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1、第二章第二章 热化学热化学2.1 热力学术语和基本概念热力学术语和基本概念2.2 热力学第一定律热力学第一定律2.1.1 系统和环境系统和环境2.1.2 状态和状态函数状态和状态函数 2.1.3 过程和可逆过程过程和可逆过程2.1.4 相相2.1.5 化学反应计量式和反应进度化学反应计量式和反应进度2.1 热力学术语和基本概念热力学术语和基本概念 2.1.1 系统和环境系统：被研究对象及其所占空间环境:系统外与其密切相关的部分敞开系统:与环境有物质交换也有能量交换封闭系统:与环境无物质交换有能量交换隔离系统:与环境无物质、能量交换2.1.2 状态和状态函数状态:一定条件下系统的综合性质的表现状
2、态函数:描述系统性质的物理量。(p,V,T)特点:(1)状态一定,状态函数一定。(2)状态变化,状态函数也随之而变,且状态 函数的变化值只与始态、终态有关,而 与变化途径无关。2.1.3 过程,途径和可逆过程定温过程:定压过程:定容过程:可逆过程:系统从终态到始态时,消除了对环 境产生的一切影响;可逆过程是理想化过程,无限接近热 力学平衡态。2.1.4 相 系统中物理性质和化学性质完全相同的任何均匀部分。均相系统(或单相系统)非均相系统(或多相系统)2.1.5 化学反应计量式和反应进度 物质B的化学计量数化学反应计量式反应进度的单位是mol 3.0 10.0 0 0 2.0 7.0 2.0 1
3、.5 5.5 3.0 反应进度必须对应具体的反应方程式。2.2 热力学第一定律热力学第一定律2.2.1 热和功热和功2.2.2 热力学能和焓热力学能和焓2.2.3 热力学第一定律热力学第一定律2.2.4 焓变和热化学方程式焓变和热化学方程式2.2.5 Hess定律定律 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。热不是状态函数。系统吸热:Q 0;系统放热:Q 01.热(Q )2.2.1 热和功2.功功(W )系统与环境之间除热之外以其它形式传递 的能量。系统对环境做功，W0体积功：非体积功 功不是状态函数pexV1热力学能(U):系统内所有微观粒子的全部 能量之和，也称内能。U是状态函数。2.2.
4、2 热力学能 热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。2.2.3 热力学第一定律对于封闭系统热力学第一定律为：得功得功W 热力学定律的实质是能量守恒与转化定律。2.3.1 定容反应热2.3 焓变和热化学方程式对于封闭系统，在定容过程中，V=0，W=0QV为定容反应热。定容反应热常用弹式量热计进行测量2.3.2 定容反应热在定压过程中，焓：焓变：对于无气体参加的反应,W=pex V=0有气体参加的反应:2.3.3 rUm与rHm 的关系 2.3.4 热化学方程式 表示化学反应及其反应热关系的化学反应方程式 标准状态：气体液,固体称为反应的标准摩尔焓变。(l)聚集状态不同时，不同。化学计量
5、数不同时，不同。热力学方程式书写的注意事项：1、必须注明化学反应计量式中各物质的聚集状态，不得省略；2、正确写出化学反应计量方程式，此方程式必须配平；3、注明反应温度，因为反应的焓变随温度的改变而有所不同。1.标准摩尔生成焓2.4 Hess定律 在温度T下,由参考状态单质生成1mol物质B的标准摩尔焓变,称为物质B的标准摩尔生成焓。2.标准摩尔燃烧焓 在温度T下,1mol物质B完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓。3.Hess定律始态终态中间态 化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其恒压反应热总是相同的。例:已知298.15K下,反应计算298.15K下,CO的标准
6、摩尔生成焓.解:利用Hess定律途径1途径2解法二：4.由标准摩尔生成焓求反应的标准摩尔焓变结论 aA+bByY+zZ讨论:标准摩尔燃烧焓与反应的焓变结论 aA+bByY+zZ2.2.6 键焓与反应焓变 1.键焓标准状态下，在气相中断开1mol键时的标准焓变称为键焓。又称为键解离焓，以 来表示，习惯上又可以D表示之。以CH4(g)为例：=438.5kJmol-1=462.6kJmol-1=423.4kJmol-1=338.8kJmol-1CH键的键焓为上述能量的平均值。即在不同物质中，断裂C H键所需的能量是不同的，键焓是受环境影响的。2.关于键焓的几点说明1.键焓是键断开时的焓变，其数值大于零。2.断键反应的反应物和产物必需都是气态。3.键焓与键能是不相同的。键能指的是断键时的热力学能变化，但两者的差别很小。4.键焓是表征键强度的物理量，键焓越大，键越牢，分子越稳定。3.由键焓估算反应的焓变可以由键焓来估算气相反应的标准摩尔焓变。