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大学化学第一章

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大学化学第一章1讲解

大学化学第一章1讲解
ΔU = Q + W
解：（1）△U系统＝（-60）＋（-40）＝-100kJ （2）△U系统＝（-40）＋（+60）＝+20kJ （3）△U系统＝（+60）＋（+40）＝100kJ （4）△U系统＝（+40）＋（-60）＝-20kJ
化学反应的反应热 化学反应系统与环境进行能量交换的 主要形式是热，称反应热或热效应。
化学反应动力学 现实性—速率 计算任意反应的∆U、∆H、∆S 、∆G和速率v。
为了便于讨论，我们先介绍以下几 个基本概念： 包括： 系统、 环境、 相、
质量守恒、 能量守恒、 状态 和 状态函数、 热和功
热力学基本概念
◆系统和环境 (system and surroundings) 系统： 作为研究对象的那一
∴ QP =△U +P△V
QP = △U +P△V
上式可化为： QP=（U2-U1）+ P（V2-V1）
即： QP=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）
此时，令： H = U +PV 称：焓
则： QP =H2-H1=ΔH
意义：
焓：
符号：H ； H 是状态函数；
无绝对数值；
其值与n 成正比；
单位： kJ。 根据 Q 符号的规定，有：
• 也说明ΔU ，ΔH 可以通过量热实验进行直接测定。
注意下列各组状态函数表示的意义：
1.U , H 当泛指一个过程时状态函数改变量的
表示法
2.rU , r H
指明某一反应而没有指明反应进度即 不做严格的定量计算时，两个状态函
数改变量的表示法
3.rU m , r H m 表示某反应按所给定反应方程式进

大学化学1溶液和胶体

大学化学1溶液和胶体

14
溶液的通性 — 溶液的沸点上升的原因
3．溶液的沸点上升（boiling point）
液体的沸点 ( boiling point ) 当P 液 = P 外，液体沸腾时的温度。
正常沸点：当P外=P标时的液体的沸点。
溶液的沸点升高
是溶液蒸气压下降的直接结果
2024/9/30
15
溶液的通性 — 溶液的沸点上升的数值
p溶液= p*-⊿p = 2.338kPa - 0.021kPa = 2.317kPa
溶液的通性 — 凝固点下降
2．液体的凝固点降低（freezing point）
凝固点：某物质的液相蒸汽压与固相蒸汽压相等时 的温度。用Tf表示 或在一定外压下，物质固、液两相平衡共存时的温 度。
如 ：H2O(l) 273K,101.3kPa H2O(s)
该温度下的饱和蒸汽压，简称蒸汽压。
加入一种难挥发的非电解质
束缚一部分高能水分子
P↓
占据了一部分水的表面
2024/9/30
8
溶液的通性 — Raoult定律
在一定温度下，难挥发性非电解质稀溶液的蒸气压
(P)等于纯溶剂的蒸气压（PA*）乘以溶液中溶剂的 摩尔分数（xA ）。
p
p* A
xA
xA
nA nA nB
1.蒸气压下降 2.凝固点降低 3.沸点升高 4.渗透压力
p
p* A
xB
ΔTf＝kf • bB
ΔTb =kb• bB
= CBRT
的数值与溶液中质点 的个数成正比
2024/9/30
23
第 4 章 酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡
4.1 电解质溶液 4.2 酸碱理论 4.3 弱电解质的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 沉淀溶解平衡

大学普通化学第一章

大学普通化学第一章

q q
Example 2
(系统吸热)= (系统吸热)=
m·cs · ΔT n·cm · ΔT
100.0 J 的热量可使 1mol 铁的温度上升 3.98 K,求铁的cm.
Solution
q 100.0J cm = = n ⋅ ΔT (1mol)(3.98K) = 25.1 J ⋅ mol ⋅ K
−1 −1
(a)
(b)
如下图所示，试管内的物质有几相组成?
因为试管a内的酒精和水互 因为试管a内的酒精和水互 溶，故溶液中任何部分的物理 溶，故溶液中任何部分的物理 性质和化学性质完全相同；而 性质和化学性质完全相同；而 试管b内，煤油和水互不相 试管b内，煤油和水互不相 溶，致使上下两层液体的物理 溶，致使上下两层液体的物理 性质和化学性质完全不相同， 性质和化学性质完全不相同， 而且上下层间有明确的界面隔 而且上下层间有明确的界面隔 开，因此上下层液体形成两个 开，因此上下层液体形成两个 相。 但是，如果把液体上方的 相。 但是，如果把液体上方的 空气也考虑进去，则试管a中 空气也考虑进去，则试管a中 有两相：气相和溶液相；试管 有两相：气相和溶液相；试管 b中有三相，分别是水相、煤 b中有三相，分别是水相、煤 油相及液体上方的气相。 油相及液体上方的气相。
3. 状态和状态函数 (state and state function)
状 态: 一定条件下系统存在的形式。 状态函数: 描述系统状态的物理量，例如 p，V，T 等。
Attention：
(1) 系统的状态确定，系统的各种性质即所有的状态函数也都 确定，反之亦然。 (2) 当系统的状态发生变化，系统的状态函数也变化，但不一 定所有的状态函数都变化，如等温、等压过程。 (3) 反过来，当系统有一个状态函数发生变化，系统的状态一 定发生变化。

大学化学课后习题答案

大学化学课后习题答案

第一章化学反应热教学内容1．系统、环境等基本概念； 2. 热力学第一定律； 3. 化学反应的热效应。

教学要求掌握系统、环境、功、热（恒容反应热和恒压反应热）、状态函数、标准态、标准生成焓、反应进度等概念；熟悉热力学第一定律；掌握化学反应标准焓变的计算方法。

知识点与考核点1．系统（体系）被划定的研究对象。

化学反应系统是由大量微观粒子（分子、原子和离子等）组成的宏观集合体。

2．环境（外界）系统以外与之密切相关的部分。

系统和环境的划分具有一定的人为性，划分的原则是使研究问题比较方便。

系统又可以分为敞开系统（系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换）；封闭体系（系统与环境之间没有．．能量交换）；．．物质交换，只有孤立系统（体系与环境之间没有物质交换，也没有能量交换）系统与环境之间具有边界，这一边界可以是实际的相界面，也可以是人为的边界，目的是确定研究对象的空间范围。

3．相系统中物理性质和化学性质完全相同的均匀部分。

在同一个系统中，同一个相可以是连续的，也可以是不连续的。

例如油水混合物中，有时水是连续相，有时油是连续相。

4．状态函数状态是系统宏观性质（T、p、V、U等）的综合表现，系统的状态是通过这些宏观性质描述的，这些宏观性质又称为系统的状态函数。

状态函数的特点：①状态函数之间往往相互制约（例如理想气体状态方程式中p、V、n、T之间互为函数关系）；②其变化量只与系统的始、末态有关，与变化的途径无关。

5*．过程系统状态的变化（例如：等容过程、等压过程、等温可逆过程等）6*．途径完成某过程的路径。

若系统的始、末态相同，而途径不同时，状态函数的变量是相同的。

7*．容量性质这种性质的数值与系统中的物质的量成正比，具有加合性，例如m（质量）V、U、G等。

8*．强度性质这种性质的数值与系统中的物质的量无关，不具有加合性，例如T、 （密度）、p（压强）等。

9．功（W）温差以外的强度性质引起的能量交换形式[Ｗ＝Ｗ体+Ｗ有]。

大学化学01第一章 气体和溶液

大学化学01第一章 气体和溶液

第一章 气体和溶液学习要求1. 了解分散系的分类及主要特征。

2. 掌握理想气体状态方程和气体分压定律。

3. 掌握稀溶液的通性及其应用。

4. 掌握胶体的基本概念、结构及其性质等。

5. 了解高分子溶液、乳状液的基本概念和特征。

1.1 气体1.1.1 理想气体状态方程气体是物质存在的一种形态，没有固定的形状和体积，能自发地充满任何容器。

气体的基本特征是它的扩散性和可压缩性。

一定温度下的气体常用其压力或体积进行计量。

在压力不太高(小于101.325 kPa)、温度不太低(大于0 ℃)的情况下，气体分子本身的体积和分子之间的作用力可以忽略，气体的体积、压力和温度之间具有以下关系式：V=RT p n (1-1)式中p 为气体的压力，SI 单位为 Pa ；V 为气体的体积，SI 单位为m 3；n 为物质的量，SI 单位为mol ；T 为气体的热力学温度，SI 单位为K ；R 为摩尔气体常数。

式(1-1)称为理想气体状态方程。

在标准状况(p = 101.325 Pa ，T = 273.15 K)下，1 mol 气体的体积为 22.414 m 3，代入式(1-1)可以确定R 的数值及单位：333V 101.32510 Pa 22.41410 m R T1 mol 27315 Kp n .-⨯⨯⨯==⨯3118.314 Pa m mol K --=⋅⋅⋅11= 8.314 J mol K --⋅⋅ (31 Pa m = 1 J ⋅)例1-1 某氮气钢瓶容积为40.0 L ，25 ℃时，压力为250 kPa ，计算钢瓶中氮气的质量。

解：根据式(1-1)333311V 25010Pa 4010m RT8.314Pa m mol K 298.15Kp n ---⨯⨯⨯==⋅⋅⋅⨯4.0mol =N 2的摩尔质量为28.0 g · mol -1，钢瓶中N 2的质量为：4.0 mol × 28.0 g · mol -1 = 112 g 。

大学化学第一章4节化学反应速率

大学化学第一章4节化学反应速率

对于化学反应：
1 dcB 反应速率为： v B dt
dcB 表示化学反应中物质B的浓度cB 随时间t dt
的变化率。反应速率υ 单位： mol · -3 ·-1 dm s
3
mol · -3 · -1 dm min
应用哪种物质表示υ都有唯一确定的值 。
例如: 起始浓度c/mol· -3 dm N2 + 3H2 = 2NH3 1.0 3.0 0
2秒后浓度c/mol· -3 dm
v ( N2 )
v( H2 )
0.8
2.4
0.4
0.2 0.1mol L1 s 1 t 2
cN2
1 cH 2 0.6 0.1mol L1 s 1 3 t 6
1 cNH3 0.4 0.1mol L1 s 1 2 t 4
4
v ( NH3 )
随着反应的进行，反应物的浓度不断降低， 所以正反应速率会不断变慢，产物的浓度不断增 加，所以逆反应速率会不断变快；直到正反应速 率等于逆反应速率；达到平衡状态
5
1.4.2.化学反应速率的测定
1 ci lim v(i ) t 0 i t
1 dc(i ) i dt
28
例题：写出元反应 NO2 + CO = NO + CO2的 反应速率方程式、反应的总级数和反应速率 系数单位。 解： 根据质量作用定律： v k[ NO2 ][CO] n=1+1=2 反应为二级反应 k 的单位：mol-1· 3 · -1 dm s
29
1.4.5温度对反应速率的影响 阿累尼乌斯公式 (Arrhenius公式)
17
化学反应 2HI = H2 + I2 2N2O = 2N2 + O2

大学化学 第一章 第三节

ө ө ө ө
平衡常数的一种 计算公式
ө
或: ∆rGm (T) + RT lnK = 0 ∆rGm (T) = -RT lnKө -∆rGmө(T) ∴ lnK = RT
ө ө
ө
(2)标准平衡常数 (2)标准平衡常数( K )的表达式 标准平衡常数 的表达式
对于一般的化学反应 aA + bB 根据Q的表达式： 根据 的表达式： 的表达式 Qc = (cD/cө)d (cE/cө)e (cA/cө)a (cB/cө)b Qp = (pD/pө)d (pE/pө)e (pA/pө)a (pB/pө)b
实验平衡常数有下列两种表达形式： 实验平衡常数有下列两种表达形式：
浓度平衡常数（ ):以浓度表示的平衡常数 表示的平衡常数。 ① 浓度平衡常数（Kc ):以浓度表示的平衡常数。 分压平衡常数（ ):以分压表示的平衡常数 表示的平衡常数。 ② 分压平衡常数（Kp ):以分压表示的平衡常数。 对于一般的化学反应: 对于一般的化学反应: aA+bB dD+eE
ө
解：
查表知 ∆fHm (298.15K)/( kJ•mol-1)
ө ө ө ө
N2 (g) + O2 (g) = 2NO(g) 0 0 205.14
ө
90.25 210.76
Sm (298.15K)/( J•mol-1•K-1) 191.50 ＝ 2×90.25 ＝ 180.50 kJ•mol-1 × •
= 1.56×10-5 ×
ө 该反应在773K时的 值为 时的K 答： 该反应在 时的 值为1.56×10-5 。 ×
(3)利用多重平衡法则计算 (3)利用多重平衡法则计算 [例 4] 已知 K1 和 K2 分别为下列反应①和反应②在973K时的标准平 例 分别为下列反应①和反应② 时

大学化学课件第一章


思考
1. 101.325 kPa，273.15 K下，H2O(l), H2O(g)和 H2O(s)同时共存时，系统中的相数为多少？
2. CaCO3(s)分解为CaO (s)和CO2(g)并且达到平 衡的系统中有多少相？
二、状态与状态函数 (state function )
1. 状态是体系内一切性质的总和。
例1.1 在容积为10.0 L的真空钢瓶内，充入氯气， 当温度为288 K时，测得瓶内气体的压强为 1.01×107 Pa。 试计算钢瓶内氯气的质量，以千克表示。
解：由pV=nRT， 推出 m MpV RT
m 71.0103 1.01107 10.0 103 8.314 288
单相体系：均匀体系，只有一个相的体系。 多相体系：不均匀系，有两相或两相以上的体系。 相变：同一物质的气相、液相、固相间的相互转
化，叫做相变。固态物质不同晶形间的转 化也属相变。
TiO2/MgTiO3 界面结构
高分辨透射电子显微镜(HRTEM) High-resolution Transmission Electron Microscope
1. 理想气体 为了研究的方便，假设有一种气体：
只有位置不占有体积，是一个具有质量的几何点。 分子之间没有相互作用力， 分子间及分子与器壁间的碰撞不造成动能损失。 这种气体称之为理想气体。
说明
1) 理想气体只是一种人为的气体模型， 实际中它是不存在的。
2) 研究结果表明: 在温度不太低，压力不太高（高温、低压）条件下， 气体分子间的距离相当大， 气体分子自身体积与气体体积相比可以忽略， 分子间的作用力也显得微不足道， 可以近似认为是理想气体。 高温、低压： 温度高于0 oC， 压强低于1 atm。

大学基础化学完整版

大学基础化学Document serial number【NL89WT-NY98YT-NC8CB-NNUUT-NUT108】《大学基础化学》复习复习内容第一章 物质的聚集状态第二章 化学反应的一般原理 第三章 定量分析基础第一章 物质的聚集状态 一.气体1. 理想气体状态方程2. 分压定律二.溶液浓度表示 1. 物质的量浓度 2. 质量摩尔浓度 3. 质量分数 一.气体1.理想气体状态方程分子本身的体积忽略 pV=nRT 变换形式 RTpVm =M r 求相对分子量RTpM =ρr求气体密度 2. 分压定律分压概念：在一定温度和体积下，组分气体单独占据与混合气体相同体积时，对容器产生的压力。

道尔顿分压定律：∑1Kp p ==i i 总p i = p 总 x i1==∑1Ki ixi x n n V V ＝＝i i 总总 i x n np p ＝＝i i 总总 二.溶液浓度表示1. 物质的量浓度cVn c BB =B BB M m n =2. 质量摩尔浓度b ABB m n b = 3. 质量分数mm w BB =4. 几种溶液浓度之间的关系 BB B M ρw =cρb =c B B习题：P221-1、有一混合气体，总压力为150Pa ，其中N2和H2的体积分数为和，求N2和H2的分压。

解：i x n nV V ＝＝i i 总总 PaPa5.11215057.05.3715025.0i i H i i N 22=⨯=====⨯====总总总总总总p V Vp n n p x p p V Vp n n p x p i i 总总总总1-3、用作消毒剂的过氧化氢溶液中过氧化氢的质量分数为，这种水溶液的密度为1.0gmL-1，请计算这种水溶液中过氧化氢的质量摩尔浓度、物质的量浓度和摩尔分数。

解：质量摩尔浓度bABB m n b =物质的量浓度 V n c BB =摩尔分数nn x B B =解：1L 溶液中ρV w m w m mmw B B B B B ===m ( H2O2) = 1000mL ′1.0g ×mL-1′ = 30gm ( H2O) = 1000mL ′1.0g ×mL-1′ = 970g n ( H2O2) = m /M =30/34=n ( H2O) = m /M = 970/18=54mol b ( H2O2)= n/m=0.97kg = ×kg -1 c ( H2O2)= n/V=1L = ×L -1 x ( H2O2) = n/n 总= +54) =第二章 化学反应的一般原理 基本概念 热化学 化学平衡 化学反应速率 一、基本概念状态 由一系列表征系统性质的物理量所确定下来的系统的一种存在形式。

大学化学 第一章

封闭系统中状态发生变化时，系统内能的变化 等于系统从环境吸收的热减去系统对环境所做 的功。 ★注意： 1o “Δ”＝终态－始态 （物理量的变化值） 2o 体系（反应）吸热，Q为“＋”； 体系（反应）放热， Q为“－”； 体系对环境做功，w为“＋”； 环境对体系做功，w为“－”。
例1.2 某体系吸收了40 kJ热量，对环境做了 20 kJ的功，那么体系内能的改变量为? 解：对体系而言: ∆U(体系) = Q － w = 40 － 20 = 20 (kJ)
pV nRT
2.气体分压定律(道尔顿分压定律)
piV ni RT pi ni xi 或 pi xi p pV nRT p n
即：组分气体的分压等于 总压与该组分气体的摩尔分数的乘积。
§1.2 能量和能量守恒定律
一、体系 (系统) 和环境 (system and surrounding ) 体系(系统)就是所要研究的对象； 系统以外与系统有密切联系的其他物质或 空间部分，叫做环境。
1molN2 1molO2
答：相等。 ∵ pV=nRT ，而V、T、n均相同。 2) 容器1中O2和N2对器壁的压力相等? 答：相等。 ∵pV=nRT，而V、T、n均相同。 3) 两个容器的器壁承受的压力是否相同？ 答：否。
1molO2
p2 pO2；p1 pO2 pN2 2 p2
2.气体分压定律(道尔顿分压定律)
2. 理想气体状态方程
波义尔
Robert Boyle 1627-1691
查理
Jackues-Alexandre Charles 1746-1823
盖-吕萨克
Joseph-Louis Gay-Lussac 1778-1850
阿伏加德罗
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汽
冰
水
(1)同一物质可因不同的聚集状态而形成多相系
统。如：水、水蒸气、冰为不同的相。
(2)在单相系统，并不一定只有一种物质。如： 空气或溶液。 (3)聚集状态相同的物质放在一起，并不一定是 单相系统。如：水和油，混凝土。
6. 理想气体状态方程和分压定律
（1）理想气体状态方程
理想气体的温度（T）、压力（p）、体积(V)和物 质的量（n）之间, 具有如下的方程式关系：
pV= nRT
(1) 当系统的状态发生变化，系统的状态函 数也变化，但不一定所有的状态函数都变化， 如定温、定压过程。
(2) 反过来，当系统有一个状态函数发生变 化，系统的状态一定发生变化。
4. 热和功
当系统的状态发生变化时，系统与环境之间必然 伴随着能量的交换，其交换形式可概括为“热”和 “功”两种。
U = U2 - U1 = Q + W
此式为热力学第一定律的数学表达式。
例题：系统始态的内能为U1 ，在经历了下述两个不 同途径后，内能的变化量△U各为多少？它们各自的 终态的内能 U2为多少？这一结果说明了什么？ ①从环境吸收了480J的热量，对环境做了270J的功。 ②向环境放出了60J的热量，环境对系统做了270J的功。
热（Q）：系统与环境之间由于存在温差而 交换或传递的能量。
规定：系统吸热 Q>0 系统放热 Q<0
功（W）:系统与环境之间除热之外以其它形 式传递的能量。 规定：系统对环境做功 W < 0
环境对系统做功 热和功的单位都采用J或kJ。 W>0
体积功
功包括两种形式
非体积功
W = We+ W＇
体积功We :系统因体积变化而与环境交换的功，亦 称膨胀功。 非体积功W‘：体积功以外的其它功。如电功、机械 功等，亦称非膨胀功。热力学中一般不考虑。
∴
QP= Q =△U ＋ pV
= =
（U2-U1）+ P（V2-V1） （U2+ p2V2）-（U1+ p1V1）
3 焓
QP = （U2 + p2V2）-（U1 + p1V1） ① U、p、V都是状态函数，它们的组合（U+ pV） 当然也是状态函数，热力学上把这个新的状态函数 定义为焓，用符号H表示：
以NH3计算反应进度
= nNH3 / NH3 = (1.0- 0.0) mol / 2 = 0.5 mol
2 热化学方程式
表示出化学反应过程中反应热的化学反应方程式称为 热化学方程式。例如，例如在298.15K时有：
1) H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l)； △ rHm = - 285.8 kJmol-1
②某组分B的分压等于混合气体的总压力与组分B的
摩尔分数xB 的乘积。 根据理想气体状态方程式，有：
pV = nRT-------(1) pBV= nBRT-------(2)
(2)/(1)得: pB / p = nB / n
pB =(nB / n)· xB · p= p
xB—组分B的摩尔分数xB =
2、热力学第一定律——能量守恒定律
表述：能量只可能在不同形式之间转化，或在不同物质 间传递，在转化和传递过程中能量的总值保持不变。
状态1 （U1）
吸收/放出热量Q
环境对系统/系统对环境做功W
状态2 （U2）
系统从U1状态变化到U2状态时，系统中内能的变化量 必定等于系统与环境交换的热、功量的总和：
系统：研究的对象称为系统。 环境：系统以外与系统有关的其他物质。
例如：
系统与环境之间常进行着物质和能量的交换，根 据交换情况的不同热力学系统通常分为三种类型：
敞开系统：系统与环境之间既有物质的交换， 又有能量的传递。 封闭系统：系统与环境之间只有能量的传递， 没有物质的交换。
孤立系统：系统与环境之间既无物质的交换又 无能量的传递。
敞开系统
封闭系统
孤立系统
2. 变化的过程与途径
过程：系统从始态到终态变化的经过。 途径：完成这一变化经过的具体路线。
101.325 kPa 恒温 278 K 恒 压 101.325 kPa 298 K 恒 压 80 kPa 278 K
恒 压
80 kPa 328 K 恒 温
恒压过程 101.325kPa
对于任意反应 dD+eE=gG+hH
当反应进度 = 1mol时，意味着反应消耗掉d mol物质D， e mol物质E，同时生成了g mol物质G 和h mol物质H.
注意：反应进度 与化学方程式的写法有关
例如： H2 + 1/2 O2 = H2O 2H2 + O2 = 2H2O
举例说明： 3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g)
t = 0 s (mol)
t = 0.1 s (mol)
3.0
1.5
1.0
0.5
0.0
1.0
以H2计算反应进度
= nH2 / H2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol
以N2计算反应进度
= nN2 / N2 = (0.5- 1.0) mol / -1 = 0.5 mol
①
②
热和功都不是状态函数。
热和功是系统和环境之间传递的能量， 是在系统状态发生变化的过程中传递的能量 形式。所以，热和功与过程有关，不是状态 函数，而是过程函数。
5. 相和界面
系统中物理性质和化学性质完全相同的部分 称为相。将相与相分隔开来的部分称为相界面。
只含一相的称为单相系统。
含有两相和两相以上的系统称为多相系统。
例如下列给定反应： dD+eE=gG+hH

通式为：
nD
D

nE
E

nG
G

nH
H
（ ？）
式中，nB()和nB(0)分别表示反应进度为 和0时，B的物质的量。
当反应进度 = 1mol时，nB = B ，即:反应 中各物质物质的量的变化量在数值上等于该物质的 化学计量数。
解：
（1）由题意知，Q=480J，W=﹣270J
∴ △U =Q +W= 480 – 270 = 210J U2 = U1 + △U = U1 +210J （2）由题意知，Q= ﹣60J，W=270J ∴ △U =Q +W= -60 + 270 = 210J U2 = U1 + △U = U1 +210J
∵ ∴ We
△V =0
∵ △U =Q +W
∴ QV =Q =△U － W= △U
上式表明：在恒容、不做非体积功时，反应热 在数值上等于系统的内能变化量。
对化学反应，可用弹式量热计精确测量恒 容反应热，从而获得内能的变化量。
弹式量热计
2 恒压反应热 Qp
∵ △U =Q +W ， W= We + W＇= ﹣pV
1-1-3 化学反应的反应热
化学反应中系统与环境进行能量交换的 主要形式是热。 通常把只做体积功，且始态和终态具有 相同温度时，系统吸收或放出的热量叫做化 学反应的热效应，通常称为反应热。
根据反应条件的不同，反应热又可分为：
1 恒容反应热 QV
=0 又由反应热定义， W＇=0 ∴W = We + W＇= 0
①物质系统在各种条件下的物理和化学变化中 所伴随着的能量变化。
②判断化学反应进行的方向。 ③判断化学反应的最大限度。
1-1 化学反应中的能量变化
1-1-1 几个基本概念 1-1-2 热力学第一定律 1-1-3 化学反应的反应热
1-1-4 反应热的计算
1-1-1 几个基本概念
1. 系统（体系）与环境
体积功We 的计算：
①系统对环境做体积功，即V2＞V1，ΔV=V2－V1＞0， 按规定We应取负值 ，所以：
We p V
②环境对系统做体积功，即V2＜V1，ΔV=V2－V1＜0， 按规定We应取正值 ，所以：
We p V
综上所述：We
p V
l
式中： p—环境压力
第一章 化学反应的基本规律
1-1 化学反应中的能量变化 1-2 化学反应的方向—熵增加与吉布斯自由能减小
1-3 化学反应的限度—化学平衡
1-4 化学反应速率
化学动力学
化学热力学
化学反应的普遍规律：
①从给定的原料出发，是否能生成期望的目标产物？ ②是否可能把原料全部转变成目标产物？
化学热力学研究的内容：
pV = nRT
在SI制中，p的单位是Pa，V的单位是m3，T的单位是K，n 的单位是mol，摩尔气体常数R=8.3145J•K-1•mol-1
（2）气体分压定律(道尔顿分压定律)
①混和气体的总压力等于各组分气体的分压之和。
p = pB
分压 pB：某组分B与混合气体处于同温、同体 积下单独产生的压力。
* 下标r表示化学反应； * m指反应进度 =1mol； * 上标表示在标准状态下； * T 为反应时的温度。
2）式的标准摩尔焓变为什么为1）式的两倍？
标准状态：
对于以上所说的“焓变等于恒压反应热”， “恒压”恒在什么压力之下，其反应热是不一样的， 因为不同的压力之下，体积功不同，因而恒压反应 热——焓变值也有所不同。因此热力学在处理化学反 应系统时，必须选定某一状态作为“计算、比较的标 准”，这一标准即称做热力学标准状态。 1） 气体： 该气体分压 p = p =100kPa 2） 纯液体或纯固体：处于p =100kPa下 3） 溶液中的溶质：在PB=P = 100kPa下，各溶质 组分浓度cB=c =1mol· -3。 dm