第二章 化学热力学初步要点
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如有一系统由状态(1)→(2)，相应热力学能由U1 → U2 ，在此过程中系统吸收的热量为Q，环境对系统 所做的功为W。
根据能量守恒与转化定律有：U2 = U1 + Q +W 即： U = Q + W 当系统作体积功时，设系统压力为p，恒定外压下
膨胀做功，体积变化为 V 则 W = － p· V
解：反应 4H2(g) + 2O2(g) = 4H2O(l ) 在等压条件下进行， H= Qp= －1143 kJ
U = H－ nRT
= －1143－[0 －(4+2)] ×8.315 × 10-3 × 298
= －1128kJ
说明：“R”应乘以10-3，则量纲为kJ·mol-1·K-1 。
敞开系统：系统和环境间既有能量的交换，又有物
质的交换。
封闭系统：系统和环境间有能量的交换，但无物质
的交换。
孤立系统：系统和环境间既无能量的交换，又无物
质的交换。
二、状态和状态函数
系统的状态由它的一系列物理量来确定，如气体
的状态由n、T、p、V等物理量决定，当这些物理量 确定时，系统的状态确定，所以状态是系统所有宏 观性质的综合。 系统的状态确定，确定系统状态的物理量就有定值， 确定系统状态的物理量称为状态函数。 状态函数最重要的特点，其变化值只与始态和终态 有关，而与变化的具体途径无关。
三、过程与途径
当系统的状态发生变化时，我们把这种变
化称为过程，完成这个过程的具体步骤称为 途径。
如果系统的状态是在恒压条件下发生变化， 就称等压过程。相应地有等容过程、等温过 程等。
2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功 2.2.2 热力学能 2.2.3 热力学第一定律
2.2.1 热和功
B：为物质B的化学计量数 得：D = - d， E = - e， F = f ， G = g
对反应物，化学计量数为负值；对生成物，化学计 量数为正值。
由该题可见：对有气体参加的反应，pV与H相比 也只是一个较小的值。
2.3.2 热化学方程式
1. 反应进度 对任一化学反应：d D + e E = f F + g G 移项后可写成：0 = - d D - e E + f F + g G
也可简写成：0 = BB
B：代表参加化学反应的各种物质；
Qp = U +pV = (U2 – U1)+ p(V2－V1)
Qp = (U2+pV2)－(U1+pV1)
令：H=U+pV 该热力学函数称为“焓”
Qp= H2－H1= H
几点说明：
1） U、p、V都是状态函数，则H也为状态函数， H仅与始态及终态有关，与变化的途径无关；
2）因U的绝对值无法确定，H的绝对值也无法确 定；
3）由上式可知，等压反应热等于体系的焓变，因 大多数化学反应是在等压条件下进行的（如在敞 口容器中进行的反应），故通常用H表示反应的 热效应。
H 0 放热反应；H 0 吸热反应。
恒压只做体积功的情况下，H与U的关系： U = Qp + W= Qp－pV 而 Qp= H 则： U = H －V 1）对于无气体参加的反应，V 很小， 此时 H U。 2）对于有气体参加的反应，系统体积的变化取决
交换的功。
非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功
等。
热和功是否为状态函数？
由热和功的定义可知，热和功总是与状态的变化联 系在一起的，是系统变化过程中发生的，所以热和 功不是状态函数，热和功的大小与变化的途径有关。
2.2.2 热力学能
热力学能：系统内部所蕴藏的总能量。用符号U表示。
热力学能有多种形式，它包括分子运动的动能，分子 间位能以及分子、原子内部所蕴藏的能量等。
2.3 热 化 学
2.3.1 2.3.2 2.3.3 2.3.4 2.3.5 2.3.6
等容反应热、等压反应热和焓的概念 热化学方程式 盖斯定律 生成焓（生成热） 水合离子的标准生成焓 键能与反应焓变的关系
2.3.1 等容反应热、等压反应热和焓的概念
反应热：系统发生化学变化后，并使生成物的温度
于气体体积的变化。
则 pV = p(V2－V1) = (n2－n1)RT = nRT 式中n为气体生成物物质的量的总和减去气体反应
物物质的量的总和。
例2-1（p.23）：在298K和100kPa下，4.0mol的H2和 2.0mol的O2反应，生成4.0mol的水，总共放出1143kJ 的热量。求该反应的H和U 。
热力学能既然是系统内部能量的总和，所以是系统自 身的一种性质，在一定的状态下有一定的数值，因此 热力学能U是状态函数。
热力学能的绝对值无法知道。但当系统发生变化时， 系统和环境有能量的交换，据此可确定系统热力学能 的变化。
2.2.3 热力学第一定律
即能量守恒与转化定律：能量有各种不同的形式， 它们之间可以相互转化，转化过程中能量总值不变。
回到反应前反应物的温度，系统放出或吸收的热量， 叫做该反应的反应热。
1. 等容反应热QV V＝0 W=0 根据热力学第一定律： U = Q + W U ＝ QV 在等容过程中，系统吸收的热量全部用
来增加系统的热力学能。
2. 等压反应热Qp 对恒压反应，只做体积功的情况：
U = Qp + W = Qp － pV
第二章 化学热力学初步
2.1 热力学一些常用术语 2.2 热力学第一定律 2.3 热化学 2.4 热力学第二定律 2.5 吉布斯自由能及其应用
2.1 热力学一些常用术语
一、系统和环境 二、状态和状态函数 三、过程与途径
一、系统和环境
为研究问题的方便，把一部分物体与周围其他物 体划分开来作为研究对象，这部分被划分出来的物体 就称为系统；系统以外与其密切相关的部分称为环境。
热：系统与环境之间因温度的不同而被传递的能量，
称为热，用Q表示。
规定：系统吸热：Q 0
系统放热：Q 0
功：系统与环境之间除了热以外其它所有被传递的能
量，称为功，用W表示。
规定：系统对环境做功：W 0
环境对系统做功：W 0
功的分类：体积功和非体积功
体积功：在反抗外力下，因系统体积变化而与环境
根据能量守恒与转化定律有：U2 = U1 + Q +W 即： U = Q + W 当系统作体积功时，设系统压力为p，恒定外压下
膨胀做功，体积变化为 V 则 W = － p· V
解：反应 4H2(g) + 2O2(g) = 4H2O(l ) 在等压条件下进行， H= Qp= －1143 kJ
U = H－ nRT
= －1143－[0 －(4+2)] ×8.315 × 10-3 × 298
= －1128kJ
说明：“R”应乘以10-3，则量纲为kJ·mol-1·K-1 。
敞开系统：系统和环境间既有能量的交换，又有物
质的交换。
封闭系统：系统和环境间有能量的交换，但无物质
的交换。
孤立系统：系统和环境间既无能量的交换，又无物
质的交换。
二、状态和状态函数
系统的状态由它的一系列物理量来确定，如气体
的状态由n、T、p、V等物理量决定，当这些物理量 确定时，系统的状态确定，所以状态是系统所有宏 观性质的综合。 系统的状态确定，确定系统状态的物理量就有定值， 确定系统状态的物理量称为状态函数。 状态函数最重要的特点，其变化值只与始态和终态 有关，而与变化的具体途径无关。
三、过程与途径
当系统的状态发生变化时，我们把这种变
化称为过程，完成这个过程的具体步骤称为 途径。
如果系统的状态是在恒压条件下发生变化， 就称等压过程。相应地有等容过程、等温过 程等。
2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功 2.2.2 热力学能 2.2.3 热力学第一定律
2.2.1 热和功
B：为物质B的化学计量数 得：D = - d， E = - e， F = f ， G = g
对反应物，化学计量数为负值；对生成物，化学计 量数为正值。
由该题可见：对有气体参加的反应，pV与H相比 也只是一个较小的值。
2.3.2 热化学方程式
1. 反应进度 对任一化学反应：d D + e E = f F + g G 移项后可写成：0 = - d D - e E + f F + g G
也可简写成：0 = BB
B：代表参加化学反应的各种物质；
Qp = U +pV = (U2 – U1)+ p(V2－V1)
Qp = (U2+pV2)－(U1+pV1)
令：H=U+pV 该热力学函数称为“焓”
Qp= H2－H1= H
几点说明：
1） U、p、V都是状态函数，则H也为状态函数， H仅与始态及终态有关，与变化的途径无关；
2）因U的绝对值无法确定，H的绝对值也无法确 定；
3）由上式可知，等压反应热等于体系的焓变，因 大多数化学反应是在等压条件下进行的（如在敞 口容器中进行的反应），故通常用H表示反应的 热效应。
H 0 放热反应；H 0 吸热反应。
恒压只做体积功的情况下，H与U的关系： U = Qp + W= Qp－pV 而 Qp= H 则： U = H －V 1）对于无气体参加的反应，V 很小， 此时 H U。 2）对于有气体参加的反应，系统体积的变化取决
交换的功。
非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功
等。
热和功是否为状态函数？
由热和功的定义可知，热和功总是与状态的变化联 系在一起的，是系统变化过程中发生的，所以热和 功不是状态函数，热和功的大小与变化的途径有关。
2.2.2 热力学能
热力学能：系统内部所蕴藏的总能量。用符号U表示。
热力学能有多种形式，它包括分子运动的动能，分子 间位能以及分子、原子内部所蕴藏的能量等。
2.3 热 化 学
2.3.1 2.3.2 2.3.3 2.3.4 2.3.5 2.3.6
等容反应热、等压反应热和焓的概念 热化学方程式 盖斯定律 生成焓（生成热） 水合离子的标准生成焓 键能与反应焓变的关系
2.3.1 等容反应热、等压反应热和焓的概念
反应热：系统发生化学变化后，并使生成物的温度
于气体体积的变化。
则 pV = p(V2－V1) = (n2－n1)RT = nRT 式中n为气体生成物物质的量的总和减去气体反应
物物质的量的总和。
例2-1（p.23）：在298K和100kPa下，4.0mol的H2和 2.0mol的O2反应，生成4.0mol的水，总共放出1143kJ 的热量。求该反应的H和U 。
热力学能既然是系统内部能量的总和，所以是系统自 身的一种性质，在一定的状态下有一定的数值，因此 热力学能U是状态函数。
热力学能的绝对值无法知道。但当系统发生变化时， 系统和环境有能量的交换，据此可确定系统热力学能 的变化。
2.2.3 热力学第一定律
即能量守恒与转化定律：能量有各种不同的形式， 它们之间可以相互转化，转化过程中能量总值不变。
回到反应前反应物的温度，系统放出或吸收的热量， 叫做该反应的反应热。
1. 等容反应热QV V＝0 W=0 根据热力学第一定律： U = Q + W U ＝ QV 在等容过程中，系统吸收的热量全部用
来增加系统的热力学能。
2. 等压反应热Qp 对恒压反应，只做体积功的情况：
U = Qp + W = Qp － pV
第二章 化学热力学初步
2.1 热力学一些常用术语 2.2 热力学第一定律 2.3 热化学 2.4 热力学第二定律 2.5 吉布斯自由能及其应用
2.1 热力学一些常用术语
一、系统和环境 二、状态和状态函数 三、过程与途径
一、系统和环境
为研究问题的方便，把一部分物体与周围其他物 体划分开来作为研究对象，这部分被划分出来的物体 就称为系统；系统以外与其密切相关的部分称为环境。
热：系统与环境之间因温度的不同而被传递的能量，
称为热，用Q表示。
规定：系统吸热：Q 0
系统放热：Q 0
功：系统与环境之间除了热以外其它所有被传递的能
量，称为功，用W表示。
规定：系统对环境做功：W 0
环境对系统做功：W 0
功的分类：体积功和非体积功
体积功：在反抗外力下，因系统体积变化而与环境