北京清华大学大学化学A教案《化学热力学初步》
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第一章化学热力学初步
K和100 kPa下，2.0 mol 的H2和1.0 mol的O2 反应，生成2.0 mol的水蒸气，放热484 kJ， 求该反应的∆rUmΘ。 解 ：因反应 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) 是在定压条件下进行的，所以 ∆rHmΘ ＝Qp＝－484 kJ·mol－1 ∆rUmΘ＝∆rHmΘ－∑νB (g) RT ＝－484 kJ·mol-1－[2－(2＋1)]×8.314×10-3 kJ·K-1·mol-1×373 K ＝－481 kJ·mol-1
(1)敞开系统：系统与环境之间有物质交换，也有能 敞开系统： 敞开系统 量交换。
(2)封闭系统：系统与环境之间没有物质交换，只有 封闭系统： 封闭系统
能量交换。 (3)孤立系统：系统与环境之间没有物质交换，也没 孤立系统： 孤立系统 有能量交换。
3
1.1.2 状态与状态函数
状态： 状态：是系统物理性质和化学性质的综 合表现。 状态函数： 状态函数：描述系统状态的宏观性质物 理量，它们间有一定的函数关系，因此 称这些物理量为系统的状态函数。
热力学的基础是热力学第一定律和热力学第二定律 化学热力学 把热力学的理论、规律以及研究方法用 之于研究化学现象就产生了化学热力学 化学热力学。 化学热力学
研究化学热 力学的目的
(1) 研究化学反应的可能性； (2) 研究化学反应的能量变化； (3) 研究化学反应的最大限度。
2
1.1 基本概念
1.1.1 系统与环 境 把所研究的物质部分称为系统 。系 系统 统以外的并且与系统有关系的其他物 质部分称为环境 环境。 环境
状态1 U1 状态2 U2
U2 = U1 + Q + W
ΔU＝ ΔU＝U2 – U1＝Q + W
(1)敞开系统：系统与环境之间有物质交换，也有能 敞开系统： 敞开系统 量交换。
(2)封闭系统：系统与环境之间没有物质交换，只有 封闭系统： 封闭系统
能量交换。 (3)孤立系统：系统与环境之间没有物质交换，也没 孤立系统： 孤立系统 有能量交换。
3
1.1.2 状态与状态函数
状态： 状态：是系统物理性质和化学性质的综 合表现。 状态函数： 状态函数：描述系统状态的宏观性质物 理量，它们间有一定的函数关系，因此 称这些物理量为系统的状态函数。
热力学的基础是热力学第一定律和热力学第二定律 化学热力学 把热力学的理论、规律以及研究方法用 之于研究化学现象就产生了化学热力学 化学热力学。 化学热力学
研究化学热 力学的目的
(1) 研究化学反应的可能性； (2) 研究化学反应的能量变化； (3) 研究化学反应的最大限度。
2
1.1 基本概念
1.1.1 系统与环 境 把所研究的物质部分称为系统 。系 系统 统以外的并且与系统有关系的其他物 质部分称为环境 环境。 环境
状态1 U1 状态2 U2
U2 = U1 + Q + W
ΔU＝ ΔU＝U2 – U1＝Q + W
化学热力学初步教案
化学热力学初步教案化学热力学初步教案一、教学目标1.掌握化学热力学的基本概念和基本定律，理解能量转换与平衡的基本原理。
2.掌握热力学第一定律和第二定律的含义和应用，了解热力学函数和熵的概念。
3.了解化学反应的热效应和焓变，掌握盖斯定律及其应用。
4.理解化学平衡的条件和影响因素，掌握平衡常数的概念和计算方法。
5.能够运用化学热力学初步解决实际问题，如反应过程中的能量转化与平衡、反应条件优化等。
二、教学内容1.化学热力学基础o热力学的基本概念：系统、环境、状态、过程、功、热、焓等。
o热力学第一定律：能量守恒定律及其在化学反应中的应用。
o热力学第二定律：熵增原理及其在化学反应中的应用。
2.化学反应的热效应o反应热、焓变及其计算方法。
o盖斯定律及其应用：通过已知反应的焓变来计算未知反应的焓变。
3.化学平衡o平衡常数概念及其计算方法。
o平衡移动原理及其影响因素：温度、压力、浓度等。
4.应用案例分析o如何优化反应条件以实现高效的能量转化与平衡？o如何利用化学平衡移动原理进行物质分离或转化？三、教学方法1.理论讲解：通过课堂讲解、案例分析等方式，使学生深入理解化学热力学的概念和原理。
2.实验操作：通过实验验证化学热力学的理论，加深学生对知识的理解和掌握。
3.小组讨论：组织学生进行小组讨论，引导学生运用所学知识解决实际问题。
4.习题练习：布置相关习题，帮助学生巩固所学知识，提高解题能力。
5.自学指导：鼓励学生进行自主学习，提供相关学习资源，引导学生深入探究化学热力学的应用领域。
四、教学评估1.课堂表现：观察学生在课堂上的参与度、表现等，评估学生对知识的掌握程度。
2.实验操作：检查学生的实验操作能力和对实验数据的分析能力，评估学生对实验原理的理解程度。
3.小组讨论：观察学生在小组讨论中的表现，评估学生对知识的运用能力和解决问题的能力。
4.习题练习：检查学生的习题完成情况，评估学生对知识的掌握程度和解题能力。
5.期末考试：通过期末考试全面评估学生对化学热力学初步知识的掌握程度和应用能力。
2化学热力学初步(xiugai)
P△V=P（V2-V1）= PV 2 - PV1 = n2RT - n1RT =（n2 - n1）RT =△nRT (式中的n指的是气体物质的量）
所以
△H=△U+△nRT
[例2.2] 在1atm和373K下（恒温恒压），2 molH2和1 mol O2反 应生成2 mol 水蒸气，放出483.7kJ的热。求生成1 mol 水蒸 气时的△H和△U。
(1)
rHm1
CO2(g)
rH
m
2
rH
m
3
(2)
(3)
CO(g)+1/2O2(g)
已知： （1）C(s) O2(g) CO2(g)
rH
m
1
393.5kJ mol1
求 解：
（3）
CO(
g
)
1 2
O2
(
g
)
CO2
(
g
)
rH
m3
282.99kJ mol 1
（2） C(s)
1 2
O2
(g)
CO(g)
H O(g) H (g) 1 O (g)
2
2
22
rH (298K ) 241.8kJ mol1 m
例：
下列各式中，书写正确的热化学反应式是（ C ）
A、N2H4+O2 = N 2+ 2H2O
rH
m
665kJ mol 1
B、N2H4 （g） +O2 （g） = N 2(g)+ 2H2O （l）
环境对系统作功定为正值，即W>0；
系统对环境作功定为负值，即W<0。
内能(热力学能)
系统内的物质所具有的 热力学能—— 各种形式能量的总和 。
第1章 化学热力学初步
研究化学热力学的意义 可以通过化学热力学计算： 预测反应能否发生； 预测反应进行的方向和限度。
1.1热力学基本概念
1.1.1系统与环境
系统：作为研究对象的那一部分物质和空间。 环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间。 根据系统与环境的关系，系统可分为以下三类：
开放系统 有物质和能量交换
恒容过程，系统放热， QV为负， ΔU 也为负，系统内能减少 系统吸热， QV为正， ΔU 也为正，系统内能增加 U的绝对值无法确定，但内能的变化ΔU可通过系统与环境间传 26 递的恒容反应热来确定。
恒容反应热可在弹式量热计中精确地测量。测量反 应热是热化学的重要研究内容。
根据反应条件的不同，反应热又可分为：
恒容反应热：记作 QV
恒压反应热：记作 Qp
25
1.2.1恒容反应热 QV ∵ V = 0
（与状函数的关系） ∴ W体= —pV =0
在没有非体积功时 即：
ΔU = U2-U1= QV + W = QV （1-2）
QV = U = U2 U1
上式说明，恒容条件下，化学反应的反应热（即 恒容反应热 QV ）在数值上等于该反应系统的热力学 能改变 U。
功（W）也与实现过程的途径有关，不是系统的状态函数 功和热的特点：
二者都是能量传递的形式；
二者都与系统进行的过程和途径密切相关 功和热的正、负号都是表示能量传递的方向，是由系统的 观点出发的；
1. 1.6 内能（热力学能）
内能：系统内部能量的总和。（不考虑系统的整体运动， 也不考虑外力场的影响）
途径：实现一个过程的具体步骤称途径。
思考：过程与途径的区别。
设想如果你要把20 °C的水烧开，要完成“水烧开”这个 过程，你可以有多种具体的“途径”：如可以在水壶中常 压烧；也可以在高压锅中加压烧开再降至常压。
化学热力学初步示范课
P21例题 可逆过程功： W = -nRT ln（V2/V1） 如果气体是按可逆过程，系统对环境做
最大致积功
14
2.2.2 热力学能( thermodynamic energy)
热力学能(U)： 系统内全部微观粒子的全部 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。
36
2. 热力学原则态
反映物与生成物都是气体时，各物质的分压 为1.013 105 Pa 反映物与生成物都是液体时，各物质的浓度 为1.0 mol kg-1 固体和液体纯物质的原则态指在原则压力下 的纯物质 原则态对温度没有规定，不同温度下有不同 原则态
37
3. 书写热化学方程式： ● 注明反映的温度和压强条件 ● 注明反映物与生成物的聚集状态，
rHm(298) = - 483.6 kJmol-1
●正逆反映的反映热效应数值相等，符号相反 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm (298) = - 483.6 kJ mol-1 2H2O（g） === 2H2（g）+ O2（g）
rHm(298) = + 483.6 kJmol-1
35
§ 2.5 热化学方程式
1. 热化学方程式： 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm (298) = - 483.6 kJ mol-1 r: reaction， m：表达 mol， ：热力学原则态 rHm表达反映进度为1mol时所产生的焓变，称 为
摩尔焓变，单位为KJ.mol
阐明：在等容过程中，体系吸取的热量QV全部 用来增加体系的热力学能。
23
QV= ΔT(C1+C2)
最大致积功
14
2.2.2 热力学能( thermodynamic energy)
热力学能(U)： 系统内全部微观粒子的全部 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。
36
2. 热力学原则态
反映物与生成物都是气体时，各物质的分压 为1.013 105 Pa 反映物与生成物都是液体时，各物质的浓度 为1.0 mol kg-1 固体和液体纯物质的原则态指在原则压力下 的纯物质 原则态对温度没有规定，不同温度下有不同 原则态
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3. 书写热化学方程式： ● 注明反映的温度和压强条件 ● 注明反映物与生成物的聚集状态，
rHm(298) = - 483.6 kJmol-1
●正逆反映的反映热效应数值相等，符号相反 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm (298) = - 483.6 kJ mol-1 2H2O（g） === 2H2（g）+ O2（g）
rHm(298) = + 483.6 kJmol-1
35
§ 2.5 热化学方程式
1. 热化学方程式： 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm (298) = - 483.6 kJ mol-1 r: reaction， m：表达 mol， ：热力学原则态 rHm表达反映进度为1mol时所产生的焓变，称 为
摩尔焓变，单位为KJ.mol
阐明：在等容过程中，体系吸取的热量QV全部 用来增加体系的热力学能。
23
QV= ΔT(C1+C2)
清华大学大学化学A教案《化学热力学初步》41页文档
清华大学大学化学A教案《化学热力学
初步》
21、没有人陪你走一辈子，所以你要 适应孤 独，没 有人会 帮你一 辈子， 所以你 要奋斗 一生。 22、当眼泪流尽的时候，留下的应该 是坚强 。 23、要改变命运，首先改变自己。
24、勇气很有理由被当作人类德性之 首，因 为这种 德性保 证了所 有其余 的德性 。--温 斯顿． 丘吉尔 。 2放上一 段时间 ，以便 让别一 只脚能 够再往 上登。
谢谢
11、越是没有本领的就越加自命不凡。——邓拓 12、越是无能的人，越喜欢挑剔别人的错儿。——爱尔兰 13、知人者智，自知者明。胜人者有力，自胜者强。——老子 14、意志坚强的人能把世界放在手中像泥块一样任意揉捏。——歌德 15、最具挑战性的挑战莫过于提升自我。——迈克尔·F·斯特利
初步》
21、没有人陪你走一辈子，所以你要 适应孤 独，没 有人会 帮你一 辈子， 所以你 要奋斗 一生。 22、当眼泪流尽的时候，留下的应该 是坚强 。 23、要改变命运，首先改变自己。
24、勇气很有理由被当作人类德性之 首，因 为这种 德性保 证了所 有其余 的德性 。--温 斯顿． 丘吉尔 。 2放上一 段时间 ，以便 让别一 只脚能 够再往 上登。
谢谢
11、越是没有本领的就越加自命不凡。——邓拓 12、越是无能的人，越喜欢挑剔别人的错儿。——爱尔兰 13、知人者智，自知者明。胜人者有力，自胜者强。——老子 14、意志坚强的人能把世界放在手中像泥块一样任意揉捏。——歌德 15、最具挑战性的挑战莫过于提升自我。——迈克尔·F·斯特利
第二章化学热力学初步
分子间的作用力
两个忽略：
分子本身的体积
Ｐ不很高（与大气压相比）
两个条件：
Ｔ不很低（与273.15K相比）
理想气体状态方程式
pV=nRT
R---- 摩尔气体常量 在STP下，p=101.325kPa, T=273.15K n=1.0mol时, Vm=22.414L=22.414× 10
-3m3
理想气体状态方程式的应用
因而 U = QV + W = QV = U2 U1
即恒容过程中系统的热量变化全部用来
改变系统的热力学内能。
2. 恒压反应热Qp与焓变H
Qp： 在等温条件下，系统在恒压不做非体积功的过 程中的化学反应热效应。
注：由于大多数化学反应在恒压下进行，一般反应热效应不 特别注明均为恒压反应热Qp。 由热力学第一定律得：U = Qp pV Qp = U + pV = (U2 U1) + p (V2 V1) = (U2 + p2V2) (U1 + p1V1) 定义 ： 所以 H = U + pV Qp = H2 H1 = H (焓变)
2.2.2 盖斯定律
在不做其它功并处于恒容或恒压的情况下， 任一化学反应，不论是一步完成的，还是分几步 完成的，其化学反应的热效应总是相同的。
即化学反应热效应只与始、终状态有关而与具体 途径无关。 若恒温恒压： Qp = H = H2 H1 若恒温恒容： QV = U = U2 U1 讨论恒压反应： H1 A+B 始态 C+D G
E+F 终态
H5
H+I
根据盖斯定律有： H1 = H2 + H3 = H4 + H5 + H6
化学热力学初步市公开课金奖市赛课一等奖课件
G(T) = H298 – TS298
H 和 S 随温度改变很 小，可用298K下数据来计 算任意温度下G(T) 。
G(T)
200 H = +178 (kJ / mol)
100
0
0 473 873 1273 T 第3(0K页 )
五、G-H方程利用
G= H-T S 正向反应自发
H S 低温
高温 性
–+ –
第五章 化学热力学初步
5.1 热力学第一定律 5.2 热化学 5.3 化学反应方向
第1页
5.1 热力学第一定律
体系与环境 环 体系 境
敞开体系 封闭体系 孤立体系
能量互换 物质互换
有
有
有
无
无
无
第2页
一、化学热力学惯用术语1
状态和状态函数： 状态由一些物理量来拟定，如气体状态由P、V、T、 n 等来拟定。 决定体系状态物理量称为 状态函数。 P、V、T、n 等均是状态函数。
Hθ= [ 2 ×Hfθ, Fe3O4(s) + Hfθ, CO2(g) ] – [ 3 ×Hfθ, Fe2O3(s) + Hfθ, CO(g) ]
= [ 2 ×(-1118）+ （-393.5)] –[ 3 ×(-824.2) + (-110.5)]
= -46.4 (kJ/mol)
(查表）
第15页
等温过程 G = H – T S （封闭体系） H < 0, S > 0 G < 0 正向自发 H > 0, S < 0 G > 0 正向非自发 当 G = 0 体系处于平衡
第28页
例
在标态，298 K时， CO(g) + NO(g) = CO2 (g) + 0.5 N2 (g)
H 和 S 随温度改变很 小，可用298K下数据来计 算任意温度下G(T) 。
G(T)
200 H = +178 (kJ / mol)
100
0
0 473 873 1273 T 第3(0K页 )
五、G-H方程利用
G= H-T S 正向反应自发
H S 低温
高温 性
–+ –
第五章 化学热力学初步
5.1 热力学第一定律 5.2 热化学 5.3 化学反应方向
第1页
5.1 热力学第一定律
体系与环境 环 体系 境
敞开体系 封闭体系 孤立体系
能量互换 物质互换
有
有
有
无
无
无
第2页
一、化学热力学惯用术语1
状态和状态函数： 状态由一些物理量来拟定，如气体状态由P、V、T、 n 等来拟定。 决定体系状态物理量称为 状态函数。 P、V、T、n 等均是状态函数。
Hθ= [ 2 ×Hfθ, Fe3O4(s) + Hfθ, CO2(g) ] – [ 3 ×Hfθ, Fe2O3(s) + Hfθ, CO(g) ]
= [ 2 ×(-1118）+ （-393.5)] –[ 3 ×(-824.2) + (-110.5)]
= -46.4 (kJ/mol)
(查表）
第15页
等温过程 G = H – T S （封闭体系） H < 0, S > 0 G < 0 正向自发 H > 0, S < 0 G > 0 正向非自发 当 G = 0 体系处于平衡
第28页
例
在标态，298 K时， CO(g) + NO(g) = CO2 (g) + 0.5 N2 (g)
大学化学课件-第二章化学热力学初步
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
交换的功。
非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功
0.5 10 5 Pa 4 dm3 途径 I
途径 II 4 10 5 Pa
0.5 dm3
终态
2 10 5 Pa 1 dm3
V = V终 － V始 =1－2 = － 1 （dm3 ）
298.15K 101.325kPa
等
ΔP = 0
压 过
程
等温过程
ΔT = 0
a
b
298.15K 506.625kPa
等 压 过 ΔP = 0 程
373.15K 101.325kPa
ΔT = 0
等温过程
373.15K 506.625kPa
a 途径： 先等温 后等压 b 途径： 先等压 后等温
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
热：系统与环境之间因温度的不同而被传递的能
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
热力学
是专门研究能量相互转变过程 中所遵循的法则的一门科学。
化学热 力学
把热力学的定律、原理、方法用来 研究化学过程以及伴随这些化学过 程而发生的物理变化学科。
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
交换的功。
非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功
0.5 10 5 Pa 4 dm3 途径 I
途径 II 4 10 5 Pa
0.5 dm3
终态
2 10 5 Pa 1 dm3
V = V终 － V始 =1－2 = － 1 （dm3 ）
298.15K 101.325kPa
等
ΔP = 0
压 过
程
等温过程
ΔT = 0
a
b
298.15K 506.625kPa
等 压 过 ΔP = 0 程
373.15K 101.325kPa
ΔT = 0
等温过程
373.15K 506.625kPa
a 途径： 先等温 后等压 b 途径： 先等压 后等温
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
热：系统与环境之间因温度的不同而被传递的能
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
热力学
是专门研究能量相互转变过程 中所遵循的法则的一门科学。
化学热 力学
把热力学的定律、原理、方法用来 研究化学过程以及伴随这些化学过 程而发生的物理变化学科。
《化学热力学基础》教案
《化学热力学基础》教案[ 教学要求]1 ．熟悉热力学第一定律及其相关概念。
2 ．掌握化学反应热效应；了解反应进度概念。
3 ．掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计算；盖斯定律及有关计算；吉布斯能和化学反应方向的判断。
[ 教学重点]化学热力学的四个状态函数— 热力学能、焓、熵、自由能[ 教学难点]焓、熵[ 教学时数] 8 学时[ 主要内容]1 ．化学热力学的特点，体系和环境、敞开体系、封闭体系、孤立体系的概念、状态和状态函数、广度性质和强度性质、等温过程和等压过程、绝热过程、内能、热和功。
2 ．热力学第一定律；化学反应热效应：等容化学反应热和等压反应热的概念及关系、焓及焓变的概念及计算，化学反应进度概念，热化学方程式，反应热的计算：盖斯定律及其应用、标准生成焓。
3 ．吉布斯能和化学反应的方向：自发过程及其特点、熵和熵变、标准熵变的计算、吉布斯能和自发过程关系、吉布斯— 赫姆霍兹方程式；吉布斯能判断反应的自发性，标准生成吉布斯能及其计算。
[ 教学内容]5-1化学热力学的研究对象5-2基本概念化学反应：1 ．化学反应的方向、限度2 ．能量变化3 ．反应速率4 ．反应机理5 ．反应的控制化学热力学：应用热力学的基本原理研究化学反应，化学变化过程的能量变化问题热力学：主要解决化学反应中的三个问题：①化学反应中能量是如何转化；②化学反应的方向性；③反应进行的程度。
动力学：机理、反应的现实性和方向性例：热传递：高温→ 低温；气体扩散：压力大→ 压力小；溶液：浓度大→ 浓度小体系：作为研究对象的一部分物体，包含一定种类和一定数量的物质。
1 ．敞开体系；2 ．封闭体系；3 ．孤立体系。
环境：除体系以外的与体系密切相关的部分称为环境状态及状态函数:状态是体系的总性质1. 由压力、温度、体积和物质的量等物理量所确定下来的体系存在的形式称为体系的状态2. 确定体系状态的物理量称为状态函数3. 状态函数的特点：状态函数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过程与途径1. 状态变化的经过称为过程( 恒温、恒压、恒容、绝热过程）2. 完成过程的具体步骤称为途径3. 状态1 → 状态2 ：途径不同，状态函数改变量相同；4. 状态一定时，状态函数有一个相应的确定值。
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13
Q
U1 U2
W
热力学第一定律数学表达式：△U＝Q + W 封闭体系内能的变化(△U)等于体系从环境所吸 收的热量(Q)加上环境对体系所做的功(W)。 △U： (＋) 内能增加，(－) 内能减少 Q： (＋) 吸热(endothermic), (－) 放热(exothermic)
14
W： (＋)环境对体系做功, (－) 体系对环境做功
＝1mol＝
nH 2
H
2
-2mol ＝ -2
说明：H2消耗2mol 说明：H2O生成2mol
＝1mol＝
nH2O
H O
2
2mol ＝ 2
意义：反应进度为1mol表示按照反应式中化学计量 系数进行了反应。 思考：对于化学反应1/2O2(g)＋H2(g)＝H2O(l) 当反应进度ξ＝1mol，情况如何？
3－1－3 反应进度(ξ)
当反应aA +bB → gG +dD进行到t时刻时，各物质的物
质的量分别为n(A), n(B), n(G), n(D), 反应进度定义为：
＝
n(A)－n0 (A)
A
＝
n(B)－n0 (B)
B
＝
n(G)－n0 (G)
G
＝
n(D)－n0 (D)
D
其中vA、vB、vG、vD称为各物质的化学计量数
体系吸热Q > 0，放热Q < 0。
功 W: 除热以外系统与环境之间其它被传递的能量。
环境对系统作功: W > 0；系统对环境作功: W < 0
注意：有的参考书中规定与之相反。 功和热不是状态函数 (对应于变化，不决定体系 的状态)。
11
6. 热力学能（内能）U：系统内部各种能量
的总和。
包括体系内分子运动的动能、分子间相互作用
状态函数特点：
① 状态一定，状态函数一定。
② 变化值只与始态、终态有关，
与变化途径无关。
7
理想气体的恒温膨胀
6kPa
298.15K, 6kPa, 2L
途径1
298.15K, 2kPa, 6L
4kPa
2kPa
始态
298.15K, 4kPa, 3L 途径2
状态函数的改变量X = X终 – X始
终态
广度性质：具有加和性，如体积、质量、热容（与物质的量n有关） 强度性质：不具有加和性，如温度、压力、密度（与n无关） 8
能量问题
C(diamond) + Na2CO3
限度问题
4
快慢问题
化学热力学历史发展过程的重要人物
瓦特 蒸汽机
卡诺 卡诺循环
焦尔
吉布斯
热功当量 吉布斯函数 1cal = 4.184 J
5
1765年瓦特蒸汽机
3－1 化学反应中的能量变化
3-1-1 化学热力学基本概念 1． 系统与环境 系统: 研究对象（也称体系，system）。 环境(surroundings): 系统以外与系统密切相关的其它
1960 年 Liander 和 Lundblad 尝 试 了 加 热 石 墨 至 4000C 并加压至 100kbar 也没发现产生金刚石， 并预言需要150kbar压力才行。 1963 年 Bundy 在 125kbar, 3000K 成功将石墨定量 转化为多晶金刚石。
1
CO2 + Na
440C, 800 atm 12 hr
能及分子中原子、电子运动能等。
U是状态函数，无绝对数值。 U=U2 U1
12
3-1- 2 热力学第一定律 • 热力学第一定律即能量守恒定律：“能量既
不能创造，也不能消灭，自然界中能量可以
从一种形式转化为另一种形式，总能量不
变。”
• 热力学第一定律有很多种表述方式，如“第 一类永动机是不能造成的”等。
3． 过程与途径
当体系由一个状态到另一个状态发生变化时，这个变 化称为过程（如固体的溶解、液体的蒸发、化学反应
等），完成这个变化的具体步骤就称为途径。 等温过程：T1 = T2， 即 T = 0 等压过程：p1 = p2， 即 p = 0 等容过程： V1 =V2， 即 V = 0
9
4．热力学标准态
C(diamond) + Na2CO3
变废为宝！
2
Science, 1998, 281, 5374
3
第 3 章 化学热力学初步
Energy is very much a chemical topic.
3-1 化学反应中的能量变化 3-2 化学反应的方向
方向问题 CO2 + Na
440C, 800 atm 12 hr
部分。
敞开(open)系统: 既有能量交换，又有物质交换。
封闭(closed)系统: 只有能量交换，没有物质交换。
6 孤立(isolated)系统: 既无物质交换，又无能量交换。
2． 状态与状态函数 状态：系统一切物理和化学性质的综合表现。 状态函数：确定系统状态的物理量。通常用体积、
温度、压力、密度等宏观物理量来描述状态。
vA= d
ξ为参与反应的任一物质（A、B、G或D）在某一时刻的 物质的量改变与其化学计量系数的比值。
15
例：对于化学反应O2(g)＋2H2(g)＝2H2O (l) 当反应进度ξ＝1mol，由反应进度定义可得： nO2 -1mol ＝1mol＝ ＝ 说明：O2消耗1mol O2 -1
3－1－4 化学反应的能量变化（功、热、内能） 1．体积功(pressure-volume work, P-V work)：反抗 外界压强发生体积变化时产生的功。本章研究的 体系都是只做体积功不做非体积功的过程。
标准态的规定：在标准压力（p = 100 kPa）下
的物质的聚集状态（理想气体；纯液体和固体）。 例如：298.15K时标准态的H2O(l),O2(g)。
溶液的标准态：bӨ = 1mol· kg-1，常用cӨ = 1mol· L-1
热力学标准态未规定温度，通常取298.15K。
10
5 .功和热：体系与环境能量交换形式。 热Q: 系统与环境因温度不同而传递的能量。
C(graphite) = C(diamond)
二十世纪 30 ～ 40 年代 Bridgman 开发了多个耐高 压设备尝试将石墨压成金刚石，在高于 300kbar 压力下依然失败。他说：“Graphite is nature’s best spring.”. (注：1 bar = 100 kpa ≈ 1 atm) 1943 年 Gunther 试 着 加 热 8mm 石 墨 板 至 3000 ～ 3200C并加压至100kbar，没发现产生金刚石。
Q
U1 U2
W
热力学第一定律数学表达式：△U＝Q + W 封闭体系内能的变化(△U)等于体系从环境所吸 收的热量(Q)加上环境对体系所做的功(W)。 △U： (＋) 内能增加，(－) 内能减少 Q： (＋) 吸热(endothermic), (－) 放热(exothermic)
14
W： (＋)环境对体系做功, (－) 体系对环境做功
＝1mol＝
nH 2
H
2
-2mol ＝ -2
说明：H2消耗2mol 说明：H2O生成2mol
＝1mol＝
nH2O
H O
2
2mol ＝ 2
意义：反应进度为1mol表示按照反应式中化学计量 系数进行了反应。 思考：对于化学反应1/2O2(g)＋H2(g)＝H2O(l) 当反应进度ξ＝1mol，情况如何？
3－1－3 反应进度(ξ)
当反应aA +bB → gG +dD进行到t时刻时，各物质的物
质的量分别为n(A), n(B), n(G), n(D), 反应进度定义为：
＝
n(A)－n0 (A)
A
＝
n(B)－n0 (B)
B
＝
n(G)－n0 (G)
G
＝
n(D)－n0 (D)
D
其中vA、vB、vG、vD称为各物质的化学计量数
体系吸热Q > 0，放热Q < 0。
功 W: 除热以外系统与环境之间其它被传递的能量。
环境对系统作功: W > 0；系统对环境作功: W < 0
注意：有的参考书中规定与之相反。 功和热不是状态函数 (对应于变化，不决定体系 的状态)。
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6. 热力学能（内能）U：系统内部各种能量
的总和。
包括体系内分子运动的动能、分子间相互作用
状态函数特点：
① 状态一定，状态函数一定。
② 变化值只与始态、终态有关，
与变化途径无关。
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理想气体的恒温膨胀
6kPa
298.15K, 6kPa, 2L
途径1
298.15K, 2kPa, 6L
4kPa
2kPa
始态
298.15K, 4kPa, 3L 途径2
状态函数的改变量X = X终 – X始
终态
广度性质：具有加和性，如体积、质量、热容（与物质的量n有关） 强度性质：不具有加和性，如温度、压力、密度（与n无关） 8
能量问题
C(diamond) + Na2CO3
限度问题
4
快慢问题
化学热力学历史发展过程的重要人物
瓦特 蒸汽机
卡诺 卡诺循环
焦尔
吉布斯
热功当量 吉布斯函数 1cal = 4.184 J
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1765年瓦特蒸汽机
3－1 化学反应中的能量变化
3-1-1 化学热力学基本概念 1． 系统与环境 系统: 研究对象（也称体系，system）。 环境(surroundings): 系统以外与系统密切相关的其它
1960 年 Liander 和 Lundblad 尝 试 了 加 热 石 墨 至 4000C 并加压至 100kbar 也没发现产生金刚石， 并预言需要150kbar压力才行。 1963 年 Bundy 在 125kbar, 3000K 成功将石墨定量 转化为多晶金刚石。
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CO2 + Na
440C, 800 atm 12 hr
能及分子中原子、电子运动能等。
U是状态函数，无绝对数值。 U=U2 U1
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3-1- 2 热力学第一定律 • 热力学第一定律即能量守恒定律：“能量既
不能创造，也不能消灭，自然界中能量可以
从一种形式转化为另一种形式，总能量不
变。”
• 热力学第一定律有很多种表述方式，如“第 一类永动机是不能造成的”等。
3． 过程与途径
当体系由一个状态到另一个状态发生变化时，这个变 化称为过程（如固体的溶解、液体的蒸发、化学反应
等），完成这个变化的具体步骤就称为途径。 等温过程：T1 = T2， 即 T = 0 等压过程：p1 = p2， 即 p = 0 等容过程： V1 =V2， 即 V = 0
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4．热力学标准态
C(diamond) + Na2CO3
变废为宝！
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Science, 1998, 281, 5374
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第 3 章 化学热力学初步
Energy is very much a chemical topic.
3-1 化学反应中的能量变化 3-2 化学反应的方向
方向问题 CO2 + Na
440C, 800 atm 12 hr
部分。
敞开(open)系统: 既有能量交换，又有物质交换。
封闭(closed)系统: 只有能量交换，没有物质交换。
6 孤立(isolated)系统: 既无物质交换，又无能量交换。
2． 状态与状态函数 状态：系统一切物理和化学性质的综合表现。 状态函数：确定系统状态的物理量。通常用体积、
温度、压力、密度等宏观物理量来描述状态。
vA= d
ξ为参与反应的任一物质（A、B、G或D）在某一时刻的 物质的量改变与其化学计量系数的比值。
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例：对于化学反应O2(g)＋2H2(g)＝2H2O (l) 当反应进度ξ＝1mol，由反应进度定义可得： nO2 -1mol ＝1mol＝ ＝ 说明：O2消耗1mol O2 -1
3－1－4 化学反应的能量变化（功、热、内能） 1．体积功(pressure-volume work, P-V work)：反抗 外界压强发生体积变化时产生的功。本章研究的 体系都是只做体积功不做非体积功的过程。
标准态的规定：在标准压力（p = 100 kPa）下
的物质的聚集状态（理想气体；纯液体和固体）。 例如：298.15K时标准态的H2O(l),O2(g)。
溶液的标准态：bӨ = 1mol· kg-1，常用cӨ = 1mol· L-1
热力学标准态未规定温度，通常取298.15K。
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5 .功和热：体系与环境能量交换形式。 热Q: 系统与环境因温度不同而传递的能量。
C(graphite) = C(diamond)
二十世纪 30 ～ 40 年代 Bridgman 开发了多个耐高 压设备尝试将石墨压成金刚石，在高于 300kbar 压力下依然失败。他说：“Graphite is nature’s best spring.”. (注：1 bar = 100 kpa ≈ 1 atm) 1943 年 Gunther 试 着 加 热 8mm 石 墨 板 至 3000 ～ 3200C并加压至100kbar，没发现产生金刚石。