热力学第一定律和热化学 表好有态新也能带短未所为化物发 热力学第一定律和热化学 能体内九分内 ，体系与环境能量 子核内的能 我老家不程于体系的志面是串不用于 热力学第一定律和热化学 热力学第一定律和热化学 可可逆途径：P24 封体系在变化中只敏体积功，不做其它 AI-V.V 若体系变化是恒容过（体不变。即没有体功 Q,为恒容过湿的热量，此式表示在不做体积功的 热力学第一定律和热化学 热力学第一定律和热化学 用以使休系的烤的 的状态香它门 者瑞提林素不产 收热能 法测，我们也只克 所的给对值亦无 环，称此 000 热力学第一定律和热化学 热力学第一定律和热化学 化学反应的格变是随温度而变化的 O()A/--571.6kJ-mol 如：101X1 此反应为放热反应 43H,车2H a地 (29K)-924kmor AH(773K) (29K)-178kJ-mol 的 些，血总的未说变化不大 大些，有的小 2  一、热力学第一定律 热力学第一定律的一个中心问题是“能量守恒”  其数学表达式为：DU=Q+W DU为体系始态到终态内能变化值；DU=U2­U1内 能U是体系内部能量的总和，包括如下几部分： ①体系内所有物质的分子运动的动能，分子中 原子和电子运动的能量，如分子的转动动能、振动 动能等； ②分子间的位能，分子内原子间的位能，如： 质子与质子间的作用，化学键能等； ③原子核内的能量。 热力学第一定律和热化学 热力学第一定律和热化学 由于内能包括位能等因素，所以内能的绝对值 很难求得。 但对解决实际问题并无妨碍，因为在处理实际 问题时我们考虑的主要是内能的变化值。 而内能的差值可以从过程中，体系与环境能量 传递的功和热的数值来求出。 内能U是状态函数。 DU=Q+W Q为体系所吸收的热，若体系放热Q为负值； W为功，环境对体系做功W为正值，反之为负 值。 Q和W不属于体系的状态，而是过程，即不属于 状态函数。 热力学第一定律和热化学 • 可逆途径：P245  热力学第一定律和热化学 二、焓(H) 设一封闭体系在变化中只做体积功，不做其它 功，则DU=Q+W中W代表体积功：­pDV(N/m2×m3) W=Fl=pSl=­pDV DV=V2­V1 若体系变化是恒容过程(体积不变)，即没有体积功 则W=0，DU=Qv Qv为恒容过程的热量，此式表示在不做体积功的 条件下体系在恒容过程中所吸收的热量全部用来增加 体系的内能。 热力学第一定律和热化学 如果体系变化是恒压过程即p为定值，V由V1变成 V2，Qp表示恒压过程的热量(V2>V1时是体系对环境做 功W为负，反之亦然)。 DU=Qp+W=Qp ­p(V2­V1) U2­U1=Qp ­p(V2­V1)=Qp ­pV2+pV1 Qp=(U2+pV2)­(U1+pV1) U、p、V都是体系的状态函数，它们的组合 (U+pV)也是状态函数在热力学上将(U+pV)定义为新的 状态函数，叫做焓，用H来表示：它具有广度性质。 H=U+pV Qp=(U2+pV2)­(U1+pV1)=H2­H1=DH  因内能U的绝对值无法测，所以H的绝对值亦无 法测，我们也只研究焓变(DH)。 热力学第一定律和热化学 对于一封闭体系，在恒压和不做其它功的条件 下变化时，所吸收的热量全部用以使体系的焓的增 加，决不能把焓误认为是体系中所含的热量。 我们可以从体系和环境间的热量传递来恒量体 系内部焓的变化。 如果化学反应的DH为正值，表示体系从环境吸 收热能，称此反应为吸热反应。即： ∑H 反应物<∑H 生成物 ∑DH(生成物－反应物) >0  如果化学反应的DH为负值，则表示体系放热给 环境，称此反应为放热反应。即： ∑H 反应物>∑H 生成物 ∑DH(生成物－反应物) <0  热力学第一定律和热化学 如:2HgO(s)===2Hg(l)+O 2(g) DrH y=+181.4kJ·mol ­1 此反应为吸热反应 2H 2(g)+O 2(g)===2H 2O(l) DrH y=­571.6kJ·mol ­1 此反应为放热反应 2molHgO  2molHg 1molO 2  2molH 2 O  2molH 2  1molO 2  热力学第一定律和热化学 化学反应的焓变是随温度而变化的 如：1.01×10 5Pa下 N 2+3H 2D2NH 3 DrH y(298K)=­92.4kJ·mol ­1 DrH y(773K)=­106.1kJ·mol ­1 CaCO 3DCaO+CO 2 DrH y(298K)=178kJ·mol ­1 DrH y(1000K)=175kJ·mol ­1 可以看出有的反应随温度的变化大些，有的小 些，但总的来说变化不大