教学要点热力学函数UHSG的物理意义2应
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六、 状态及状态函数:
1.状态：
表征体系性质的物理量所确定的体系存在形式。
由 p、V、T、n 等物理量所确定下来的体系
存在的形式称为体系的状态 2. 状态函数： 确定体系状态的物理量称为状态
函数 3. 状态函数的特点：状态函数只与体系的始态
和终态有关，而与变化的过程无关 p、V、T、
n
（I）加 压
5-1 化学热力学的研究对象
化学热力学：应用热力学的基本原理研究化学
反应过程的能量变化问题 热力学： 主要解决化学反应中的三个问题：
① 化学反应中能量的转化； ② 化学反应的方向性； ③ 反应进行的程度
例如：
Fe2O3 + 3 CO = 2Fe +3CO2 Al 是否可以同样方法炼制 ？ Ti的氯化 TiO2 (s) + Cl2 (g) = TiCl4 (g) + O2(g) ? 2 C(石墨) + O2(g) === 2CO(g) TiO2 (s) +2C+ 2Cl2 (g) = TiCl4 (g) +2 CO(g)
境有能量交换，有热和功的传递，因此可 确定体系 热力学能的变化值。
△ U：体系热力学能改变量
●具有加和性，与物质的量成正比。 ●体系与环境之间能量交换的方式 ●热和功的符号规定
2. 热力学第一定律：
Q、W
状态（I）
状态 （II）
U1
U2
U2 = U1 + Q + W
热力学第一定律数学表达式：
ΔU = U2 – U1 = Q + W ●热力学第一定律：
始 p1=101.3kPa T1=373K V1=2m3
态
p1= 202.6kPa
终
T1= 373K
V1=1 m3
态
（II）加压、升温
P3=303.9kPa
T3=473K V3=0.845m3
减ห้องสมุดไป่ตู้、降温
图3-1 理想气体两种不同变化过程
七、 热力学标准态
反应物与生成物都是气体时，各物质的分 压为1.013 105 Pa 反应物与生成物都是液体时，各物质的浓 度为1.0 mol• kg-1 固体和液体纯物质的标准态指在标准压 力下 的纯物质
n = 7 - 11 = - 4 Qp = Qv + nRT
= - 4807.12 + (- 4) 8.314 298/1000 = - 4817.03 kJmol-1
标准态对温度没有规定，不同温度下有 不同标准态
5-3 化学热力学的四个重要 状态函数
一 、 热力学能(内能)
1.热力学能：体系内部一切能量的总和
称为体系的热力学能(U)。 包括分子运动的动能，分子间的位能以及
分子、原子内部所蕴藏的能量。
问题：U 是否为状态函数？ ΔU呢？
＊U： ① 绝对值无法确定； ② 体系状态发生改变时，体系和环
3. H 、ΔH的物理意义：
焓：● 定义 H ＝ U ＋ pV
● ΔH = ΔU + pΔV ● ΔH = Qp ● QV = Δ U
焓(H):是状态函数，等压反应热就是体系的焓 变
问题1： H是状态函数还是非状态函数？ H 呢？
4. 等压反应热
ΔH = Qp
5. 等容反应热： （ΔV = 0）
1. 反应热 ( Q 化学反应的热效应）： 在化学反应过程中，当生成物的温度与反
应物的温度相同，等压条件下反应过程中体 系只做体积功而不做其它有用功时，化学反 应中吸收或放出的热量称为化学反应的热效 应。
等压热效应(Qp Qv )、 等容热效应(Qv )
2. 焓（H ）：
由热力学第一定律： ΔU = Q + W
体系对外作功： W = - pΔV = - p（V2 –V1） ΔU = Qp + W = Qp – p（V2 –V1） U2 – U1 = QP – p（V2 –V1） QP = （U2 + pV2）-（U1 + pV1）
令 H ＝ U ＋ pV H：新的函数-------焓
则 Qp = H2 – H1 = H（H称为焓变）
能量可以相互转化，
转化过程中，能量的总值不变
例1: 某封闭体系在某一过程中从环境中吸 收了50kJ 的热量，对环境做了30kJ的功，则 体系在过程中热力学能变为：
ΔU体系 = （+50kJ）+（-30kJ） = 20kJ
体系热力学能净增为20kJ； 问题： Δ U环境= ？
二、 焓(H)与焓变(△H)
解答： 在开口烧杯进行时热效应为Qp, 在密 封容器中进行时热效应为Qv, 后者因不做膨胀 功故放热较多, 多出的部分为 nRT = (100/65.4)8.314300 = 3814 J
例1：用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正 庚烷的恒容反应热为- 4807.12 kJmol-1,求其Qp 值。 解：C7H16(l) + 11O2(g) 7CO2(g)+ 8H2O(l)
则W = 0；这个过程放出的热量为QV 根据热力学第一定律: QV = Δ U
说明：在等容过程中，体系吸收的热量QV全 部用来增加体系的热力学能。
问题2：Qp 与Qv 之间的关系？
6. Qp与Qv之间的关系：
● Qp = H
Qv = U + p V
H = U + p V = U + nRT
Qp = Qv + nRT
●对于有气体参加的反应， V ≠ 0, Qp ≠ Qv
●对液态和固态反应，Qp ≈ Qv, H ≈ U
● ΔH + 吸热反应； ΔH - 放热反应
注意 适用条件： 封闭体系，等温等压条件，不做有用功。
测试题：(4分) 27 C时, 将100 g Zn 溶于过量 稀硫酸中, 反应若分别在开口烧杯和密封容 器中进行, 那种情况放热较多? 多出多少?
5-2 热力学基本概念
一、 体系： 人为划分出来的研究对象
1． 敞开体系； 2． 封闭体系； 3． 孤立体系。
二、环境：在体系周围和体系密切相关的就是 环境
三、物质的量：当物质的微粒数或其特定组合 数与0.012kg碳-12的原子数相等时，其“物 质的量”为1mol.
四、气体：
理想气体状态方程：pV=nRT
道尔顿分压定律：p=p1+p2+p3+p4+……+pi
五、热和功
1. 热： 体系与环境之间因温度不同而交换或 传递的能量称为热； 表示为Q。
规定：体系从环境吸热时， Q为正值； 体系向环境放热时，Q为负值。
2. 功： 除了热之外，其它被传递的能量叫做 功;表示为W。
规定：环境对体系做功时，W为正值； 体系对环境做功时，W为 负值。
六、 状态及状态函数:
1.状态：
表征体系性质的物理量所确定的体系存在形式。
由 p、V、T、n 等物理量所确定下来的体系
存在的形式称为体系的状态 2. 状态函数： 确定体系状态的物理量称为状态
函数 3. 状态函数的特点：状态函数只与体系的始态
和终态有关，而与变化的过程无关 p、V、T、
n
（I）加 压
5-1 化学热力学的研究对象
化学热力学：应用热力学的基本原理研究化学
反应过程的能量变化问题 热力学： 主要解决化学反应中的三个问题：
① 化学反应中能量的转化； ② 化学反应的方向性； ③ 反应进行的程度
例如：
Fe2O3 + 3 CO = 2Fe +3CO2 Al 是否可以同样方法炼制 ？ Ti的氯化 TiO2 (s) + Cl2 (g) = TiCl4 (g) + O2(g) ? 2 C(石墨) + O2(g) === 2CO(g) TiO2 (s) +2C+ 2Cl2 (g) = TiCl4 (g) +2 CO(g)
境有能量交换，有热和功的传递，因此可 确定体系 热力学能的变化值。
△ U：体系热力学能改变量
●具有加和性，与物质的量成正比。 ●体系与环境之间能量交换的方式 ●热和功的符号规定
2. 热力学第一定律：
Q、W
状态（I）
状态 （II）
U1
U2
U2 = U1 + Q + W
热力学第一定律数学表达式：
ΔU = U2 – U1 = Q + W ●热力学第一定律：
始 p1=101.3kPa T1=373K V1=2m3
态
p1= 202.6kPa
终
T1= 373K
V1=1 m3
态
（II）加压、升温
P3=303.9kPa
T3=473K V3=0.845m3
减ห้องสมุดไป่ตู้、降温
图3-1 理想气体两种不同变化过程
七、 热力学标准态
反应物与生成物都是气体时，各物质的分 压为1.013 105 Pa 反应物与生成物都是液体时，各物质的浓 度为1.0 mol• kg-1 固体和液体纯物质的标准态指在标准压 力下 的纯物质
n = 7 - 11 = - 4 Qp = Qv + nRT
= - 4807.12 + (- 4) 8.314 298/1000 = - 4817.03 kJmol-1
标准态对温度没有规定，不同温度下有 不同标准态
5-3 化学热力学的四个重要 状态函数
一 、 热力学能(内能)
1.热力学能：体系内部一切能量的总和
称为体系的热力学能(U)。 包括分子运动的动能，分子间的位能以及
分子、原子内部所蕴藏的能量。
问题：U 是否为状态函数？ ΔU呢？
＊U： ① 绝对值无法确定； ② 体系状态发生改变时，体系和环
3. H 、ΔH的物理意义：
焓：● 定义 H ＝ U ＋ pV
● ΔH = ΔU + pΔV ● ΔH = Qp ● QV = Δ U
焓(H):是状态函数，等压反应热就是体系的焓 变
问题1： H是状态函数还是非状态函数？ H 呢？
4. 等压反应热
ΔH = Qp
5. 等容反应热： （ΔV = 0）
1. 反应热 ( Q 化学反应的热效应）： 在化学反应过程中，当生成物的温度与反
应物的温度相同，等压条件下反应过程中体 系只做体积功而不做其它有用功时，化学反 应中吸收或放出的热量称为化学反应的热效 应。
等压热效应(Qp Qv )、 等容热效应(Qv )
2. 焓（H ）：
由热力学第一定律： ΔU = Q + W
体系对外作功： W = - pΔV = - p（V2 –V1） ΔU = Qp + W = Qp – p（V2 –V1） U2 – U1 = QP – p（V2 –V1） QP = （U2 + pV2）-（U1 + pV1）
令 H ＝ U ＋ pV H：新的函数-------焓
则 Qp = H2 – H1 = H（H称为焓变）
能量可以相互转化，
转化过程中，能量的总值不变
例1: 某封闭体系在某一过程中从环境中吸 收了50kJ 的热量，对环境做了30kJ的功，则 体系在过程中热力学能变为：
ΔU体系 = （+50kJ）+（-30kJ） = 20kJ
体系热力学能净增为20kJ； 问题： Δ U环境= ？
二、 焓(H)与焓变(△H)
解答： 在开口烧杯进行时热效应为Qp, 在密 封容器中进行时热效应为Qv, 后者因不做膨胀 功故放热较多, 多出的部分为 nRT = (100/65.4)8.314300 = 3814 J
例1：用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正 庚烷的恒容反应热为- 4807.12 kJmol-1,求其Qp 值。 解：C7H16(l) + 11O2(g) 7CO2(g)+ 8H2O(l)
则W = 0；这个过程放出的热量为QV 根据热力学第一定律: QV = Δ U
说明：在等容过程中，体系吸收的热量QV全 部用来增加体系的热力学能。
问题2：Qp 与Qv 之间的关系？
6. Qp与Qv之间的关系：
● Qp = H
Qv = U + p V
H = U + p V = U + nRT
Qp = Qv + nRT
●对于有气体参加的反应， V ≠ 0, Qp ≠ Qv
●对液态和固态反应，Qp ≈ Qv, H ≈ U
● ΔH + 吸热反应； ΔH - 放热反应
注意 适用条件： 封闭体系，等温等压条件，不做有用功。
测试题：(4分) 27 C时, 将100 g Zn 溶于过量 稀硫酸中, 反应若分别在开口烧杯和密封容 器中进行, 那种情况放热较多? 多出多少?
5-2 热力学基本概念
一、 体系： 人为划分出来的研究对象
1． 敞开体系； 2． 封闭体系； 3． 孤立体系。
二、环境：在体系周围和体系密切相关的就是 环境
三、物质的量：当物质的微粒数或其特定组合 数与0.012kg碳-12的原子数相等时，其“物 质的量”为1mol.
四、气体：
理想气体状态方程：pV=nRT
道尔顿分压定律：p=p1+p2+p3+p4+……+pi
五、热和功
1. 热： 体系与环境之间因温度不同而交换或 传递的能量称为热； 表示为Q。
规定：体系从环境吸热时， Q为正值； 体系向环境放热时，Q为负值。
2. 功： 除了热之外，其它被传递的能量叫做 功;表示为W。
规定：环境对体系做功时，W为正值； 体系对环境做功时，W为 负值。