《无机化学》课程授课教案（讲义）第二章 化学热力学基础

无机化学课程（96学时）（支撑毕业要求3学科素养、6综合育人和7学会反思）课程目标：课程目标1.在高中化学知识基础上，通过学习化学基础理论、基本知识，掌握化学反应的一般规律和基本化学计算方法，获得分析问题、解决问题的能力。【毕业要求3学科素养】课程目标2.以辩证唯物主义为指导，阐明无机化学的基本原理，揭示无机化学中的对立统一规律、主要矛盾与次要矛盾、量变引起质变等规律，引导学生树立正确的世界观、人生观、价值观。在教学过程中，充分调动学生学习的参与度和主动性，引导学生科学思维，培养学生积极的思辨能力。【毕业要求6综合育人】课程目标3．在学习实践中学生能够主动进行反思，并能在反思中改进学习方法、提高学习效果。逐渐完成从中学到大学在学习方式上的过渡，同时学生在听课、查阅参考书、自学等方面都有一个突跃。【毕业要求7学会反思】第2章化学热力学基础【学习目标与要求】1、学习目标（1）价值目标：能以辩证唯物主义为指导阐释热力学定律中的对立统一规律，主要矛盾和次要矛盾，树立正确的世界观、人生观和价值观。【课程目标2】（2）知识目标：通过基本理论的学习，掌握热力学的一些基本概念、常用术语等，理解状态函数的基本特征，并能够利用所学理论知识和方法进行相关计算，解决热力学中的能量问题以及化学反应进行的方向问题。【课程目标1】【课程目标2】（3）能力目标：能用所学理论对热力学中的相关问题进行分析，利用理论来指导化合物的合成以及选择最优势的合成条件。【课程目标3】2、学习要求（1）掌握热力学的一些基本概念，如系统、环境、状态函数、强度性质、广度性质、功、热及过程等。熟悉热力学标准状态的定义和意义，理解状态函数的基本特征。【课程目标1】【课程目标2】

无机化学课程（96学时） （支撑毕业要求 3 学科素养、6 综合育人和 7 学会反思） 课程目标： 课程目标 1.在高中化学知识基础上，通过学习化学基础理论、基本知识，掌 握化学反应的一般规律和基本化学计算方法，获得分析问题、解决问题的能力。 【毕业要求 3 学科素养】 课程目标 2.以辩证唯物主义为指导，阐明无机化学的基本原理，揭示无机 化学中的对立统一规律、主要矛盾与次要矛盾、量变引起质变等规律，引导学生 树立正确的世界观、人生观、价值观。在教学过程中，充分调动学生学习的参与 度和主动性，引导学生科学思维，培养学生积极的思辨能力。【毕业要求 6 综合 育人】 课程目标 3. 在学习实践中学生能够主动进行反思，并能在反思中改进学习 方法、提高学习效果。逐渐完成从中学到大学在学习方式上的过渡，同时学生在 听课、查阅参考书、自学等方面都有一个突跃。【毕业要求 7 学会反思】 第 2 章 化学热力学基础 【学习目标与要求】 1、学习目标 （1）价值目标：能以辩证唯物主义为指导阐释热力学定律中的对立统一规 律，主要矛盾和次要矛盾，树立正确的世界观、人生观和价值观。【课程目标2】 （2）知识目标：通过基本理论的学习，掌握热力学的一些基本概念、常用 术语等，理解状态函数的基本特征，并能够利用所学理论知识和方法进行相关计 算，解决热力学中的能量问题以及化学反应进行的方向问题。【课程目标1】【课 程目标2】 （3）能力目标：能用所学理论对热力学中的相关问题进行分析，利用理论 来指导化合物的合成以及选择最优势的合成条件。【课程目标3】 2、学习要求 （1）掌握热力学的一些基本概念，如系统、环境、状态函数、强度性质、广 度性质、功、热及过程等。熟悉热力学标准状态的定义和意义，理解状态函数的 基本特征。【课程目标1】【课程目标2】

（2）掌握用标准摩尔生成恰、标准摩尔燃烧恰计算化学反应热的方法，特别要掌握根据盖斯定律或利用状态函数的基本特征，设计过程，计算化学反应热的方法及计算公式的使用条件。【课程目标1】【课程目标2】【课程目标3】（3）学会用吉布斯自由能变化A,G判断标准状况下等温等压化学反应的方向，利用实际△，G”判断所给状况下反应进行的方向；学会通过吉布斯函数来判断化学反应控制的温度以及实际发生化学反应的情况，根据计算，利用理论来指导化合物的合成以及选择最优势的合成条件。【课程目标1】【课程目标2】【课程目标3】【教学重点与难点】1、教学重点（1）掌握热力学第一定律及它对恒压只做体积功、恒容只做体积功过程的应用；盖斯定律及化学反应热的计算；吉布斯自由能变化△,G与化学反应方向的判断。【课程目标1】【课程目标2】【课程目标3】（2）状态函数，反应热的计算，吉布斯自由能，化学反应方向的判断。【课程目标1】【课程目标2】2、教学难点（1）盖斯定律及化学反应热的计算。【课程目标1】【课程目标2】（2）吉布斯自由能变化△A,G，与化学反应方向的判断。【课程目标1】【课程目标2】【课程目标3】【教学方法】讲授法、案例分析法、讨论法等。【课程目标1】【课程目标2】【课程目标3】【教学手段】板书结合多媒体、雨课堂。【课程目标2】【教学过程】第2章化学热力学基础2.1热力学第一定律2.1.1热力学的基本概念和常用术语（一）体系和环境

（2）掌握用标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓计算化学反应热的方法，特 别要掌握根据盖斯定律或利用状态函数的基本特征，设计过程，计算化学反应热 的方法及计算公式的使用条件。【课程目标1】【课程目标2】【课程目标3】 （3）学会用吉布斯自由能变化  rGm 判断标准状况下等温等压化学反应的方 向，利用实际  rGm 判断所给状况下反应进行的方向；学会通过吉布斯函数来判 断化学反应控制的温度以及实际发生化学反应的情况，根据计算，利用理论来指 导化合物的合成以及选择最优势的合成条件。 【课程目标1】【课程目标2】【课 程目标3】 【教学重点与难点】 1、教学重点 （1）掌握热力学第一定律及它对恒压只做体积功、恒容只做体积功过程的 应用；盖斯定律及化学反应热的计算；吉布斯自由能变化 rGm 与化学反应方向 的判断。【课程目标1】【课程目标2】【课程目标3】 （2）状态函数，反应热的计算，吉布斯自由能，化学反应方向的判断。【课 程目标1】【课程目标2】 2、教学难点 （1）盖斯定律及化学反应热的计算。【课程目标1】【课程目标2】 （2）吉布斯自由能变化 rGm 与化学反应方向的判断。【课程目标1】【课程 目标2】【课程目标3】 【教学方法】 讲授法、案例分析法、讨论法等。【课程目标 1】【课程目标 2】【课程目 标 3】 【教学手段】板书结合多媒体、雨课堂。【课程目标2】 【教学过程】 第 2 章 化学热力学基础 2.1 热力学第一定律 2.1.1 热力学的基本概念和常用术语 （一）体系和环境

体系：热力学中称研究的对象为体系（又称系统）。环境：体系以外的其它部分称为环境。例如（图2-1）：要研究杯子中的H2O，则H2O是体系，水面上的空气、盛水的杯子，乃至放杯子的桌子等皆为环境。当然，房屋，地球，太阳等也皆为环境。但主要着眼于和体系密切相关的环境，即为空气和杯子等。孤立体系封闭体系散开体系Matter (H,O)环境研究对象体系NaCI溶液eatflow图2-1体系和环境图2-2体系的分类又如：若以N2和O2混合气体中的O2作为体系，则N2是环境，容器也是环境。界面：体系和环境之间有时有界面，如H2O和杯子；有时又无明显界面，如N2和O2之间。此时，可以设计一个假想的界面，从分体积的概念出发，认为Vo2以内是体系，以外是环境。宇宙：体系和环境放在一起，在热力学上称为宇宙。按照体系和环境之间的物质、能量的交换关系，将体系分为三类：1.开体系：体系与环境之间既有能量交换，又有物质交换2.封闭体系：体系与环境之间有能量交换但没有物质交换。3.孤立体系：体系与环境之间既无物质交换，也无能量交换。例如（图2-2）：一个敲开瓶口，盛满热水的瓶子，水为体系，则是散开体系；若加上一个盖子，则成为封闭体系；若将瓶子换成杜瓦瓶（保温瓶)，则变成孤立体系。在热力学中主要研究封闭体系。（二）状态和状态函数1.定义状态：由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式，称为体系的状态

体系：热力学中称研究的对象为体系（又称系统）。 环境：体系以外的其它部分 称为环境。 例如（图 2-1）：要研究杯子中的 H2O，则 H2O 是体系，水面上的空气、盛 水的杯子，乃至放杯子的桌子等皆为环境。当然，房屋，地球，太阳等也皆为环 境。但主要着眼于和体系密切相关的环境，即为空气和杯子等。 图 2-1 体系和环境 图 2-2 体系的分类 又如：若以 N2 和 O2 混合气体中的 O2作为体系，则 N2是环境，容器也是环 境。 界面：体系和环境之间有时有界面，如 H2O 和杯子；有时又无明显界面，如 N2 和 O2 之间。此时，可以设计一个假想的界面，从分体积的概念出发, 认为 VO2 以内是体系，以外是环境。 宇宙：体系和环境放在一起，在热力学上称为宇宙。 按照体系和环境之间的物质、能量的交换关系，将体系分为三类： 1. 敞开体系: 体系与环境之间既有能量交换，又有物质交换。 2. 封闭体系: 体系与环境之间有能量交换但没有物质交换。 3. 孤立体系: 体系与环境之间既无物质交换，也无能量交换。 例如（图 2-2）：一个敞开瓶口，盛满热水的瓶子，水为体系，则是敞开 体系；若加上一个盖子，则成为封闭体系；若将瓶子换成杜瓦瓶(保温瓶)， 则变成孤立体系。 在热力学中主要研究封闭体系。 （二）状态和状态函数 1. 定义 状态：由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式， 称为体系的状态

状态函数：确定体系状态的物理量是状态函数。例如：某理想气体体系n=lmol，P=1.013×105Pa，V=22.4dm3，T=273K，这就是一种存在状态（称其处于一种标准状态)，是由n，P，V，T所确定下来的体系的一种状态，因而n，P，V，T都是体系的状态函数。状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或几个状态函数发生了变化，则体系的状态也要发生变化。始态和终态：体系变化前的状态为始态，变化后的状态为终态。状态函数的改变量：状态变化始态和终态一经确定，状态函数的改变量是一定的。例如：温度的改变量用△T来表示，则△T=T终-T始。同样理解△n，△P△V等的意义。2.状态函数的分类：（1）广度性质（容量性质）：它的数值与体系中的物质的数量成正比。在一定的条件下，具有加合性。如V，n，m等。（2）强度性质：它的数值与体系中的物质的数量无关，没有加合性，仅由体系中物质本身的特性所决定的。如T，P，密度P等性质，无加合性，称强度性质的物理量。3.状态函数的性质（1）当体系确定以后，状态函数也随之确定，一旦状态改变，它们中的有的也随之改变。（2）状态函数的改变量只与体系的始终态有关，而与变化的途径无关。（3）周而复始变化为零。结论：状态函数有特征，状态一定则状态函数的值一定，殊途同归变化等，周而复始变化为零。（三）过程和途径过程：体系的状态发生变化，从始态到终态，经历了一个热力学过程，简称过程。恒温过程：体系在恒温条件下发生了状态变化。T一定△T=0（等温过程，指终始态的温度）恒压过程：p一定Ap=0（恒压过程，整个过程的压力)恒容过程：V一定△V=O（恒容过程，整个过程的体积）

状态函数：确定体系状态的物理量是状态函数。例如：某理想气体体系 n=1mol，P=1.013×105Pa，V=22.4dm3，T=273K，这就是一种存在状态(称其处于 一种标准状态)，是由 n，P，V，T 所确定下来的体系的一种状态, 因而 n，P， V，T 都是体系的状态函数。状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或 几个状态函数发生了变化，则体系的状态也要发生变化。 始态和终态：体系变化前的状态为始态，变化后的状态为终态。 状态函数的改变量：状态变化始态和终态一经确定，状态函数的改变量是一 定的。 例如：温度的改变量用 ΔT 来表示, 则 ΔT = T 终- T 始。同样理解Δn，ΔP， ΔV 等的意义。 2. 状态函数的分类： （1）广度性质（容量性质）：它的数值与体系中的物质的数量成正比。在 一定的条件下，具有加合性。如V，n，m 等。 （2）强度性质：它的数值与体系中的物质的数量无关，没有加合性，仅由 体系中物质本身的特性所决定的。如T，P，密度 ρ 等性质, 无加合性, 称强度 性质的物理量。 3. 状态函数的性质 （1）当体系确定以后，状态函数也随之确定，一旦状态改变，它们中的有 的也随之改变。 （2）状态函数的改变量只与体系的始终态有关，而与变化的途径无关。 （3）周而复始变化为零。 结论：状态函数有特征，状态一定则状态函数的值一定，殊途同归变化 等，周而复始变化为零。 （三）过程和途径 过程: 体系的状态发生变化，从始态到终态，经历了一个热力学过程，简 称过程。 恒温过程：体系在恒温条件下发生了状态变化。 T 一定 ΔT = 0 (等温过程，指终始态的温度) 恒压过程：p 一定 Δp = 0 (恒压过程，整个过程的压力) 恒容过程：V 一定 ΔV = 0 (恒容过程，整个过程的体积)

绝热过程：体系与环境间无热交换O=0（绝热过程）自发过程：是指自然界自然而然发生的过程，顺其自然，就会发生。非自发过程：指不会自然而然发生的过程。途径：完成过程的具体步骤。过程着重于始态和终态，而途径着重于完成过程的具体方式。例如：某理想气体，经历一个恒温过程（如图2-3所示），该过程可以经由许多不同的途径来完成，下面给出两种途径：p=1×105Pap=2×105Pa恒温过程V=2dmV=1dm0.5×105Pa4dm3途径11×105Pa2×105Pa2dm31 dm3途径IⅡ4x105Pa0.5 dm3图2-3同一过程的两种不同途径状态函数的改变量，取决于始终态，无论途径如何不同。如上述过程的两种途径中：Ap=p终-p始=2×105Pa-1×105Pa=1×105Pa△V=Vα-V=1dm3-2dm3=-1dm3（四）体积功化学反应过程中，经常发生体积变化。体系反抗外压改变体积，产生体积功。设：在一截面积为S的圆柱形筒内发生化学反应，体系反抗外压P膨胀，活塞从I位移动到ⅡI位。00C0AL→图2-4体积功示意图(2-1)按照传统的功的定义：W=F△L式中的外力F可用外部压强p外与受力面积S表示，即：F=p外S

绝热过程：体系与环境间无热交换 Q ＝ 0 (绝热过程) 自发过程：是指自然界自然而然发生的过程，顺其自然，就会发生。 非自发过程：指不会自然而然发生的过程。 途径：完成过程的具体步骤。过程着重于始态和终态，而途径着重于完成 过程的具体方式。 例如：某理想气体, 经历一个恒温过程（如图 2-3 所示），该过程可以经由许 多不同的途径来完成，下面给出两种途径： 图 2-3 同一过程的两种不同途径 状态函数的改变量, 取决于始终态, 无论途径如何不同。 如上述过程的两种途径中： Δp = p 终- p 始=2×105Pa - 1×105Pa =1×105Pa ΔV=V 终- V 始=1dm3 - 2dm3 = -1dm3 （四）体积功 化学反应过程中，经常发生体积变化。体系反抗外压改变体积，产生体积功。 设：在一截面积为 S 的圆柱形筒内发生化学反应，体系反抗外压 P 膨胀，活塞 从 I 位移动到 II 位。 图 2-4 体积功示意图 按照传统的功的定义：W=FΔL （2-1） 式中的外力 F 可用外部压强 p 外与受力面积 S 表示，即：F = p 外 S

体系的V始大于V终，故过程的△V=V终-V始为负值，即△V=-AL·S。所以：AL=-AVS-AV于是式（2-1）可以写成：W=p外Ss即：(2-2)W=-P外AV式（2-2）即为体积功的表达式。可见，若外压为0或体积改变量为0，体积功即为0。本章中研究的都是只做体积功的，即过程中所做的功全是体积功。p-V图与体积功恒压过程的体积功：W=-P外△V选纵坐标：p/1X105Pa，横坐标：V/1X10-3m3在p-V图上将下列过程表示出来：P=16P外=1V=1=1616dsou/d16V/103m3图2-5用p-V图表示体积功W=-p外△V=-1X(16-1)=15面积单位，每单位为100J。p-V曲线下的面积：正好为1×(16-1)=15（面积单位）p-V线下覆盖的面积是过程的体积功，故功的大小比较直观。（五）热力学能（内能）体系内部所有能量之和，包括分子原子的动能，势能，核能，电子的动能…，以及一些尚未研究的能量，热力学上用符号U表示。虽然体系的内能尚不能求得，但是体系的状态一定时，内能是一个固定值，因此，U是体系的状态函数。体系的状态发生变化，始终态一定，则内能变化△U是一定值，△U=U终-U始2.1.2热力学第一定律

体系的 V 始大于 V 终，故过程的ΔV = V 终- V 始 为负值，即 ΔV= -ΔL·S。所 以： S − V L = 于是式（2-1）可以写成： S V p −  W = 外S 即： W = −p外V （2-2） 式（2-2）即为体积功的表达式。 可见，若外压为 0 或体积改变量为 0，体积功即为 0。 本章中研究的都是只做体积功的，即过程中所做的功全是体积功。 p - V 图与体积功 恒压过程的体积功：W=-P 外ΔV 选纵坐标：p/1×105Pa，横坐标：V/1×10-3m3 在 p-V 图上将下列过程表示出来： 图 2-5 用 p-V 图表示体积功 W= - p 外ΔV=-1×(16-1)=15 面积单位，每单位为 100J。 p - V 曲线下的面积：正好为 1 ×(16 -1) = 15 (面积单位) p - V 线下覆盖的面积是过程的体积功, 故功的大小比较直观。 （五）热力学能 (内能) 体系内部所有能量之和，包括分子原子的动能，势能，核能，电子的动能.， 以及一些尚未研究的能量，热力学上用符号 U 表示。虽然体系的内能尚不能求 得，但是体系的状态一定时，内能是一个固定值，因此，U 是体系的状态函数。 体系的状态发生变化，始终态一定，则内能变化ΔU 是一定值，ΔU = U 终 - U 始 2.1.2 热力学第一定律

1.热力学第一定律的内容某体系由状态I变化到状态II，在这一过程中体系从环境吸热O，环境对体系做功（体积功）W，体系的内能改变量用U表示，则有：AU=Q+W(2-3)体系的内能变化量等于体系从环境吸收的热量加上环境对体系所做的功。显然，热力学第一定律的实质是能量守恒。例2-1某过程中，体系从环境吸收热量1000J，环境对体系做功-300J，求过程中体系热力学能的改变量和环境热力学能的改变量。解：由第一定律表达式：△U=QO+W=1000J+（-300J）=700J若将环境当做体系考虑，吸热-1000J，做功300J，所以：△U环=-1000J+300J=-700J体系的内能增加了700J，环境的内能减少了700J。内能是量度性质，有加合性。体系加环境为宇宙。故：△U宇宙=△U体+△U环=700J+（-700J）=0，能量守恒。2.功和热（1）功和热的符号的规定Q是指体系吸收的热量Q=30J，表示体系吸热30J；Q=一40J，表示体系放热40J；即：体系吸热为正；放热为负。W是指环境对体系所做的功W=20J表示环境对体系做功20J：W=一10J表示体系对环境做功10J。（2）功和热与途径的关系1.功和热与途径问题：功和热是不是状态函数？当途径不同时，过程中的功是不是相同呢？通过理想气体恒温膨胀来说明这个问题。变化过程：P2 =1 × 105 PaPr= 16 ×105 Pa恒温膨胀V=16x10-3m3Vi=1×10-3m3图2-6是表示两种不同膨胀途径的体积功的p-V图

1. 热力学第一定律的内容 某体系由状态 I 变化到状态 II，在这一过程中体系从环境吸热 Q，环境对 体系做功(体积功) W，体系的内能改变量用 ΔU 表示，则有： ΔU = Q + W （2-3） 体系的内能变化量等于体系从环境吸收的热量加上环境对体系所做的功。 显然, 热力学第一定律的实质是能量守恒。 例 2-1 某过程中, 体系从环境吸收热量 1000J, 环境对体系做功 -300J， 求过程中体系热力学能的改变量和环境热力学能的改变量。 解：由第一定律表达式：ΔU = Q + W = 1000J+（- 300J）= 700 J 若将环境当做体系考虑, 吸热 -1000J, 做功 300J, 所以： ΔU 环 = -1000J+ 300J = -700J 体系的内能增加了 700 J, 环境的内能减少了 700J。 内能是量度性质，有加合性。体系加环境为宇宙。 故：ΔU 宇宙 = ΔU 体 + ΔU 环 = 700J + ( -700J) = 0，能量守恒。 2. 功和热 （1）功和热的符号的规定 Q 是指体系吸收的热量 Q = 30J, 表示体系吸热 30 J； Q = －40J, 表示体系放热 40 J； 即：体系吸热为正；放热为负。 W 是指环境对体系所做的功 W= 20J 表示环境对体系做功 20J；W = －10J 表示体系对环境做功 10J。 （2）功和热与途径的关系 1. 功和热与途径 问题：功和热是不是状态函数？当途径不同时，过程中的功是不是相同呢？ 通过理想气体恒温膨胀来说明这个问题。 变化过程： 图 2-6 是表示两种不同膨胀途径的体积功的 p-V 图

16166edsOldedsol/dedSOL116116-1V/10-3m3V/10-3m3V/103m3(b)(a)图2-6表示两种不同膨胀途径的体积功的p-V图途径a：一次膨胀Pi=16P2= 1P外=1Vi= 1V2=16Wa=-p△V=-1×105Pa×（16-1)X10-3m3=-1500J若用N表示膨胀次数，则N=1途径b：二次膨胀，N=2P, = 16P=8P外=1P,= 1P外XV=2V=16V1（1）先反抗外压pl=8×105Pa膨胀到2dm3Wi=-p外△V=-8×105Pa×（2-1）×10-3m3=-800J（2）再反抗外压p2=1×105Pa膨胀到16dm3W2=p外△V=-1X105Pa×（16-2）×10-3m3=-1400JWi=-800JWb=Wi+W2= (—800J)+(—1400J)=-2200JN=2途径N=1途径Wa=-1500J结论：始终态相同，经过两个不同途径做的功不相等。（途径不同，完成同一过程时，体系的功不相等。）由于是理想气体体系，且△T=0，故过程的△U=0。由热力学第一定律：AU=Q+W则：Q=AU-W由于AU=0故：Q=-W

（a） （b） 图 2-6 表示两种不同膨胀途径的体积功的 p-V 图 途径 a：一次膨胀 Wa ＝－pΔV＝－1×105 Pa×（16－1）×10-3 m3 ＝－1500J 若用 N 表示膨胀次数，则 N＝1 途径 b：二次膨胀，N＝2 （1） 先反抗外压 p1 = 8×105 Pa 膨胀到 2 dm3 W1 ＝－p 外ΔV＝－8×105 Pa ×（2－1）×10-3 m3 ＝－800J （2） 再反抗外压 p2 = 1×105 Pa 膨胀到 16 dm3 W2 ＝－p 外ΔV＝－1×105 Pa ×（16－2）×10-3 m3 ＝－1400J W1 ＝－800J Wb ＝W1 + W2＝ (－800J) +(－1400J)＝－2200J N＝2 途径 Wa ＝－1500J N＝1 途径 结论：始终态相同，经过两个不同途径做的功不相等。（途径不同, 完成同一 过程时, 体系的功不相等。） 由于是理想气体体系，且ΔT＝0，故过程的ΔU ＝ 0 。 由热力学第一定律：ΔU = Q + W 则： Q =ΔU － W 由于 ΔU ＝ 0 故： Q ＝ －W

所以Qa丰Qb因此，热量Q也和途径有关。结论：热和功均不是体系的状态函数，不能谈体系在某种状态下具有多少功或具有多少热。①热和功是与过程相联系的物理量，只有在能量交换的过程中才会有具体的数值。（功和热与△U不同，只提出过程的始终态，而不提出具体途径时，是不能计算功和热的，但是可以肯定，△U的值是一定的。）②随着途径的不同，功和热的数值都有变化。2.2热化学2.2.1化学反应的热效应把热力学第一定律具体应用于化学反应中，讨论和计算化学反应的热量变化，这门学科称为热化学。当生成物的温度恢复到反应物的温度时，化学反应中所吸收或放出的热量，称为化学反应热效应，简称反应热。（无非体积功）化学反应热要反映出与反应物和生成物的化学键相联系的能量变，一定要求反应物和生成物的温度相同，以消除反应物和生成物因温度不同而产生的热量差异。（当然，这种由于温度不同而产生热量差异是可以计算出来的，但不方便讨论反应热问题)。化学反应中，体系的内能变化值为△rU.应等于生成物的U生减去反应物U反(r:reaction)ArU=U生—U反由第一定律，△rU=Q+W,(2-4)故有：U生U反=Q+W（W=W体）1.恒容反应热恒容反应中，△V=0,故W=-P.△V=0,(2-5)则有：△U=Qv+W(2-6)即：△U=QvQv是恒容反应中体系的热量，从△rU=Q可见，在恒容反应中体系所吸收的热量，全部用来改变体系的内能。当△U>0时，Q>0，是吸热反应△,U<0时，Q<0，是放热反应

所以 Qa ≠ Qb 因此，热量 Q 也和途径有关。 结论：热和功均不是体系的状态函数，不能谈体系在某种状态下具有多少 功或具有多少热。 ① 热和功是与过程相联系的物理量，只有在能量交换的过程中才会有具体 的数值。（功和热与ΔU 不同，只提出过程的始终态，而不提出具体途径时，是 不能计算功和热的，但是可以肯定，ΔU 的值是一定的。） ② 随着途径的不同，功和热的数值都有变化。 2.2 热化学 2.2.1 化学反应的热效应 把热力学第一定律具体应用于化学反应中，讨论和计算化学反应的热量变化， 这门学科称为热化学。 当生成物的温度恢复到反应物的温度时, 化学反应中所吸收或放出的热量, 称为化学反应热效应, 简称反应热。 (无非体积功) 化学反应热要反映出与反应 物和生成物的化学键相联系的能量变, 一定要求反应物和生成物的温度相同, 以 消除反应物和生成物因温度不同而产生的热量差异。 (当然, 这种由于温度不同 而产生热量差异是可以计算出来的, 但不方便讨论反应热问题)。 化学反应中，体系的内能变化值为 ΔrU, 应等于生成物的 U 生 减去反应物 U 反 (r: reaction) ΔrU = U 生 － U 反 由第一定律, ΔrU = Q + W, 故有：U 生 － U 反 = Q + W（W=W 体） （2-4） 1. 恒容反应热 恒容反应中, ΔV = 0, 故 W = －P·ΔV = 0， 则有：ΔrU = Qv + W （2-5） 即：ΔrU = Qv （2-6） Qv 是恒容反应中体系的热量, 从 ΔrU = Qv 可见, 在恒容反应中体系所吸 收的热量, 全部用来改变体系的内能。 当 ΔrU > 0 时，Qv > 0，是吸热反应 ΔrU < 0 时，Qv < 0，是放热反应

则Ov和状态函数的改变量△U建立了联系。Qv=△rU的物理意义：①在恒容且不做非体积功的过程中，恒容热在数值上等于体系热力学能的改变；②由于热力学能是状态函数，所以虽然热不是状态函数，但恒容热只与过程有关，而与途径无关。2.恒压反应热恒压反应中，Ap=0,则有：△,U=Qp+W=Qp外△V所以：p=△rU+p外△V(2-7)即：Op=(U2-UI)+p外(V2-V)由于是恒压过程，即Jp2=pI=p外所以：Qp=U2-Ui+p2V2-piVi(2-8)Qp=(U2+p2V2) - (Ui+piV)U，P，V都体系的是状态函数，所以U+pV也是一个状态函数。今(2-9)H=U+pV则Qp=AH(2-10)Qp=△H说明，在恒压反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的恰。或：在恒压反应过程中，体系恰的减少全部以热的形式放出。H称热焰，或恰，是一个新的状态函数。关于烩H：①饸是体系的状态函数，其数值的大小只与始态和终态有关，与途径无关：②只能得到△H，无法得到其绝对值：③炝是描述量度性质的函数，具有加和性。④理想气体，H也只和T有关。Qp=△H的物理意义：①在恒压且不做非体积功的过程中，恒压热在数值上等于体系的恰变：②恰是状态函数，故恒压热只与过程有关，而与途径无关。AH>0吸热反应AH<0放热反应

则 Qv 和状态函数的改变量 ΔrU 建立了联系。 Qv＝ΔrU 的物理意义： ① 在恒容且不做非体积功的过程中，恒容热在数值上等于体系热力学能的 改变； ② 由于热力学能是状态函数，所以虽然热不是状态函数，但恒容热只与过 程有关，而与途径无关。 2. 恒压反应热 恒压反应中, Δp = 0, 则有：ΔrU = Qp + W = Qp － p 外ΔV 所以：Qp = ΔrU + p 外ΔV 即：Qp = (U2－U1) + p 外(V2－V1) （2-7） 由于是恒压过程，即 p2 = p1 = p 外 所以：Qp = U2－U1 + p2V2－ p1V1 Qp= (U2 + p2V2) － (U1 + p1V1) （2-8） U，P，V 都体系的是状态函数, 所以 U + pV 也是一个状态函数。 令 H = U + pV （2-9） 则 Qp =ΔH （2-10） Qp =ΔH 说明, 在恒压反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的焓。 或：在恒压反应过程中，体系焓的减少全部以热的形式放出。 H 称热焓, 或焓，是一个新的状态函数。 关于焓 H： ① 焓是体系的状态函数，其数值的大小只与始态和终态有关，与途径无关； ② 只能得到 ΔH，无法得到其绝对值； ③ 焓是描述量度性质的函数，具有加和性。 ④ 理想气体，焓 H 也只和 T 有关。 Qp =ΔH 的物理意义： ① 在恒压且不做非体积功的过程中，恒压热在数值上等于体系的焓变； ② 焓是状态函数，故恒压热只与过程有关，而与途径无关。 ΔH ＞ 0 吸热反应 ΔH ＜ 0 放热反应