普通化学公式总结
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实现一个过程的具体步骤称
1、 B 称为反应中物质B 的化学计量数 2、反应物： B为负；产物：B为正。
d dnB B
nB nB( ) nB(0)
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
特点
分类 （按性 质的量 值是否 与物质 的数量 有关）
状态方 程
状态一定，其值一定
状态发生变化，其值也要发生变化
变化值只取决于系统的始态和终态， 与变化的途径无关
具有数学上全微分特征 广度性质（容量性质）：量值具有加 和性（体积，热容，质量，焓，熵， 热力学能等）
强度性质：量值不具有加和性（温度 ，压力，密度，黏度，摩尔体积等）
系统与环境之间由于存 1、系统吸热为正，系统放热为负 在温度差而交换的能量 2、单位J，不是状态函数
系统与环境之间除热以 1、环境对系统做功为正，系统对环
外的其他形式传递的能 境作功为负
量
2、单位J，不是状态函数
所有其它的功统称为非体积功(w’)
分类 w=w体+w’
由于系统体积发 生变化而与环境 所交换的功称为 体积功(w体)
等压过程中，体积功 w体= – p外(V2 – V1)= – p外ΔV
有序能
大量质点以有序运动而传递的能量，如电能、化学能、机械 能等
无序能
大量质点以无序运动（分子碰撞）方式而传递的能量
化学反应热
通常指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物 的温度回到反应前始态的温度，系统吸收或放出的热量
等容反应热 ( qv )
△U=U2-U1=q+w
注：1、热力学第一定律的实质是能量守恒定律在热力学中的的应用
2、系统从环境吸收热（q），从环境得功（w），
是指系统内分子的平
动能来源于构成体系的分子
动能、转动能、振动 能，分子间势能，原 子间键能，电子运动 能，核内基本粒子间
分 类
Βιβλιοθήκη Baidu
和原子的(热) 运动。高温体 系的内能大于低温体系。
理想气 体状态 方程
PV=nRT, R(摩尔气体常数 )=8.314J.mol-1K-1
PVm=nRT，Vm为摩尔体积
过程 途径 化学计量数 反应进度ξ 摩尔反应
系统状态发生 任何的变化
0 BB
B
等温过程: T1 = T2 = Tex
等压过程: p1 = p2 = pex
等容过程: V1 = V2 可逆过程：体系经过某一过程，由状态Ⅰ变到 状态Ⅱ之后，又通过逆过程能使体系和环境都 完全复原的过程
的方程式
2H2(g)+O2(g)=2H2O (l)；qp,m=-570KJ·mol-1
1、反应热与反应式的化学计量数有关 2、若无特别说明，则标注的是等温等压热效应qp 3、若不注明T, p, 指在T=298.15 K，p=100kPa下
热力学第一定律
描述系统热力学状态发生变化时系统的热 力学能与过程的热和功之间的定量关系
摩尔反应热
qm=q/ ξ
q cs ms (T2 T 1) Cs T
q:反应热，系统放热为负，吸热为正 cs:吸热介质的比热容,J·Kg-1·K-1 ms:介质的质量 Cs:介质的热容，J·K-1 ，Cs= cs·ms △T:介质终态温度T2与始态温度T1之差
单位：J·mol-1，具有强度性质
表示化学反应 热化学方程式 与热效应关系
qv = ΔU
dV=0，故w体=0，又w’=0，故w=0
等压反应热 ( qp ) qp = ΔU + p(V2–V1)
3
概念总结
系统和 环境是 一个整 体的两 个部分 ，按二 者之间 有无物 质和能 量交换 ，可以 对系统 分类
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
通常在密 闭容器中 的系统
绝热、密 闭的恒容 系统
2、相的存在和物质的量多少无关，也可以是不连续的存在。
平衡态
：系统
状态是 的宏观
指用来 性质都
描述诸 处于定
如压力 值
P、体
积V、 温度T 、物质
分 类
非平衡 态：状
的量n
态变化
和组成 时，系
等各种 统的宏
宏观性 观性质
质的综 也必然
合表现 发生部
分或全
部变化
状态 函数 是指 用来 描述 系统 状态 的物 理量
按相的 组成分
气相 固相
任何气体均能无限混合，故系统内不论有多少 种气体都只有一个相
1、系统中含有多少种固体，就有多少种相 2、当不同种固体达到分子尺度的均匀混合，会 形成固溶体，一种固溶体为一个相。
单相（均相）系统
多项（非均相）系统
注：1、相与相之间有明确的界面，超过这个界面，定有某些宏观性质发生 突变
势能来源于体系内分子（或
平动能 转动能 振动能
核能等内部能量的的
原子）的相互作用及相对位
热 总和。故又称内能。
置的改变。
电子能
力 学 能
热力学能（U）是系 统自身的性质，是状 态函数
基 本 特 征
状态一定，其职确定 殊途同归，值变相等 周而复始，值变为零
状态函数
热力学能的特征
无绝对数值
广度性质
热（q） 功（w）
注：
系统之外 ，与系统 密切联系 的其它物 质和 空间
1、如果容器是敞开的，则系统与环境间的 界面只能是假想的。
2、除特别指出外，所讨论的系统均为封闭 系统。
3、绝对孤立的系统是不存在的。
液相
按其互溶程度可以是一相或两相共存
系统中 任何物 理和化 学性质 完全相 同的、 均匀部 分称为 相
系统的 三相
小班课计划
第一次课：第一二章复习及习题讲解 第二次课：第三四章复习及习题讲解 第三次课：第五章复习以及小测验（开卷or闭卷） 第四次课：第七八章复习以及相关视频观看
1
1第 章
热化学与能源总复习
杨雪
2
复习内容：
➢ 本章概念总结 ➢ 本章所涉及公式小结 ➢ 了解能源的概况，燃料的热值和可持续发展战略。
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
物理和化学过程常见的热效应：反应热、相变 热、溶解热、稀释热等
热化学
研究化学反应中热量与其他能量变化的定量关系的学科
等容热效应（ 热化学中，等 利用弹式热量 温、等容过程 计可测得） 发生的热效应
等压热效应（ 热化学中，等 敞口容器或火 温、等压过程 焰热量计） 发生的热效应
1、 B 称为反应中物质B 的化学计量数 2、反应物： B为负；产物：B为正。
d dnB B
nB nB( ) nB(0)
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
特点
分类 （按性 质的量 值是否 与物质 的数量 有关）
状态方 程
状态一定，其值一定
状态发生变化，其值也要发生变化
变化值只取决于系统的始态和终态， 与变化的途径无关
具有数学上全微分特征 广度性质（容量性质）：量值具有加 和性（体积，热容，质量，焓，熵， 热力学能等）
强度性质：量值不具有加和性（温度 ，压力，密度，黏度，摩尔体积等）
系统与环境之间由于存 1、系统吸热为正，系统放热为负 在温度差而交换的能量 2、单位J，不是状态函数
系统与环境之间除热以 1、环境对系统做功为正，系统对环
外的其他形式传递的能 境作功为负
量
2、单位J，不是状态函数
所有其它的功统称为非体积功(w’)
分类 w=w体+w’
由于系统体积发 生变化而与环境 所交换的功称为 体积功(w体)
等压过程中，体积功 w体= – p外(V2 – V1)= – p外ΔV
有序能
大量质点以有序运动而传递的能量，如电能、化学能、机械 能等
无序能
大量质点以无序运动（分子碰撞）方式而传递的能量
化学反应热
通常指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物 的温度回到反应前始态的温度，系统吸收或放出的热量
等容反应热 ( qv )
△U=U2-U1=q+w
注：1、热力学第一定律的实质是能量守恒定律在热力学中的的应用
2、系统从环境吸收热（q），从环境得功（w），
是指系统内分子的平
动能来源于构成体系的分子
动能、转动能、振动 能，分子间势能，原 子间键能，电子运动 能，核内基本粒子间
分 类
Βιβλιοθήκη Baidu
和原子的(热) 运动。高温体 系的内能大于低温体系。
理想气 体状态 方程
PV=nRT, R(摩尔气体常数 )=8.314J.mol-1K-1
PVm=nRT，Vm为摩尔体积
过程 途径 化学计量数 反应进度ξ 摩尔反应
系统状态发生 任何的变化
0 BB
B
等温过程: T1 = T2 = Tex
等压过程: p1 = p2 = pex
等容过程: V1 = V2 可逆过程：体系经过某一过程，由状态Ⅰ变到 状态Ⅱ之后，又通过逆过程能使体系和环境都 完全复原的过程
的方程式
2H2(g)+O2(g)=2H2O (l)；qp,m=-570KJ·mol-1
1、反应热与反应式的化学计量数有关 2、若无特别说明，则标注的是等温等压热效应qp 3、若不注明T, p, 指在T=298.15 K，p=100kPa下
热力学第一定律
描述系统热力学状态发生变化时系统的热 力学能与过程的热和功之间的定量关系
摩尔反应热
qm=q/ ξ
q cs ms (T2 T 1) Cs T
q:反应热，系统放热为负，吸热为正 cs:吸热介质的比热容,J·Kg-1·K-1 ms:介质的质量 Cs:介质的热容，J·K-1 ，Cs= cs·ms △T:介质终态温度T2与始态温度T1之差
单位：J·mol-1，具有强度性质
表示化学反应 热化学方程式 与热效应关系
qv = ΔU
dV=0，故w体=0，又w’=0，故w=0
等压反应热 ( qp ) qp = ΔU + p(V2–V1)
3
概念总结
系统和 环境是 一个整 体的两 个部分 ，按二 者之间 有无物 质和能 量交换 ，可以 对系统 分类
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
通常在密 闭容器中 的系统
绝热、密 闭的恒容 系统
2、相的存在和物质的量多少无关，也可以是不连续的存在。
平衡态
：系统
状态是 的宏观
指用来 性质都
描述诸 处于定
如压力 值
P、体
积V、 温度T 、物质
分 类
非平衡 态：状
的量n
态变化
和组成 时，系
等各种 统的宏
宏观性 观性质
质的综 也必然
合表现 发生部
分或全
部变化
状态 函数 是指 用来 描述 系统 状态 的物 理量
按相的 组成分
气相 固相
任何气体均能无限混合，故系统内不论有多少 种气体都只有一个相
1、系统中含有多少种固体，就有多少种相 2、当不同种固体达到分子尺度的均匀混合，会 形成固溶体，一种固溶体为一个相。
单相（均相）系统
多项（非均相）系统
注：1、相与相之间有明确的界面，超过这个界面，定有某些宏观性质发生 突变
势能来源于体系内分子（或
平动能 转动能 振动能
核能等内部能量的的
原子）的相互作用及相对位
热 总和。故又称内能。
置的改变。
电子能
力 学 能
热力学能（U）是系 统自身的性质，是状 态函数
基 本 特 征
状态一定，其职确定 殊途同归，值变相等 周而复始，值变为零
状态函数
热力学能的特征
无绝对数值
广度性质
热（q） 功（w）
注：
系统之外 ，与系统 密切联系 的其它物 质和 空间
1、如果容器是敞开的，则系统与环境间的 界面只能是假想的。
2、除特别指出外，所讨论的系统均为封闭 系统。
3、绝对孤立的系统是不存在的。
液相
按其互溶程度可以是一相或两相共存
系统中 任何物 理和化 学性质 完全相 同的、 均匀部 分称为 相
系统的 三相
小班课计划
第一次课：第一二章复习及习题讲解 第二次课：第三四章复习及习题讲解 第三次课：第五章复习以及小测验（开卷or闭卷） 第四次课：第七八章复习以及相关视频观看
1
1第 章
热化学与能源总复习
杨雪
2
复习内容：
➢ 本章概念总结 ➢ 本章所涉及公式小结 ➢ 了解能源的概况，燃料的热值和可持续发展战略。
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
物理和化学过程常见的热效应：反应热、相变 热、溶解热、稀释热等
热化学
研究化学反应中热量与其他能量变化的定量关系的学科
等容热效应（ 热化学中，等 利用弹式热量 温、等容过程 计可测得） 发生的热效应
等压热效应（ 热化学中，等 敞口容器或火 温、等压过程 焰热量计） 发生的热效应