化学计量数与反应进度
物理化学 第二章-热力学第一定律-4
由于所有反应物及产物完全燃烧后都得到同样种类与数量的 CO2(g)，H2O(l)及其它燃烧产物，所以我们可以构造以下循环：
始态 标准态下： 反应物+O2(g) H1
0 r H m
标准态下： 产物+O2(g) H2
末态 标准态下： CO2(g) ,H2O(l) 等燃烧产物
标准态下： 反应物+O2(g) H1
2H2(g)+O2(g) NH2COONH4)(s) C6H6(l)+7.5O2(g)
v
B（g）
-3 3 -1.5
v
B（g）
v
B（g）
§ 2.8 标准摩尔生成焓的计算
标准摩尔反应焓— 在某温度下，各自处在标准态下的反应物，
反应生成同样温度下各自处于标准态下的产物，该过程的摩尔
反应焓即为标准摩尔反应焓。 用公式表示：
标准摩尔反应焓等于HCl(g)的标准摩尔生成焓。
2. 标准摩尔燃烧焓
定义：一定温度下， 化学计量数为-1物质 B 与氧气进行完全燃
烧反应，生成规定燃烧产物时的标准摩尔反应焓变，称为B在该 温度下的标准摩尔燃烧焓。其符号为
c H m
在室温下，有机物的燃烧产物规定：
C 的燃烧产物为CO2(g)， H 的燃烧产物为 H2O(l)， N 的燃烧产物为 N2(g)， S的燃烧产物一般为 SO2(g)， Cl 的燃烧产物为一定组成的HCl(aq)。
四、绝热可逆过程: Qr=0 理想气体绝热可逆过程方程式：
P 1V1 P 2V2 K ' (a )
TV
( 1) 1 1
T2V2
( 1)
K ( b)
第一章 化学反应中的计量和质量关系
反应焓变
U = Qp + W = Qp - pV U2-U1=Qp - p (V2-V1) Qp=(U2+pV2) – (U1+ pV1) 焓: H = U + PV
说明：（1）HQ 无明确物理意义 p = H2 - H1 = H （2）H 是状态函数 （3）单位J、kJ （4）绝对值无法测知
标准摩尔生成焓
定义：标准态下，由最稳定的纯态单质生成1mol某物质的 焓变。 (即等压反应热) 符号： △ H f m 单位： kJ· mol-1 注意：
1.最稳定纯态单质△ fHm =0, 如 △ fHm (石墨)=0 2 △ fHm 代数值越小, 化合物越稳定 3.必须注明温度，若为298.15K时可省略
1-2-2 反应热和反应焓变
反应热：化学反应时，如果体系不做非体积功，当反应 终态的温度恢复到始态的温度时，体系所吸收或放出的 热量，称为该反应的反应热。 通常，反应热的数值为反应进度 =1mol(即发生1mol反 应) 时的反应热。 如： H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l) Qp=-285.83kJ· mol-1
反应焓变
化学反应在封闭体系中、恒压条件下进行，如果 体系不做非体积功： H = H2 - H1 = Qp 单位：kJ· mol-1
化学反应的焓变等于等压反应热 吸热反应：Qp > 0, H > 0 放热反应：Qp < 0, H < 0
如： H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) H＝ Qp=-285.83kJ· mol-1
标准摩尔反应焓变的计算
化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物的标准 摩尔生成焓的总和减去反应物的标准摩尔生成焓 的总和。 化学反应： cC + dD = yY + zZ (任一物质均处于温度T 的标准态) rHm = [yfHm(Y) + zfHm(Z)] - [cfHm(C) + dfHm(D)]
无机化学应知应会
无机化学应知应会班级___________姓名___________ _第一章化学反应中的质量关系和能量关系基本要求：1．化学计量数和反应进度的概念2．状态函数及其特征3．状态函数焓（Ｈ）及焓变（ΔＨ）4．标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）和标准摩尔生成焓（ΔfＨ°m，298）；5．标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）的计算。
重点：状态函数焓、标准摩尔生成焓的概念和标准摩尔反应焓变的计算。
难点: 标准摩尔生成焓和标准摩尔反应焓变的区别。
标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）及计算：（１）．标准摩尔生成焓ΔfＨ°m，298每种物质i有标准摩尔生成焓，其定义为：在标准态（Ｐ°＝１０１３２５ｐａ）和２９８Ｋ，由稳定单质生成单位物质的量某物质时的焓变（即恒压热），称为该物质的标准摩尔生成焓，H°m，298，ｉ，单位为ｋＪ²ｍｏｌ－１．表示为Δf稳定单质的标准摩尔生成焓为０．（２）．标准摩尔反应焓变ΔrＨ°m，298的计算根据各反应物和生成物的标准摩尔生成焓ΔfＨ°m，298求反应的标准摩尔焓变ΔrＨ°m，298ΔrH°m,298＝Σ(νΔf H°m298，i)生成物＋Σ(νΔf H o,m298，i)反应物练习题判断练习：1、系统的焓变等于恒压反应热。
.....................（+）2、在恒温恒压下，某化学反应的热效应Q p=△H＝H2－H1，因为H是状态函数，故Q p也是状态函数。
答：（--）3、系统的焓等于系统的热量。
答：（--）4、在一玻璃球内装有气体（可视作理想气体），连接着另一真空的玻璃球，打开两球之间的活塞使之相通，则系统（取两玻璃球为系统）的熵值增大。
答：（+）5、∆r H大，并不预示其反应速率快。
答：（+）6、同一聚集状态的物质B的标准熵值与所处温度有关，其规律为S(B，高温)>S(B，低温)。
无机化学总结
第一章 化学反应中的能量关系一、概念1、化学计量数（ν）2、反应进度（ξ） B B n νξ∆=3、体系 敞开体系:既有物质，又有能量交换 封闭体系:没有物质，但有能量交换 孤立体系:没有物质，也没有能量交换4、热（Q ）:体系和环境之间因温差而传递的能量叫热 功（W ）:除热以外，其他各种形式被传递的能量叫功5、热力学能（U ∆）:体系内部所含总能量称为体系的热力学能 W Q U U U +=-=∆126、等压反应热p Q :体系不做非体积功，当反应终了的温度、压力恢复到反应前的温度、压力时，体系所吸收或放出的能量H H H Q p ∆=-=127、标准摩尔生成焓（Θ∆m f H ）在标准态下，由最稳定的纯态单质生成单位物质的量的某物质的焓变（即等压反应热）8、摩尔吉布斯自由能变m r m r m r S T H G ∆-∆=∆（在封闭体系下，不做非体积功）()()()T S T T H T G m r m r mr ΘΘΘ∆-∆=∆ ()()K S T K H m r m r 15.29815.298ΘΘ∆-∆≈J RT G G m r m r ln +∆=∆Θ9、活化能（a E ）：活化分子具有的平均能量(_*E )与反应物分子的平均能量()E 之差 E E E a -=*_ 10、反应速率常数（c K ）对同一反应来说，K 值与反应物浓度、分压无关，只与反应的性质、温度及催化剂有关11、基元反应：由反应物一步就直接转变为生成物的反应（质量作用定律只适用于基元反应) 12、理想气体状态方程 nRT pV = 式中：p 为气体的压力，单位为帕(Pa );V 为气体的体积，单位为立方米(3m );n 为气体的物质的量，单位为摩(mol );T 为气体的热力学温度，简称气体温度，单位为开(K ); R 为摩尔气体常数 ()K mol j R ⋅=314.8二、思考题(1).标准状况与标准态有何不同(2).化学反应方程式的系数与化学计量数有何不同 三、判断下列说法是否正确 (1).热是一种传递中的能量(√) (2).同一体系:(a).同一状态可能有多个热力学值(×) (b).不同状态可能有相同的热力学值(√) (3) .体系的焓等于等压反应热(√)(4) .最稳定的纯态单质的标准生成焓等于零(√) 四、例题例一、计算下列可逆反应在723K 和指定非标准态时的m r G ∆值，并判断该反应自发进行的方向。
化学反应进度
A
(
U
)
S
,V
(
H
)
S
,P
(
F
)T
,V
(
G
混合气体
ni, pi, T,V
单组分纯气体
PV ( ni )RT
i
一个物质的分压是指这个物质在单独以化学纯的状态存在时，在与混合气
体相同的温度和体积并且与混 合气体所含的这个物质的量相等的条件下所
具有的压力。理想混合气体的压力等于各物质的分压之和。
24
i (T , p, xi ) i*(T , p) RT ln xi
4、化学反应进度
若体系中存在化学反应 A A B B ... F F GG ...
或表示为
iMi 0
νi指化学计量系数，当Mi为生成物时，νi取正号，当 为反应物时，ν i则取负号。ν i的正、负分别表示体系 量的增加和减少。体系中不参加反应的惰性物种，其 ν i=0
i
i
mix H
ni Hi
ni
H
* i
0
i
i
mixU
niUi
niU
* i
0
i
i
mixCP
niCp,i
niC
* p,i
0
i
i
C mix V
niCV ,i
niCV
* ,i
0
i
i
27
mix S ni Si ni Si* (ni R ln xi )
) p,
2.7 化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓
r H m r H vB H m* ( B)
B
2.7化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓
4.标准摩尔反应焓
标准压力：
p 100kPa
气体的标准态：在标准压力下表现出理想气体性质的状态。 液态、固体的标准态：标准压力下纯液体、纯固体状态。 一定温度下，化学反应的标准反应焓：任何物质均处于温度T 的标准状态下的摩尔反应焓。 定义：
nN2 vN2 1mol (1) 1
而
1 3 N 2 (g)+ H 2 (g) == NH3 (g) 2 2
v(N2 ) -1 2, v(H2 ) -3 2, v(NH3 ) 1 nN2 vN2 1mol (0.5) 2
2.7化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓 3.摩尔反应焓
积分得到
d dnB vB
0 nB vB
思考题：
同一化学反应方程式写法不同，同一物质的化学计量数和 反应进度相同吗？ 答：不同，如Δ n(N2) = -1 时 对反应 N2 (g)+3H2 (g) == 2NH3 (g)
v(N2 ) -1, v(H2 ) -3, v(NH3 ) 2
r H m vB H m ( B)
B
H m ( B) ：参与反应的物质B(反应物及生成物)的标准摩尔焓。
2.7化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓 1.化学计量数
将任意方程式 写作 并表示成
aA+bB== yY+zZ
0 aA-bB+yY+zZ0来自vBBB
式中B表示化学反应中的分子、原子或离子，
vB
则为数字或简分数，称为B的化学计量数。
第四章化学反应速率
（二） Arrhenius方程的应用： *测定反应的活化能 lgk = -Ea/2.303RT + lgA 1.作图法：测定不同温度下的反应速率常 数，以lgk对1/T作图，得到一条直线，直线斜率 = -Ea/2.303R 故Ea=-2.303R×(斜率)
2.计算法求Ea 因为 lgk1 = -Ea/2.303RT1 + lgA (1) lgk2 =-Ea/2.303RT2 + lgA (2) 故(2) – (1)得： lg(k2 / k1) = Ea(T2-T1) /2.303RT2T1 *求速率常数或温度 1.若已知Ea、T1、T2和k1，可求得T2温度下 的速率常数k2； 2.若已知Ea、k1、k2和T1 ，可求得另一温度 T2。
一、范托夫规则：温度每升高10K，化学反应速
率约增加到原来的2~4倍。
二、Arrhenius方程
活化能 速率系数 热力学温度
Hale Waihona Puke k = A e -Ea / RT
摩尔气体常数
指数前参量
Arrhenius方程的对数形式： lnk = -Ea / RT + lnA lgk = -Ea / 2.303RT + lgA
反应级数的确定： *首先写出该反应的速率方程式，反应级数待定； *然后固定其他反应物的浓度，只改变某一反应物 的浓度，以确定该反应物的反应级数。 序 号 1 2 3 4 起始浓度(mol⋅L-1) ⋅ 起始浓度 A 1.0×10-2 × 1.0×10-2 × 1.0×10-2 × 2.0×10-2 × B 0.5×10-3 × 1.0×10-3 × 1.5×10-3 × 0.5×10-3 × 反应速率v 反应速率 mol⋅L-1⋅min-1 ⋅ 2.5×10-7 × 5.0×10-7 × 7.5×10-7 × 1.0×10-6 ×
无机化学知识点摘要大连理工大学第五版
Q 表示。
以热的形式转移能量总带有一定的方向性。热能自动地从高温物体传递到低温物体。热力学中以
Q
值的正、负号来表明热传递的方向。若环境向系统传递热量，系统吸热，
Q 为正值，即 Q>0；。系统
向环境放热， Q 为负值， Q<O。 Q 与具体的变化途径有关，不是状态函数
(2) 功：系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称之为功，以符号
体积和它们相互间的作用力都可以忽略不计， 这就是理想气体混合物。 其中每一种气体都称为该混合气
体的组分气体。
5、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。
对于理想气体来说， 某组分气体的
分压力等于在相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
6、 Dalton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 7、 Amage 分体积定律： 混合气体中组分 B 的分体积 VB 是该组分单独存在并具有与混合气体相同温度和压
力时占有的体积。
8、气体分子动理论的基本要点：
(1) 气体是由分子组成的，分子是很小的粒子，彼此间的距离比分子的直径大许多，分子体积与气体体
积相比可以略而不计。
(2) 气体分子以不同的速度在各个方向上处于永恒地无规则运动之中。
(3) 除了在相互碰撞时，气体分子间相互作用是很弱的，甚至是可以忽略的。
(4) 气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。
W 表示。环境对系统做功 ( 环
境以功的形式失去能量 )，W>0; 系统对环境做功 (环境以功的形式得到能量 )W<0 。功与热一样，与途
径有关，不是状态函数。
《工程化学》第1章 热化学
3H2 (g) +N2 (g) =2NH3 (g)
C( 石墨 ) O 2 ( g ) CO 2 (g)
工程化学 Engineering Chemistry
1.2 反应热的计算
1.2.3 反应的标准摩尔焓变
1.热力学标准状态（规定的公共参考状态）
气体物质的标
进行加减乘除运算。由已知精确测定的反应热计算难于测量的
反应热。
工程化学 Engineering Chemistry
1.2 反应热的计算
2 r H（1
m ）
2C(石)+2O2(g)
r H（3
m ）
2CO2(g)
2 r H m ( 2)
2CO(g)+O2(g)
r H m (3)=2 r H m (1) -2 r H m (2)
等容过程，且不做非体积功
因V = 0 ，则W = 0，所以 U =QV
等压过程 p1=p2=pe，且不做非体积功
U = Qp+W =Qp + （－peΔV）
Qp＝ΔU+ peΔV=U2－U1+peV2－peV1
＝（U2+p2V2）－（U1+p1V1）
定义
H＝U+pV
Qp＝H2－H1 ＝ΔH
准态
标准压力 p（100kPa)下的纯理想气体；各
p
组分气体的分压都是 的混合气体
液体和固体的
标准态
标准压力 p下的纯液体或纯固体
溶液中的标准
态
标准压力 p下，溶液中溶质浓度为标准浓
度c 1 mol dm3 的溶液
注意：标准状态未规定温度！
第二章 热力学第一定律(3)
Δn(N 2 ) −1mol ξ= = =1 ν (N 2 ) −1
1 3 N 2 (g) + H 2 (g) = NH 3 (g) ξ = Δn(N 2 ) = −1mol = 2 2 2 −0.5 ν (N 2 )
应用反应进度时，需指明化学反应方程式。
4
2. 摩尔反应焓
设有一气相化学反应 T、p yA、yB、yY、yZ
18
2. 标准摩尔燃烧焓
(1) 定义 在温度为T的标准态下，由化学计量数νB= −1的β相态 的物质B(β)与氧进行完全氧化反应时，该反应的焓变即为 该物质B(β)在温度T 时的标准摩尔燃烧焓 Δ c H m (β,T ) 单位: kJ⋅mol−1 “完全氧化”是指在没有催化剂作用下的自然燃烧 含C元素：完全氧化产物为CO2(g)， 而不是CO(g); 含H元素：完全氧化产物为H2O(l)，而不是H2O(g); 含S元素：完全氧化产物为SO2(g)，而不是SO3(g); 含N元素：完全氧化产物为N2(g). 完全氧化物的 Δc H m = 0
Θ
Θ
Δ r H m = −∑ νB Δ c H m (B)
B
22
Θ
例 许多有机化合物与氧进行完全氧化反应很容易，要由单质直 接合成却难以在实验中进行。因此，有苯乙烯(g)的 ΔcHmӨ = − 4437 kJ/mol，试求同温度下的ΔfHmӨ。 解： 苯乙烯的生成反应
ΔH 1
p xO2(g) 纯态 +
Θ
ΔH 2
Θ
ΔH1 = Δ r H m + ΔH 2
p xO2(g) 纯态
aA 298.15 K 标准态
+
bB 298.15 K 标准态
Δr H m
1第一章化学中的计量和质量关系2
2/32
1-2-2 化学计量数与反应进度
化学计量数(ν 化学计量数 ν)
因此， 因此，对任一化学反应 cC + dD = yY + zZ 可得： 可得： 0 =νCC +νDD +νYY + νZZ 可简化写出化学计量式的通式： 可简化写出化学计量式的通式： 0＝∑ BB ＝ ν
16:20 徐州工程学院化工学院
4/32
＝ ν 对于化学计量方程式 0＝∑ BB B dξ = dnB /νB nB——B的物质的量 的物质的量 ξ的单位为 的单位为mol，【读音 的单位为 ， 读音[ksai]】 】 νB——为B的化学计量数 为 的化学计量数 改写为 dnB = νB dξ 开始时ξ 开始时 0=0, 、 ∆nB =０ ０ 反应进度为ξ时 反应进度为 时： ∆nB =νBξ
16:20 徐州工程学院化工学院
23/32
热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的方程式 如: H2(g) + 1/2 O2(g) 298.15K H2O(g) 100kPa ∆rHm = -241.82 kJ·mol-1 表示在298.15K、100kPa下，当反应进度ξ = 、 表示在 下 1 mol时(1mol H2(g)与1/2mol O2(g)反应，生 反应， 时 与 反应 热量。 成1 mol H2O(g)时), 放出 时 放出241.82kJ热量。 热量 ∆rHm——摩尔反应焓变 摩尔反应焓变
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18/32
能量守恒定律——热力学第一定律 热力学第一定律 能量守恒定律
在任何变化过程中，能量不会自生自灭， 在任何变化过程中，能量不会自生自灭，只 能从一种形式转化为另一种形式， 能从一种形式转化为另一种形式，能量总值 不变。 不变。
2-3反应进度和热化学方程
A
B
G
D
即在表示反应进度时物质B和B可以不同，但用不同 物种表示的同一反应的不变。在反应进行到任意时刻，
可以用任一反应物或生成物来表示反应进行的程度，所得
的值都是相同的。
例：用c(Cr2O72) = 0.02000molL1的K2Cr2O7溶液滴定25.00mL c(Fe2+) =0.1200molL1的酸性FeSO4溶液，其滴定反应式为 6Fe2+
+ Cr2O72 + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O。滴定至终点共消耗 25.00mL K2Cr2O7溶液，求滴定至终点的0 c(Fe2+)V(Fe2+)
=00.1200molL125.00103L = 3.000103mol
反应进度和热化学方程
一.化学反应进度
化学反应的焓变H是状态函数的广度性质，具有加和 性。如化学反应：
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g)
生成2mol的H2O(g)与生成1mol的H2O(g)的H值是不一样 的，在同一状态下前者是后者的两倍。所以必须引入化学 反应进行程度的一个量的概念，即化学反应进度。
当 =1mol时，称单位反应进度，意即按计量方程式 进行了一次完整反应；如反应 N2 + 3H2 = 2NH3 若
=1mol，意指1mol N2与3molH2反应生成了2molNH3 。
对任一化学反应 aA + bB = gG + dD 有：
nA nB nG nD
(NH3) = 1 ， (N2)= 1/2， (H2) = 3/2
（2）化学反应进度
化学反应速率的定义、影响因素和反应级数的确定
义式。当反应速率
ห้องสมุดไป่ตู้
υ=2.0×10－3 mol·L－1·s－1 时，求 d c ( I )和
dc
(SO
2－ 4
)。
dt
dt
解：
d c ( S 2 O 8 2 － ) 1 d c (I ) 1 d c ( S2 4 － ) O d c (I － 3) d t 3d t 2 d t d t
d c ( I ) 3 3 2 .0 1 3 0 6 .0 1 3 ( m 0L － 1 o s － 1 ) l d t
N2 1/2 , H2 3/2 , NH3 1
表明合成氨反应中，每消耗 1/2 mol N2和3/2 mol H2则一定生成
1 mol NH3。
虽然以上两种表示方法表示了相同的意义，但在不同的 化学反应方程式中。化学计量数不同。
因此，化学反应计量数(v)一定要与一定的化学反应方程 式相对应，v 取决于反应方程式的形式，单纯说某物质的化 学计量数是多少没有意义。
3.2.1 基元反应
化学反应从微观上看是基于反应物分子的相 互碰撞而实现的。 化学反应按其反应历程来分类，可分为基元 反应和复杂反应。
一、基元反应和非基元反应
1、定义：反应物分子在有效碰撞中一步直接转化为产 物分子的反应称为基元反应，否则为非基元反应。
例如： NO2(g) + CO(g) == NO (g) + CO2 (g) (1)
2．反应进度 反应进度用符号表示，它表示化学反应进行的程度。
反应进度的定义是： 对于反应
0 BB B
dB 1dnB (3.2)
dnB表示某物质在一定时间内物质的量的变化，vB表示化 学计量数，即对于反应
无机化学复习
+
活化配合物 (过渡状态 过渡状态) 过渡状态
生成物 (终态 终态) 终态
NO2+ CO →[ →[ONOCO]→NO + CO2 → a c b c 活化能 Eb:过渡状态理论 势 Eb,正 过渡状态理论 正 能 Eb,逆 Ea:碰撞理论 碰撞理论 逆 Eb 和Ea相差很小 a ∆rHm 可逆反应 ∆rHm= Eb,正-Eb,逆 正 逆 反应进程 正反应： 正反应：吸热 ∆rHm>0, Eb,正 > Eb, 逆 正 放热 ∆rHm<0, Eb,正 < Eb, 逆 正
2011-4-2
标准态 标准压力( =100kPa)下纯气体 标准压力(p =100kPa)下纯气体 标准压力( =100kPa)下 标准压力(p =100kPa)下 纯液体、纯固体、 纯液体、纯固体、 标准压力( 标准压力(p )下质量摩尔浓度为 1mol·kg 近似为1mol 1mol·L 1mol kg-1(近似为1mol L-1)
在0K时,一个纯物质的完美晶体,其组分粒子(原 0K时 一个纯物质的完美晶体,其组分粒子( 分子或离子)都处于完全有序的排列状态, 完全有序的排列状态 子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态, 混乱度 最小, 熵值最小。因此， 最小, 熵值最小。因此，把任何 纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定为零( 0K时的熵值规定为零 0)。 纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定为零(S0＝0)。
2011-4-2
2.活化能 活化能 反应活化能——活化分子具有的平均能 反应活化能 活化分子具有的平均能 与反应物分子的平均能量(E)之 量(E* )与反应物分子的平均能量 之差。 与反应物分子的平均能量 Ea = E* - E 1 N2O5 → 2NO2 + 2 O2 例 325K时 E*=106.13kJ·mol-1, E=4.03kJ·mol-1 时 Ea=E*-E=(106.13-4.03)kJ·mol-1=102.10kJ·mol-1 大部分分子的能量接近E值 能量大于E 大部分分子的能量接近 值，能量大于 分子只占少数。 分子只占少数。 非活化分子要吸收足够的能量才能转变 为活化分子。 为活化分子。
7反应进度与化学反应计量式,热化学方程式与热力学标准态
3.热化学方程式与热力学标准态 热化学方程式
表示化学反应与反应条件及热效应关系的 方程式称为热化学方程式（thermodynamic equation）。它与一般的化学反应计量式不同， 要求包括：
基础化学
(1)写出化学反应计量式； (2)注明反应体系的温度及压力：
因同一化学反应在不同温度下进行时，其反 应热是不同的。压力对反应热也有影响，但其影 响不大。如△rHΘm(298K)表示该反应在298.15K、 各反应物的压力均为100KPa （此压力称为标准 压力，用pΘ表示。有的教材仍沿用101.325KPa 作为标准压力，请注意）时的反应热。此符号中 的上标“Θ”表示标准态，下标“m”表示反应 进度ξ=1mol，下标“r”表示化学反应。
2.0
1
t2时 nB/mol 1.5 5.5
3.0
2
1
n1N2 N2
(2.0
3.0)mol 1
1.0mol
1
n1H2 H2
(7.0
10.0)mol 3
1.0mol
1
n1NH3 NH3
(2.0
0)mol 2
2. 反应进度与化学反应计量式
根据质量守恒定律，用规定的化学符号和
化学式来表示化学反应的式子，称为化学反应 方程式或化学反应计量式。
对任一反应：
aA+dD= eE+fF
此式即为其化学反应计量式
也可写为 或简化成
0= eE+fF -aA-dD
0=
B
B
B
基础化学
上式为任意反应的标准缩写式。式 中B代表反应物或产物，υB为反应式中相 应物质B的化学计量数（stoichiometric number）。 化学计量数υB可以是整数或简单分数； 对于反应物，υB为负值（如υA=-a，υD=d）；对于产物，υB为正值（如υE=e， υF=f）。
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天津大学 无机化学教学团队
第一章化学反应中的
质量关系和能量关系第三节 化学计量数与反应进度
化学反应 c C + d D = y Y + z Z 移项 0 = -c C - d D + y Y + z Z 令 -c =νC 、-d =νD 、y =νY 、z =νZ
得 0 =νC C +νD D +νY Y + νZ Z B—包含在反应中的分子、原子或离子。
νB —数字或简分数，称为(物质)B的化学计量数。
可简化写出化学计量式的通式：
0＝∑B
B
νB
规定，反应物的化
学计量数为负，产物的化学计量数为
正。
1化学计量数(ν)
0 = - N 2 - 3H 2 + 2NH 3
=ν(N 2)N 2 +ν(H 2)H 2 +ν(NH 3)NH 3N 2、H 2、NH 3的化学计量数ν(N 2) = -1、ν(H 2) = -3、ν(NH 3) = 2
表明反应中每消耗1 mol N 2和3 mol H 2，生成2 mol NH 3
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
例
对于化学计量方程式
d ξ = νB -1
d n B
ξ为反应进度, 其单位为mol
n B 为B 的物质的量, νB 为B 的化学计量数
改写为 d n B = νB d ξ
开始时ξ0=0、n B (ξ0)积分到ξ时的n B (ξ)
得： n B (ξ)-n B (ξ0)=νB (ξ-ξ0) 则 △n B =νB ξ
2反应进度
0＝∑B
B
νB
2反应进度
△n B =νBξ
即任一化学反应各反应物及产物的改变量(△n B)均与反应进度(ξ)及各自的计量系数(νB)有关。
对产物B 若ξ0＝0、n B(ξ0)＝0
则n B＝νBξ
N 2、H 2、NH 3的化学计量数ν(N 2) = -1、ν(H 2) = -3、ν(NH 3) = 2当ξ0＝0时,若有足够量的N 2和H 2、n (NH 3)＝0根据 ∆n B ＝νB ξ、ξ＝ ∆n B /νB
∆n(N 2)/mol ∆n(H 2)/mol
∆n(NH 3)/mol
ξ/mol 0000 -1/2 -3/2
1 1/2-1-321-2-6
42
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
例
反应方程式 N 2+ H 2=NH 3N 2+3H 2=2NH 3
∆n(N 2)/mol --1∆n(H 2)/mol --3∆n(NH 3)/mol
1
2
1232
32
1
2
反应：N2 + 3H2 = 2NH3
对同一化学反应方程式，反应进度(ξ)的值与选用反应式中何种物质的量的变化进行计算无关。
∆n(N2)/mol∆n(H2)/mol∆n(NH3)/molξ/mol
0000 -1/2 -3/21 1/2
-1-321
-2-642
注意: 同一化学反应如果化学反应方程式的写法不同（亦
即νB 不同）, 相同反应进度时对应各物质的量的变化会有区别。
例如：当ξ = 1 mol 时
反应方程式 N 2+ H 2=NH 3N 2+3H 2=2NH 3
∆n(N 2)/mol --1∆n(H 2)/mol -
-3∆n(NH 3)/mol
1
2
1232
32
1
2。