当前位置：文档之家 › 第3章化学热力学初步2013-热效应_245609740

第3章化学热力学初步2013-热效应_245609740

  • 格式：ppt
  • 大小：796.50 KB
  • 文档页数：32

下载文档原格式

  / 32

合集下载

3化学热力学初步陈浩

3化学热力学初步陈浩

1. 化学热力学的范围:
a, c, d 属于化学热力学问题， 而 b, e 属于化学动力学问题。 热力学研究范围为：化学反应方向，限度以及伴随能量 的变化
化学热力学的体系与状态
2.特点：
热力学第一定律——解决问题c，化学热力学解决化学反应中 能量是如何转换的-能量守恒定律； 热力学第二定律——解决问题a，d化学热力学解决在指定条 件下，化学反应朝哪个方向进行以及反应的限度。
fH
o m
有机物很难由单质直接 合成，但许多有机物都能燃 烧，可以用燃烧热来计算化 学反应热
燃烧热 • (1) 定义：在298K和1 atm下，1 mol物质完全 燃烧时发生的热量变化（或称热效应），称为 o 此物质的燃烧热或燃烧焓 表示: c H m • (2) 完全燃烧:
C CO2 (g) , H H 2 O(l) , Cl HCl(g) , S SO 2 (g) , N N 2 (g)
化学热力学的体系与状态
状态和状态函数（States and State of Functions） 1.定义：决定体系热力学状态的物理量称为状态函数
决定体系性质的物理量：p、V、T、n……
体系的存在形式（状态）一定
以上这些物理量即为状态函数
体系的状态一定，体系的状态函数也有确定值
状态函数的改变量
iTC200 样品池体积 0.2 ml 10-15 实验 /8 小时 样品消耗是VP-ITC的1/7
仪器基本原理与应用
ITC 工作原理和方式
量热结果的表示法
1. 生成热 又称为生成焓（Enthalpy of formation） o 表示为： f H m 2. 燃烧热(Heat of combustion) ， o c H m 表示为： 其它一些热焓：中和焓，溶解热，升华热，键能，晶 格能等

第三章-化学热力学基础

第三章-化学热力学基础

2021/4/6
7
3.1 热力学系统和状态函数
3 状态函数的特性：
★系统的状态一定，状态函数的值就一定。
★系统的状态改变，状态函数的值可能改变，
但状态函数的变化值只取决于始态和终态，
而与中间变化过程无关。 △U＝U2 － U1 ★循环过程中状态函数的变化值为0。△U＝0
2021/4/6
8
3.1 热力学系统和状态函数
化学热力学(chemical thermodynamics)
热力学原理在化学中的应用。本章介绍热力学的一 些基本概念，着重研究化学反应的热效应、化学反应 的方向及反应的限度问题。
2021/4/6
3
化学动力学(chemical kinetics)
研究化学反应速率的科学 研究化学反应速率的理论，反应 机理以及影响反应速率的因素
3.1.2 状态与状态函数
1 状态(State)： 系统的全部性质(物理性质和
化学性质)的综合体现，这些性质通常用各
种物理量来描述。如系统的p ,V , n , T 等
2.状态函数(State Function) ：描述系统状态的
物理量。物理量改变，系统的状态随之变化。状态 函数相互关联
pV=nRT
★ 等温过程(isothermal process) :△T=0
只要系统终态和始态温度相同
★ 等压过程(isobaric process) :△p=0 ★ 等容过程(isochoric process) :△V=0
★ 循环过程(cyclic process) :系统中任何状
态函数的改变值均=0
★ 绝热过程(adiabatic process): Q = 0
2021/4/6

大学普通化学：第三章 化学热力学初步01

大学普通化学：第三章 化学热力学初步01
由于体系内部粒子的运动方式及其相互作用非常 复杂，热力学能的绝对值无法测量，但能测量出其 变化值。
当体系由状态 A 变化到状态 B 时：
U UB UA
（二）热力学第一定律的数学表达式
体系的热力学能改变是由于体系与环境之间 进行热和功传递的结果。由于能量既不能凭空产 生，也不能自行消失，体系所增加的能量一定等 于环境所失去的能量。
在任何过程中，体系热力学能的增加等于体系 从环境吸收的热与环境对体系所做的功之和。
△U＝Q＋W
第二节 化学反应的热效应
一、等容反应热和等压反应热 二、反应进度概念 三、热化学方程式反应热的计算
一、等容反应热和等压反应热
化学反应总是伴随着能量的变化，而 化学反应的能量变化通常情况下是以热的 形式表现出来的，有些反应吸收热量，另 外一些反应放出热量。
体积功的计算： W＝－F•∆L＝－P • A •∆L＝－P •∆V 例如：某温度下，一定量的理想气体，从压力P1＝ 16×105Pa，体积V1＝1.0L，在恒外压P外＝1.0×105Pa 下，一次等温膨胀至压强P2＝ 1.0×105Pa，体积V2＝ 16.0L，体系对环境所作的功为（kPaL=J）
为： nA , nD, nG, nH, t时刻的反应进度定义为：
ξ ΔnB nB nB( 0 )
νB
νB
nA nA( 0 ) nD nD( 0 ) nG nG( 0 ) nH nH( 0 )
a
d
g
h
可见，随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改 变量（ΔnB）均与反应进度（ξ）及各自的计量数（νB）有关。
化学反应方程式 Δn(N2)/mol Δn(H2)/mol Δn(NH3)/mol
1/2N2+3/2H2=NH3 -1/2

工科基础化学(第三章 化学热力学初步)

工科基础化学(第三章 化学热力学初步)

上一内容
下一内容
返回
回主目录
工科基础化学
3.1.2 相（Phase）
注意： ①一个相不一定只有一种物质，如混合气 体、溶液； ②聚集状态相同的物质混合不一定是单项 系统，如油-水系统； ③同种物质因聚集态不同可形成多相系 统，如冰-水系统。
上一内容
下一内容
返回
回主目录
工科基础化学
3.1.3 状态与状态函数

上一内容 下一内容 返回 回主目录
工科基础化学
3.1.3 状态与状态函数
强度性质（intensive properties）：它的 数值取决于体系自身的特点，与体系的 数量无关，不具有加和性，如温度、压 力等。指定了物质的量的容量性质即成 为强度性质，如摩尔热容。 热力学平衡态 当体系的诸性质不随时间而改变，则体 系就处于热力学平衡态，它包括下列几 个平衡：
工科基础化学
3.1.5 过程和途径
热力学可逆过程 体系经过某一过程L从状态1变到状态2之 后，如果能设想一过程L’,使体系和环境都 恢复到原来的状态而未留下任何永久性的 变化，则原过程L称为热力学可逆过程。 否则为不可逆过程。
上一内容
下一内容
返回
回主目录
工科基础化学
3.1.5 过程和途径
可逆过程的特点 （1）状态变化时推动力与阻力相差无限小， 体系与环境始终无限接近于平衡态； （2）过程中的任何一个中间态都可以从正、 逆两个方向到达； （3）体系变化一个循环后，体系和环境均恢 复原态，变化过程中无任何耗散效应； （4）等温可逆过程中，体系对环境作最大功， 环境对体系作最小功。
研究各种物理变化和化学变化过程中 所发生的能量效应；
研究化学变化的方向和限度。

无机化学教学3章化学热力学基础PPT课件

无机化学教学3章化学热力学基础PPT课件

反应自发性的判断
1 2
自发反应的定义
自发反应是指不需要外界作用就能自动进行的反 应。
自发性的判断依据
根据热力学第二定律，自发反应总是向着能量降 低、熵增加的方向进行。
3
自发性与焓变和熵变的关系
自发反应总是向着ΔH - TΔS < 0的方向进行，其 中ΔH为焓变，ΔS为熵变，T为绝对温度。
反应热的计算
表述
$Delta U = Q + W$，其中$Delta U$表示系统内能的变化，$Q$表示系统吸 收或放出的热量，$W$表示外界对系统做的功。
热和功的转化
热转化为功
当系统体积膨胀对外做功时，吸收的 热量会部分转化为对外做功。
功转化为热
当外界对系统做功使得系统体积压缩 时，外界所做的功会全部转化为系统 内的热量。
表述
熵增加原理指出，在封闭系统中，总熵（即系统熵与环境熵 的和）总是增加的。
卡诺循环与熵的概念
卡诺循环
卡诺循环是理想化的热机工作过程， 由四个可逆过程组成（等温吸热、等 温放热、绝热膨胀、绝热压缩）。
熵的概念
熵是描述系统混乱度或无序度的物理 量，其值越大，系统的无序度越高。
熵增加原理
表述
解释
应用
04 热力学第三定律
定义与表述
热力学第三定律通常表述为
在绝对零度时，任何完美晶体的熵值为零。
另一种表述为
不可能通过有限步骤将绝对温度降到绝对零度。
绝对熵的求算
根据热力学第三定律，绝对熵可以通 过计算完美晶体在绝对零度时的熵值 来获得。
在计算过程中，需要考虑晶体的原子 排列、分子振动等因素对熵值的影响。
热力学的主要概念
状态函数

第3节化学热力学初步

第3节化学热力学初步

什么是平衡状态？就是 ΔG = 0 或者 v正 = v负
标准平衡常数的表达式 ★ 对于气相反应 a A ＋ b B
cC＋dD
K θ表达式
Kθ
{p(C) / {p(A) /
pθ}c pθ}a
{p(D) / {p(B) /
pθ}d pθ}b
标准平衡常数与标准自由焓变
Van’t Hoff等温式：
rGm(T ) rGmθ (T ) RT
f
H
θ m
(298K
)
/ kJ mol1
0.000 +1.987 -17.6 0.000 -241.80 -285.84
-271 -92.31 -36.40 +25.9 -411.15 -287
2
物质的标准摩尔燃烧焓
c
H
θ m
——指在温度T下，1mol物质完全氧化(燃烧）
成指定产物时的恒压热效应 (kJ mol -1)
焓(enthalpy, 符号为H) 可方便地理解为该物质中热 的含量— 物质内部可供转化为热的能量。焓值越低, 稳 定性就越高; 反之亦然。
焓变定义为化学或物理过程中吸收或放出的热量, 即, 过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物 质的焓之差：
△H = ΣH(终态物)－ΣH(始态物)
U Q W
2. 熵与熵增原理 ★ 混乱度 许多自发过程有混乱度增加的趋势
冰的融化
建筑物的倒塌
体系有趋向于最大混乱度的倾 向，体系混乱度增大有利于反应 自发地进行。
熵(S)：表示体系中微观粒子混乱度的一个热力学函数，体系 的混乱度愈大，熵愈大。
熵是状态函数。
熵增原理：一个孤立体系自发过程总是朝着熵增的方向进行 的，当熵增加到最大时，体系达到平衡。

第三章 化学热力学初步


1、恒容反应热
2、恒压反应热
恒压过程中进行的化学反应称为恒压反应，其 热效应称恒压反应热，用Qp表示。 ΔU=Qp+W=Qp+(-pΔV) （3-8） 恒压过程Δp=0 ，式（3-8）可变成： Qp=ΔU+ pΔV=(U2-U1)+(pV2-pV1) =(U2+pV2)-(U1+pV1) (3-9) U、P、V都是状态函数，则它们的组合也是 状态函数。将(U+pV)定义为焓。焓是一个状态 函数，也是广度性质，其绝对值不能测得。
（2） Qp和Qv的关系
一般情况下，一些化学反应的Qp和Qv的值相差不大，可 以用ΔrHm来表示化学反应的热效应，将其称为化学反应的摩 尔焓变。ΔrHmθ则称为标准摩尔反应焓变，简称反应焓，表示 时通常要在后面标明温度，例如ΔrHm θ (298.15)。
对于物质的标准状态，化学热力学上有严格的规定， 固体或液体纯相，其标准态是Xi=1，即摩尔分数为1； 溶液中的物质A，其标准态为bA=1mol· kg-1；气相物质， 其标准态为分压等于100kPa。 例3-2 用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正庚烷的恒容反 应热Qv=-4807.12 kJ· mol-1，求Qp值。
2、恒压反应热
用保温杯式量热 计测得恒压反应热， 即焓变。
3、Qp和Qv的关系
（1）反应进度的的概念： 设有化学反应 υAA+υBB=υGG+υHH （*υ为各物质的计量系数，无量纲） t=0时，各物质的物质的量分别为n0(A)、 n0(B)、 n0(G)、 n0(H)。t=t时，相应的各物质的物质的量为n(A)、n(B)、 n(G)、n(H)，反应进度ξ(克赛)的定义为： ξ=
3-2 热化学

化学热力学初步(无机化学)-课件PPT


重点:
☺ 基本概念；
☺ 化学反应焓变、熵变、自由能变的计算；
☺ 反应方向判据及其应用
☺ 平衡常数及平衡移动
2
3.1 热力学概论
一、什么是热力学？
热力学： 研究某过程中不同形式的能量之间相互转 化时遵循的规律。 热力学的理论基础：热力学第一、二定律。 是人类长期科学实践的经验总结，是不能以任何其他定 理、定律为基础进行推导或论证的。
若反应中无气体参加： W = –p V=0 故 △U＝ △H
若反应是有气体参加,可认为理想气体 P△V ＝
△ngRT
那么 △U ＝ △H - △nRT
ng 为所有产物和所有反应物气体的物质的量之差。
注意 适用条件： 封闭体系，等温等压条件，只做体积功的化学反应。
例1 1atm，298.15K下水的摩尔蒸发热为43.98
可逆(理想)过程：无限接近平衡态的过程。该过程由始态到终
态，再由终态到始态构成的循环，不留下任何痕迹。
13
始态
298 K，101.3 kPa
途 径
恒 压 过
(I)
程
途径(II)
298K，506.5 kPa
恒温过程
实 际 过
程
恒
压 过
(II)
程
375 K，101.3 kPa
恒温过程 (I)
375 K，506.5 kPa
量热计每升高1℃所需的热量。
1）恒容过程-恒容反应热 Qv
封闭体系中,在恒容过程中完成的化学反应所产生的 热效应。 由于恒容过程 体积功： W = - P·△V= 0,
据△U＝ Qv + W 得 △U＝Qv
意义: 当化学反应在等温等容下发生，体系与环境无功 （膨胀功和有用功）交换，恒容反应热等于反应前后体 系的热力学能（内能）的变化量。

大学化学热力学基础课件


0.5 10 5 Pa 4 dm3 途径 I
途径 II 4 10 5 Pa
0.5 dm3
2 10 5 Pa 1 dm3
p = p终 － p始 = 2 10 5 － 1 10 5 = 1 10 5 ( Pa )
V = V终 － V始 =1－2
= － 1 （dm3 ）
9
(4) 体积功
体积功：体系反抗外界压强发生体积变化时产生的功。 非体积功：除体积功以外的其它功。
A
B
C
29
对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量数不同，如
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3
(1)
1 2
3 N2 + 2 H2 ———
NH3
(2)
同样 = 1 mol 时，( 1 ) 表示生成了 2 mol 的 NH3 ， ( 2 ) 表示生成了 1 mol 的 NH3 。
30
对于同一化学反应方程式，如 ( 1 )
（化学反应的方向） B如果发生化学反应，伴随该反应有多少能量变化？
（化学反应中能量是如何转化） C 如果化学反应能够进行，在一定条件下达到的平衡状态如何？ 转化率有多大？（反应进行的程度）
2
§3.1 热力学第一定律
3.1.1 基本概念
(1) 体系和环境 (2) 状态和状态函数 (3) 过程和途径 (4) 体积功和非体积功 (5) 热力学能
21
§3.2.1 化学反应的热效应
——当生成物与反应物温度相同时，化学反应 过程吸收或放出的热量。简称热效应。
即发生化学反应时，如果体系不做非体积功， 当反应终态温度恢复到始态温度时，体系所吸收 或放出的热量。
(1)恒容热效应(QV) 恒温恒容且只做体积功时反应吸收或放出的热量。

第三章化学原理热力学优秀课件


• 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
• (四）热力学研究方法特点
• 1. 研究系统的宏观性质
•
即大量质点的平均行为，所得结论具有
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
• 2. 不涉及时间概念
•
无机化学课的化学热力学初步，着重应
• 例2：密度ρ • 277K，1mol H2O（l）密度ρ= 1 g·cm-3 • 277K, 5mol H2O（l）密度ρ= 1 g·cm-3 • 可见， ρ与物质的量无关，是强度性质 • 小结：常见的状态函数 • 广度性质：V、n、U、H、S、G…… • （数学上是“一次齐函数”，《物理化学》） • 强度性质：p、T、ρ（密度）、电导率、粘
• 系统分类

• 按系统与环境的关系（有无物质交换和/或能量交换） 进行分类
•
物质交换 能量交换
• 敞开体系 有
有
• (open system)
• 封闭体系 无
有
• (closed system)
• 孤立体系 无
无
• (isolated system)
• 例：
• 热水置于敞口瓶中——“敞开体系”
• 热水置于敞口瓶中加盖——“封闭体系”
• 2.状态函数（state functions）
• 即确定体系热力学状态的物理量。如：p，V，T，n， ρ（密度），U（热力学能或内能），H（焓），S （熵），G（自由能）等
• 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
  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)。
对无气体参加的反应： W = –pV = 0,
r H rU pV rU
m
m
m
17
3. (等温)等容热效应（ QV ）与热力学能（U） ∵ △U = Q + W
当 V2 =V1，△V = 0 ∴ △U = Q - p△V = QV 4. 等压热效应（Qp）与等容热效应（QV）的关系
16
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l);
rHm = -571.6 kJ mol-1
反应的标准摩尔焓变r Hm ，单位：kJ· mol-1。 每摩尔指单位反应进度变化(ξ＝1mol)。 H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(l); rHm = ?
r Hm数值与反应式写法有关。
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)。
7
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
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 对于理想气体的恒温变化：△U = 0 ?
8
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、内能（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） 4
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
2. (等温)等压热效应（ Qp）与焓（H） ∵ △U =Q +W = Q - p△V ∴ QP = △U + p△V Qp= (U2 + pV2) (U1+ pV1)
定义：H U + pV，得 Qp = H2 H1 = H
焓H是状态函数；无绝对数值(“含而不露”)；单位 kJ
ΔrHm：反应的摩尔焓变；单位 kJ· mol-1 (ξ = 1mol) ΔH 符号的规定：ΔH < 0 ， Qp < 0 ΔH > 0 ， Qp > 0 恒压放热 恒压吸热。
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
能量问题
C(diamond) + Na2CO3
限度问题
1
快慢问题
3－1 化学反应中的能量变化
23
2．由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应热
(1) 标准摩尔生成焓 fHm
指定温度 ( 通常 298.15K) 和标准态下，由热力学稳
定单质生成 1mol 某物质时反应的焓变，为该物质
的标准摩尔生成焓(standard enthalpy of formation)。 单位 kJ· mol-1。 热力学稳定单质的fHm = 0。例如：C(石墨)、 P(白磷)、S(斜方)、Cl2(g)、Br2(l)、I2(s)等。 例如：N2(g) +3H2(g) = 2NH3(g)，rHm = 92 kJ· mol-1
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。
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。
3
理想气体的恒温膨胀
6kPa
298.15K, 6kPa, 2L
单位： kJ· mol-1
完全燃烧生成物为CO2(g)，H2O(l)，N2，SO2等。 cHm[O2(g)、燃烧产物CO2(g)和H2O(l)] = 0
26
例：判断cHm[石墨]与fHm[CO2(g)]的相对大小？写出 已知： cHm[甲醇] = -726.6 kJ· mol-1 解： 2CH3OH(l) + 3O2(g) = 4H2O(l) + 2CO2(g) rHm = 2cHm[甲醇] = -1453.2 kJ· mol-1 查表得：fHm(H2O(l)) = -285.83 kJ mol-1, fHm(CO2(g)) = -393.51 kJ mol-1 rHm = n产f Hm(产) n反f Hm(反) = [4(-285.83) + 2(-393.51) –[2f Hm(甲醇)] = -1453.2 kJ· mol-1 f Hm(甲醇)] = -238.57 kJ· mol-1 [-239.03 kJ mol-1]
∵ △ U = △ H - p△ V ∴ QV ≈ Qp - △ngRT 对于理想气体反应： QV = Qp －△ng RT
18
恒温恒压 反应物 p1, V1, T △U1 恒温恒容 △U2
产物 p1, V2, T
产物 p2, V1, T
等温膨胀（或压缩） △U3
△U1 = △U2 + △U3 △U1 = Qp + W体 = △U2 + △U3 = Qv + △U3 对于理想气体的恒温变化：△U3 = 0 Qv = Qp ＋W体 = Qp-△ngRT
20
△U＝Q + W
p、V、T、U、H都是状态函数 W和Q不是状态函数
Qp= H QV = △U
QV实验可测 例如：2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l)
但是对于反应2C(石墨) + O2(g) = 2CO(g)呢？
21
3-1-6 盖斯定律和化学反应热效应的计算 盖斯(G. H. Hess, 1802-1850)： 生于瑞士日内瓦，任俄国圣彼得堡大学化学 系教授，从事无机化学研究，进行了一系列 热化学研究。 1840年从实验中发现：不管化学反应是一步 还是多步进行的，热效应总是相同。
22
1. Hess定律：（恒容或恒压）化学反应的热效应 只与物质的始态或终态有关而与反应途径无关。
Q1 C (s) + O2 (g) ??Q2 CO(g) + 1/2 O2(g) Q1 = Q2 + Q3 CO2 (g) Q3
问题：热不是状态函数。但根据盖斯定律，反应
热效应Q与途径无关，这是为什么？ Qp= H Qv= U
（忽略液态乙醇所占的体积，考虑乙醇液体
的体积，精确计算误差很小） ∴△U ＝ Q+W ＝ 854J－63J ＝ ＋791J 以上结果表示1g乙醇在78.3℃气化时，吸收
854 J热量，对环境做63J的功，其内能增加791J。
11
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
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
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。
2 孤立(isolated)系统: 既无物质交换，又无能量交换。
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？
3－1－4 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。
R = 8.314 kPa L mol-1 K-1 = 8.314×10-3 kJ mol-1 K-1
对于反应，ng为理想气体反应化学计量系数(无量纲)。 液体或固体体积较小，计算体积功时可忽略其贡献 。 例：2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g)，求373K时标准状态 下的2mol H2与1mol O2反应生成2mol H2O(g)反应对 应的体积功W。 W = -ngRT = 1×8.314×10-3 ×373 = 3.10 (kJ mol-1) 体系体积减小，系统得到正功。 rHm = -483.6 kJ mol-1，体积功相 对于反应热效应较小。
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
5
4．热力学标准态
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)。
逆反应的热效应rHm ？ f Hm(NH3) = ？
24
(2)利用标准生成焓计算反应焓变 对于任意化学反应：aA + bB = cC + dD
n反f Hm(反)
rHm
n产f Hm(产)
稳定单质
rHm = n产f Hm(产) n反f Hm(反) 常见物质的ΔfHΘm(298.15K)附录1可查。 fHm (diamond) = 1.897 kJ· mol-1
Q： (＋) 吸热(endothermic), (－) 放热(exothermic)
W： (＋)环境对体系做功, (－) 体系对环境做功
10
例：在78.3℃及100 kPa下，1g乙醇蒸发变成630cm3乙醇