普通化学第一章化学热力学基础上
2024《化学热力学基础》PPT课件
《化学热力学基础》PPT课件目录CONTENCT •引言•热力学基本概念与定律•热化学与化学反应的热效应•熵与熵增原理•自由能与化学平衡•相平衡与相图•结论与展望01引言化学热力学的定义与重要性定义化学热力学是研究化学变化过程中热量和功的相互转化以及有关热力学函数的科学。
重要性化学热力学是化学、化工、材料、能源等领域的重要基础，对于理解化学反应的本质、优化化学反应条件、开发新能源等具有重要意义。
化学热力学的发展历史早期发展19世纪初，随着工业革命的发展，热力学理论开始形成，并逐步应用于化学领域。
经典热力学建立19世纪中叶，经典热力学理论建立，包括热力学第一定律、热力学第二定律等基本定律被提出。
现代热力学发展20世纪以来，随着量子力学、统计力学等理论的发展，化学热力学在微观层面上的研究取得了重要进展。
课程目标与学习内容课程目标掌握化学热力学的基本概念、基本原理和基本方法，能够运用热力学知识分析和解决实际问题。
学习内容包括热力学基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律、化学平衡、相平衡、化学反应热力学等。
通过学习，学生将了解热力学在化学领域的应用，培养分析和解决化学问题的能力。
02热力学基本概念与定律80%80%100%系统与环境系统是指我们研究对象的那一部分物质或空间，具有明确的边界。
环境是指与系统发生相互作用的其他部分，是系统存在和发展的外部条件。
系统与环境之间通过物质和能量的交换而相互影响。
系统的定义环境的定义系统与环境的相互作用状态是系统中所有宏观物理性质的集合，用于描述系统的状况。
状态的概念状态函数的定义常见状态函数状态函数是描述系统状态的物理量，其值只取决于系统的始态和终态，与路径无关。
温度、压力、体积、内能等。
030201状态与状态函数热力学第一定律热力学第一定律的表述热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。
热力学第一定律的数学表达式ΔU=Q+W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示外界对系统所做的功。
普通化学 课件 第一章-热化学
1.1.1几个基本概念
①实际过程皆为不可逆过程。（可逆仅为抽象的理想）
②可逆过程是在系统近于平衡状态下发生的无限缓慢 的过程。
1.1.1几个基本概念
注意：
化学上的可逆反应与热力学上的可逆过程含义 不同 可逆反应是指在同一条件下，既能向一个方 向又能向相反方向进行的反应。
可逆过程是在系统接近于平衡状态下发生的 无限缓慢的过程。即系统在整个变化中正向推 动力与逆向阻力几乎处于相等的状态。当然它 们又不是真正相等，否则系统就不会发生变化 了。
当需要测定某个热化学过程所放出或吸收的热时，可利 用测定一定组成和质量的某种介质的温度的改变，在利 溶液的质量 用下式求得： q =-csms (T2-T1)= -Cs T (1.容 J K-1
温差K
1.1.2反应热效应的测量 热容 （heat capacity）
3、固体，如果系统中不同种固体达到了分子程度的 均匀混合，就形成了固溶体，一种固溶体就是一个 相；否则系统中含有多少种固体物质，就有多少个 固相。
1.1.1几个基本概念
三、状态与状态函数 1、系统的状态：描述系统各宏观性质的综合表现。 如: 气态系统，P、V、T、n数值一定则系统状态一定 2、状态函数：描述系统状态的物理量。 例如：系统的质量、组成、温度、压力、体积等。 对于一定量的单组分均匀体系，状态函数 T,p,V 之间有一定量的联系。状态函数之间的定量 关系式称为状态方程式。 例如，理想气体的状态方程可表示为：
n B n B ,0
B
B
nB,0和 nB分别代表任一组分B 在起始和 t 时刻的物质的 量。 B是任一组分B的化学计量数。 B对反应物取负 值，对生成物取正值.
1.1.1几个基本概念
第一章 化学热力学基础(更新)
第一章
化学热力学基础
7、物理化学发展过程中，研究人员比较重视宏观 物质和分子分散系统的微观系统研究，对分子 分散集体构成的介观领域（如胶体和粗分散系 统）有所研究，但侧重在液相和气相分散系统， 而对固相分散系统重视不够。 20世纪80年代以 后，人们才对这个领域重视起来。 目前，三维尺寸在1-1000nm的纳米系统已经 成为材料、化学、物理等学科的前沿研究热点。
第一章
化学热力学基础
三、物理化学的研究内容和应用
一般公认的物理化学的研究内容大致可以概括为三 个方面： 化学体系的宏观平衡性质 以热力学三个基本定律 为理论基础，研究宏观化学体系在气态、液态、固态、溶 解态以及高分散状态的平衡物理化学性质及其规律性。在 这一情况下，时间不是一个变量。属于这方面的物理化学 分支学科有化学热力学、溶液、胶体和表面化学。 化学体系的动态性质 研究由于化学或物理因素的 扰动而引起体系中发生的化学变化过程的速率和变化机理。 在这一情况下，时间是重要的变量。属于这方面的物理化 学分支学科有化学动力学、催化、光化学和电化学。
第一章
化学热力学基础
论
绪 一、物理化学的概念
物理化学是化学的一个分支。是从物质的物理 现象和化学现象联系入手，应用物理学的观察、 测量和数学处理方法来探讨化学变化基本规律的 学科。
第一章
化学热力学基础
热力学第一定律
物理
化学 研究 内容
化学平衡和相平衡 电化学 表面化学 胶体化学
化学动力学
第一章
化学热力学基础
第一章
化学热力学基础
三、化学热力学是建立在三个基本定律基础上发展起来的。 热力学第一定律就是能量守恒和转化定律，它是许多 科学家实验总结出来的。一般公认，迈尔于1842年首先提 出普遍“力” ( 即现在所谓的能量 ) 的转化和守恒的概念 。 （P9) 1851 年开尔文认为：“不可能从单一热源取热使之 完全变为有用的功而不引起其他变化”，这是热力学第二 定律的一种描述。(P26) 1912 年，能斯特提出热力学第三定律，即绝对温度 的零点是不可能达到的。1911年普朗克的提法较为明确， 即“与任何等温可逆过程相联系的熵变，随着温度的趋近 于零而趋近于零”。(P35)
普通化学复习题
普通化学复习题 第一章 化学热力学 一、基础知识1. ( ) 已知反应 FeO(s) + C(s)CO(g) + Fe(s) 的θm r H ∆>0，θm r S ∆>0，（假设θm r H ∆，θm r S ∆不随温度变化而改变）下列说法正确的是：2. ( ) 下列函数均为状态函数的是：3. （ ）在定压下某气体膨胀吸收了1.55kJ 的热，如果其热力学能增加了1.32kJ ，则该系统做功为：A. 1.55kJ ；B.1.32kJ ；C.0.23kJ ；D.-0.23kJ.4. （ ）反应H 2 (g)+Br 2 (g)2HBr(g) 在800K 时K θ=3.8×105，1000K 时K θ=1.8×103，则此反应是：A. 吸热反应；B. 放热反应；C. 无热效应的反应；D. 无法确定是吸热反应还是放热反应.5.化学变化中发生的是分子组成的质变，是组成物质的改变，没有任何变化是（ ）。
A.原子核的组成 B.原子结合方式 C. 离子结合方式 D.原子团结合方式6.下列状态函数具有广度性质是（ ）。
A.压强 B.体积 C.温度 D.密度7.标准态中标准压力P ө=( )。
A.1.013×105PaB.1.0×105PaC. 1.0×106PaD.1.013×106Pa 8.标准摩尔生成焓的写法为（ ）。
A.ΔrHm өB.ΔSm өC.ΔfHm өD.ΔfGm ө9.下列关于反应自发性判断错误的是（ ）。
A.当ΔH<0(放热)，ΔS >0(增大混乱度)时，ΔG 恒为负，任何温度下都可自发进行。
B.当ΔH>0(吸热)，ΔS<0(减小混乱度)时：ΔG 恒为负，任何温度下都可自发进行。
C.当ΔH>0(吸热)，ΔS>0(增大混乱度)时：反应需在高温下才能自发进行。
D.当ΔH<0(放热)，ΔS<0(减小混乱度) 时：反应需在低温时才能自发进行。
普通化学 第一章 化学热力学基础
1 1 (91.8kJ mol-1 ) 30.6 kJ mol-1 Δr H Δ H m,2 3 r m 3
（3）
NH3 ( g )
Δr H m,3
3 1 H2 ( g) N2 ( g ) 2 2 1 1 (91.8 kJ mol-1 ) 45.9 kJ mol-1 Δ r H m 2 2
体系由始态到终态，状态发生了变化，则称体系经历 了一个热力学过程，简称过程。 在状态发生了变化过程中，若体系的始态和终态温度
相等并且等于恒定的环境温度，称为“恒温过程”；同
样，若体系的始态和终态压力相等并且等于恒定的环境 压力，称为“恒压过程”；若体系的体积保持不变称为 “恒容过程”。若体系变化时和环境之间无热量交换， 则称之为“绝热过程”。
“生成”之意。例如：
1 H 2 ( g ) O 2 ( g ) H 2 O(l ) 2
1 Δr H ( 298 .15 K) 285.8 kJ mol m
普通化学
1.3.2 化学反应的标准摩尔焓变的计算
对任一个化学反应来说 dD eE gG hH 其反应物和生 成物的原子种类和个数是相同的，因此我们可以用同样 的单质来生成反应物和生成物，如图1.5所示。
与Q之和。
U Q W
(1.2)
式（1.2）为封闭体系中热力学第一定律的数学表达式。
普通化学
1.2.1 热力学第一定律
例1.1 设能量状态为U1的体系，体系输出200 J的热量，
Q 200 J
环境对体系做了350 J的功，求体系能量变化和终态能量U2。 解: 由题意
W 350 J
普通化学
普通化学
目 录
第一章 化学热力学基础1
38
热化学方程式
热化学方程式——联系化学反应与热效 应的方程，
如：C(s) + O2(g) = CO2(g) △rHθm=-393kJ· mol-1
体积功（膨胀功）W体积 非体积功（有用功）W有用
28
1.2.2
焓与化学反应的热效应
（1）焓H（enthalpy）和焓变ΔH （2）焓的性质 （3）化学反应的热效应 （4）化学反应标准焓变ΔrHθ与化学反应 标准摩尔焓变ΔrHθm （5）化学反应热效应的计算
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（1）焓H（enthalpy）和焓变ΔH
第一章 化学热力学基础
Chemical Thermodynamics
1
引言
热力学
研究自然界各种形式能量之间相互转化的 规律，以及能量转化对物质的影响的科学
2
热力学分类
物理热力学 经典热力学
热力学
统计热力学
工程热力学 化学热力学
化学热力学——用热力学的基本原理研究化学现 象以及与化学有关的物理现象的科学。
21
热力学第一定律的两个重要的实践基础
第一类永动机的失败 焦耳热功当量实验的成功
22
热力学第一定律的数学表达
假设系统由始态（内能为U1）变为终态（内能 为U2），若在此过程中，系统从环境吸热为Q， 体系对环境作功为W，则体系内能变化是
ΔU = U2-U1 = Q – W
(1-1)
式（1.1）表明变化过程中系统内能的增量等 于系统所吸收的热加上系环境对系统所作的功, 这也是能量守恒定律
普通化学 第一章
第一章 化学热力学基础一、本章的基本概念和理论:1.体系与环境状态函数的特征:①唯一; ② ∆Z 与途径; ③循环过程∮d Z =02.体积功的计算: W 体积= – P 外(V(恒外压)Q (+ 吸), W (+ 体系得到能量)3. 热力学第一定律—能量守衡:(1) 封闭: (U = Q + W 公式(1)恒容: (U =恒压： = (H (注意, 只存在数值上的关系)(2) 物质的标准摩尔生成焓 θm f H ∆ (标准下各最稳定单质的 θm f H ∆ 为零)(3) 标准摩尔反应热 θm r H ∆由盖斯定律可得 θm r H ∆ = )(产物θm f i H v ∆∑－)(反应物θm f i H v ∆∑公式(2)(4)热力学的标准态 压力 θp =100kPa对气态物质 各气态物质的分压均为 100kPa 即θp ；对液态物质 在 下, 各液态物质的浓度均为1mol · kg-1； 对纯液体和固态物质 在 θp 下的纯物质(5)反应进度的概念及意义 4. 热力学第二定律———— 化学反应的方向(1)熵与混乱度(θm S 单位 J · mol -1 · K -1)(2)反应熵变的求取: = － 公式(3)(3)吉布斯函数及其关系式θm r G ∆（T ） = θm r H ∆－ T θm r S ∆ 公式(4*) (注意能量单位统一)B B n νξ∆=∆θm r G ∆ = )(产物θm f i G v ∆∑－)(反应物θm f i G v ∆∑ 公式(5)（4）在标准状态下可用 θm r G ∆ 作为反应是否可能自发的判据自发: < 0 ； 平衡: = 0 ； 不自发: > 0（5）反应转变方向的温度:（T ）=0, T 转向= /5. 化学反应的限度—化学平衡(1) 反应商和标准平衡常数若化学反应为 aA(g) + bB(g) ==== gG(g) + dD(g) 则反应商的表达式: b B a A dD g G p p p p p p p p Q ⎪⎭⎫ ⎝⎛⋅⎪⎭⎫ ⎝⎛⎪⎭⎫ ⎝⎛⋅⎪⎭⎫ ⎝⎛=θθθθ (当各物质均为平衡分压时)Q eq = θK根据定义可知, 正逆反应的标准平衡常数之间的关系应为(2) 任意状态时反应方向的确定Q RT T G T G m r m r ln )()(+∆=∆θ 公式(6)任意状态时反应方向的确定（方法一）自发: < 0 ； 平衡: = 0 ； 不自发: > 0当任意状态下达到平衡时应有=∆G r 0所以 θm r G ∆ = θK RT ln - 公式(7) θK QRT G m r ln==∆ 公式(8) 任意状态时反应方向的确定（方法二）: 判断Q 与 的大小关系即可知反应的自发方向。
第一章化学热力学基础1
第一章化学热力学基础1化学热力学基础热力学是研究在物理、化学和生物过程伴随的热和其它形成能量之间的转换关系，它包含当体系变化时所引起的这些物理量的变化或者反应。
热力学基础热力学第一定律、热力学第二定律及热力学第三定律上一内容下一内容回主目录返回2014-11-3研究对象：宏观体系化学热力学所研究的对象是宏观体系对物质的微观性质不适用，对于物质的内部结构，变化的速度以及进行的机理、时间等问题热力学不涉及也无法解决。
上一内容下一内容回主目录返回2014-11-3主要内容本章主要内容：1.热力学的基本概念2.热力学第一定律应用于理想气体3.焓与化学反应热4.盖斯定律与Kirchhoff公式5.热力学第二定律与熵6.熵增原理和熵变的计算7.热力学第三定律上一内容下一内容回主目录返回2014-11-3热力学第一定律几个基本概念体系与环境体系的分类体系的性质热力学平衡态状态函数状态方程热和功上一内容下一内容回主目录返回2014-11-3基本概念体系与环境：被研究的对象称为体系(System) 与体系密切相关的部分称为环境(Surrounding)体系与环境之间的界面可以是实际存在的，也可以是假想的。
上一内容下一内容回主目录返回2014-11-3体系分类根据体系与环境之间的关系，把体系分为三类：(1)敞开体系(open system) 体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。
上一内容下一内容回主目录返回2014-11-3体系分类(2)封闭体系(closed system) 体系与环境之间无物质交换，但有能量交换。
上一内容下一内容回主目录返回2014-11-3体系分类(3)孤立体系(isolated system) 体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故又称为隔离体系。
常常把封闭体系和体系影响所及的环境一起作为孤立体系来考虑。
上一内容下一内容回主目录返回2014-11-3体系的性质用来描述体系状态的各种宏观物理量，统称为体系的性质，包括T、P、V、C。
物理化学第一章--化学热力学PPT课件
A. Q B. W C. Q+W D. Q-W
系统经一等压过程从环境吸热，则（ A）
A. Q＞0 B.△H＞0
C.△U＞0 . D. A,B都对
53
• 熵是混乱度(热力学微观状态数或热力学几 率)的量度，下列结论中不正确的是：
• (A) 同一种物质的 S(g)>S(l)>S(s) ； • (B) 同种物质温度越高熵值越大 ； • (C) 分子内含原子数越多熵值越大 ； • (D) 0K时任何纯物质的熵值都等于零 。
.
54
• 有一个化学反应，在低温下可自发进行， 随温度的升高，自发倾向降低，
• 这反应是：
• (A) ∆S > 0，∆H > 0 ； • (B) ∆S > 0，∆H < 0 ； • (C) ∆S < 0，∆H > 0 ； • (D) ∆S < 0，∆H < 0 。
.
55
• 状态函数改变后，状态一定改变。（ ） √ • 状态改变后，状态函数一定都改变。（ ）× • 系统的温度越高，向外传递的热量越多。（ ） × • 一个绝热的刚性容器一定是个孤立系统。（ ） × • 系统向外放热，则其热力学能必定减少。（ ） ×
• 如果某系统在膨胀过程中对环境做了
100kJ的功，同时系统吸收了260kJ的热，
等温过程：T不变 等压过程：P不变 等容过程：V不变 （2）途径：由同一始态到同一终态的不同 方式称不同途径。（殊途同归）
.
13
三、热力学第一定律 ——能量守恒
△U = Q + W 其中：U：内能（J）
Q：热（J） W：功（J）
.
14
1. 内能
•内能定义：系统内部的能量。
普通化学无机化学2019化学热力学基础1-PPT课件
功和热的数值与变化途径有关，因此它们不是 状态函数。
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气体反抗恒定外压所做的体积功可计算如下：
W p V 外
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例 2.1 温度 T，体积 V 的理想气体发定压膨 胀，体积增大 △ V。 以该理想气体为系统，计算过程中系统所作体 积功。
9
体系和环境往往要进行物质和能量交换，按照 交换情况的不同，可将体系分为三种类型： （1）敞开体系：体系和环境之间既有物质交 换，又有能量交换的体系。 例：有一广口瓶，内盛一定量的水，这个盛水 的广口瓶就可看作是敞开体系，既有能量交换， 还有水的蒸发和气体溶解。 研究对象是水。
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（2）封闭体系：即体系和环境之间，只有能 量交换，而无物质交换。
一个人的健康状态常用体温、脉搏、血压等物 理量来说明，一个体系的状态也可以用一系列 物理量来确定。 如理想气体的状态是由压力p、体积V、温度T 和物质的量n，4个物理量来确定。
13
如果其一个或多个物理量发生变化，则体系由 一种状态变成另一种状态。 这些确定体系热力学状态的物理量（p、V、T、 n）称之为状态函数。
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2.1.3功和热 功和热是体系（研究对象）状态变化（用状态 状态函数来描述）时，与环境交换能量时的两 种形式。
当体系和环境是由于温差而在两者之间传递的 能量称为热。 常以符号Q来表示，规定若系统吸热 Q>0,系统 放热 Q<0.热的单位是J.
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除了热以外，体系和环境之间传递能量的所有 其它形式统称为功。 功是由于压力差或其它机电“力”引起的能量 在体系和环境之间的交换的形式。 功用符号W表示，规定若环境对体系做功W > 0. 体系对环境做功W < 0,功的单位是J.
2
普通化学第七版知识点总结
普通化学第七版知识点总结普通化学是一门涵盖广泛化学知识的基础学科，对于初学者理解化学的基本原理和概念至关重要。
以下是对普通化学第七版的知识点总结。
一、化学热力学基础1、热力学第一定律能量守恒定律在热力学中的应用，即ΔU ＝ Q ＋ W。
内能的变化（ΔU）等于吸收的热量（Q）与做功（W）的总和。
2、焓（H）定义为 H ＝ U ＋ PV，在恒压条件下，ΔH ＝ Qp，即反应的焓变等于恒压反应热。
3、熵（S）用于描述系统的混乱度，孤立系统的熵总是增加的（熵增原理）。
4、自由能（G）G ＝ H TS，通过自由能的变化（ΔG）可以判断反应的自发性，当ΔG ＜ 0 时，反应自发进行。
二、化学反应速率1、反应速率的表示通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2、浓度对反应速率的影响遵循质量作用定律，对于反应 aA ＋bB → cC ＋ dD，反应速率 v＝ kA^mB^n。
3、温度对反应速率的影响温度升高，反应速率加快，遵循阿伦尼乌斯公式 k ＝ A e^（Ea/RT)。
4、催化剂对反应速率的影响能改变反应历程，降低反应的活化能，从而加快反应速率。
三、化学平衡1、可逆反应与化学平衡在一定条件下，正逆反应速率相等时，体系达到化学平衡状态。
2、平衡常数对于反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，平衡常数 Kc ＝ C^cD^d ／ A^aB^b。
3、影响化学平衡的因素浓度、温度、压力等的改变会导致平衡的移动，遵循勒夏特列原理。
四、溶液中的离子平衡1、酸碱平衡酸碱质子理论，酸是能给出质子的物质，碱是能接受质子的物质。
2、水的离子积（Kw）在一定温度下，Kw ＝ H+OH，常温下 Kw ＝ 10×10^－14。
3、酸碱的解离平衡酸或碱在溶液中的解离程度用解离常数（Ka 或 Kb）表示。
4、缓冲溶液能够抵抗少量外来酸碱或稀释的影响，保持 pH 相对稳定。
5、沉淀溶解平衡溶度积（Ksp）与离子浓度的关系可以判断沉淀的生成和溶解。
普通化学第一章检测题及答案
普通化学第一章（化学热力学基础）模拟试题1．填空题（1）物理量Q（热量）、T（热力学温度）、V（系统体积）、W（功），其中属于状态函数的是；与过程有关的量是。
（2）QV = △U 的应用条件是；；。
（3）在封闭体系中，公式△H = QP的适用条件是。
（4）已知CO2（g）的△fHmθ（298.15K）= －394 kJ／mol，CO2（g）= C（石墨）+O2（g）反应的△fHm（298.15K）为kJ／mol（5）已知反应C（石墨）+ O2（g）= CO2（g），△rHmθ（298.15 K）=－394 kJ·mol和C（金刚石）＋O2（g）= CO2 (g)，△rHmθ（298.15 K）= －396 kJ·mol问金刚石的△fHmθ（298.15 K）= kJ／mol。
（6）纯物质完美晶体，在时熵值为零。
（7）液态苯气化为气态苯的过程△rS 值，气体在催化剂上吸附过程△rS值。
（8）某放热反应的 B v＞0，则在升高温度（p不变）时化学平衡的移动方向为；在增大压力（T不变）时平衡移动方向；加入隋性气体（T，p 不变）时平衡移动方向是。
（9）两个体积相同、温度相等的球形容器中，装有同一种气体，当连接两容器的活塞打开时，△S值。
（10）理想气体的吉布斯函数（G ）在向真空膨胀时。
（11）在恒温恒压下，化学反应的△rHm －T△rSm > 0，则反应。
（12）熵减小的反应在低温下可自动进行，此反应的△rHm 。
（13）在等温等压条件下，某反应的Kθ=1，则△rGmθ的值为。
（14）在等温下，若化学平衡发生移动，其平衡常数。
（15）温度T时，在抽空的容器中发生下面的分解反应：NH4HS(s) NH3(g) +H2S(g)，测得此平衡体系的总压力为p，则平衡常数Kθ的表达式为。
（16）在恒温恒压下，化学反应的△rHm= T△rSm，则化学反应。
2．选择题（1）内能是体系的状态函数，若某一体系从一始态出发经过一循环过程又回到始态，则体系内能的增量是（）。
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2019/1/10 第一章 化学热力学基础（上） 4
第一节 热力学基础知识
一、系统的状态函数 （1）系统(体系)和环境：
人们在用观察和实验等方法进行科学研究 时，首先要确定所要研究的对象。热力学中 把被确定的研究对象称为系统（也称作体系 或物系）。它是由大量微观粒子所组成的宏 观系统。系统以外与系统有密切关系的部分 称作环境。（例略）
以下说法是否正确？
温度高的物体热量高；一体系具有较高的 功或热量。
2019/1/10 第一章 化学热力学基础（上） 10
三、 热力学第一定律
体系内部能量的总和称为热力学能 （内能） ， 用符号U来表示。内能包括体系内所有物质分 子的平动能、转动能、振动能、电子运动能、 核能等。U是状态函数。 自然界的一切物质都具有能量，能量有各 种不同形式，而且能够从一种形式转化为另一 种形式，在转化过程中能量的总数值不变。这 就是能量守恒定律，即热力学第一定律。
解：1. 由题意知：Q=+60kJ ，W = -20kJ 因此： U体系 = Q - W = + 60 +（-20）= + 40kJ 2. 由题意知：Q=-60kJ ，W = +20kJ 因此： U环境 = Q + W= -60 +（+20）= -40kJ 如果把体系和环境看做一个整体。则U体系+ U环境=0 这是热力学第一定律的另一种表达方式。
2019/1/10 第一章 化学热力学基础（上） 13
四、 过程的热
根据热力学第一定律： U = Q + W
当体系只作体积功时：U = Q - p外· V 如果反应在恒容条件下进行，这时的热效应称为恒容热效应， 以QV表示。 所以： U = QV 如果反应在恒压条件下进行，这时的热效应称为恒压热效应， 以Qp表示。 U = Qp + W = Qp - p外· V U2 -U1 = Qp - p外·（V2 -V1 ）= Qp - p2· V2 + p1· V1 Qp = （ U2 + p2· V2 ）- （ U1 + p1· V1 ） H=U+pV 焓 Qp = H2 - H1 = H
2019/1/10
第一章 化学热力学基础（上）
7
（3）过程和途径：
过程：体系状态发生的变化。
途径：完成过程的具体步骤。
始态 A
恒温过程：T1= T2 = T环 恒压过程：P1 = P2 = P环 恒容过程：V1= V2 或 V=0 绝热过程：Q=0 循环过程：
B
C 终态
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第一章 化学热力学基础（上）
第一章
教学目标:
化学热力学基础
热力学基础知识：
1. 了解状态函数及其特征、功和热的概 念。 2. 理解热力学第一定律和热力学能的 概念，定容热与热力学能变、定压热与焓 变的关系。
2019/1/10 第一章 化学热力学基础（上） 1
热化学：
1. 掌握定容、定压化学反应与化学反应的摩尔热 力学能（变）、摩尔焓（变）的关系。 2. 理解并熟练应用盖斯定律，熟练应用物质的标 准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓 化学热力学基础（上）
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体系自环境中吸收Q的热 Q W 状态1（始） 体系对环境做了W的功 状态2（终）
U1
U2
根据热力学第一定律：体系终态的内能U2应等于始 态的内能U1加上体系吸收的热量Q，加上体系对环境所 做的功W。 U2 = U1 + Q + W U2 - U1 = Q + W U = Q + W
二、 热和功
热（Q）：体系与环境之间由于温度差而引 起的能量传递。
功（W）：除热量以处，其它任何形式的能 量传递。
P外 P外
W= -p外· A· l = -p外· V 式中负号表示系统作功
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l
A A
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第一章 化学热力学基础（上）
习惯上，体系吸热，Q＞0，体系放热，Q＜ 0；体 系对环境做功，W ＜ 0，环境对体系做功，W ＞0。 热和功是否是状态函数？为什么？ 热和功都是变化过程中交换或传递的能量， 是和变化过程相联系的，它们都不是体系自身 的性质，因此它们都不是状态函数。
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第一章 化学热力学基础（上）
敞开体系：体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。 体系 封闭体系：体系与环境之间没有物质交换，只有能量交换。 孤立体系：体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换。 真 空 T体系> T环境
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第一章 化学热力学基础（上）
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（2）状态和状态函数： 体系的各种宏观性质一定，体系就处于一定 的状态。在热力学中把描述体系状态的物理量称 为状态函数。如温度、压力、体积、物质的量等。 体系状态函数的两个明显特征：1.体系的状 态一定，各种状态函数的值就一定。2.体系的状 态发生变化时，体系的状态函数也随之改变，状 态函数的变化值只与体系的始态和终态有关，而 与变化的具体途径无关。
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第一章 化学热力学基础（上）
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当我们研究某个指定的化学反应时，除了反应 速度这个化学动力学的问题外，还需考虑的问题是 在指定条件下该反应能否朝着预定的方向进行？如 果能够进行，反应将进行到什么程度为止？另外， 伴随着反应的进行，将产生多少能量变化？ 前两个问题是反应方向和限度问题，后一个问 题是反应的热效应问题。研究这些问题的理论基础 是热力学。把热力学的基础原理用来研究化学过程 及化学有关的物理现象，就形成了化学热力学。
化学反应的方向性：
1. 了解自发过程的两个趋势，熵及吉布斯自由能的 物理意义。 2. 能应用吉布斯自由能判断反应的自发方向。 3. 掌握吉布斯-亥姆霍兹方程及化学反应等温方程式 的应用。
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第一章 化学热力学基础（上）
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教学内容
第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 第六节 第七节
热力学基础知识 化学反应的热力学能和焓 热化学定律 化学反应的自发性 吉布斯自由能 吉布斯-亥姆霍兹公式的应用 化学反应等温方程式
此式为热力学第一定律的数学表达式
2019/1/10 第一章 化学热力学基础（上） 12
例1-1 某一内能为U的封闭体系，从环境吸收60kJ的热，对 环境做功20kJ。在上述变化过程中，试问：1、体系的内能 变化为多少？2、此过程中环境又发生了什么变化？
U1 （体系）Q=+60 状态1（始）W=-20 U2 状态2（终）