第4章化学反应与能源
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运动的能量，核内基本粒子间的核能等。
热力学能的特点： ➢①热力学能的绝对值无法确定。 ➢②热力学能是系统的状态函数。
△U = U2 — U1
2020/8/12
2、热力学第一定律 热力学第一定律又称能量守恒定律。 由迈尔、焦耳、亥姆霍兹三人独立发现。 建立在两个重要的实践基础之上： 第一类永动机的失败 焦耳热功当量实验的成功 能量的形式可以相互转化，但不会凭空产
2020/8/12
2、物质的标准态
国标GB3100 ~ 3102—93中规定： 温度 T 时，把处于压力100 kPa 下的物质状态称为 标准状态，用右上标表示标准态，也就是说 p = 100 kPa 是标准压力。 溶液中的标准态是指标准压力 p 下溶质的浓度为 1 moldm3的理想溶液 标准态反应，是指反应物和生产物都处于标准态 的反应过程。
= (U2 + pV2) (U1 + pV1)
令: H U pV —— 焓
H H2 H1 —— 焓变
恒压过程中系统热量 QP 的变化等于终态和始态的 (U + pV) 值之差，即 Qp = H2 H1 = H
2020/8/12
焓(H)的性质: ①焓是状态函数，具有加和性，单位：J、kJ，当
境做功 20 kJ，求该过程中系统的热力学能变。 解： 由热力学第一定律解得：
U(系统) = Q + W = 40 kJ + (20 kJ )= 20 kJ 即完成这一过程后，系统净增了 20 kJ 的热力 学能。
2020/8/12
二、化学反应中的热力学能变化和焓变
在化学反应中，生成物的总热力学能 U2 相对于反应物的 总热力学能 U1 之间发生了变化，这种热力学能的变化在化学 反应过程中以热 Q 的形式表现出来。
2
有：
2020/8/12
Δ r H m,1 = r H m,2 + r H m,3
r Hm百度文库2
盖斯定律的应用
例 (1) C(s) + O2(g) CO2(g)
H1 其中H1 和
(2) CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) H2 H2 容易测得
而 (3) C(s) + ½ O2(g) CO(g)
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水
绝热外套和 钢质容器
例4. 2 （略）
四、标准摩尔生成焓和标准摩尔焓变
1、盖斯定律
化学反应的反应热（恒压或恒容下）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)
Δ r H m,1
瑞士化学家盖斯
终态 CO2(g)
r H m,3
1 CO(g) O2 (g)
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三、等容过程中的热量 QV 测定
弹式量热器示意图 搅拌器 点火线
温度计
钢弹
Qv = –[Cw (H2O) ·m (H2O) + Cs] ·ΔT
Cw (H2O) 为水的质量热容 m (H2O) 为水的质量 Cs 为钢弹及内部物质和金属容器组成 的物质系统的总热容
样品
T 为测量过程中温度计的最终读数与 起始读数之差
热不是状态函数，与过程有关。通常最重要的过程有等容 过程(QV)和等压过程(Qp) 。
1、QV 与U
U = Q +W V = 0 体积功 pV 必为零
在没有非体积功时: QV = U = U2 U1
恒容过程中系统的热量变化 QV 全部变成的热力学能的改 变U 。
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2、Qp 与H 恒压过程中压强 p 不变，体积 V 可以变化 ，由热力 学第一定律 U = Q + W = Qp + (pV) 得：Qp = U + pV = U + (pV2 pV1)
H3 H3 不易测得
根据盖斯定律，反应（1）－反应（2）得
(1) C(s) + O2(g) CO2(g)
H1
(2) CO(g) + ½ O2(g) CO2(g)
H2
(3) C(s) + ½ O2(g) CO(g) H3 = H1 H2
注意：同物质消去时，物质的种类必须相同，物质的量及其所 处的状态（即聚集状态及相、温度、压力）也必须相同。
第四章 化学反应与能源
4. 1 热化学与能量转化 4. 2 化学反应的方向和限度 4. 3 化学平衡和反应速率 4. 4 氧化还原反应和能源的开发和利用
2020/8/12
4. 1 热化学与能量转化
一、热化学能的变化
1、热力学能 U 热力学能又称内能，是系统内部所有各种运动的能
量的总和，符号为U。单位（J 或 kJ） 如分子的动能，分子间的势能，分子中原子、电子
特别注意：物质的标准态中仅规定了压力 p ，并没 有规定温度T，一般的热力学函数值是指298.15K（即 25℃）时的数值，若其他温度须特别指明。
生，也不会自行消失。 热力学第一定律的数学表达：
U ＝ U2－U1 ＝ Q ＋ W
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英国杰出的物 理学家焦耳 德国物理学 家医生迈尔 德国物理学 家亥姆霍兹
3、热和功的性质
热——由于温度不同，体系与环境间传递的能量。 功——体系与环境间除热以外以其它各种形式传递的能
量都叫做功。功分为体积功和非体积功。 热和功的单位都为J或KJ，都不是状态函数。 体积功——因体系体积变化反抗外力作用与环境交换的
Δ =1mol时，单位：kJ·mol-1、 J·mol-1。
②焓的绝对值无法求，但其变量可通过rHm = QP计算。 ③可逆反应H 值相等，符号相反。 ④吸热反应 H ＞0 , 放热反应 H ＜0。
虽然我们由等压过程引入了焓的概念，但并不是说只有 等压过程才有焓这个热力学函数。
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3、U 和H 的关系
H = U + pV
U = H ( pV)
讨论：(1) 当反应物和生成物都为固态和液态时， 反应的 ( pV)值很小，可忽略不计，则： H U
(2) 当有气体参与的化学反应时， 在等温等压条件下，有p1：= p2 ，T1 = T2 ， (pV)= nRT
即： H = U + n (g)RT
n(g) = 生成物气体的物质的量 反应物气体的物质的量
能量。W体积功＝F外·△L＝P外·A ·△L＝ P外·△V 非体积功——除体积功外的所有其他功都称为非体积功。 热力学上规定： ➢吸热，Q＞0；放热，Q＜0。
➢环境对体系做功，W＞0； 体系对环境做功，W＜0 。
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好简单哟！ 例4. 1 某过程中，系统从环境吸收 40 kJ 的热，对环
热力学能的特点： ➢①热力学能的绝对值无法确定。 ➢②热力学能是系统的状态函数。
△U = U2 — U1
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2、热力学第一定律 热力学第一定律又称能量守恒定律。 由迈尔、焦耳、亥姆霍兹三人独立发现。 建立在两个重要的实践基础之上： 第一类永动机的失败 焦耳热功当量实验的成功 能量的形式可以相互转化，但不会凭空产
2020/8/12
2、物质的标准态
国标GB3100 ~ 3102—93中规定： 温度 T 时，把处于压力100 kPa 下的物质状态称为 标准状态，用右上标表示标准态，也就是说 p = 100 kPa 是标准压力。 溶液中的标准态是指标准压力 p 下溶质的浓度为 1 moldm3的理想溶液 标准态反应，是指反应物和生产物都处于标准态 的反应过程。
= (U2 + pV2) (U1 + pV1)
令: H U pV —— 焓
H H2 H1 —— 焓变
恒压过程中系统热量 QP 的变化等于终态和始态的 (U + pV) 值之差，即 Qp = H2 H1 = H
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焓(H)的性质: ①焓是状态函数，具有加和性，单位：J、kJ，当
境做功 20 kJ，求该过程中系统的热力学能变。 解： 由热力学第一定律解得：
U(系统) = Q + W = 40 kJ + (20 kJ )= 20 kJ 即完成这一过程后，系统净增了 20 kJ 的热力 学能。
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二、化学反应中的热力学能变化和焓变
在化学反应中，生成物的总热力学能 U2 相对于反应物的 总热力学能 U1 之间发生了变化，这种热力学能的变化在化学 反应过程中以热 Q 的形式表现出来。
2
有：
2020/8/12
Δ r H m,1 = r H m,2 + r H m,3
r Hm百度文库2
盖斯定律的应用
例 (1) C(s) + O2(g) CO2(g)
H1 其中H1 和
(2) CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) H2 H2 容易测得
而 (3) C(s) + ½ O2(g) CO(g)
2020/8/12
水
绝热外套和 钢质容器
例4. 2 （略）
四、标准摩尔生成焓和标准摩尔焓变
1、盖斯定律
化学反应的反应热（恒压或恒容下）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)
Δ r H m,1
瑞士化学家盖斯
终态 CO2(g)
r H m,3
1 CO(g) O2 (g)
2020/8/12
三、等容过程中的热量 QV 测定
弹式量热器示意图 搅拌器 点火线
温度计
钢弹
Qv = –[Cw (H2O) ·m (H2O) + Cs] ·ΔT
Cw (H2O) 为水的质量热容 m (H2O) 为水的质量 Cs 为钢弹及内部物质和金属容器组成 的物质系统的总热容
样品
T 为测量过程中温度计的最终读数与 起始读数之差
热不是状态函数，与过程有关。通常最重要的过程有等容 过程(QV)和等压过程(Qp) 。
1、QV 与U
U = Q +W V = 0 体积功 pV 必为零
在没有非体积功时: QV = U = U2 U1
恒容过程中系统的热量变化 QV 全部变成的热力学能的改 变U 。
2020/8/12
2、Qp 与H 恒压过程中压强 p 不变，体积 V 可以变化 ，由热力 学第一定律 U = Q + W = Qp + (pV) 得：Qp = U + pV = U + (pV2 pV1)
H3 H3 不易测得
根据盖斯定律，反应（1）－反应（2）得
(1) C(s) + O2(g) CO2(g)
H1
(2) CO(g) + ½ O2(g) CO2(g)
H2
(3) C(s) + ½ O2(g) CO(g) H3 = H1 H2
注意：同物质消去时，物质的种类必须相同，物质的量及其所 处的状态（即聚集状态及相、温度、压力）也必须相同。
第四章 化学反应与能源
4. 1 热化学与能量转化 4. 2 化学反应的方向和限度 4. 3 化学平衡和反应速率 4. 4 氧化还原反应和能源的开发和利用
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4. 1 热化学与能量转化
一、热化学能的变化
1、热力学能 U 热力学能又称内能，是系统内部所有各种运动的能
量的总和，符号为U。单位（J 或 kJ） 如分子的动能，分子间的势能，分子中原子、电子
特别注意：物质的标准态中仅规定了压力 p ，并没 有规定温度T，一般的热力学函数值是指298.15K（即 25℃）时的数值，若其他温度须特别指明。
生，也不会自行消失。 热力学第一定律的数学表达：
U ＝ U2－U1 ＝ Q ＋ W
2020/8/12
英国杰出的物 理学家焦耳 德国物理学 家医生迈尔 德国物理学 家亥姆霍兹
3、热和功的性质
热——由于温度不同，体系与环境间传递的能量。 功——体系与环境间除热以外以其它各种形式传递的能
量都叫做功。功分为体积功和非体积功。 热和功的单位都为J或KJ，都不是状态函数。 体积功——因体系体积变化反抗外力作用与环境交换的
Δ =1mol时，单位：kJ·mol-1、 J·mol-1。
②焓的绝对值无法求，但其变量可通过rHm = QP计算。 ③可逆反应H 值相等，符号相反。 ④吸热反应 H ＞0 , 放热反应 H ＜0。
虽然我们由等压过程引入了焓的概念，但并不是说只有 等压过程才有焓这个热力学函数。
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3、U 和H 的关系
H = U + pV
U = H ( pV)
讨论：(1) 当反应物和生成物都为固态和液态时， 反应的 ( pV)值很小，可忽略不计，则： H U
(2) 当有气体参与的化学反应时， 在等温等压条件下，有p1：= p2 ，T1 = T2 ， (pV)= nRT
即： H = U + n (g)RT
n(g) = 生成物气体的物质的量 反应物气体的物质的量
能量。W体积功＝F外·△L＝P外·A ·△L＝ P外·△V 非体积功——除体积功外的所有其他功都称为非体积功。 热力学上规定： ➢吸热，Q＞0；放热，Q＜0。
➢环境对体系做功，W＞0； 体系对环境做功，W＜0 。
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好简单哟！ 例4. 1 某过程中，系统从环境吸收 40 kJ 的热，对环