浙江省高中生化学竞赛辅导讲座学案第3讲 化学热力学基础
高中化学竞赛辅导全套课件
化学基础知识回顾
原子结构
化学反应速率与化学平衡
包括原子核、电子排布、量子数等基 本概念。
涵盖速率概念、速率方程、平衡常数 等基本知识。
分子结构
涉及分子极性、化学键、分子间作用 力等知识点。
重点概念解析与拓展
氧化还原反应
从电子转移角度深入剖析氧化还原反应的本质。
离子反应与离子方程式
重点掌握离子反应的条件、离子方程式的书写技巧。
实验设计与实施方案展示
实验目的与原理
明确实验的目的和原理，理解实 验的设计思路和科学依据。
实验步骤与操作
详细介绍实验的步骤和操作方法， 包括实验器材的准备、实验操作的 具体步骤、实验数据的记录等。
实验结果与结论
展示实验结果，对实验结果进行分 析和讨论，得出相应的结论。
实验结果分析与讨论
实验误差分析
电离平衡与水解平衡
对电离平衡常数、水解平衡常数进行深入探讨。
常见问题解答与注意事项
01
02
03
化学计量问题
涉及物质的量、摩尔质量 、气体摩尔体积等计量概 念及计算方法。
有机化学基础
简要介绍有机物的通性、 烷烃、烯烃、炔烃等基本 概念及性质。
实验操作规范
强调实验操作规范性，如 试剂取用、仪器使用、实 验安全等注意事项。
高中化学竞赛辅导全套课件
汇报人： 202X-12-22
• 竞赛概述与准备 • 基础知识梳理与巩固 • 实验技能培养与实践操作指导 • 解题方法与技巧提升训练 • 心理素质培养与应对策略指导 • 模拟试题与答案解析
01
竞赛概述与准备
竞赛背景与目的
化学竞赛背景
高中化学竞赛是一项由学校或地区组织、学生自愿参加的课外竞赛活动，旨在 提高学生对化学知识的掌握和应用能力，培养其创新思维和实践能力。
化学竞赛 化学热力学讲解
例：一定量理想气体由状态I（p1=6.0 kPa， V1=2.0 L，t1=25 º C)，变为状态II（p2=1.0 kPa， V2=12.0 L，t2=25º C)气体等温膨胀做功，此过程 也可分两步（过程B（pB=3.0 kPa））或三步 （过程C（ pc=4.0 kPa， pc’=2.0 kPa））完成。 求三种过程系统所做的功。
热功当量 1 cal = 4.1840 J 这就是著名的热功当量，为能量守恒原理提 供了科学的实验证明。 能量守恒定律 自然界的一切物质都具有能量，能量有各种 不同形式，能够从一种形式转化为另一种形 式，但在转化过程中，能量的总值不变。
六、热力学第一定律是能量守恒与转化定律在 热现象领域内所具有的特殊形式，说明热力学 能、热和功之间可以相互转化，但总的能量不 变。 也可以表述为：第一类永动机是不可能制成的。 第一定律是人类经验的总结。 数学表达式：U = Q + W 对微小变化： dU =Q +W 只适用于封闭系统,不适用于敞开系统!
WA p2 (V2 V1 ) 1.0 (12.0 2.0) 10J
B：VB=4.0 L，WB=–14 J C：VC=3.0 L，VC’=6.0 L，WC=–16 J
五、热力学能(又称内能)：系统内部各种形式 能量的总和，热力学能中包括了系统中分子 的平动能，转动能，振动能，电子运动及原 子核内的能量以及系统内部分子与分子间的 相互作用的位能等等。 用符号 U 表示热力学能, 单位: J，kJ 热力学能的绝对值无法测知；但是任一给定 的系统在状态一定时，系统内部的能量应有 定值。 热力学能是系统的容量性质，具有加和性。 热力学第一定律及其应用
燃烧反应方程式为(298 K)： C6H8O7 (s) +9/2 O2 (g) ＝ 6CO2 (g) + 4H2O (l) n = 69/2=1.5 mol △H=Qp=△U+△nRT = 1989.7 kJ+1.5 mol×8.314×103 kJ· K 1 · mol1×298 K =1986.0 kJ 10 g柠檬酸定压下燃烧时放出的热量 Qp=(10 g/192 g ) ×(1986.0 kJ )=103.44 kJ
2023年高一竞赛辅导讲座热力学基础
热力学基础11.热力学有关知识热力学是专门研究能量互相转变过程中所遵照旳法则旳一门学科。
将热力学旳定律、原理、措施用来研究化学过程以及伴随这些化学过程而发生旳物理变化, 就形成了化学热力学。
重要处理旳问题:某物质或某混合物能否在一定条件下发生化学变化；假如发生化学变化, 伴伴随该反应将有多少能量变化；反应进行旳程度。
热力学第一定律: 自然界一切物质都具有能量, 能量有多种不一样旳形式, 可以从一种形式转化为另一种形式, 从一种物体传递给另一种物体, 在转化和传递中能量旳总数量不变。
某体系内部旳能量称为热力学能, 即内能, 用U表达。
体系旳热力学能旳变化等于以功和热旳形式传递旳热量: △U = Q + W。
热由环境流入体系, Q＞0；环境对体系做功, W＞0。
H（焓）= U + pV焓是一种状态函数, 其数值与体系中物质旳量成正比, 是体系各部分旳总和。
△H = QR, 表达封闭体系, 恒压和不作其他功旳条件下发生变化时, 吸取或放出旳热量等于体系焓旳变化。
2.化学反应中旳能量变化一般体现为热量旳变化, 用符号△H表达, △H＜0, 规定为放热反应。
△H＞0, 规定为吸热反应。
吸热反应: C（固）+ H2O（气）= H2（气）+CO（气）△H=131.5kJ/mol放热反应: C（固）+ O2（气）= CO2（气）△H= -393.5kJ/mol3. 热化学方程式表达化学反应与热效应关系旳方程式叫做热化学方程式。
⑴在化学方程式各物质旳化学式背面写明各物质旳汇集状态（气、液、固）。
⑵在方程式右边写出热量变化旳数值, △H = ？⑶方程式中计量数表达各物质旳物质旳量之比, 可认为分数, 计量数变化时, △H必须跟着变化。
⑷两个热化学方程式相加减时, △H同步相加减。
4.盖斯定律：不管化学过程是一步完毕或分为数步完毕, 这个过程中旳热效应相似, 即化学反应中旳焓变只决定于始态和终态, 而和变化途径无关。
2020高中化学竞赛—化学热力学(提升版)-第1、2章 绪论、流体的 PVT关系(共78张PPT)
结合起来，奠定了化学热力学
的重要基础。
热力学基本定律反映了自然界的客观规律，以
这些定律为基础进行演绎、逻辑推理而得到的热力 学关系与结论，显然具有高度的普遍性、可靠性与 实用性，可以应用于机械工程、化学、化工等各个 领域,由此形成了化学热力学、工程热力学、化工热 力学等重要的分支。化学热力学主要讨论热化学、 相平衡和化学平衡理论。工程热力学主要研究热能 动力装置中工作介质的基本热力学性质、各种装置 的工作过程以及提高能量转化效率的途径。化工热 力学是以化学热力学和工程热力学为基础，结合化 工实际过程逐步形成的学科。
T
1
0.37464
1.54226
0.26992
2
1
T 0.5 r
2
➢
PR方程预测液体摩尔体积的准确度较SRK
有明显的改善。
A ap 0.45724 Pr T
R2T 2
T2 r
B bP 0.07780 Pr
RT
Tr
Z 3PR方1程B可Z以2 表A示成2B压缩3B因2 子Z Z的A三B 次B方2 表B达3 式 ：0
R2T 2
T2 r
B bP 0.08664 Pr
RT
Tr
SRK方程可以表示成压缩因子Z的三次方表达式：
Z 3 Z 2 A B B2 Z AB 0
3 Peng - Robinson ( PR )方程
P
RT V b
V
V
a
b
bV
b
2 10
a
ac
T
0.45724
R
T2 2 c
Pc
T
b 0.07780 RTc Pc
1824 年 ， 法 国 陆 军 工 程 师
高中化学竞赛,强基计划,大学化学自招,化学反应热力学基础
高中化学奥林匹克竞赛辅导化学反应热力学基础【学习要求】1.理想气体标准状态。
理想气体状态方程。
气体密度。
分压定律。
气体相对分子质量测定。
气体溶解度（亨利定律）。
2.化学热力学基础。
热力学能（内能）、焓、热容、自由能和熵的概念。
生成焓、生成自由能、标准熵及有关计算。
自由能与反应的方向性。
吉布斯-亥姆霍兹方程及其应用。
范特霍夫等温方程及其应用。
3.标准自由能与标准平衡常数。
平衡常数与温度的关系。
热化学循环。
热力学分解温度（标态与非标态—压力对分解温度的影响）。
相、相律和相图。
克拉贝隆方程及其应用。
不要求使用微积分。
一、气体的相关知识气体是物质的一种聚集状态，它的基本特征是无限的扩散性和无限的掺混性。
温度和压强对气体的影响较大。
1.理想气体与真实气体：若一种气体，它的分子只有位置而无体积，且分子之间没有作用力，我们把这种气体称为理想气体。
理想气体实际上是不存在的。
2.理想气体遵循克拉珀珑方程：PV=nRT。
3.气体分压定律和分体积定律：分压P分就是在同温时各组分气体占据混合气体的体积时所产生的压力；分体积V分就是在同温时各组分气体具有和混合气体相同的压力(P总)时所占据的体积。
可将PV=nRT进行变形：对混合气体：P总V总=n总RT对组分气体：P A V总=n A RT，P B V总=n B RT......即P分V总=n分RT。
4.气体的扩散定律：同温同压下，气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比，即格拉罕姆气体扩散定律。
公式表达式为：v=√1ρ，变形为：v Av B=√ρBρA=√M BM A。
M为气体的摩尔质量。
二、热力学的基本概念和基本公式化学热力学是研究和化学反应相关的能量问题，研究化学反应的方向和进行程度的一门科学。
1.体系和环境：我们研究的对象，称为体系。
体系以外的其他部分，称为环境。
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：既有物质交换，也有能量交换。
（2）封闭体系：无物质交换，有能量交换。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第3讲化学热力学基础
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第3讲化学热力学根底【竞赛要求】热力学能（内能）、焓、热容、自由能和熵的概念。
生成焓、生成自由能、标准熵及有关计算。
自由能变更与反响的方向性。
吉布斯-亥姆霍兹方程极其应用。
范特霍夫标准熵及其应用。
热化学循环。
【学问梳理】一、根本概念1、体系和环境体系：我们探讨的对象，称为体系。
环境：体系以外的其它局部，称为环境。
例如：我们探讨杯子中的H2O，则H2O是体系，水面上的空气，杯子皆为环境。
当然，桌子、房屋、地球、太阳也皆为环境。
但我们着眼于和体系亲密相关的环境，即为空气和杯子等。
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。
依据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）放开体系：既有物质交换，也有能量交换。
（2）封闭体系：无物质交换，有能量交换。
（3）孤立体系：既无物质交换，也无能量交换。
例如：一个放开瓶口，盛满热水的瓶子，水为体系，则是放开体系; 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。
热力学上探讨得多的是封闭体系。
2、状态和状态函数状态：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：某志向气体体系n = 1 mol，p = 1.013×105 Pa，V = 22.4 dm3，T = 273 K这就是一种存在状态（我们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，因此n，p，V，T都是体系的状态函数。
状态肯定，则体系的状态函数肯定。
体系的一个或几个状态函数发生了变更，则体系的状态也要发生变更。
始态和终态：体系变更前的状态为始态；变更后的状态为终态。
状态函数的变更量：状态变更始态和终态一经确定，则状态函数的变更量是肯定的。
例如：温度的变更量用 △T 表示， 则 △T = T 终－ T 始 同样理解 △n ， △p ， △V 等的意义。
高中化学竞赛辅导
高中化学竞赛辅导高中化学竞赛是一项具有挑战性和专业性的活动，对于那些对化学有着浓厚兴趣和天赋的学生来说，是一个展现自我、提升能力的重要平台。
而有效的竞赛辅导则是帮助学生在竞赛中取得优异成绩的关键。
一、了解竞赛要求和范围在进行高中化学竞赛辅导之前，首先要深入了解竞赛的要求和范围。
不同的化学竞赛可能在侧重点、难度和考察内容上有所差异。
一般来说，高中化学竞赛涵盖了无机化学、有机化学、物理化学、分析化学等多个领域，并且要求学生具备较强的理论基础、实验技能和综合分析能力。
二、制定合理的学习计划针对竞赛的要求和学生的实际情况，制定一份详细而合理的学习计划至关重要。
学习计划应包括基础知识的巩固、拓展知识的学习、习题训练、实验操作等多个方面。
合理安排时间，确保每个阶段的学习任务都能够得到充分的完成。
对于基础知识的巩固，可以安排学生重新复习高中化学教材中的重点内容，如化学元素周期表、化学反应原理、化学平衡等。
同时，要引导学生深入理解这些知识，不仅仅是死记硬背。
拓展知识的学习则需要引入大学化学的相关内容，如高等无机化学、有机化学中的反应机理、物理化学中的热力学和动力学等。
可以推荐一些适合高中生阅读的大学化学教材或参考书籍。
三、教学方法与策略1、启发式教学在辅导过程中，采用启发式教学方法，引导学生主动思考问题，培养他们的独立思考能力和创新思维。
例如，通过提出一些具有启发性的问题，让学生自己去探索答案，而不是直接告诉他们结论。
2、案例分析结合实际的化学案例进行分析，让学生将所学的知识运用到实际问题中。
这样不仅能够加深学生对知识的理解，还能够提高他们解决实际问题的能力。
3、小组讨论组织学生进行小组讨论，让他们在交流中互相启发，共同解决问题。
同时，小组讨论也能够培养学生的团队合作精神和沟通能力。
四、习题训练习题训练是提高学生竞赛能力的重要手段。
选择具有代表性和难度适中的习题，让学生进行练习。
在习题讲解时，不仅要告诉学生答案，更要注重解题思路和方法的讲解，让学生能够举一反三。
2021届高中化学竞赛理论辅导课件-物理化学(入门)统计热力学初步
引言
• 经典统计力学
以经典力学为基础处理粒子运动，建立了经典统计 力学，即Maxwell-Boltzmann统计。
• 量子统计力学
以量子力学为基础处理粒子运动，建立了两种量子统 计力学，分别适用于不同的量子体系，即Bose-Einstein 统计和Fermi-Dirac统计。 • 本章主要介绍Maxwell-Boltzmann统计，简称麦-玻统计 1. 麦-玻统计比较简单。 2. 现在的麦-玻统计已渗入不少量子力学的成果。 3. 在一定条件下，通过适当的近似，三种统计方法得出 几乎相同的统计结果。 4. 麦-玻统计基本上可以说明化学中所遇到的一般问题。
注意：这两种原理的标志是“分类”和“分步骤”，处 理问题时要善于区别。
2020年9月20日
§6-1 粒子体系统计分布的基本知识
2 排列公式
从n个不同元素中任取m (m≦ n)个进行排列，位置1有 n 种选择，位置2有 n-1 种选择……等等，它们之间是 分步骤的关系。
全排列 (m=n)：
Pnn =n (n-1) (n-2) …… 3 ×2 ×1 = n! 选排列(m＜ n)：
分布一
分布二
ε4 = 3ω
_________
__________
ε3
= 2ω
____O____
__________
ε2 =
ω
_________
___O__O__ ε1 = 0
__O_O_O_
___O__O__
分子是可别的：
仍然只有两种分布（宏观状态） ，但分布一有4种分布 样式（微观状态） ，分布二有6种分布样式（微观状 态） ， = 10 。
2020年9月20日
高中化学竞赛辅导化学热力学初步
+++
– 低温时 非自发
高温时 自发
当 G = 0 时, H = T转S ， T转= H /S
自发反应
非自发反应
五、热效应的计算
有些化学反应的H 是无法 直接测定的，需计算，方法：
反应热加合定律（Hess定律） 标准生成焓 键焓
1、反应热加合定律（Hess定律）
一个反应若能分解成2步或几步实现，则总反应的
H等于各分步反应H值之和。
例如：
(1) C(石墨) + O2(g) = CO2(g) H1 = -393.5 kJ/mol
途径和过程： 状态发生变化的经过 称过程。 完成这个过程的具体步骤称途径。
等温过程：反应前后温度不变 （ T = 0） 等压过程：反应前后压力不变 （ P = 0） 等容过程：反应前后体积不变 （ V = 0） 绝热过程：反应中体系与环境无热量交换 （ Q = 0）
化学热力学的常用术语2
热和功（没有过程就没有热和功） 体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热
四、热化学方程式— 标明反应热效应的方程式
C(石墨) + O2(g) = CO2(g)
r
H
m
(298)
393.5KJ
/
mol
25 °C, 标准状态，r: reaction (化学反应）
m: mol (摩尔）
: 热力学标准状态（标态）
注意：• 反应物、产物要配平
• 标明物质的状态
• 反应的焓变（热变化），是指“1 mol 反应”， 与反 应式的写法有关。
= i BE (反应物) i BE (生成物)
= [BEH-H + BEOO] 2 BEH-O
上学期高中化学竞赛化学热力学课件
➢ 在封闭系统、恒压、不做非体积功的条件下： W = - pΔV = - p (V2 – V1)，Q = Q P ， ΔU = U2 – U1 = Q P - p (V2 – V1)， Q P = (U2 + pV2) - (U1 + pV1)， 令 H = U + pV，H是状态函数 则：ΔH = H2 – H1 = Q p（恒压反应热）
II
II位置，位移为Δl。
Δl
I
W = F·Δl ; F = P·S 则：W = P·S ·Δl = P·ΔV 规定：恒温恒压下的膨胀功： W = - P·ΔV
恒压过程 (isobaric process)
膨胀功： W = - P·ΔV
➢ 气体膨胀时，ΔV>0，则 W<0 （系统对环境做功，W<0 ） ➢ 气体压缩时，ΔV<0，则 W>0 （环境对系统做功，W>0 ）
相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有 某些宏观性质（如密度、组成等）要发生突变。
说明
☺气相( g )：任何气体共混，处于一相。 如，H2+N2混合。
(2) CO(g) +1/2 O２(g) = CO２(g) ΔrHθm(2) = -283.
☺液相( ΔrSӨm(298.
QV = ΔU ，
l
状态函数的特点:(1)状态 ↔ 状态函数 (2)改变量仅决 定于系统的始态和终态。
状态函数的数学组合仍是状态函数
4. 反应进度(the extent of reaction)
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第3讲化学热力学基础【竞赛要求】热力学能（内能）、焓、热容、自由能和熵的概念。
生成焓、生成自由能、标准熵及有关计算。
自由能变化与反应的方向性。
吉布斯-亥姆霍兹方程极其应用。
范特霍夫标准熵及其应用。
热化学循环。
【知识梳理】一、基本概念1、体系和环境体系：我们研究的对象，称为体系。
环境：体系以外的其它部分，称为环境。
例如：我们研究杯子中的H2O，则H2O是体系，水面上的空气，杯子皆为环境。
当然，桌子、房屋、地球、太阳也皆为环境。
但我们着眼于和体系密切相关的环境，即为空气和杯子等。
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。
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：既有物质交换，也有能量交换。
（2）封闭体系：无物质交换，有能量交换。
（3）孤立体系：既无物质交换，也无能量交换。
例如：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。
热力学上研究得多的是封闭体系。
2、状态和状态函数状态：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：某理想气体体系n= 1 mol，p= 1.013×105 Pa，V = 22.4 dm3，T = 273 K这就是一种存在状态（我们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，则状态函数的改变量是一定的。
例如：温度的改变量用△T表示，则△T = T终－ T始同样理解△n，△p，△V等的意义。
3、过程和途径过程：体系的状态发生变化，从始态到终态，我们说经历了一个热力学过程。
简称过程。
若体系在恒温条件下发生了状态变化，我们说体系的变化为“恒温过程”，同样理解“恒压过程”、“恒容过程”。
若体系变化时和环境之间无热量交换，则称为之“绝热过程”。
途径：完成一个热力学过程， 可以采取不同的方式。
我们把每种具体的方式，称为一种途径。
过程着重于始态和终态；而途径着重于具体方式。
例如：某理想气体， 经历一个恒温过程：可以有许多不同的途径：状态函数改变量，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： △p = p 终－p 始= 2×105 Pa －1×105 Pa = 1×105 Pa △V = V 终－V 始= 1dm 3－2dm 3= －1dm 34、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。
恒温过程这种W = p·△V称为体积功，以W体表示。
若体积变化△V = 0，则W体= 0我们研究的体系与过程，若不加以特别说明，可以认为只做体积功。
即：W = W体5、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始理想气体是最简单的体系，可以认为理想气体的内能只是温度的函数，温度一定，则U一定。
即△T = 0，则△U = 0。
二、热力学第一定律1、热力学第一定律的表示某体系由状态 I 变化到状态 II，在这一过程中体系吸热Q，做功(体积功) W，体系的内能改变量用△U表示，则有：△U = Q–W（3-1）体系的内能变化量等于体系从环境吸收的热量减去体系对环境所做的功。
显然，热力学第一定律的实质是能量守恒例如：某过程中，体系吸热 100 J，对环境做功20 J，求体系的内能改变量和环境的内能改变量。
由第一定律表达式：△U= Q － W = 100 J －20 J = 80 J 从环境考虑，吸热－100 J，做功－20 J，所以：△U环= (－100 J) － (－20 J) = －80 J 体系的内能增加了80 J，环境的内能减少了80 J。
2、功和热（1）功和热的符号规定Q是指体系吸收的热量。
体系吸热为正；放热为负。
W是指体系对环境所做的功。
体系对环境做功为正；环境对体系做功为负。
（2）功和热与途径有关体系由同一始态经不同途径变化到同一终态时，不同途径作的功和热量变化不同，所以功和热不是状态函数。
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。
3、理想气体向真空膨胀——理想气体的内能法国盖·吕萨克在1807年，英国焦耳在1834年做了此实验：连通器放在绝热水浴中，A 侧充满气体，B 侧抽成真空。
实验时打开中间的活塞，使理想气体向真空膨胀。
结果发现，膨胀完毕后，水浴的温度没有变化，△T= 0，说明体系与环境之间无热交换，Q = 0。
又因是向真空膨胀，p外= 0，所以W = p外·△V =0。
根据热力学第一定律：△U = Q－W = 0－0 = 0三、热化学1、化学反应的热效应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）。
（1）恒容反应热恒容反应中，△V = 0，故W = p·△V = 0则有：△r U = Q v - W = Q v即：△r U = Q v（3-2）Qv是恒容反应中体系的热量，从△r U = Q v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△r U > 0 时，Q v > 0，是吸热反应△r U < 0 时，Q v< 0，是放热反应则Q v和状态函数的改变量△r U建立了联系。
（2）恒压反应热恒压反应中，△p = 0，则有：△r U = Q p－ W = Q p－p·△V = Q p－△(pV)所以：Q p=△r U + △(pV)Q p= △r U +△(pV)= (U2－U1) + (p2V2－p1V1)= (U2 + p2V2) － (U1 + p1V1)U，p，V都是状态函数，所以U + pV也是一个状态函数，令H = U + pV，则Q p=△(U + pV) 即：△r H = Q p（3-3）H称热焓，或焓，是一个新的状态函数。
关于焓H：H = U + pV ， 由于 U 不可求， 故焓H 不可求；是一种和能量单位一致的物理量；量度性质，有加合性。
对于理想气体，H 也只和T 有关。
Q p = △r H 说明，在恒压反应中，体系所吸收的热量Q p ，全部用来改变体系的热焓。
△r H > 0 时， Q p > 0，是吸热反应 △r H < 0 时， Q p < 0，是放热反应注意：△r U ，Q v ，△r H ，Q p 的单位均为焦耳 J 。
（3）Q p 和 Q v 的关系同一反应的 Q p 和 Q v 并不相等。
Q v = △r U ，Q p = △r U + p △V = △r H由于两个△r U 近似相等(对于理想气体，两个△r U 相等)，所以：Q p = Q v + p △V对于无气体参与的液体、固体反应，由于 △V 很小，故 p △V 可以忽略，则近似有：Q p = Q v对于有气体参加反应，△V 不能忽略，p △V=△nRT ，所以：Q p = Q v +△nRT （3-4）即 △r H = △r U +△nRT对于1摩尔反应在标态下进行，则有：△r H 0m = △r U 0m +(12νν-)RT （3-5）式中2ν是方程式中气态产物化学式前计量数之和，1ν是方程式中气态反应物化学式前计量数之和。
2、热化学方程式（1）要写明反应的温度和压强。
若不注明，则表示为：298K ，1.013×105 Pa ，即常温常压。
（2）注明物质的存在状态。
固相：s ，液相：l ，气相：g ，水溶液：aq 。
有必要时，要注明固体的晶形，如：石墨，金刚石等。
（3）方程的系数可以是整数，也可以是分数。
因系数只代表化学计量数，不表示分子个数。
（4）注明反应的热效应。
如：①C (石墨) + O2 (g) = CO2(g) △r Hm= －393.5 kJ·mol－1②C (金刚石) + O2 (g) = CO2(g) △r Hm= －395.4 kJ·mol－1③H2 (g) + 1/2 O2(g) = H2O(g) △r Hm= －241.8 kJ·mol－1④H2 (g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) △r Hm= －285.8 kJ·mol－1⑤2H2 (g) + O2(g) = 2H2O(l) △r Hm= －571.6 kJ·mol－1⑥H2O(g) = H2(g) + 1/2 O2(g) △r H m= +241.8 kJ·mol－1从①和②对比，可以看出写出晶形的必要性。
③和④对比，可以看出写出状态的必要性。
④和⑤对比，可以看出计量数不同的热量变化。
③和⑥对比，可以看出互逆反应热效应的关系。
3、盖斯定律1836年，Hess 提出定律，指出：一个化学反应，不论是一步完成，是分数步完成，其热效应是相同的。
前面讲过，热量的吸收和放出，是和途径相关的。
Hess 定律成立的原因，在于当时研究的反应，基本上都是在恒压下进行的。
即反应体系压强和外压相等。
这时，Q p= △r H，H是终态函数，故不受途径影响。
亦即，Hess 定律暗含的条件：每步均恒压。
Hess 定律的实际意义：有的反应虽然简单，但其热效应难以测得。
例如：C + 1/2O2= CO，是很简单的反应，但是难于保证产物的纯度，所以，反应热很难直接测定。
应用 Hess 定律，可以解决这一难题。
已知：C (石墨) + O2 (g) = CO2(g) （1）△r H)1(m= －393.5 kJ·mol－1CO (g) + 1/2 O2 (g) = CO2(g) （2）△r H)2(m= －238.0 kJ·mol－1（1）式－（2）式，得 C (石墨) + 1/2 O2 (g) = CO2(g)△r H m=△r H)1(m－△r H)2(m= －393.5 kJ·mol－1－（－238.0 kJ·mol－1）= －110.5 kJ·mol－14、生成热（1）定义：某温度下，由处于标准态的各种元素的指定单质，生成标准态的 1 mol 某物质时的热效应，叫做该物质的标准摩尔生成热。