普通化学 第1章 热化学与能源
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
普通化学1答案
第一章 热化学与能源课后部分习题答案1、是非题：（对的在括号内填“+”号，错的填“-”号）⑴ -； ⑵ -； ⑶ +； ⑷ -。
2、选择题（将所有正确答案的标号填入空格内）⑴ c; ⑵ d ; ⑶ a ; ⑷ d; ⑸ a ,b ,d ; ⑹ a ,d ; ⑺ d; ⑻ d ;3、填空题⑴ 弹式热量计内吸热介质（通常为水）质量和比热容；⑵ 钢弹组件的总热容C b ;⑶ 反应前后系统的温度。
6、已知下列热化学方程式：（1）Fe 2O 3（s ） + 3CO （g ）=2Fe （s ）+ 3CO 2（g ）Δr H m = -27.6kJ ·mo l -1（2）3Fe 2O 3（s ） + CO （g ）=2 Fe 3O 4（s ）+ CO 2（g ）Δr H m = -58.6kJ ·mo l -1（3）Fe 3O 4（s ） + C O （g ）=3 Fe O （s ）+ CO 2（g ）Δr H m = 38.1kJ ·mo l -1 计算下列反应：Fe O （s ） + CO （g ）=Fe （s ）+ CO 2（g ）的Δr H m 。
解：{(1)×3 - [(3)×2 +(2)]}/6得Fe O （s ） + CO （g ）=Fe （s ）+ CO 2（g ）Δr H m ＝61{3Δr H m (1)-[2Δr H m (3)+ Δr H m (2)]}=-16.7kJ ·mo l -17.已知乙醇（C 2H 5OH ）在351K 和101.325K p a 大气压下正常沸点温度（351K ）时的蒸发热为39.2K J ∙mo l -1,试估算1 m o l C 2H 5O H （l ）在该蒸发过程中的W 体和ΔU 。
解： C 2H 5OH （l ）2H 5O H （g ） W 体 =-P ΔV =-Δn R T =-1⨯8.314⨯10-3⨯351=-2.92（K J ∙mo l -1） ΔH m =q p ，m =39.2k J.mo l -1ΔU m =ΔH m + W 体=39.2-2.92=36.3 K J ∙mo l-1 11.计算下列反应的（1）ΔγH θm (298.15K ),(2) ΔγU θm (298.15K )和（3）298.15K 时的体积功W ˊ。
第一章 热化学与能源ppt
普通化学作为一门基础课程，是对化学科学各
分支的基础知识作一整体的介绍，使学生了解
当代化学学科的概貌，能运用化学的理论、观
点、方法分析问题、解决问题。了解化学对人
类社会的作用和贡献。
教学内容
● 基本理论和基本知识：
热化学，化学反应的方向、程度和速率，水化学， 电化学，物质结构基础，元素化学，有机高分子化
摩尔反应热qm：反应热q与反应进度ξ之比。
单位：J· -1。 mol
qm q
计算上题的摩尔反应热。（ qm 的大小与反应方程式的写 法有关吗？） qm（N2H4，l）=M联氨×9.69÷0.5
热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式。
书写热化学方程式时须注明物态、温度、压力、组成等条件。
2.0mol的NH3
若上述合成氨反应写成：（比较前面计算）
1 3 N 2 g H 2 g NH 3 g 2 2
t0
3.0
10.0
0
(mol)
t t1时
2.0
7.0
2.0
(mol)
' 1
n N2
N
2
(2.0 3.0)mol 2.0mol 1/ 2
故反应进度必须对应具体的反应方程式。
1.1.2 反应热的测量
反应热：化学反应时所放出或吸收的热叫做反应
的热效应，简称反应热。
热化学：对反应热进行精密的测定并研究与其他 能量转化的定量关系的学科。
(1) 水溶液中的反应
在封闭体系中，H2SO4与NaOH在水溶液中发生 中和反应，放出的热量全部被水溶液吸收，使水溶 液的温度升高。可用下式表示： q=-cs. ms. (T2-T1)
大学普通化学第一章
q q
Example 2
(系统吸热)= (系统吸热)=
m·cs · ΔT n·cm · ΔT
100.0 J 的热量可使 1mol 铁的温度上升 3.98 K,求铁的cm.
Solution
q 100.0J cm = = n ⋅ ΔT (1mol)(3.98K) = 25.1 J ⋅ mol ⋅ K
−1 −1
(a)
(b)
如下图所示，试管内的物质有几相组成?
因为试管a内的酒精和水互 因为试管a内的酒精和水互 溶，故溶液中任何部分的物理 溶，故溶液中任何部分的物理 性质和化学性质完全相同；而 性质和化学性质完全相同；而 试管b内，煤油和水互不相 试管b内，煤油和水互不相 溶，致使上下两层液体的物理 溶，致使上下两层液体的物理 性质和化学性质完全不相同， 性质和化学性质完全不相同， 而且上下层间有明确的界面隔 而且上下层间有明确的界面隔 开，因此上下层液体形成两个 开，因此上下层液体形成两个 相。 但是，如果把液体上方的 相。 但是，如果把液体上方的 空气也考虑进去，则试管a中 空气也考虑进去，则试管a中 有两相：气相和溶液相；试管 有两相：气相和溶液相；试管 b中有三相，分别是水相、煤 b中有三相，分别是水相、煤 油相及液体上方的气相。 油相及液体上方的气相。
3. 状态和状态函数 (state and state function)
状 态: 一定条件下系统存在的形式。 状态函数: 描述系统状态的物理量，例如 p，V，T 等。
Attention：
(1) 系统的状态确定，系统的各种性质即所有的状态函数也都 确定，反之亦然。 (2) 当系统的状态发生变化，系统的状态函数也变化，但不一 定所有的状态函数都变化，如等温、等压过程。 (3) 反过来，当系统有一个状态函数发生变化，系统的状态一 定发生变化。
第一章 热化学与能源
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1.1 反应热的测量
体系的某一广度性质，除以另外一个 广度性质，特别是除以体系物质的量 （mol），就转换成了强度性质。 摩尔分数：χ ＝n1/n 摩尔体积：Vm=V1/n 摩尔焓：Hm=H/n 密度: ρ=m/v
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1.1 反应热的测量
引入反应进度的优点 在反应进行到任意时刻时，可用任一 反应物或生成物来表示反应进行的程度， 所得的值总是相等的。 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 反应前n10/3
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1.1 反应热的测量
1.1 反应热的测量
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1.1 反应热的测量
(3)系统的分类 敞开系统: 系统和环境之间，既有物质交换， 又有能量交换。 (以热和功的形式 )
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1.1 反应热的测量
封闭系统 系统和环境之间，没有物质交换，但 有能量交换。 封闭系统中 物质的质量是守恒的。
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普通化学
普通化学实验是本课程不可缺少的一 个重要环节。 通过实验课的开设，不仅可以加深、 巩固并扩大学生对所学的基本理论和 基本知识的理解，还可以训练基本操 作技能；并培养独立操作、观察记录、 分析、归纳、撰写报告等多方面的能 力以及科学工作方法。
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普通化学
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1.1 反应热的测量
⑧自由膨胀过程（向真空膨胀）
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1.1 反应热的测量
5.功和热 热和功是系统变化时与环境之间 交换或传递能量的两种不同形式。 系统和环境之间因温差而传递的能 量称为热。(q) 除热以外，其它各种形式被传递的 能量都称为功。(ｗ)
普通化学习题册答案
第1章热化学与能源一、判断题：1、热的物体比冷的物体含有更多的热量。
（×）2、热是一种传递中的能量。
（√）3、同一体系同一状态可能有多个热力学能。
（×）4、体系的焓值等于恒压反应热。
（×）5、最稳定单质的焓值等于零。
（×）6、由于C a C O3分解是吸热的，所以它的标准摩尔生成焓为负值。
（×）7、体系的焓等于体系的热量（×）8、实验测定得到的反应热数据都是恒压反应热。
（×）二、计算题：1、某汽缸中有气体1.20L，在97.3 kPa下气体从环境中吸收了800J的热量后，在恒压下体积膨胀到1.50L，试计算系统的内能变化ΔU。
ΔU = q + w = q – pΔV= 800 – 97.3×103 ×(1.50 - 1.20) 10-3= 770 J2、根据Δf H mΘ的值，计算下列反应的Δr H mΘ(298K ) 是多少：（1）4NH3（g）+ 3 O2（g）= 2N2（g）+ 6 H2O（g）；4NH3（g）+ 3 O2 = 2N2 + 6 H2O（g）Δf H mΘ/ kJ·mol-1- 46.11 0 0 - 241.818Δr H mΘ= 6×(- 241.818)- 4×(- 46.11) = -1266 kJ·mol-1（2）CH4(g) + H2O（g）= CO（g）+ 3 H2（g）。
Δr H mΘ= 206 kJ·mol-1第2章化学反应的基本原理一、判断题：1、放热反应均是自发反应。
（×）2、ΔS为负值的反应均不能自发进行。
（×）3、冰在室温下自动融化成水，是熵增加起了主要作用。
（√）4、因为∆G TΘ= -RTlnKΘ，所以温度升高，平衡常数减小。
（×）5、质量作用定律适用于任何化学反应。
（×）6、反应速率常数取决于反应温度，与反应物浓度无关。
(完整word版)普通化学习题与解答
第一章 热化学与能源1. 是非题（对的在括号内填“+”号，错的填“-”号）（1）已知下列过程的热化学方程式为：则此温度时蒸发1mol 6()UF l ，会放出热30.1kJ 。
（-）（2）在定温定压条件下，下列两个生成液态水的化学方程式所表达的反应放出的热量是一相同的值。
（-）（3）功和热是在系统与环境之间的两种能量传递方式，在系统内部不讨论功和热。
（+）（4）反应的H ∆就是反应的热效应。
（-）2、选择题（将所有正确答案的标号填入空格内）（1）在下列反应中，进行1mol 反应时放出热量最大的是 （c）（2）通常，反应热的精确的实验数据是通过测定反应或过程的哪个物理量而获得的。
（d） （a ）H ∆ （b ）p V ∆ （c ）P q （d ）V q （3）下列对功和热的描述中，正确的是 （a）（a ）都是途径函数，无确定的变化途径就无确定的数值 （b ）都是途径函数，对应于某一状态有一确定值 （c ）都是状态函数，变化量与途径无关（d ）都是状态函数，始终态确定，其他值也确定（4）在温度T 的标准状态下，若已知反应2A B →的标准摩尔反应焓,1r m H θ∆，2222221()()()22()()2()H g O g H O l H g O g H O l +=+=166()();30.1r m UF l UF g H kJ molθ-=∆=422242224222422()()2()()2()()()2()()2()()()2()()2()3()()()()2()2a CH l O g CO g H O gb CH g O g CO g H O gc CH g O g CO g H O ld CHg O g CO g H O l +=++=++=++=+与反应2A C →的标准摩尔反应焓,2r m H θ∆，则反应4C B →的标准摩尔反应焓,3r m H θ∆与,1r m H θ∆及,2r m H θ∆的关系为,3r m H θ∆= （d） （a ）2,1r m H θ∆+,2r m H θ∆ （b ）,1r m H θ∆—2,2r m H θ∆ （c ）,1r m H θ∆+,2r m H θ∆ （d ）2,1r m H θ∆—,2r m H θ∆（5）对于热力学可逆过程，下列叙述正确的是 （abd ）（a ）变化速率无限小的过程 （b ）可做最大功的过程 （c ）循环过程（d ）能使系统与环境完全复原的过程（6）在一定条件下，由乙二醇溶液、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的系统中含有 （ad ） （a ）三个相 （b ）四个相 （c ）三种组分 （d ）四种组分 （e ）五种组分*（7）一只充满氢气的气球，飞到一定高度即会爆炸，这取决于一定高度上的 （d ） （a ）外压 （b ）温度 （c ）湿度 （d ）外压和温度 （8）下述说法中，不正确的是 （d）（a ）焓只有在某种特定条件下，才与系统反应热相等 （b ）焓是人为定义的一种具有能量量纲的热力学量 （c ）焓是状态函数（d ）焓是系统能与环境进行交换的能量3、填空题使可燃样品（质量为1.000g ）在弹式量热计内完全燃烧，以测定其反应热，必须知道：（1） 弹式量热计内吸热介质（通常为水）质量和比热容； （2） 钢弹组件的总热容b C ； （3） 反应前后系统的温度。
第1章热化学与能源-资料
第 1 章 热化学与能源
课程考核方式
结构成绩制 1. 期末统考成绩(90~80%) 2. 平时作业和考核(10~20%)
第 1 章 热化学与能源
第1章 热化学与能源
本章知识要点： 1. 掌握理想气体定律、分压定律及其有关计算； 2. 掌握化学计量数和反应进度的概念； 3. 理解热力学第一定律及qp与qv的关系； 4. 掌握盖斯定律及有关计算； 5. 掌握标准摩尔生成焓、反应标准焓变及其有
第 1 章 热化学与能源
理论课： 重点弄清各章的知识点、重点和难 点。课堂上认真听讲、课后认真复习与消化、 认真完成作业。
实验是课程的重要环节，做实验能加深与巩 固对基本理论和知识的理解；能训练基本操作 技能，培养独立操作、观察记录、分析归纳， 写报告等多方面的能力以及科学工作方法。
实验要求：写好预习报告，不得迟到、缺席， 独立操作，独立写实验报告。
第 1 章 热化学与能源
一、化学的地位与作用
化学与数学、 物理等同属于自然 科学。而且化学是 一门中心性的、实 用性的和创造性的 科学。
第 1 章 热化学与能源
1. 化学的研究对象
化学的研究对象——整个物质世界。而与 人类关系最大、最直接的物质是由包括原子、 分子、生物大分子乃至超分子组成，都是化学 研究的范围。
对新世纪的大学生来说，其知识结 构应包含专业知识、人文知识和一定的 管理知识。而在专业知识中，必须有宽 厚扎实的自然科学知识基础，才能掌握 和应用好本专业的知识，才能在综合素 质中表现出开拓性和创造性。
第 1 章 热化学与能源
三、学习化学的目的
化学学科研究的对象生动有趣，化学现象变化多， 既有宏观的也有微观的，又贴近生活，有自己一套 “语言”，有独特的“学科文化”。我们在学习化学 知识的同时，可以了解化学学科的发展过程、发展特 点和发展趋势，学会化学学科观察事物的方法和思维 方式化。学知识是自然科学知识中必不可少的知识之一， 它对自然界的理解和观察有独到的地方。因为它涉及 的范围无所不包，在人们生活中无处不在。
普通化学浙江大学-绪论、第一章热化学与能源
(2.0 0)mol 2
1.0mol
2 1.5mol
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热效应：指化学反应过程中系统放出或吸收的热量。 研究纯物质化学和物理变化过程中热效应的学科叫热化学。
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1.2 反应热的测量 1 .反应热的实验测量方法
（等容）反应热可在弹 式量热计中精确地测量。 测量反应热是热化学的 重要研究内容。
的qp,m为–393.5kJ·mol –1，则该反应的qV,m 为多少？
答：该反应的Δn(g) = 0， qV = qp
小结:
对于没有气态物质参与的反应或Δn(g) = 0的反应， 则:qV qp
对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)0的反应， 则:qV qp
大多数反应在等压下进行，不特别指明一般指等压热
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例4. 计算
已知反应
C
1 2
O2
C O2 CO2 和 CO 的反应焓。
CO
1 2
O2
CO2
的反应焓，
解：
C O2 CO2
r H m,1 393.5 kJ mol 1
隔离体系 无物质和能量交换
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2. 体系的性质 体系的宏观性质 如温度、体积、压力 广度性质：与物质的量有关,其量值具有加和 性，如体积、质量、能量等.
强度性质：与物质的量无关,其量值不具有加 和性，如温度、压力等。
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普通化学各章总结重点
第一章热化学与能源一、总体要求：1.了解若干热力学基本概念和反应热效应q 的测定;2.理解热化学定律及其应用；掌握反应的标准摩尔焓变的近似计算；3.了解能源的概况和我国能源的特征，及可持续发展战略。
1. 重要概念：状态函数（什么量是状态函数，什么量不是状态函数？）； 热力学标准态（标准浓度、标准压力）； 反应进度（ξ）； 标准摩尔生成焓（据其定义会表示和计算Δf Hθ m；注意稳定态单质的为零；2. 盖斯定律（注意使用条件）；(1)盖斯定律的推论：若化学反应相加减，则其反应热也随之相加减（注意：方程式乘以某一系数，反应热也随之乘以某一系数；方程式方向改变，反应热符号随之改变）。
(2)反应的标准摩尔焓变的计算△r H m θ(298.15K)的计算公式；注意事项（1）生成物-反应物（2）公式中化学计量数与反应方程式相符（3）注意Δf H θ m 的正、负值（4）反应的标准摩尔焓变温度影响)K 15.298()(m r m r H T H ∆≈∆第二章、化学反应的基本原理与大气污染一、 总体要求：1.理解并掌握促使化学反应能够进行的动力是什么？并会计算。
2.理解并掌握化学反应能够进行的程度有多大，如何表述和计算。
3.理解并掌握化学反应进行的快慢程度怎样，如何描述和表征。
4.了解大气污染物分类、性质及对大气造成的影响，了解清洁生产和绿色化学熵的概念和反应的标准摩尔熵变S （0K ）＝0（注意稳定态单质的不为零）;物质的标准熵值S θm 大小规律；反应标准摩尔熵变Δr S θm （298.15K ） 的计算公式 注意：吉布斯函数；反应标准摩尔吉布斯函数变（1）G = H –TS ΔG = Δ H–T Δ S （2）吉布斯判椐ΔG < 0 ，自发过程，过程能向正方向进行 ΔG = 0 ，平衡状态ΔG > 0 ，非自发过程，过程能向逆方向进行Δ H 、Δ S ΔG 符号的影响（据Δ H 、Δ S 的值判断方向或已知方向判断Δ H 、Δ S 的值）反应标准摩尔吉布斯函数变的计算 Δr G θm (298.15 K)的计算：Δf G θm (物质，298.15 K)计算 利用△r H m θ(298.15K)和Δr S θm （298.15K ）求算：Δr G θm (298.15 K)= △r H m θ(298.15K)－298.15×Δr S θm （298.15K ） Δr G θm (T)的计算：Δr G θm (T)≈△r H m θ(298.15K)－T ×Δr S θm （298.15K ）标准平衡常数k θc θppθk θ只是温度的函数,温度一定, k θ为一常数,不随浓度或压力而变。
普通化学第1章
1.2 反应热的理论计算
● 利用燃烧焓
有机物难以从单质直接合成，但易燃烧。有机物的燃烧焓 ΔcHm0 指 1 mol 有机物在标准态下完全燃烧所放出的热量。 计算公式：ΔrHm0 = -ΣυBΔcHm0（B）
部分习题答案
1.1几个热力学常用术语
状态函数特点：a 状态一定，其值一定； b 殊途同归，值变相等； c 周而复始，值变为零。 例如，下面两种途径得到的300 K的水，其状态是是相同的。
1.1几个热力学常用术语
●过程与途径 过程：系统状态发生的变化 途径：实现过程的具体步骤 状态函数的变化值只取决于过程的始态与终态，而与过程的途 径无关。 热力学可逆过程：如果系统经过某过程由状态I变到状态II，当 系统沿该过程的逆过程回到原来的状态时对环境产生的一切影响被 消除。 可逆过程是一种理想化的过程，实际过程都是不可逆过程。实 际过程只能无限地趋近于理想过程。 可逆过程是在系统接近于平衡的状态下发生的无限缓慢的过程 ，和平衡密切相关。后续章节中有关热力学增量，只有通过可逆过 程（平衡）才能求得。可逆过程做功最大（反的命题不一定成立）。
石墨 每个碳原子都按平面正三角形方向和其他3个碳原子 以共价键结合，形成一个六角形平面层。C－C键长为142 pm，在垂直于层的方向上，还有一个价电子以π键（见 第3章）的方式将无数的平面层连结在一起，层间距为 340 pm。层间价电子活动比较自由，石墨的导电性、滑 动性都与此结构状态有关。做铅笔芯的并不是铅而是石 墨,但铅笔这个名词已沿用至今。石墨和金刚石都是碳元 素的单质，由于结构不同，性质差别很大，但在一定的 条件下，石墨可以变为人造金刚石，但变化条件相当苛 刻── 2000℃以上，1500 MPa。
普通化学-第一章
q p,m 570kJ mol 1
若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下。 书写热化学方程式时应注意： 标明反应温度、压力及反应物、生成物的 量（化学计量系数）和状态；
问题：反应热与反应式的化学计量数有关么 ？
3. 盖斯定律
qp =ΔH
qV =ΔU
化学反应的恒压或恒容反应热数值只与物质的始态 或终态有关而与变化的途径无关。
始态 C(石墨) + O2(g)
r H m, 1
终态 CO2(g)
r H m, 2
中间态 CO(g) + ½ O2(g)
r H m, 3
r H m, 1 r H m, 2 r H m, 3
U1
q>0
w>0
ΔU = q +w
U2
热—无序能；功—有序能；能的品位不同。
4. 体积功w体的计算
等外压过程中，体积功 w体= – p 外(V2 – V1) = – p外ΔV p外 = F / A，l = ΔV / A2， 因此，体积功
等外压指系统 外压恒定。
l
p
p外 = F / A
w体= F · l = –(p外· A) · (ΔV/A) = – p外 Δ V ——体积功的定义式
1. 2. 2 化学反应的反应热与焓
通常把反应物和生成物具有相同温度时，系统吸收 或放出的热量叫做反应热。 根据反应条件的不同，反应热又可分为： 定容反应热 恒容过程，体积功w体 = 0，不做非体积功 w ′=0时， 所以， w= w体+ w ′=0 ，qV = ΔU 定压反应热 恒压过程，不做非体积功时， w体= – p(V2–V1)， 所以qp = ΔU + p(V2–V1) 这两个公式可用来计算定容、定压反应热
《热化学与能源》课件
核能技术的发展需要加强国际合作，共同推进核能技术的安全、可持续发展。
热化学在能源领域的前景展望
高效利用化石燃料
通过热化学方法提高化石燃料的燃烧效率，降低污染物排放，实现能源的可持续发展。
新型热化学反应路径的开发
探索新型的热化学反应路径，降低能耗和减少污染物排放，实现绿色、环保的能源生产。
现状分析
全球及各地区能源消费结构、产量和需求量等现状。
问题探讨
能源利用中的环境污染、资源枯竭、能源安全等问题。
发展趋势
挑战分析
新能源技术的研发和应用、能源结构的优化和转型等。
新能源技术的研发和应用、能源结构的优化和转型等。
热化学与化石能源
1
2
3
储量丰富，分布广泛，但燃烧效率低，污染大。
煤
燃烧效率高，污染较小，但储量有限，开采成本高。
热化学是研究物质在热能作用下所发生的化学反应的科学，其分类主要根据反应过程中是否涉及化学键的断裂和形成。
总结词
热化学反应可以实现能量的有效转换和利用，主要通过燃烧、热电、热力循环等方式实现。
详细描述
燃烧是一种常见的热化学反应，通过燃烧燃料可以将化学能转化为热能和光能。热电是指利用温差实现电能转换的现象，而热力循环则是将热能转化为机械能的循环过程，如蒸汽机、燃气轮机等。
热化学在能源领域具有广泛的应用，如化石燃料、生物质能、核能等。
总结词
化石燃料是当前主要的能源来源之一，通过燃烧释放出大量的热能，可用于发电、供暖等领域。生物质能是利用生物质材料进行燃烧或发酵产生能量，具有可再生性。核能则是利用核裂变或核聚变反应释放出大量的能量，具有高效、清洁的特点。
“普通化学公式总结”教案讲义
·RT/p,
ξ=ΔnB/vB
ΔrHm=ΔrUm+∑Bv(Bg)·RT
qm=q/ ξ, qp = ΔHp, qv = ΔUv
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B
B
1、d为微分符号，表示微 小变化 2、nB为物质B的物质的量 3、ξ单位为摩尔（mol） 4、与化学反应方程式有关
当按所给反应式的化学计量数进行了一个单位的化学反应时， 反应进度就等于1mol，即进行了1mol化学反应
化学反应热效 应（反应热）
化学反应过程 中系统放出或 吸收的热量， 具有广度性质
标准 状态
1、我国国家规定，标准压力pӨ=100KPa 2、手册上一般选T=298.15K为参考温度
表示符号：ΔfHӨm（298.15K）, 常用单位： KJ·mol-1
标准 摩尔 生成 焓
标准状态时由 指定单质生成 单位物质的量 的纯物质B时 反应的焓变
f表示生成反应, Ө表示标准状态，m表示反应进度为 1mol，即该生成反应的产物必定是“单位物质的量”
Δp ≈0, ΔV ≈0，ΔT=0， qp = ΔHp=ΔUp+pΔV, qv = ΔUv ，ΔUp=ΔUv+ΔU1 又△U1=q+w= q– pΔV ≈0 故qp = ΔHp ≈ΔUp，ΔUp≈ΔUv
等温，理想气体（对外做功为0）：
ΔT=0，w=0，故△U1=q+w= q– pΔV =0
又ΔV=∑Δn(Bg) B
系统 环境
开放系统 有物质和能量 （敞开系统） 交换
作为研究 对象的那 一部分物 质和空间
封闭系统
隔离系统 （孤立系统）
只有能量交换
无物质和能量 交换
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图1.3 弹式量热计
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反应所放出的热等于水所吸收的热和钢弹 组件所吸收的热之和：
q＝ -｛q(H2O)+ qb} ＝-｛C(H2O)·△T ＋Cb·△T｝ ＝-ΣC ·△T
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例： 反应前物质的量n1/mol 反应某时刻物质的量n2/mol
N2(g)＋3H2 (g) ＝2NH3 (g)
10 30
0
8 24
4
ξ＝[n2(N2)－n1(N2)]/v(N2)＝(8－10) mol/(－1)＝2 mol
或 ξ＝[n2(H2)－n1(H2)]/v(H2)＝(24－30) mol/(－3)＝2 mol 或ξ＝[n2(NH3)－n1(NH3)]/v(NH3)＝(4－0) mol/2＝2 mol
隔离系统 无物质和能量交换
5
注意以下几点:
(1) 系统与环境之间的关系主要是物质和能量交换。 (2) 系统的边界有多种多样。
可以是实际的，也可以是假想的。如刚性壁， 活动壁，绝热壁，透热壁，半透壁。 (3) 不同系统有不同的环境，常用热源这一概念描 述。
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2. 相(phase)
答案: (1)在此条件下，存在3相（气、液、固各一相)。 (2)3相（气体1相，固体2相）。
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3. 状态与状态函数(state and state function)
• 状态是系统一切性质的总和。有平衡态和非平 衡态之分。
如系统的宏观性质都处于定值，则系统为平衡态。 状态变化时，系统的宏观性质也必然发生部分或全部变 化。
Lecture 1
教学目标：
• 了解定容热效应(qv)的测量原理。熟悉qv的实验计算方
法。 • 了解状态函数、反应进度、标准状态的概念和热化学定
律。理解等压热效应与反应焓变的关系、等容热效应与 热力学能变的关系。 • 掌握标准摩尔反应焓变的近似计算。 • 了解能源的概况、燃料的热值和可持续发展战略。
• 状态函数： 用于表示系统性质的物理量X 称状态函数，如 气体的压力p、体积V、温度T 等。
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状态函数的性质
➢ 状态函数是状态的单值函数。 ➢ 当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统
的始、终态有关，而与变化的实际途径无关。
以下例子说明：当系统由始态变到终态时，系统的状态函数 压力p和体积V的变化量与途径无关。北京·中国地质大学化学教研
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• 对于同一反应，反应式写法不同，vB就不同，因而ξ值不同。
例： 反应前物质的量n1/mol
1/2N2 (g)＋3/2H2 (g) ＝NH3 (g)
10
30
0
反应某时刻物质的量n2/mol 8
24
4
ξ＝[n2(N2)－n1(N2)]/v(N2)＝(8－10) mol/(－1/2)＝4 mol
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2. 热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的方程式。
其标准写法是：先写出反应方程，再写出相应反应 热，两者之间用分号或逗号隔开。例如：
N2H4(l)+O2(g)=N2 (g) +2H2O (l)； qV,m 620kJ mol 1
2H2(g)+O2(g)=2H2O (l)；
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思考：反应热有定容反应热和定压反应热之分。前者的反
应条件是恒容，后者的反应条件是恒压。用弹式量热计测 量的反应热是定容反应热还是定压反应热？
答：定容反应热
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• 弹式量热计所吸收的热分为两 个部分： (1) 加入的水所吸收的热； q(H2O)=c(H2O)·m(H2O)·△T ＝C(H2O)·△T
q cs ms (T2 T 1) Cs T
q为一定量反应物在给定条件下的反应热效应；
cs表示溶液的比热容； ms为溶液的质量；
Cs为溶液的热容， Cs＝ cs·ms
对于反应热q，负号表示放热，正号表示吸热。
由于完全反应，ξ = n 因此摩尔反应热：
qm q / n
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重点:
(1)热化学基本概念：状态函数，可逆过程，化学计量数， 反应进度，反应热和焓。
(2) 定容热效应的测量原理和方法。 (3)热力学第一定律和盖斯定律及其应用。 (4)力定学压能热变效的应关(qp系)与。反应焓变的关系、定容热效应(qv)与热
(5)化学反应的标准摩尔焓变的计算。
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5. 化学计量数
一般用化学反应计量方程表示化学反应中质量守恒 关系， 通式为：
0 BB
B
B 称为B 的化学计量数。 符号规定：反应物： B为负；产物：B为正。
例：应用化学反应通式形式表示下列合成氨的化学反应计 量方程式：
N2 + 3H2 ＝2NH3
解：用化学反应通式表示为：
思考：力和面积是什么性质的物理量？它们的商即压强
(热力学中称为压力)是强度性质的物理量。由此可以得出 什么结论？ 答：力和面积都是广度性质的物理量。结论是两个广度 性质的物理量的商是一个强度性质的物理量。
推论：摩尔体积(体积除以物质的量)是什么性质的物理量？
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4. 过程与途径
外压从3pº变为p°
3pº
V T
图1.2 状态函数的性质
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状态函数的三个特点：
① 状 态一定，其值一定； ② 殊途同归，值变相等 ； ③ 周而复始，值变为零。
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广度性质和强度性质
状态函数可分为两类： 广度性质：具有加和性，如体积、质量等。
强度性质：不具有加和性，如温度、压力等。
• 当涉及到反应进度时，必须指明化学反应方程式。
• 当ξ＝1 mol时，表示进行了1 mol化学反应，或简称摩尔反 应。
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Lecture 2
1.1.2 反应热的测量
• 反应热: 化学反应过程中系统放出或吸收的热量。 • 热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正。
• 摩尔反应热: 当反应进度为 1 mol时系统放出或吸收的 热量。
系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分 称为相。根据相的概念，系统可分为：
单相（均匀）系统 多相（不均匀）系统
相与相之间有明确的界面。
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• 气体物质及其混合物：单相。
• 液体物质： 如相互溶解，则形成一个相（如酒 精与水）；如互不相溶，混合时，则形成有明 显界面分开的两个液相（如四氯化碳和水）。
• (等容)反应热可在弹式量 热计中精确地测量。测 量反应热是热化学的重 要研究内容。
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图1.3 弹式量热计
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1. 反应热的实验测量方法
设有n mol物质完全反应，所放出的热量使弹式量热计与 恒温水浴的温度从T1上升到T2，弹式量热计与恒温水浴的 热容为Cs(J·K-1)， 比热容为cs(J·K-1kg-1 )，则：
答案：不相同。
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1.2 反应热的理论计算
并不是所有的反应热都可以实验测定。例如反应：
2C(s) + O2(g) = 2CO(g) 思考：为什么上述反应的反应热无法实验测定？
答案：实验过程中无法控制生成产物完全是CO。
只能用理论方法来计算该反应的反应热。
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1. 热力学能(U)
系统内部运动能量的总和。内部运动包括分子的平动、转 动、振动以及电子运动和核运动。
由于分子内部运动的相互作用十分复杂，因此目前尚无法 测定内能的绝对数值。
内能的特征： ➢ 状态函数； ➢ 无绝对数值； ➢ 广度性质。
思考：同样的物质，在相同的温度和压力下，前者放在 10000m高空，以400m/s飞行的飞机上，后者静止在地面上， 两者的内能相同吗？
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例： 联氨燃烧反应：N2H4(l)+O2(g)=N2 (g) +2H2O (l) 已知：
m(N2H4 ) 0.500g m(H2O) 1210g Cb 848J K1 T1 293.18K T2 294.82K
解：燃烧0.500g联氨放热为
q [q(H2O) qb ] [c(H2O) m(H2O)T CbT ]
0= - N2 - 3H2 + 2NH3
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• 对于同一个化学反应，化学计量数与化 学反应方程式的写法有关。
例： N2(g) + 3H2(g)＝2NH3(g) v(N2)＝-1， v(H2)＝-3， v(NH3)＝2
1/2N2(g) + 3/2H2(g)＝NH3(g) v(N2)＝-1/2， v(H2)＝-3/2， v(NH3)＝1
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1.2.1 热力学第一定律
封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，
从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU (U2 – U1)为：
ΔU = q + w
热力学第一定律：实质是能量守恒定律在热力学中的 的应用。 “第一类永动机不可能制成”是热力学第一定律的另 一种表述。
其中，热力学能从前称为内能。
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