可以经由许多不同的途径来完成。
下面给出其中两种途径： 0.5 10 5 Pa 4 dm3 1 10 5 Pa 途径 I 途径 II 2 10 5 Pa
四、热和功

热(heat)：系统和环境之间，由于温度的差异而
交换的能量形式，用“Q”表示。

规定：系统吸热，Q为正；系统放热，Q为负。 功(work)：除热之外，在系统和环境之间被传递 的能量形式，用“W”表示。 规定：系统对环境做功，W为负；环境对系统做 功，W为正。

体积功(volume work)：由于系统体积改变(反 抗外力作用)而与环境交换的功。
0 νB B
B
νB 物质B的化学计量数（stoichiometric
number） ，量纲为一 注意：反应物的化学计量数为负值 生成物的化学计量数为正值
如反应： 1 N 2 3 H 2 NH 3
2 2
其化学计量数分别为：
ν(NH 3 ) 1 1 ν(N 2 ) 2 3 ν(H 2 ) 2

第二章 化学热力学基础

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
8
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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
18
（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
31
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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：

第二章 化学热力学基础2

第二章 化学热力学基础2

∆rHmθ ＝ ∑∆fHmθ,(生成物 - ∑∆fHmθ,(反应物 生成物) 反应物) 生成物 反应物 ＝ 4 × ∑∆fHmθ,NaOH(s) 2 × ∑∆fHmθ, 2Na2O2(s) - 2 × ∑∆fHmθ,H2O(l)
= 4 × (-426.73) - 2 × (-513.2) -2 × (-285.83) = - 108.9 kJ·mol-1 12
∆rHϑm = −726.64 − (−563.58) = −163.06 kJ⋅mol-1 − ⋅
10
例 3-7 试利用标准生成热数据计算乙炔的燃烧 热 解：乙炔燃烧反应： 乙炔燃烧反应： C2H2(g) +5/2O2(g) = 2CO2(g) + H2O(l)
∆fHϑm / kJ⋅mol-1 226.8
8
例3-6:已知甲醇和甲醛的燃烧热分别为−726.64 kJ⋅mol-1及−563.58kJ⋅mol-1，求反应 CH3OH(l) + 1/2O2(g) → HCHO(g) + H2O(l) 的反应热。
9
解 CH3OH(l) +1/2O2(g) → HCHO(g) + H2O(l) ??? HCHO(g) + O2 (g) = CO2 (g) + H2O(l) ∆rHϑ1 = −563.58kJ⋅mol-1 ⋅ CH3OH(l) +3/2O2(g) =CO2 (g) +2H2O (l) ∆rHϑ2 = −726.64 kJ⋅mol-1 ⋅ - 得： CH3OH(l) + 1/2O2(g) = HCHO(g) + H2O (l)
(3)
∆rHmθ 3 ＝ ∆rHmθ
－ ∆rH θ 1 m 2

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：

化学反应热力学

化学反应热力学热力学是研究能量转化和传递的科学。

而化学反应热力学则是研究化学反应中能量转化和传递的过程，包括热量变化、热力学函数和方程等方面的内容。

本文将从化学反应的热力学基础、热化学方程式和热力学定律三个方面来论述化学反应热力学的相关内容。

一、化学反应热力学基础化学反应的热力学基础是热力学第一定律和第二定律。

热力学第一定律，也称为能量守恒定律，指出能量在物质系统中的转换不会增加或减少，只会从一种形式转化为另一种形式。

在化学反应中，反应物的能量要等于生成物的能量。

热力学第二定律则是描述反应的熵变，即反应过程中系统的混乱程度的增加或减少。

根据熵变的正负可以判断反应的方向和可逆性。

二、热化学方程式热化学方程式是描述化学反应热力学性质的方程式。

在热化学方程式中，可以通过ΔH和ΔS来表示反应的焓变和熵变。

ΔH为焓变，表示反应过程中吸热或放热的大小；ΔS为熵变，表示反应过程中系统的混乱程度的变化。

根据热化学方程式可以计算出反应的热力学性质，如热力学平衡常数、反应的自由能变化等。

三、热力学定律热力学定律是描述化学反应热力学性质的基本规律。

其中最重要的定律是吉布斯自由能变化定律和反应标准摩尔焓变定律。

吉布斯自由能变化定律可以用来判断反应的可逆性和方向，当吉布斯自由能变化ΔG小于零时，反应是可逆的，当ΔG等于零时，反应处于平衡态。

反应标准摩尔焓变定律可以用来计算反应的焓变，它依赖于反应物和生成物的摩尔焓。

在化学反应热力学中，还有其他一些重要的定律和概念，如伟德平衡、化学动力学和反应速率等，这些内容超出了本文的范围，不再详述。

总结：化学反应热力学是研究化学反应中能量转化和传递的科学。

从热力学基础、热化学方程式和热力学定律三个方面，我们了解到了化学反应热力学的相关内容。

热力学第一定律和第二定律是热力学的基础，热化学方程式可以用来描述反应的焓变和熵变，热力学定律则是描述反应的热力学性质的基本规律。

通过对化学反应热力学的学习，我们可以更深入地理解化学反应过程中能量的转化和传递。

第二章 基础化学热力学要点

第二章 基础化学热力学
热力学 解决两个问题
(1)能量如何转化
(2)方向、限度
动力学：反应如何进行及其速率大小
• 第一节 常用名词 • 体系：被研究的对象
• • •
敞开体系 三种体系 封闭体系 • 孤立体系 • 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。
• 关键点：状态函数的改变量“Δ ” 决定于过程的始终态，与途径无 关。
第二节 热力学第一定律
一、热和功 热力学中能量的传递方式:热和功
1、热（ Q）：是系统与环境间存在温度差而引起的 能量传递。单位：J
正负规定：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 正负规定：体系对环境作功为负，W 0； 体系从环境得功为正，W 0 。 体积功：是体系体积变化反抗外力所作的 功。 W体= -p外 V 非体积功：电功、机械功、表面功等。
o m
1
若反应写成2HI(g)= H2(g) + I2（g），则 o • r H m = _________kJ·mol-1。若反应写成 • 1/2H2(g) + 1/2I2（g）= HI(g) , 则 • H o = ___________kJ·mol-1。
r m
热力学依据：由第一定律知：定压时， H= QP ；而H是状态函数，只与反应的始、 终态有关，而与分几步反应的途径无关。
六、生成焓
• 由元素稳定单质生成１ mol某物质时的热效应。
• f H m • 例如： C（石墨）+ O2（g）= CO2 （g）

第二章 化学热力学基础


19
20
5）标准摩尔生成焓 在标准压力下，由最稳定相态的单质为原料，生成 1摩尔 某物质的反应的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓 H o
f m
298.15 K温度下的许多物质的标准摩尔生成焓数据可查附录。
根据标准摩尔生成焓可以推算相关反应的焓变ΔrHo
例如， CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)
1
第二章 化学热力学基础
从给定的原料出发，能否生成期望的目标产物？ 是否可能把原料全部转变成目标产物？ 化学热力学的研究目标：
判断化学反应能否发生。（自发过程进行的方向）
判断化学反应的最大限度。（化学反应的平衡原理）
自发过程的概念
由分子、原子构成的体系，在一定的条件下，听其自然， 不去管它，这个体系会发生一些变化，这样的变化过程 称为自发（变化）过程。
2
传热：高温物体向低温物体传热，直至温度相等 气体做功：高压力向低压力膨胀，直至压力相等 溶液扩散：溶质从浓溶液向稀溶液扩散，直至浓度相等 电流：电子从低电势向高电势流动，直至电势相等 化学反应:锌投入硫酸溶液产生氢气, 直至化学平衡。 自发过程的共同特征： 不去管它就会发生；进行到平衡为止；不会“自动”反向进行。 （化学）热力学 从热和功入手，研究（化学）自发过程进行的方向、限度。
Q r Q ir
所以
Qr T

Q ir T
其中下标r、ir 分别表示可逆(reversible)和不可逆(irreversible)。 所以，热的数值能够反映过程是可逆的（平衡）或不可逆的（自发）。
2. 熵
1) 熵的定义
Entropy，用 S 表示 (可以证明熵是状态函数)
23

基础化学第二章化学热力学基础

途径无关。所以，Qp,W′=0必然也取决于
系统的始态和终态，与实现变化的途径
无关。
吸热反应和放热反应
➢吸热反应：如反应中分子数增多，分 子平均动能减小，体系温度降低。
➢放热反应：如形成稳定的生成物，总 势能降低，分子热运动加剧，体系温 度升高。
➢化学反应的热效应（反应热）：化学 反应过程中只做体积功（反抗外压）， 反应后体系的温度回到起始温度时体 系所吸收（或放出）的热量。
▪
（1）若
B
B
为液相或固相B ：
B
r Hm（T，l 或 s） rUm（T，l 或 s）
▪ （2）若有气体参加反应：
r Hm (T ) rUm (T ) B pVm,B(g)
B
rUm (T ) RT B(g)
B
例2-2 正庚烷的燃烧反应为：
C7H16 (l)+11O2 (g) 7CO2 (g)+8H2O(l) 298.15 K 时，在弹式热量计（一种恒容热量计）中
根据体系与环境间物质、能量交换情况， 把系统分为三类：
（1）敞开系统：系统与环境之间既 有能量交换，又有物质交换。
（2）封闭系统：系统与环境之间只 有能量交换，没有物质交换。
（3）隔离系统：系统与环境之间既 没有能量交换，也没有物质交换。
相：系统中物理性质和化学性质完全相 同的均匀部分称为相。
➢ 相与相之间存在明显的界面。 均相系统：通常把只含有一个相的系统
标准压力 p o(100 kPa)，且表现理想气
体特性时，气态纯B的（假想）状态。 （2）液态和固态纯物质B的标准状态，
分别是在标准压力 p o 下纯液态和纯固
态物质 B 的状态。
（3）溶液中的溶剂A的标准状态，为标
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2.1 基本概念和术语 第二章 化学热力学基础 2.1.1 体系与环境 1.体系（ system ）：研究的 对象称为体系或系统 2. 环境（ environment ）：把 体系之外而与体系有关的部分 称为环境
第二章 化学热力学基础 2.1 基本概念和术语
3. 体系的分类
敞开体系
open system
非体积功 W′。
W 不是状态函数；
系统对环境作功（膨胀功） : W <0；
环境对系统作功（压缩功） : W>0。
2.1 基本概念和术语 第二章 化学热力学基础
3. 热力学能
即内能—系统内部能量的总和。
符号：U ， 单位：kJmol-1。
U
包括分子平动能、 是状态函数； 分子振动能、分子转 无绝对数值； 动能、分子间势能、原子 间键能电子运动能、 核能等 其值与n 成正比。
Q U1 吸热 U 2
得功W
U Q W
推论 永动机不能制成，既不消耗人和能量而不断对外做功是不可能的 实质
能量守恒定律
2.2反应热和反应焓变 反应热和反应焓变 2.2 第二章 化学热力学基础
热化学 : 应用热力学第一定律研究化学反应 热量变化规律的科学 化学反应热效应：通常把只做体积功，且反 应物和生成物 的温度相等时，一化学反应所 吸收或释放的能量叫化学反应热效应，简称 反应热。
2.1 基本概念和术语 第二章 化学热力学基础
2.1. 5 热力学第一定律数学表达式 一封闭系统，热力学能U1，从环境吸收 热量q，对环境做功W，内能变为U2 则有：
Q>0
W<0
ΔU = Q + W
第二章 化学热力学基础 2.1 基本概念和术语
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： △U环=Q+W=（－100）+50=－50 J 体系与环境两者的热力学能的改变值之和为
说明: * 恒压热来源于体系的焓变
* * H2 、H1 不可知,但ΔH 可由Qp测得
* * *ΔH 只取决于始态和终态 ,与变化的
途径无关。
由于大多数反应在恒压下发生,所以,如果没有
特殊声明,都是指恒压反应,反应的焓变ΔH 就是 反应的热效应Qp。
第二章 化学热力学基础
学习要求： 热力学基础知识
1.了解状态函数及其特性、功和热等基本概念。 2.掌握热力学第一定律及热力学能的概念。
热化学
1.掌握热化学反应方程式的写法及定压化学反应热与化学 反应的摩尔焓变的关系。
2. 理解并熟练应用盖斯定律，掌握熟练应用物质的标准 摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变（反应热）。
第二章 化学热力学基础
合成氨的反应
N2 (g)+ 3H2 (g) = NH3 (g) 目前的反应条件：高温、高压。 • 根据热力学计算，该反应可以在常温、 常压下进行。 • 解决办法：研究有效的催化剂及最佳途 径。
第二章 化学热力学基础
化学热力学解决的问题
1. 反应的方向 (△rGm ø ﹤0 ?) 指定条件下，正反应可否自发进行 2. 反应的限度——正反应如果能进行，则反应 进 行的限度？ 3. 反应过程的能量转换——放热？吸热？ （ △rHm﹤0: 放热; △rHm﹥0: 吸热） 4. 反应机理——反应是如何进行的？ 5. 反应速率——反应进行的快慢？ 化学热力学回答前 3 个问题，但不能回答后 2 个 问题，后2个问题由化学动力学等回答
△U体+△U环=50 +（－50）=0
第二章 化学热力学基础
热力学第一定律是能量转化与守恒定律
Energy can be neither created nor destroyed.
Energy is conserved if heat is taken into account
2.1 基本概念和术语 第二章 化学热力学基础
科学家焦耳 James Prescott Joule（1818～1889）
第二章 化学热力学基础
焦耳也被公认为 1840年到 1878年的近四十年中，焦 耳共做过四百多次热功当量测定实验， 是发现能量守恒和转 最后以发表《热功当量的新测定》论 换定律的代表人物之 文而结束对热功当量的研究。 一。 1852年焦耳和汤姆逊（W．Thomson，后被封为开尔文勋爵） 合作研究发现是焦耳一汤姆逊效应 。 1866年焦耳获英国皇家学会柯普利金质奖，1872年和 1887年 两次任英国科学促进协会主席。 热力学第二定律—开尔文和克劳修斯（1848、1850）
第二章 化学热力学基础
研究对象
• 由大量的微观粒子组成的宏观系统。 • 其结果只具有统计意义。不涉及个别质点
的微观结构及个体行为不依据物质结构的知识
研究方法
• 以热力学三大定律为基础 • 只考虑研究对象的始态和终态及变化 条件，不考虑中间过程。
第二章 化学热力学基础
高炉炼铁 Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+CO2(g) • • • • • 问题：出口气体中含有22％～28％CO？ 以前认为是CO与铁矿石接触时间不够。 解决办法：加高炉身、升高炉温。 结果：出口气体中CO含量并未明显减少。 热力学计算表明，此反应不能进行到底。
2.2反应热和反应焓变 反应热和反应焓变 2.2 第二章 化学热力学基础
一、恒容反应热QV
只做体积功的体系在恒容条件下进行反应时的反应 热效应。 用符号Qv表示。 根据热力学第一定律： △U =Q +W
V2 =V1
△V = 0
pΔV = 0，所以
△U = Q - P △V = Q V
2.2 反应热和反应焓变 第二章 化学热力学基础
第二章 化学热力学基础
可逆过程的特点： (1) 系统和环境双复原 (2) 系统内部，系统与环境之间无限接近平衡态 (3) 可逆过程的功和热为极限值 研究可逆过程的意义： (1) 可逆过程与平衡态密切相关 (2) 计算某些状态函数的必需 (3) 判断实际过程的极限和效率
第二章 化学热力学基础 2.1 基本概念和术语
第二章 化学热力学基础
可逆过程 进行的足够缓慢,以至于系统连续经过的每一个中间 态都可近似地看成平衡态的过程。
一个系统由某一状态出发, 经过一过程到达另一状态。 如果存在另一过程，能使系统和环境完全复原（即系统回 到原来的状态，同时消除了系统对环境引起的一切影响）， 则原来的过程称为可逆过程。反之，如果用任何方法都不 可能使系统和环境完全复原，则原来的过程称为不可逆过 程。
2. 途径 体系状态发生某种变化的具体方式。
同一始态，同一终态，不同途径的比较
初态 300 K 300 kPa
恒温过程
300 K 200 kPa
恒压过程
400 K 300 kPa
恒压过程 恒温过程
终态 400 K 200 kPa
第二章 化学热力学基础 2.1 基本概念和术语
2.1.5 热（Q ） 、功（W）和热力学能（U ）
第二章 化学热力学基础 2.1 基本概念和术语
2.1.4 过程和途径（Process and Road）
1. 过程：当体系和环境发生物质和能量交换时，体系 状态会发生变化，这种变化的经过称为过程。定温过
程、定压过程、定容过程、绝热过程 ……
自发过程：是自然界自然而然发生的过程 过程 非自发过程：是不会自然发生的过程
二、恒压反应热和反应焓变（enthalpy） 只做体积功的化学反应，在恒压条件下进行 反应时的反应热效应。符号为 Q P 。
根据热力学第一定律可得:
△U= Q ＋ W=Qp- p△V 所以 Qp=△U+p△V =(U2- U1)＋p(V2- V1) =(U2+pV2) – (U1+ pV1)
2.2 反应热和反应焓变 第二章 化学热力学基础
封闭体系
closed system
孤立体系
isolated system
物质交换 能量交换
有 有
无 有
无 无
第二章 化学热力学基础 2.1 基本概念和术语
2.1.2 状态和状态函数
1.状态（stat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。 pV = nRT （理想气体状态方程） 4个物理量中，只有3个是独立的
第二章 化学热力学基础 2.1 基本概念和术语
3 状态函数的特征
● 一个体系的某个状态函数的值改变，该体系的状态就改 变了 例： 状态1 状态2 p = 101.325 kPa 320 kPa 物理量 = 纯数 量纲
● 殊途同归变化 例：始态 T1 298K → 350K T2 终态 ↓ ↑ 520K → 410K （ → 途经1 ， →途经2 ） 途经1 和途经2： △T = T2 - T1 =350K – 298K = 52K 状态函数的变化只取决于始态和终态，而与途经无关。
U、p、V 都是状态函数,它们的组合(U + pV) 也一定是 状态函数。
热力学中定义一个新的状态函数焓，用符号H表示： H = U + pV
Qp= (U2+pV2)－(U1+pV1) =H2－H1=△H Δ H <0
QP <0 Δ H >0 QP >0
恒压反应系统放热; 恒压反应系统吸热
2.2 反应热和反应焓变 第二章 化学热力学基础
热力学第一定律（The first law of thermodynamics）
表 能量具有各种不同的形式，可以从一种形式转化为 另一种形式，也可以 述 从一个物体传递给另一个物体，而在转化和传递过程中能量的总数量不变 一