在第一章气体与热化学方程式
第一章 热化学方程式书写
= -241.8kJ/mol
2H2 + O2
1. 热化学方程式书写 (1) 表示焓变的数值量△H 写在方程式的右边。吸热
+ 反应在数值前加“ ”号，放热反应在数值前加 kJ/mol “ ”号，单位 。 (2) 须在各物质的化学式后面标注物质的状态。 固体 用“ s ”，液体用“ l ”，气体用“ g ”，溶液 用“ aq ”，热化学方程式不用写“↑”、“↓”，也 不用写 反应条件 。 为什么要写状态呢？ (3) 反应系数可以是分数，也可以是整数
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应生成2mol气态 HCl，放出184.6kJ的热量，请写出该反应的热化学 方程式。 H2(g) + Cl2(g) =2HCl(g) ∆H =-184.6kJ/mol
2、1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO (g)，需 吸收68kJ的热量； 3、2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放 出314kJ热量； 4、 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ热量， 写出硫燃烧的热化学方程式。 5、 4g CO在氧气中燃烧生成CO2，放出 9. 6kJ 热量，写出CO燃烧的热化学方程式。
另一类表示化学变化的式子 H2(g) + Cl2(g) H2 + Cl2
点燃
2HCl(g) 2HCl
△H#43; I2(g)
H 2 + I2
△
200℃
101kPa
2HI(g)
△H
= -14.9kJ/mol
2HI H2O(g) 2H2O
△H
H2(g) + ½O2(g)
5. N2H4是一种高效清洁的火箭燃料。0.25mol N2H4(g)完 全燃烧生成氮气和气态水时，放出133.5kJ热量。则下列 热化学方程式中正确的是 ( DF )
大学物理化学 第一章 热力学第一定律 学习指导
（1）在室温和101.325 kPa下，液态水蒸发为同温同压的水蒸气；
（2）在373.15 K和101.325 kPa下，液态水蒸发为同温同压的水蒸气；
（3）水在冰点时凝结成同温同压的冰；
（4）在等温等压下两种气体混合。
12.理想气体从同一状态出发，经绝招可逆压缩或等温可逆压缩到一固定的体积哪一种压缩过程所需的功大？为什么？如果是膨胀，情况又将如何？
（7）因为Qp= ΔH，QV= ΔU，所以Qp与QV都是状态函数。
（8）在101.325kPa下，1mol l00℃的水等温蒸发为100℃的水蒸气。若水蒸气可视为理想气体，那么由于过程等温，所以该过程ΔU= 0。
（9）反应3O2 2O3在等温等压下进行，O2，O3可视为理想气体，由于理想气体的热力学能和焓只与温度有关，因此该过程的ΔH= 0，ΔU= 0。
解：PbO(s)标准摩尔生成热为下列反应的标准摩尔焓变
Pb(s)+ 1/2O2(g) PbO(s)
Pb(s)，O2(g)及PbO(s)的摩尔质量分别为207、32、239g·mol-1。
=（0.218239-0.134207-0.50.90032）Jmol-1K-1
=9.964Jmol-1K-1
三、
解：（1）等压反应
Q(1)=rH(1) = 2fHm(CO2) + 2fHm(CO) = -2393.5 + 2110.5 = -566.0 kJ
rU(1) =rH-nRT= -566.0 - (-18.31298)10-3= -563.5
W(1）= 2.5 kJ
（2）绝热等容反应，Q(2) =W(2) =U(2) = 0。设计过程如下
物理化学 第一章 气体
反应活性很高的O原子与O2结合形成O3: O＋O2＋M O3＋M 臭氧自身吸收200nm~300nm的uv,而发生
分解:
O3 UV O＋O2
在 STP 条 件 下 , 臭 氧 层 厚 度 仅 仅 有 3mm。本世纪七十年代中期科学家们已 关切到某些氟氯烃对臭氧层的有害影响 使用中的氟氯烃最终大多逃逸到大气中 ，然后扩散到平流层中，在175~220nm 波长的uv辐射下引起分解：
理想气体状态方程的应用
• 计算p、V、T、n中的任意物理量,
应用于低压、高温下的真实气体。 • 气体摩尔质量的计算。 • 气体密度的计算。
例：丁烷C4H10是一种易液化的气体燃 料，计算在23℃，90.6KPa下，丁烷 气体的密度。
pV＝nRT= mRT/M
＝m/V
＝
pM RT
＝2.14g·L－1
第一章 气体
气体的基本物理特性：扩散性和可压缩性。 表现为： （1）气体没有固定的体积和形状。 （2）气体是最易被压缩的一种聚集状态。 （3）不同种气体能以任意比例相互均匀混合。 （4）气体的密度比液体和固体的密度小很多。
• 1.1 理想气体状态方程 • 1.2 气体混合物 • 1.3 气体分子运动论 • 1.4 真实气体 • 1.5 大气化学
2NO(g)+O2(g) 2NO2 (g)
波长小于400nm的阳光能引起NO2的 光化学分解：
2NO2 (g)+hv NO(g)+O(g)
O(g)+O2(g)+M O3 (g)+M 继而臭氧与未燃烧的烃和其他有机化 合物反应生成过氧乙酰硝酸脂（PAN） 、醛等二次污染物。一次和二次污染物 随着每时的时间变化而变化。
第一章 化学反应与能量知识点总结
一、化学反应与能量的变化 1、焓变与反应热 （1）化学反应的外观特征 化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生 成，从外观上看， 所有的化学反应都伴随着能 量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成 沉淀等现象的发生。能量的变化通常表现为热量 的变化，但是化学反应的能量变化还可以以其他 形式的能量变化体现出来，如光能、电能等。
③热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数 仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或 原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。 ④反应物和产物的聚集状态不同，焓变ΔΗ不同。因 此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化 学方程式的意义。气体用“g” ，液体用“l” ，固体用 “s” ，溶液用“aq” 。热化学方程式中不用“↑” 和 “↓” 。若涉及同素异形体，要注明同素异形体的名 称。 ⑤热化学方程式是表示反应已完成的量。 由于ΔΗ与反应完成的物质的量有关，所以方程式中 化学式前面的化学计量数必须与ΔΗ相对应，如果化学 计量数加倍，则ΔΗ也要加倍。当反应向逆向进行时， 其焓变与正反应的焓变数值相等，符号相反。
（4）研究物质燃烧热的意义 了解化学反应完成时产生热量的多少，以便更好地控制反应条件，充分利用 能源。
3、能源 凡是能提供某种形式能量的物质统称能源。 （1）能源的分类 ①一次能源与二次能源 从自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、 流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次 能源，如各种石油制品、煤气、蒸气、电力、 氢能、沼气等。 ②常规能源与新能源 在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的 能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能等。人类采用先 进的方法刚开始加以利用的古老能源以及利用先进技术新发展的 能源都是新能源，如核聚变能、风能、太阳能、海洋能等。 ③可再生能源与非再生能源 可连续再生、永远利用的一次能源称为可再生能源，如水 力、风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为 非再生能源，如石油、煤、天然气等。
2020_2021学年新教材高中化学第1章化学反应的热效应第1节人教版选择性必修第一册
第2课时热化学方程式燃烧热发展目标体系构建1.能用热化学方程式表示反应中的能量变化，能运用反应焓变合理选择和利用化学反应。
2.理解燃烧热的概念，掌握有关燃烧热的计算。
一、热化学方程式1．概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。
2．注意问题(1)需注明反应的温度和压强，若在25 ℃、101 kPa时进行的反应，可不注明。
(2)需注明反应物和生成物的聚集状态：s(固体)、l(液体)或g(气体)、aq(溶液)。
(3)热化学方程式中各物质前的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
(4)同一反应的ΔH与化学计量数成正比。
微点拨：注意可逆反应的ΔH和实际吸收或放出热量的区别：不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热ΔH都表示反应进行到底时的能量变化。
二、燃烧热1．燃烧热的概念：在25 ℃、101_kPa时，1_mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
燃烧热的单位是kJ·mol－1。
2．注意事项：“完全燃烧生成指定产物”是指单质或化合物燃烧后变为最稳定的物质。
完全燃烧时，下列元素要生成对应的物质：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。
生成的水为液态不能是气态。
3．燃烧热的意义：甲烷的燃烧热为ΔH＝－890.31 kJ·mol－1，它表示25 ℃、101 kPa 时，1_mol CH4完全燃烧生成CO2和液态H2O时放出890.31 kJ的热量。
可燃物的物质的量发生变化，其燃烧热变吗？如何配平燃烧热的热化学方程式？[提示] 燃烧热指1 mol可燃物燃烧放出的热量，与可燃物的物质的量无关。
配平燃烧热的热化学方程式时先把可燃物的化学计量数定为1，再配平其他物质。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH ＝－571.6 kJ·mol －1，ΔH ＝－571.6 kJ·mol－1的含义是指每摩尔该反应所放出的热量。
第1章 热化学
1.2.2 反应的焓变
反应的焓变就是化学反应前后焓的差值：
H=H(产物)H(反应物)
1. 热化学方程式
表示化学反应与其反应热的关系的化学反应方
程式：
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) Hm(298.15K)483.6 kJmol1 ΔHm称为反应的标准摩尔焓变。 (1.12)
1.2.2 反应的焓变
2. 写热化学方程式的注意事项：
① 注明各物质的聚集状态
聚集状态不同时，∆Hm 不同。 2H2(g) + O2(g) →2H2O(l)， ∆Hm571.66 kJ· -1 mol 2H2(g) + O2(g) →2H2O(g)， ∆Hm 483.62 kJ· -1 mol
态函数。
1.2 焓及焓变
1.2.1 焓
实验室大部分过程是恒压过程。下面我们将热力学第 一定律用于无非体积功的恒压过程： QΔUW ΔU+pΔV ΔU+Δ(pV) Δ(U+pV) U、p、V都是状态函数，它们的线性组合也是状态函数。定 义新的状态函数H： H U+pV (1.3) 并称之为焓。于是 Q ΔH (1.4) 由此可见，无非体积功的恒压过程体系吸收的热量等于体 系焓的变化。焓没有其他物理意义。 如果是无非体积功的恒容过程，则 Q ΔUW ΔU+pΔV ΔU
注意：括号外还是用△Vp 。
1.2 焓及焓变
即
ΔUT Qp QV Δ V p Δ Vp T
★ 气相反应， △UT △VT=0， p△Vp =RT△n ， Qp= QV + RT△n ★ 凝聚相反应， △Vp≈0， Qp ≈ Q V ★ 凝聚相、气相兼有的反应， Qp= QV + RT△n 这里△n只代表反应过程中气体物质的量的
一气体的最基本特征
热力学能是状态函数。
实际应用中只要知道热力学能的变化值就足够了。根据能量 与转化定律，体系热力学能的变化可以由体系与环境之间交换 的热和功的数值来确定。
二、化学反应中的能量变化
1.定压反应热、焓和焓变
定压反应热效应具有实际意义。
在定压下进行的化学反应，如有体积变 化时,则要做体积功。
体混合后，计算：
（1） O2、N 2 的物质的量。 （2） O2、N 2 的分压力。 （3）混合气体的总压力。 （4） O2、N 2的分体积。
分析：（1）混合前后气体物质的量没有发生变化：
n (O 2)p R 1 V T 18 .3 1 0 4 .3 (1 2 0 5 3 2 1 7 3 ) 0 .1 2 m o l
pip总xi
(1—5)
xi
ni n总
摩尔分数xi是指某气体的物质的量(ni)与混合 气体的物质的量(n总)之比。
例题 某容器中含有NH3、O2 、N2等气体的混合物。
取 样 分 析 后 ， 其 中 n （ NH3 ） =0.320mol ， n （ O2 ） =0.180mol ， n （ N2 ） =0.700mol 。 混 合 气 体 的 总 压 p=133.0kPa。试计算各组分气体的分压。
小结： 理想气体状态方程式的应用
(1)计算p，V，T，n四个物理量之一。
应用范围： 温度不太低，压力不太高的真实气体。
pV = nRT
(2) 气体摩尔质量的计算
pVnRT
pV m RT M
M mRT pV
n m M
M = Mr gmol-1
(3) 气体密度的计算
M mRT pV
第一章 第一节 第2课时 热化学方程式 燃烧热(学生版)
第2课时 热化学方程式 燃烧热[核心素养发展目标] 1.模型认知：建立从定性到定量描述化学反应中的能量变化的思维模型，会正确书写热化学方程式。
2.宏观辨识与微观探析：在理解反应热的基础上，从宏观上理解、辨识燃烧热的概念，能正确书写关于燃烧热的热化学方程式，学会关于燃烧热的相关计算。
一、热化学方程式1．热化学方程式热化学方程式：表明反应所 或 的热量的化学方程式，表明了化学反应中的 变化和 变化。
例：在25 ℃、101 kPa 下，2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH ＝－571.6 kJ·mol －1，其表示在25 ℃、101 kPa 下， 与完全反应生成 时 的热量。
2．热化学方程式的书写(1)写出化学方程式并注明各物质的聚集状态。
热化学方程式的化学计量数表示的是 ，可以是 或 。
物质的聚集状态：固态用“ ”，液态用“ ”，气体用“ ”，溶液用“ ”。
(2)注明反应时的温度和压强。
常用的ΔH 的数据，一般都是 时的数据，可以不特别注明。
(3)用ΔH 表示化学反应热，ΔH 必须与化学方程式一一对应，注意“＋”“－”和单位 。
ΔH 的单位中“mol －1”的含义对一个化学反应，ΔH 的单位中“mol －1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。
因此ΔH 必须与化学方程式一一对应。
在25 ℃和101 kPa 下，H 2(g)与O 2(g)完全反应生成水的热化学方程式如下：①2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(g) ΔH ＝－483.6 kJ·mol －1②2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH ＝－571.6 kJ·mol －1(1)对比上面①、②两个热化学方程式，为什么产物都是2 mol H 2O ，而放出的热量却不相同？提示(2)分析H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(g) ΔH ＝－241.8 kJ·mol －1热化学方程式中化学计量数是否表示分子数目？ 提示。
气体主要热力过程的基本公式
气体主要热力过程的基本公式1.等容过程（isochoric process）在等容过程中，气体体积保持不变。
根据理想气体状态方程PV=nRT，结合理想气体的内能U=C_vT（其中C_v表示摩尔定容热容量），可以得到气体的内能和温度的关系为U2-U1=C_v(T2-T1)2.等压过程（isobaric process）在等压过程中，气体的压强保持不变。
根据理想气体状态方程PV=nRT，结合理想气体的焓H=U+PV（其中H表示焓），可以得到气体的焓和温度的关系为H2-H1=C_p(T2-T1)其中C_p表示摩尔定压热容量。
3. 绝热过程（adiabatic process）在绝热过程中，气体在没有与外界交换热量的情况下发生压缩、膨胀等过程。
根据绝热条件PV^γ=常数，可以得到气体压强和体积的关系为P2V2^γ=P1V1^γ其中γ=C_p/C_v表示绝热指数。
4.等温过程（isothermal process）在等温过程中，气体的温度保持不变。
根据理想气体状态方程PV=nRT，可以得到气体的压强和体积的关系为P1V1=P2V2综合以上各种过程，可以得到气体的理想热力方程为C_p(T2 - T1) - R(ln(V2/V1)) = 0其中 R 表示气体常数，对于摩尔气体，R = 8.314 J/(mol·K)。
另外，对于理想气体的内能和焓，还可以利用摩尔定热容量和摩尔焓的定义进行计算：U=nC_vTH=nC_pT其中C_v和C_p分别为摩尔定容热容量和摩尔定压热容量，n表示气体的物质量。
需要注意的是，以上公式都是在理想气体的情况下推导得到的，在实际情况下可能需要考虑相对论效应、分子间相互作用等因素。
此外，还有其他一些非常特殊的热力过程，如绝热绝热过程、多孔气体的热力过程等，其公式推导及应用较为复杂，对于一般的热力学应用来说已经足够。
热化学方程式
热化学方程式热化学方程式是描述化学反应中热能变化的方程式。
它们将化学反应中的物质转变和能量变化直观地展示出来，是研究化学反应热力学性质的重要工具。
通过热化学方程式，我们可以了解到反应的放热或吸热情况，为工业反应以及实验室中进行的化学反应提供重要参考。
热化学方程式通常使用ΔH（焓变）来表示热能的变化。
ΔH的单位是焦耳（Joule）或卡路里（calorie）。
热化学方程式中的数值表示化学反应过程中释放或吸收的热能。
当数值为正值时，表示反应为吸热反应，即从周围环境吸收热能；当数值为负值时，表示反应为放热反应，即向周围环境释放热能。
以一个简单的燃烧反应为例，我们可以通过热化学方程式来观察其热能变化。
假设我们将一根木材完全燃烧，反应方程式可以表示为：木材+ O2 → CO2 + H2O。
通过实验，我们可以测量该反应放出的热量，假设为ΔH。
那么将这个值代入热化学方程式中，我们可以得到：木材+ O2 → CO2 + H2O + ΔH（热量）。
这样，热化学方程式就使我们能够直观地了解这个燃烧反应中所释放的热量是多少。
同样的，对于其他化学反应，我们也可以通过热化学方程式来观察其热能变化。
热化学方程式的编写需要遵循一定的规则。
首先，化学反应方程式应该是平衡的，即反应物和生成物的摩尔比例是正确和平衡的。
其次，在方程式中的每个物质前面都要写上其对应的系数，表示其在反应中的摩尔数。
最后，热化学方程式中的ΔH应写在方程式的末尾，表示该反应的热能变化。
除了描述反应的热能变化外，热化学方程式还可以用于计算反应的热能变化。
通过已知反应的热化学方程式，我们可以根据比例关系计算其他反应的热能变化。
这对于一些实验条件难以创造或无法直接测量热量变化的反应来说，是一种非常有效的计算方法。
总之，热化学方程式是描述化学反应中热能变化的重要工具。
它们使得我们能够直观地了解到反应的吸热或放热情况，并且可以用于计算其他反应的热能变化。
热化学方程式的准确编写和应用，对于研究化学反应的热力学性质以及工业实践中的应用具有重要意义。
ZFZ 焓变_反应热_热化学方程式
△H=
－92.0 kJ/mol
，
键能 变化 能量 变化 表现 △H﹤0或△H为“－” △H﹥0或△H为“+” 行式 联系 键能越大，物质能量越低，物质越稳定；反之键能 键能越 ，物质能量越 ，物质越 ；反之键能 越 ，物质能量越 ，越不。 越小，物质能量越高，越不稳定。
. .
放热反应 生成物总键能 大于 反应 物总键能 反应物的总能量 大于 生 成物的总能量
7、在同温同压下，下列各组热化学方程式中 Q2>Q1的是 （ B ） A. H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) △H=-Q1 1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g) △H=-Q2 B. C(s)+1/2O2(g)=CO (g) △H=-Q1 C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=-Q2 C. 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H=-Q1 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=-Q2 D. S(g)+O2(g)=SO2(g) △H=-Q1 S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=-Q2
H= 反应热＝679kJ/mol － 862kJ/mol = －183kJ/mol
反应物的键能总和 生成物的键能总和
所以：一个化学反应是放热还是吸热 取决于
所有断键吸收的总能量与所有形
成新键放出的总能量的相对大小
一 、反应热 焓变
化学反应过程中放出或吸收的热量（或 1、定义：
转换成相应的热量）叫做化学反应的反应热。
吸热反应 生成物总键能小于 反应 物总键能 反应物的总能量 小于生 成物的总能量
我们可以发现：其实
E ∆H＝ E E
∆H＝
热化学方程式 燃烧热(1)(1)
（2）不用“↑”和“↓”；不用写“点燃”、“加热”等
引发条件。
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—化学计量数
1mol
1mol
2mol
化学计量数 ：物质的量
1H2 (g) +1Cl2 (g) = 2HCl(g)
ΔH= -184.6 kJ/mol
常温常压下，2mol的气态H2 与足量的气态Cl2充分反应，
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
ΔH= -184.6 kJ/mol
（1）表示物质的量，不表示数目、质量等
（2）可以是整数或分数
（3）与ΔH 存在对应关系,
改变化学计量数，ΔH也要作相应变化
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—温度和压强
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
物质变化
ΔH= -184.6 kJ/mol
能量变化
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—含义
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
1mol
1mol
与
气态 H2
气态 Cl2
完全
反应
生成
ΔH= -184.6 kJ/mol
2mol
气态 HCl
释放
184.6KJ能量
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—聚集状态
1mol
~ HCl(g) ~ ΔH
2mol
184.6KJ
化学计量数与ΔH的比固定不变
热化学方程式
燃烧热
常温常压下，1g气态H2 与气态O2完全燃烧生成液态水，放热
120.9KJ，气态HCl，书写该反应的热化学方程式。
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在第一章 气体与热化学方程式在常温下，物质通常以三种不同的聚集状态存在，即气体、液体和固体。
物质的每一种聚集状态有各自的特征。
在这一章我们主要介绍气体。
1.1气体气体是物质存在的一种形态，没有固定的形状和体积，能自发在充满任何容器。
气体分子间的距离较大，所以容易压缩。
气体的体积不仅受压力影响，同时还与温度、气体的物质的量有关。
通常用气体状态方程式来反映这四个物理量之间的关系。
1.理想气体状态方程在压力不太高和温度不太低时，气体的体积、压力和温度之间具有下列关系：pV= nRT (1—1)式中：p ——压力，Pa ；V ——体积，m 3；n ——物质的量，mol ；R ——热力学温度，K ；T ——摩尔气体常数，又称气体常数。
该式称为理想气体状态方程式。
我们把在任何压力和温度下都能严格地遵守有关气体基本定律的气体称为理想气体。
理想气体状态方程式表明了气体的p 、V 、T 、n 四个量之间的关系，一旦任意给定了其中三个量，则第四个量就不能是任意的，而只能取按式(1—1)决定的惟一的数值。
物质的量n 与质量m 、摩尔质量M 的关系为Mm n =则式(1—1)可变换成 RT Mm pV = (1—2) 结合密度的定义V m /=ρ，则式(1—1)可以变换为RTpM =ρ (1—3) 它反映了理想气体密度随T 、p 变化的规律。
在标准状况下，1mol 气体的体积3310414.22m V m -⨯=，代入式(1—1)得)/(314.8)/(314.815.273110414.2210325.1013333K mol J K mol m Pa Kmol m Pa nT pV R ⋅=⋅⋅=⨯⨯⨯⨯==- R 的数值与气体的种类无关，所以也称能用气体常数。
例1-1：一个体积为40.0dm 3的氮气钢瓶，在25℃时，使用前压力为12.5Mpa 。
求钢瓶压力降为10.0 Mpa 时所用去的氮气质量。
解：作用前钢瓶中N 2的物质的量为mol RT V p n 202)2515.273(314.8100.40105.123611=+⨯⨯⨯⨯==- 作用后钢瓶中的N 2的物质的量为mol RT V p n 161)2515.273(314.8100.40100.103622=+⨯⨯⨯⨯==- 则所用氮气的质量为kg g M n n m 1.1101.10.28)161202()(321=⨯=⨯-=-=理想气体实际上是一个科学的抽象的概念，客观上并不存在理想气体，它只能看作是实际气体在压力很低时的一种极限情况。
从微观的角度看，理想气体的模型把气体分子看作本身无体积且分子间无作用力。
当压力很低时，实际气体体积中所含气体分子的数目很少，分子间距离很大，彼此的引力可忽略不计，实际气体就拉近理想气体。
由于理想气体反映了实际气体在低压下的共性，所遵循的规律及表示这些规律的数学公式都比较简单，且容易获得，所以引入理想气体这样一个概念非常重要。
在常温常压下，一般的实际气体可用理想气体状态方程式(1—1)进行计算。
在低温或高压时同，由于实际气体与理想气体有较大差别，将式(1—1)加以修正就行了。
用这种方法来解决实际气体的问题要简单的多。
2.道尔顿分压定律在生产和科学实验中，实际遇到的气体，大多数是由几种气体组成的气体混合物。
如果混合气体的各组分之间不发生反应，则在高温低压下，可将其看作理想气体混合物。
混合后的气体作不一个整体，仍符合理想气体定律。
气体具有扩散性。
在混合气体中，每一组分气体总是均匀地充满整个容器，对容器内壁产生压力，并且互不干扰，就如各自单独存在一样。
在相同温度下，各组分气体占有与混合气体相同体积时，所产生的压力叫做该气体的分压。
1801年，英国科学家道尔顿(J.Dalton)从大量实验中总结出组分气体的分压与混合气体总压之间的关系，这就是著名的道尔顿分压定律。
分压定律有如下两种表示形式：第一种表示形式：混合气体中各组分气体的分压之和等于该气体的总压力。
例如，混合气体由C 和D 两组分组成，则分压定律可表示为：p(D)p(C)+=总p (1—4)式中，)()(D p C p 、——分别为C 、D 两种气体的分压。
第二种表示形式为：混合气体中组分i 的分压等于总压总p 乘以气体i 的摩尔分数i x 。
i i x p p ⨯=总 (1—5)总n n x i i = 摩尔分数i x 是指某气体的物质的量（i n ）与混合气体的物质的量（总n ）之比。
由于压力表测量混合气体的压力得到的是总压，而组分气体的分压一般是通过对混合气体进行分析，测出各组分气体的体积分数（总V V i /）再计算得到，i V 和总V 分别表示组分i 的分体积和混合气体的总体积。
所谓分体积是指组分气体在保持混合气体的温度、压力下，单独存在时所占有的体积。
例如，将各为101.3kPa 的1L 2N 和3L 2H 混合，欲使混合气体的总压力与原来各气体的压力相同，即为101.3kPa ，那么混合混合气体的总体积必为4L ，而2N 的分体积为1L ，2H 的分体积为3L 。
因为在相同的温度和压力下，气体的体积与其物质的量n 成正比，所以在混合气体中，组分i 的摩尔分数i x 等于其体积分数总V V i /，由此可得i i i i x V n n p p ＝＝＝总总总V （1—6） 由式（1—6）可知，混合气体中某组分气体的分压等于总压乘以该气体的体积分数。
例1-2：25℃时，装有0.3MPa 2O 的体积为1L 的容器与装有0.06MPa 2N 的体积为2L 的容器用旋塞连接。
打开旋塞，待两边气体混合后，计算：（1）2O 、2N 的物质的量。
（2）2O 、2N 的分压力。
（3）混合气体的总压力。
（4）2O 、2N 的分体积。
解：（1）混合前后气体物质的量没有发生变化：mol RT V p O n 12.0)27325(314.81103.0)(3112=+⨯⨯⨯== mol RT V p N n 048.0)27325(314.821006.0)(3222=+⨯⨯⨯== （2）2O 、2N 的分压是它们各自单独占有3L 时所产生的压力。
当2O 由1L 增加到3L 时：MPa RT V p O p 1.0313.0)(112=⨯== 当2N 由2L 增加到3L 时：MPa RT V p N p 04.03206.0)(222=⨯== （3）混合气体总压力：MPa N p O p p 14.004.01.0)()(22=+=+=总（4）2O 、2N 的分体积：L p O p V O V 14.214.01.03)()(22＝＝总总⨯⨯=L p N p V N V 86.014.004.03)()(22＝＝总总⨯⨯= 1.2 化学反应中的能量关系一、概念和术语1.体系和环境化学反应总是伴随着各种形式的能量变化，我们在研究化学反应中的能量关系时，常常需要把研究对象与周围其他部分划分开来，作为研究对象的这部分，就称为体系（），把体系以外的跟体系密切相关的部分叫做环境（）。
例如研究溶液中的反应，溶液就是我们研究的体系，而盛溶液的烧杯，溶液上方的空气等都是环境。
按照体系和环境之间物质和能量的交换情况不同，可以将体系分为以下三类：敞开体系：这种体系和环境之间，既有物质交换，又有能量交换。
封闭体系：这种体系和环境之间，没有物质交换，只有能量交换。
孤立体系：这种体系和环境之间，既没有物质交换，又没有能量交换。
例如在一个敞开的广口瓶中盛水，盛水的广口瓶即为一个敞开体系，因为瓶内外既有热量的交换，又有瓶中水汽的蒸发和瓶外空气的溶解。
如在此广口瓶上盖上瓶塞，这样瓶内外只有热量的交换而无物质的交换，这时成为一个封闭体系。
如将上述广口瓶换为带盖的杜瓦瓶（能绝热），由于瓶内外既无物质交换又无热量交换，而构成一个孤立体系。
2.过程和途径体系的状态发生变化时，状态变化的经过称为过程（）。
如果体系的状态是在温度恒定的条件下发生变化，则此变化称为“定温过程”；同理，在压力和体积恒定的条件下，体系的状态发生了变化，则称“定压过程”。
如果状态发生变化时，体系和环境没有热交换，则称“绝热过程”。
体系由一始态变到另一终态，可以经由不同的方式。
这种由同一始态变到同一终态的不同方式就称不同的途径（），因此可以把体系状态变化的具体方式称为途径。
3.状态和状态函数一个体系的状态可由它的一系列物理量来确定，例如气体的状态可同压力、体积、温度及各组分的物质的量等参数来决定。
当这些物理量都有确定值时，体系就处在一定的热力学状态，所以，状态（）是体系一切宏观性质的综合，而这些确定体系状态性质的物理量称为状态函数（）。
状态函数的一个重要性质，就是它们的数值大小只与体系所处的状态有关，也就是说，在体系从一种状态变化到另一种状态时，状态函数的增量只与体系的始态和终态有关，而与完成这个变化所经历的途径无关。
例如，一种气体的温度由始态的25℃变到终态的50℃，它变化的途径不论是先从25℃降温到0℃，再升到50℃，或是从25℃直接升温到50℃，状态函数的增量T只由体系的终态（50℃）和始态（25℃）所决定，其结果都是相同的。
体系各个状态函数之间是相互制约的，若确定了其中的几个，其余的就随之而定。
例如对于气体，如果知道了压力、温度、体积、物质的量这四个状态函数中的任意三个，就能用状态方程式确定第四个状态函数。
4.热和功当体系和环境之间存在着温度差时，两者之间就会发生能量的交换，热会自动地从高温的一方向低温的一方传递，直到温度相等建立起热平衡为止。
热（heat）用符号Q表示。
溶解过程中与环境交换的热称为溶解热；化学反应过程中与环境交换的热称为反应热。
热力学上规定，体系吸热，Q为正值；体系放热，Q为负值。
除了热以外，我们把其他各种被传递的能量都称为功（work），如由于体系体积变化反抗外力作用而对环境做的体积功，还有表面功、电功等。
“功”用符号W表示，本章只考虑体积功。
热力学上规定：体系对环境做功，W为负值；环境对体系做功，W为正值。
热和功是能量传递的两种形式，它们与变化的途径有关。
当体系变化的始、终态确定后，Q和W随着途径不同而不同，只有指明途径才能计算过程的热和功，所以热和功都不是状态函数。
5.热力学能热力学能（thermodynamic energy）又称内能，是体系中一切形式能量的总和。
它包括体系中原子、分子或离子的动能（平动能、转动能、电子运动能等），各种了、粒子间吸引和排斥所产生的势能，以及化学键能、核能等。
热力学能以符号U 表示，具有能量单位。
它仅决定于体系的状态，在一定状态下有一定的数值，所以热力学能是状态函数。
当体系从一种状态变化到另一种状态时，热力学能的增量△U 只与体系的始态与终态有关而与变化的途径无关。