绪论第一章0

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1.1 基本概念
1。系统与环境 系统：被人为地从其它物质中分出的研究对象。 环境：系统之外，与系统密切相关的部分。
按照系统与环境之间有无物质和能量交换,可将系统分成：
敞开系统：既有物质交换又有能量交换
封闭系统：无物质交换，但有能量交换 隔离系统：无物质交换，也无能量交换(理想化)
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1.1基本概念
2。由于物质结构的复杂性和内部微观粒子相互作用的多样性，系 统的热力学能的绝对值还难以确定。但在处理反应过程的能量 关系时涉及的仅是热力学能的变化量ΔU。
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1.3.1 热力学第一定律
热与功 热：系统与环境之间由于存在温度差而交换的能量。
符号为q，单位为J
系统吸热，q为正值
系统放热，q为负值
qp,m = qV,m + RTΔυB
反应前后气态物质化学计量数的变化
状态函数：用来描述系统状态的各个物理量，如压
力p、体积V、温度T、质量m、组成、热力学能U、焓H、 熵S、吉布斯函数G等。
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状态函数的特点
状态函数之间具有一定的联系，它们的定量关系 式称为状态方程式。
理想气体的状态方程式：pV=nRT p、V、n、R、T为常用的状态函数
状态一定，状态函数的值是一定的。 状态发生变化，状态函数的变化值只决定于系统 的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。
7。热化学方程式 表示化学反应与热效应关系的方程式。 必须注明反应热、物质状态、温度、压力、组 成等。 习惯上，对不注明温度和压力的反应，是指在 T=298.15K，p=100kPa下进行反应的。
N2 ( g,298.15K ,100kPa ) 3H 2 ( g ) 2NH3 ( g ) q=?
焓H是状态函数
ΔH1＝ ΔH2 + ΔH3 = [ΔU2 + Δ(pV)2] + ΔH3
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1.3.2 定容反应热qV与定压反应热qp的关系
ΔH1= [ΔU2 + Δ(pV)2] + ΔH3
同一产物等温变化
对于理想气体，H、U只是温度的函数 ΔH3 = ΔU3 = 0 对于其它物质， ΔH3、ΔU3 ≠ 0，但与ΔH1、ΔH2、 ΔU1、 ΔU2相比也是小到可以忽略
部的能量来源于系统内各种物质的微观粒子不停的运 动和相互作用，如：分子振动能、平动能、转动能， 分子间势能，原子间键能，电子运动能，核能等。
1。热力学能是一种能量的状态函数。系统处于一定的状态，
其热力学能就是一定的数值，其变化量只决定于系统的始态和终态， 而与变化的途径无关。对于理想气体，U只是温度的函数。
在恒压、不做非体积功条件下： ω’＝0 ω＝ - ΔpV+ ω’ ＝ - ΔpV ＝- pΔV 根据热力学第一定律： ΔU = q + ω = qp + ω = qp +（-pΔV）
U2 – U1 = qp – p(V2 – V1)
qp = (U2 + pV2) - (U1 + pV1) 令H = U + pV (称H为焓），则： qp = H2 – H1 qp = ΔH
将能量守恒定律应用于热力学中即称为热力 学第一定律。
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1.3.1 热力学第一定律
热力学第一定律
在化学热力学中，研究的是宏观静止系统，不考虑系统整体运动 的动能和系统在外力场中的位能，只着眼于系统的热力学能。
若封闭系统由始态(热力学能为U1)变到终态(热力学能 为U2)，同时系统从环境吸热q、得到功ω，则系统热力 学能的变化为： ΔU = U2 - U1= q+ ω 封闭系统的热力学第一定律的数学表达式，表示封闭系 统以热和功的形式传递的能量，必定等于系统热力学能的变 化。 热q与功ω都是过程中被传递的能量，都不是状态函数； U是状态函数，q+ω只由过程的始态和终态决定。
固相：不同种固体达到分子程度的均匀混合就形成固 溶体，为一个相；分散度达不到分子、离子级时，系统中含有
多少种固体物质，就有多少个固相。
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1.1基本概念
3。状态与状态函数 状态：描述系统的各种宏观性质的综合表现，如压力
p、体积V、温度T、质量m、组成、热力学能U、焓H、熵 S、吉布斯函数G的综合表现。 当系统的状态确定后，系统的性质就有确定的数值。 系统的性质之间是有一定联系的，所以一般只要确定 少数几个性质，状态也就确定了。

反应进度
2N2 ( g ) 6H 2 ( g ) 4NH3 ( g )
反应前物质的量n1 /mol 某时刻物质的量n2 /mol 各物质转化的比例数 反应进度ξ为 10 8 -2 30 24 -6 0 4 4 =-2 : -6 : 4
：
：
N 2： H 2： NH3：
n2 n1 (8 10)m ol 1m ol
普 通 化 学
第五版
2006.8
普通化学
54学时
– 课堂理论学习：42学时 – 实验操作：12学时
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参考资料
普通化学(第三版、第四版、第五版)，浙江大 学普通化学教研组编 无机化学实验，自编 无机化学(第三版)，武汉大学编 无机化学(第四版)，高等教育出版社
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第1章 热化学与能源
ΔH3 ≈ ΔU3 ≈ 0
ΔH1= ΔU2 + Δ(pV)2
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1.3.2 定容反应热qV与定压反应热qp的关系
ΔH1= ΔU2 + Δ(pV)2 反应体系为理想气体时
pV = nRT Δ(pV) = RT Δn = RT(Δξ υB)
ξ=1mol
Δ(pV) = RTΔυB
ΔH1,m= ΔU2,m + RTΔυB
4。过程与途径 过程：系统状态发生任何的变化称为过程。 途径：实现过程的具体步骤。
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可逆过程：系统经过某过程由状态1变到状态2之后，
当系统沿该过程的逆过程回到原来状态时，若原来过 程对环境产生的一切影响同时被消除，即系统与环 境都恢复成原来状态，这种理想化的过程称为热
力学可逆过程。
如：等温可逆过程、绝热可逆过程、可逆相变过程。 可逆过程是在系统接近平衡的状态下发生的无限缓慢的 过程，因此它和平衡态密切相关。
化学计量数νB: -1 1 2
1
化学计量数只表示反应式中各物质转化的比例数，并不 是反应过程中各物质转化的量。
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反应进度
反应进度：描述化学反应进行的程度，用ξ/ksai/ 表 示。在反应热的计算、化学平衡和反应速率的表示式中
被普遍使用。 定义式为：
d
dnB
B
ξ的SI单位为mol。
2.相与物态 相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的 均匀部分称为相。
均匀部分:具有分子或离子级别的分散度
界面：相与相之间的分界。跃过相的界面，一 定有某些宏观性质发生突变，如密度、折射率、 组成等。

物态：物质的聚集状态。一般分为气态、液态、 固态。
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单相系统与多相系统
气相：通常任何气体均能无限混合，所以系统内不论有多少 种气体都只有一个气相。 液相：按其互溶程度可以是一相、两相、三相等。
ξ=1mol，表示1mol N2与3mol H2反应生成2mol NH3
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1.1基本概念
6。化学反应热q 化学反应热：是指等温过程热，即当系统发生
了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，
系统放出或吸收的热量。 定容反应热qV：等温等容 化学反应热q 定压反应热qp：等温等压
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1.1基本概念

2 n2 n1 (24 30)m ol 1m ol 6 n2 n1 (4 0)m ol 1m ol 4
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反应进度
对同一反应方程式，任一反应物或产物表示的反应进 度均是相同的。
对同一反应，反应进度的值与反应方程式的写法有关
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1.2 反应热的测量 (自学)
弹式热量计测得的是反应的定容反应热qv。 大多数化学反应是在敞口容器中进行，是对应 于定压反应热qp。 约定：“实测的反应热(精确)”----定容反应热 qv “反应热”----定压反应热qp
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1.3 反应热的理论计算 1.3.1 热力学第一定律
热力学能(内能)U：系统内部能量的总和，内
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1.3.2 定容反应热qV与定压反应热qp的关系
1.定容反应热
在恒容、不做非体积功条件下： ΔV＝0， ω’＝0 ω＝- ΔpV+ ω’＝0 根据热力学第一定律：
ΔU = q + ω = qV + ω = qV qV = ΔU
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1.3.2 定容反应热qV与定压反应热qp的关系
2.定压反应热
•热化学：
应用热力学原理，研究化学反应过程中能 量变化的规律和定量关系的学科就叫做化学热 力学，也叫热化学。 热化学主要解决化学反应中的三个问题： ① 化学反应中能量是如何转化的； ② 化学反应的方向性问题； ③ 反应进行的程度问题。4Fra bibliotek 教学
大
纲
1. 掌握气体的分压和分压定律。 2. 了解系统、相、状态和状态函数、过程、反 应进度；掌握化学计量数。 3. 自学弹式量热计测量反应热的方法。 4. 理解热力学第一定律，qv与qp，ΔU与ΔH关 系。掌握盖斯定律及有关计算。 5. 掌握标准摩尔生成焓，反应的标准焓变及其 有关计算。 6. 自学常见能源及其有效与清洁利用和可持续 发展。
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1.3.2 定容反应热qV与定压反应热qp的关系
焓
焓：H = U + pV 焓变：ΔH 单位：J或kJ H是状态函数， ΔH只与系统的始、终态有关。 理想 气体的H只是温度的函数，即等温变化中ΔH = 0。 H的绝对值无法确定，但实际应用的是反应或过程中 系统的焓变ΔH，所以采用物质的相对焓值。 ΔH = qp ΔH