中国农业大学普通化学3
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反应式（1）+（2）=（3）
ΔrH m3 =ΔrH m1 +ΔrH m2
= -110 kJ.mol-1 -284 kJ.mol-1 =-394 kJ.mol-1
29
注意：
a. 各反应中，同一物质的聚集状态及压力温度 等条件应相同。 b. 在对反应式进行合并时，如果有系数的变化 则相应的焓变值要有相应的系数变化。
25
③反应式书写发生改变，反应焓变发生相应的
变化。
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)
ΔrH m(298)=-571.6kJ.mol-1
H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l)
ΔrH m(298)=-285.8kJ.mol-1 H2O(l) =H2(g)+1/2 O2(g)
ΔrH m(298)=285.8kJ.mol-1
H2(g)+ 1/2 O2(g)=H2O(g)
ΔrH m (298K)=-241.8kJ.mol-1
24
2.2.3 热化学方程式（thermochemical equation)
要求：
①注明各物质的物态：
ℓ(liquid), g(gas), s(solid), aq(aqueous) ②注明反应条件：温度、压力 ΔrH m(298) 298K时,化学反应进行1mol时 的标准焓变。
解决化学反应过程中热的问题
2.1 化学反应热(heat of chemical reaction) 当产物温度与反应物温度相同，反应过程中系 统不作非体积功，系统吸收或放出的热量称为 化学反应热。
19
2.2.1 定容热（reaction heat of constant-volume，Qv )
反应在定容条件下进行，这时的化学反应热 称为化学反应的定容热。
解：查表 ΔfH m(CO2,g)=-393kJ.mol-1 ΔfH m(CO,g)=-110kJ.mol-1 ΔfH m(Fe2O3,s)=-824kJ.mol-1 ΔfH m(Fe,s)=0
ΔrH m(298)=3ΔfH m(CO2,g)+2ΔfH m(Fe,s) -3ΔfH m(CO,g)-ΔfH m(Fe2O3,s) =3×(-393 kJ.mol-1)-3×(-110 kJ.mol-1) -(-824 kJ.mol-1)=-25(kJ.mol-1)
ΔfH m_(参考态单质）=?
32
(2) ΔrHm (298K) 的计算 ΔrHm (298K) =ΣνiΔfHm(298K) 该公式可由热力学第一定律
（盖斯定律）推导出。
33
例题4：计算反应 N2(g)+3H2(g)=2NH3（g) ΔrH m (298)
解： 查表
ΔfH m(NH3)=-46.11kJ.mol-1
36
1 解 ： 1） 2） （ （ ] [ 4 N 2 (g) O 2 (g) NO (g) 1 f H m [ r H m (1) r H m ( 2)] 4 1 -1 -1 [1107kJ m ol ( 1150kJ m ol )] 4 -1 90 kJ m ol
ΔfH m(N2)=0 ΔfH m(H2)=0
ΔrHm=2×ΔfH m(NH3)-3ΔfH m(H2)- ΔfH m(N2) =2×(-46.11kJ.mol-1) =-92.22kJ.mol-1
34
例题5：求反应3CO(g)+Fe2O3(s)=2Fe(s)+3CO2
298K时的ΔrH m
(1)定义 物质B的标准摩尔生成焓 是在指定温度
下 由参考态的单质生成1mol物质B时的标准摩尔焓变 。 用符号ΔfH m 表示。单位kJ.mol-1
如：298K 1 O2(g)+H2(g)= H2O(l)
2
ΔrH m = -285.8kJ.mol-1 ΔfH m(H2O,l)= -285.8kJ.mol-1
定的值， Qp也是状态函数。？
22
化学反应的焓变 (enthalpy change，ΔrH ）
ΔrH < 0 放热反应 r（reaction)
ΔrH > 0 吸热反应
ΔrH ΔrH m
标准状态下化学反 应的焓变
标准状态下1mol 化学反应的焓变
23
下式的意义？
H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l) ΔrH m(298K)=-285.8kJ.mol-1
• 掌握化学反应自发进行方向的判断
作业：2.1, 2.2, 2.4, 2.7, 2.8 2.9, 2.11
2
基本内容
化学热力学的基本概念 化学反应热的计算 化学反应的自发方向
3
2.1 基本概念（concept）
2.1.1 系统和环境（System and environment） 作为研究对象的那一部分物质叫做系统。系统
思考？
1. 怎样知道一个化学反应： 放热？ 吸热？最多能放（吸）热量？
2. 怎样判断物质之间能否自发进行反应？
3. 有些反应可以用来对外做功，最多能做
多少功？
1
2
化学热力学基础
Primary Conception of Chemical Thermodynamics
重点知识（本章解决的问题）
• 化学应标准 摩尔焓（化学反应热）的计算。
之外与系统有密切联系的其它物质叫做环境。
4
热力学系统可分为三类：
系统与环境之间的交换
敞开系统(open system) 封闭系统 (closed system)
物质、能量 能量 ？
孤立系统(isolated system)
5
2.1.2 系统的状态函数 （state function） 状态函数： 用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。
行，这时的反应热称 为化学反应的定压热
Qp = ΔH
定义： (焓）H = U + pV
ΔU=Q+W Qp = ΔU - W = ΔU + pΔV = (U2 – U1) + （p2V2 – p1V1) =(U2+p2V2)-(U1+p1V1)
21
是否能得到焓的绝对值？
Qp = ΔH， H是状态函数，当系统的终态 和始态确定后， ΔH有确定的值，即Qp有确
(1) 2 -(2)=(3) ΔrH m3= 2ΔrH m1 -ΔrH m2 =2 (-157kJ.mol-1)-(-145kJ.mol-1) =-169kJ.mol-1
31
2. 2.5 物质的标准摩尔生成焓
(standard molar enthalpy of formation, ΔfH m)
30
例题3：
已知 (1) Cu(s) +1/2 O2(g) = CuO(s) ΔrH m1 =-157kJ.mol-1
(2) Cu2O(s) +1/2 O2(g)= 2CuO(s) ΔrH m2 =-145kJ.mol-1
(3) 2Cu(s)+ 1/2 O2(g) = Cu2O(s) ΔrH m3
当=1mol时，反应进行的情况是：
1mol的N2与3mol的H2完全反应生成了2mol的NH3.
1 再如： N2(g)+ 2 3 2
H2(g)=NH3(g)反应，
2
当=1mol意味着 1 mol的N2与 3 mol的H2完 2
全反应生成了1mol的NH3.
与计量方程对应！！
18
2.2
热化学 Thermochemistry
由Δ U=Q+W可知 W’=0 W体积 =0
条件： W’=0 Δ T=0 Δ V=0
Δ U=Qv
定容热等于系统热力 学能的改变
Δ U=Qv
20
2.2.2、化学反应的定压热 （reaction heat of constant pressure，Qp)
条件： W’=0 Δ T=0 Δ p=0
反应在定压条件下进
(1) 内容：
(2)数学表达式
10
U1 I
Q
U2 II
W
U2=U1+Q+W
U2-U1=Q+W
热化学基础
Δ U=Q+W
11
例1，在351.3K、101.3kPa下，1g乙醇蒸发成 蒸气时，吸热0.854kJ，如果系统仅作体积功 ，求其热力学能变化。
解：Q=0.854kJ
W= -F· -p· L=-pΔV=-nRT L= S·
2.1.6 热力学的标准状态（standard states) 气体物质：T，p = p =100kPa; 纯固体、液体： T，p = p 纯固体和纯液体的状态；
溶质：T，p = p，b = b= 1mol/kg。
c=1mol.L-1 作近似计算 标准态下状态函数变化右上标注，“”。
14
= 1g -3 -1 -1 1 ×351.3K×8.31×10 kJ.mol .K 46g .mol
=0.063kJ ∴ΔU=Q+W =0.854kJ-0.063kJ=0.79kJ
12
例2 系统在某一状态变化(1)过程中吸收836J热; 当系统
以的(2)过程恢复到原来的状态时，放出418J热，对环境
35
练习
1. 已知298 K时：
(1) 4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l)
ΔrHm= -1170 kJ· －1 mol
(2) 4NH3(g)+3O2(g)=2N2(g)+6H2O(l)
ΔrHm= -1530 kJ· ol-1 m 利用以上数据，计算ΔfHm(NO,g,298K)。
状态函数的特征：
a 定值性
b 状态函数的改变，只与过程有关， 而与途径无关
6
2.1.3 热和功 (heat and work) 能量的传递方式有三种：热、功、辐射。 热： Q ， SI单位为J 规定：系统吸热，Q > 0 系统放热，Q < 0 功： W ， SI单位为J。 规定：环境对系统作功，W > 0 系统对环境作功，W < 0
应用的知识点： 盖斯定律和ΔfH m定义
37
2.3 化学反应的自发性
(chemical reaction spontaneity) 2.3.1 反应的自发性 (1) 过程的自发性 在一定条件下，不需外力作功能自发进行的过程称为 自发过程。 (2)自发过程的特点： a自发过程是不可逆的； b自发过程可以被用来做非体积功； c自发过程只能进行到一定的程度。
思考？？
热力学标准态——标准状况
系统处于标准态 ？ 标准态下的反应 温度限制？ ？
15
2.1.7 反应进度(reaction progress）
反应进度是用于表示化学反应进行程度的物理量，用表示。
nB , i nB , o
B
Baidu Nhomakorabea
nB ,i nB ,o
nB
B
B
（1） nB,0 ~ nB,i （2）B 计量数
nB的单位是 mol。
规定：反应物为负值，生成物为正值，其
数值等于反应式中物质前面的系数
16
（3） 的单位是 mol
（4）对于指定的化学计量方程，当nB= B时，
反应进度 =1mol ,它表示各物质按计量方程 进行的完全的反应。
17
如：对于N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)反应，
26
2.2.4 热化学定律——盖斯定律（G.H.Hess)
计算一些复杂反应的反应热
盖斯定律 (Hess’ law )
一个反应若能分若干步进行，则总反应的反 应热等于各分步反应反应热的代数和。
27
C(s)+O2(g)
ΔrH m1
ΔrH m
CO2(g)
ΔrH m2
CO(g)+O2(g)
理论基础？
ΔrH m = ΔrH m1 + ΔrH m2
28
（1） C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔrH m1 =-110kJ.mol-1 （2） CO(g)+ 1/2O2(g)=CO2(g) ΔrH m2 =-284kJ.mol-1 （3） C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔrH m3
做功1.6J，求在(1)状态变化过程中环境和系统之间作的
功。
解：ΔU1 = U2- U1=Q1+W1 ΔU2 = U1- U2=Q2+ W2 ΔU1=-ΔU2 ∴Q1+W1=-(Q2+ W2) W1=-Q1-Q2-W2 =-836J-(-418J)-(-1.6J) =-416J
13
（1）
I
（2）
II
7
体积功 W 功
非体积功W
问题：功和热是否状态函数？
8
2.1.4 热力学能（thermodynamic energy）
热力学系统内部能量的总和。
U，单位为J
热力学能 是系统的状态函数 系统热力学能的绝对值是不可知的，其变化
值是可以得到的。（？）
9
2.1.5 热力学第一定律
（first law of thermodynamics）
ΔrH m3 =ΔrH m1 +ΔrH m2
= -110 kJ.mol-1 -284 kJ.mol-1 =-394 kJ.mol-1
29
注意：
a. 各反应中，同一物质的聚集状态及压力温度 等条件应相同。 b. 在对反应式进行合并时，如果有系数的变化 则相应的焓变值要有相应的系数变化。
25
③反应式书写发生改变，反应焓变发生相应的
变化。
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)
ΔrH m(298)=-571.6kJ.mol-1
H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l)
ΔrH m(298)=-285.8kJ.mol-1 H2O(l) =H2(g)+1/2 O2(g)
ΔrH m(298)=285.8kJ.mol-1
H2(g)+ 1/2 O2(g)=H2O(g)
ΔrH m (298K)=-241.8kJ.mol-1
24
2.2.3 热化学方程式（thermochemical equation)
要求：
①注明各物质的物态：
ℓ(liquid), g(gas), s(solid), aq(aqueous) ②注明反应条件：温度、压力 ΔrH m(298) 298K时,化学反应进行1mol时 的标准焓变。
解决化学反应过程中热的问题
2.1 化学反应热(heat of chemical reaction) 当产物温度与反应物温度相同，反应过程中系 统不作非体积功，系统吸收或放出的热量称为 化学反应热。
19
2.2.1 定容热（reaction heat of constant-volume，Qv )
反应在定容条件下进行，这时的化学反应热 称为化学反应的定容热。
解：查表 ΔfH m(CO2,g)=-393kJ.mol-1 ΔfH m(CO,g)=-110kJ.mol-1 ΔfH m(Fe2O3,s)=-824kJ.mol-1 ΔfH m(Fe,s)=0
ΔrH m(298)=3ΔfH m(CO2,g)+2ΔfH m(Fe,s) -3ΔfH m(CO,g)-ΔfH m(Fe2O3,s) =3×(-393 kJ.mol-1)-3×(-110 kJ.mol-1) -(-824 kJ.mol-1)=-25(kJ.mol-1)
ΔfH m_(参考态单质）=?
32
(2) ΔrHm (298K) 的计算 ΔrHm (298K) =ΣνiΔfHm(298K) 该公式可由热力学第一定律
（盖斯定律）推导出。
33
例题4：计算反应 N2(g)+3H2(g)=2NH3（g) ΔrH m (298)
解： 查表
ΔfH m(NH3)=-46.11kJ.mol-1
36
1 解 ： 1） 2） （ （ ] [ 4 N 2 (g) O 2 (g) NO (g) 1 f H m [ r H m (1) r H m ( 2)] 4 1 -1 -1 [1107kJ m ol ( 1150kJ m ol )] 4 -1 90 kJ m ol
ΔfH m(N2)=0 ΔfH m(H2)=0
ΔrHm=2×ΔfH m(NH3)-3ΔfH m(H2)- ΔfH m(N2) =2×(-46.11kJ.mol-1) =-92.22kJ.mol-1
34
例题5：求反应3CO(g)+Fe2O3(s)=2Fe(s)+3CO2
298K时的ΔrH m
(1)定义 物质B的标准摩尔生成焓 是在指定温度
下 由参考态的单质生成1mol物质B时的标准摩尔焓变 。 用符号ΔfH m 表示。单位kJ.mol-1
如：298K 1 O2(g)+H2(g)= H2O(l)
2
ΔrH m = -285.8kJ.mol-1 ΔfH m(H2O,l)= -285.8kJ.mol-1
定的值， Qp也是状态函数。？
22
化学反应的焓变 (enthalpy change，ΔrH ）
ΔrH < 0 放热反应 r（reaction)
ΔrH > 0 吸热反应
ΔrH ΔrH m
标准状态下化学反 应的焓变
标准状态下1mol 化学反应的焓变
23
下式的意义？
H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l) ΔrH m(298K)=-285.8kJ.mol-1
• 掌握化学反应自发进行方向的判断
作业：2.1, 2.2, 2.4, 2.7, 2.8 2.9, 2.11
2
基本内容
化学热力学的基本概念 化学反应热的计算 化学反应的自发方向
3
2.1 基本概念（concept）
2.1.1 系统和环境（System and environment） 作为研究对象的那一部分物质叫做系统。系统
思考？
1. 怎样知道一个化学反应： 放热？ 吸热？最多能放（吸）热量？
2. 怎样判断物质之间能否自发进行反应？
3. 有些反应可以用来对外做功，最多能做
多少功？
1
2
化学热力学基础
Primary Conception of Chemical Thermodynamics
重点知识（本章解决的问题）
• 化学应标准 摩尔焓（化学反应热）的计算。
之外与系统有密切联系的其它物质叫做环境。
4
热力学系统可分为三类：
系统与环境之间的交换
敞开系统(open system) 封闭系统 (closed system)
物质、能量 能量 ？
孤立系统(isolated system)
5
2.1.2 系统的状态函数 （state function） 状态函数： 用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。
行，这时的反应热称 为化学反应的定压热
Qp = ΔH
定义： (焓）H = U + pV
ΔU=Q+W Qp = ΔU - W = ΔU + pΔV = (U2 – U1) + （p2V2 – p1V1) =(U2+p2V2)-(U1+p1V1)
21
是否能得到焓的绝对值？
Qp = ΔH， H是状态函数，当系统的终态 和始态确定后， ΔH有确定的值，即Qp有确
(1) 2 -(2)=(3) ΔrH m3= 2ΔrH m1 -ΔrH m2 =2 (-157kJ.mol-1)-(-145kJ.mol-1) =-169kJ.mol-1
31
2. 2.5 物质的标准摩尔生成焓
(standard molar enthalpy of formation, ΔfH m)
30
例题3：
已知 (1) Cu(s) +1/2 O2(g) = CuO(s) ΔrH m1 =-157kJ.mol-1
(2) Cu2O(s) +1/2 O2(g)= 2CuO(s) ΔrH m2 =-145kJ.mol-1
(3) 2Cu(s)+ 1/2 O2(g) = Cu2O(s) ΔrH m3
当=1mol时，反应进行的情况是：
1mol的N2与3mol的H2完全反应生成了2mol的NH3.
1 再如： N2(g)+ 2 3 2
H2(g)=NH3(g)反应，
2
当=1mol意味着 1 mol的N2与 3 mol的H2完 2
全反应生成了1mol的NH3.
与计量方程对应！！
18
2.2
热化学 Thermochemistry
由Δ U=Q+W可知 W’=0 W体积 =0
条件： W’=0 Δ T=0 Δ V=0
Δ U=Qv
定容热等于系统热力 学能的改变
Δ U=Qv
20
2.2.2、化学反应的定压热 （reaction heat of constant pressure，Qp)
条件： W’=0 Δ T=0 Δ p=0
反应在定压条件下进
(1) 内容：
(2)数学表达式
10
U1 I
Q
U2 II
W
U2=U1+Q+W
U2-U1=Q+W
热化学基础
Δ U=Q+W
11
例1，在351.3K、101.3kPa下，1g乙醇蒸发成 蒸气时，吸热0.854kJ，如果系统仅作体积功 ，求其热力学能变化。
解：Q=0.854kJ
W= -F· -p· L=-pΔV=-nRT L= S·
2.1.6 热力学的标准状态（standard states) 气体物质：T，p = p =100kPa; 纯固体、液体： T，p = p 纯固体和纯液体的状态；
溶质：T，p = p，b = b= 1mol/kg。
c=1mol.L-1 作近似计算 标准态下状态函数变化右上标注，“”。
14
= 1g -3 -1 -1 1 ×351.3K×8.31×10 kJ.mol .K 46g .mol
=0.063kJ ∴ΔU=Q+W =0.854kJ-0.063kJ=0.79kJ
12
例2 系统在某一状态变化(1)过程中吸收836J热; 当系统
以的(2)过程恢复到原来的状态时，放出418J热，对环境
35
练习
1. 已知298 K时：
(1) 4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l)
ΔrHm= -1170 kJ· －1 mol
(2) 4NH3(g)+3O2(g)=2N2(g)+6H2O(l)
ΔrHm= -1530 kJ· ol-1 m 利用以上数据，计算ΔfHm(NO,g,298K)。
状态函数的特征：
a 定值性
b 状态函数的改变，只与过程有关， 而与途径无关
6
2.1.3 热和功 (heat and work) 能量的传递方式有三种：热、功、辐射。 热： Q ， SI单位为J 规定：系统吸热，Q > 0 系统放热，Q < 0 功： W ， SI单位为J。 规定：环境对系统作功，W > 0 系统对环境作功，W < 0
应用的知识点： 盖斯定律和ΔfH m定义
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2.3 化学反应的自发性
(chemical reaction spontaneity) 2.3.1 反应的自发性 (1) 过程的自发性 在一定条件下，不需外力作功能自发进行的过程称为 自发过程。 (2)自发过程的特点： a自发过程是不可逆的； b自发过程可以被用来做非体积功； c自发过程只能进行到一定的程度。
思考？？
热力学标准态——标准状况
系统处于标准态 ？ 标准态下的反应 温度限制？ ？
15
2.1.7 反应进度(reaction progress）
反应进度是用于表示化学反应进行程度的物理量，用表示。
nB , i nB , o
B
Baidu Nhomakorabea
nB ,i nB ,o
nB
B
B
（1） nB,0 ~ nB,i （2）B 计量数
nB的单位是 mol。
规定：反应物为负值，生成物为正值，其
数值等于反应式中物质前面的系数
16
（3） 的单位是 mol
（4）对于指定的化学计量方程，当nB= B时，
反应进度 =1mol ,它表示各物质按计量方程 进行的完全的反应。
17
如：对于N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)反应，
26
2.2.4 热化学定律——盖斯定律（G.H.Hess)
计算一些复杂反应的反应热
盖斯定律 (Hess’ law )
一个反应若能分若干步进行，则总反应的反 应热等于各分步反应反应热的代数和。
27
C(s)+O2(g)
ΔrH m1
ΔrH m
CO2(g)
ΔrH m2
CO(g)+O2(g)
理论基础？
ΔrH m = ΔrH m1 + ΔrH m2
28
（1） C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔrH m1 =-110kJ.mol-1 （2） CO(g)+ 1/2O2(g)=CO2(g) ΔrH m2 =-284kJ.mol-1 （3） C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔrH m3
做功1.6J，求在(1)状态变化过程中环境和系统之间作的
功。
解：ΔU1 = U2- U1=Q1+W1 ΔU2 = U1- U2=Q2+ W2 ΔU1=-ΔU2 ∴Q1+W1=-(Q2+ W2) W1=-Q1-Q2-W2 =-836J-(-418J)-(-1.6J) =-416J
13
（1）
I
（2）
II
7
体积功 W 功
非体积功W
问题：功和热是否状态函数？
8
2.1.4 热力学能（thermodynamic energy）
热力学系统内部能量的总和。
U，单位为J
热力学能 是系统的状态函数 系统热力学能的绝对值是不可知的，其变化
值是可以得到的。（？）
9
2.1.5 热力学第一定律
（first law of thermodynamics）