【正文】 )CO)(O21C O ( g )22 ?? g(1) ( 4 ) ( g ) CO2)g(O)2 C ( 2 ??石墨(2) (3) 答 ： （ 2） （ 4）不是 對于水合離子的相對焓值，因溶液同時存在正、負離子，規(guī)定處于標準狀態(tài)下水合 H+的標準摩爾生成焓為零。生成焓的負值越大，表明該物質(zhì)鍵能越大，對熱越穩(wěn)定。 3中查到 。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 60 2. 標準摩爾生成焓 指定單質(zhì)通常指標準壓力和該溫度下最穩(wěn)定的單質(zhì)。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 59 反應標準摩爾焓變的計算 1. 熱力學標準態(tài)： ?氣體物質(zhì)的標準態(tài)：標準壓力 p 下表現(xiàn)出 理想氣體性質(zhì)的純氣體狀態(tài) ?溶液中溶質(zhì) B的標準態(tài)是 :標準壓力 p 下，質(zhì)量摩爾濃度為 m (),并表現(xiàn)出無限稀溶液中溶質(zhì)的狀態(tài) 。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 58 蓋斯定律示例 ( 2 )( 1 ) COO21C2式式??112,1,3,m o 0m o lkJ)]28 3( 3[??????????????? mrmr mr HHH由蓋斯定律知：若化學反應可以加和，則其反應熱也可以加和。 始態(tài) C(石墨 ) + O2(g) 終態(tài) CO2(g) 1 m,rH?中間態(tài) CO(g) + 189。 ΔH – ΔU = qp – qV = p(V2 – V1)=pΔV qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT 對于理想氣體反應， ΔV是由于各氣體的物質(zhì)的量發(fā)生 變化引起的，即： 首頁 上一頁 下一頁 末頁 56 思考 ： 若反應 C(石墨 ) + O2(g) →CO 2(g) 的 qp,m為 – 在等壓且不做非體積功的過程中，系統(tǒng)的焓變等于等壓熱效應 . 首頁 上一頁 下一頁 末頁 55 2. 定容反應熱與定壓反應熱的關系 已知 定容反應熱： qV = ΔUV； 定壓反應熱： qp = ΔUp + p(V2 – V1) 等溫過程， ΔUp? ΔUV， 則： 對于有凝聚相參與的理想氣體反應，由于凝聚相相對氣相來說，體積可以忽略， ΔV ? 0 。 令 H = U + p V 則 qp =H2 – H1=ΔH H 稱為焓，是一個重要的熱力學函數(shù)。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 54 1. 焓 ∵ qP =△ U + p(V2 – V1) = (U2 U1)+ p(V2 – V1) = (U2 + p V2) – (U1 + p V1) 公式 qp =ΔH 的意義： 1）等壓熱效應即為焓的增量，故 qP也只決定于始終態(tài)，而與途徑無關。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 53 1. 2. 2 化學反應的反應熱與焓 通常把反應物和生成物具有相同溫度時，系統(tǒng)吸收或放出的熱量叫做反應熱。 理想氣體的狀態(tài)方程 ： nR TpV ?附例 1 mol理想氣體從始態(tài) 100kPa, 壓 p2 = 50kPa膨脹到平衡，求系統(tǒng)所做的功。 A) 一封閉系統(tǒng)，熱力學能 U1，從環(huán)境吸收熱 q ，得功w，變到狀態(tài) 2，熱力學能 U2，則有： U1 U2 q 0 w 0 Δ U = q +w 首頁 上一頁 下一頁 末頁 51 4. 體積功 w體 的計算 等外壓過程中，體積功 w體 = – p 外 (V2 – V1) = – p外 ΔV p p外 = F / A l p外 = F / A， l = ΔV / A，因此，體積功 w體 = F w = w體 + w ′ 首頁 上一頁 下一頁 末頁 50 熱是大量質(zhì)點以無序運動（分子的碰撞）方式而傳遞的能量， 這種物質(zhì)內(nèi)部分子雜亂無章的熱運動能稱為 無序能 。 功 w也不是狀態(tài)函數(shù) 思考 ： 1mol理想氣體，密閉在 1)氣球中， 2) 鋼瓶中；將理想氣體的溫度提高 20186。 由于系統(tǒng)體積發(fā)生變化而與環(huán)境所交換的功稱為體積功 w體 。 熱量 q不是狀態(tài)函數(shù) 首頁 上一頁 下一頁 末頁 49 3. 功與體積功 在物理或化學變化的過程中，系統(tǒng)與環(huán)境除熱以外的方式交換的能量都稱為功。 用 q表示。 熱力學能的特征： ? 狀態(tài)函數(shù) ? 無絕對數(shù)值 ? 廣度性質(zhì) 由于分子內(nèi)部運動的相互作用十分復雜，因此目前尚無法測定內(nèi)能的絕對數(shù)值。 思考 ： 同樣的物質(zhì)，在相同的溫度和壓力下，前者放在10000m高空，以 400m/s飛行的飛機上，后者靜止在地面上。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 47 1. 熱力學能 系統(tǒng)內(nèi)部運動能量的總和。 （ 1）熱力學第一定律的文字表述 首頁 上一頁 下一頁 末頁 46 (2)熱力學第一定律的數(shù)學表達式 設想系統(tǒng)由狀態(tài)（ 1）變到狀態(tài)（ 2），系統(tǒng)與環(huán)境的 熱交換為 q， 功交換為 W， 則系統(tǒng)的熱力學能的變化為： 熱力學能的單位： JΔU =U2U1= q + w 熱力學第一定律的實質(zhì)是能量守恒定律在熱力學中的的應用。所謂第一類永動機，就是一種無需消耗任何燃料或能量而能不斷循環(huán)做功的機器。 能量守恒定律 熱力學第一定律 首頁 上一頁 下一頁 末頁 45 熱力學第一定律 是能量守恒與轉化定律在熱現(xiàn)象領域內(nèi)所具有的特殊形式，說明 熱力學能、熱和功之間可以相互轉化，但總的能量不變。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 44 到 1850年，科學界公認能量守恒定律是自然界的普遍規(guī)律之一。例如反應： 2C(s) + O2(g) = 2CO(g) 思考 ： 為什么上述反應的反應熱無法實驗測定？ 實驗過程中無法控制生成產(chǎn)物完全是 CO而一點也不產(chǎn)生 CO2 。（如彈式量熱計測得的是定容反應熱。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 42 思考 ： qp與 qv相同嗎？ 。例如： ? 標明反應溫度、壓力及反應物、生成物的狀態(tài)； 書寫熱化學方程式時應注意： N2H4(l)+O2(g)=N2 (g) +2H2O (l)； 1mV, m o lkJ6 2 0 ????q2H2(g)+O2(g)=2H2O (l)； 1m o lkJ570 ????p , mq若不注明 T, p, 皆指在 T= K， p=100kPa下。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 41 （ 2）熱化學方程式 表示化學反應與熱效應關系的方程式稱為熱化學方程式。前者的反應條件是恒容，后者的反應條件是恒壓。K1)， 比熱容為 c(J測量反應熱是熱化學的重要研究內(nèi)容 。即 qm=q /ξ 當需要測定某個熱化學過程所放出或吸收的熱量，一般可以利用測定一定組成和質(zhì)量的某種介質(zhì)的溫度改變來進行計算。熱化學規(guī)定：系統(tǒng) 放熱為負 ，系統(tǒng) 吸熱為正 。 例如 當 ? 都等于 1 mol 時，兩個方程所發(fā)生反應的物質(zhì)的量顯然不同。 是任一組分 B的化學計量數(shù)， 對反應物取負值，對生成物取正值。符號規(guī)定： 反應物： ?B為負；產(chǎn)物： ?B為正?？赡孢^程是一種理想的過程，是一種科學的抽象。 （ 2） 過程中的任何一個中間態(tài)都可以從正、逆兩個方向到達； 首頁 上一頁 下一頁 末頁 32 可逆過程中的每一步都接近于平衡態(tài)，可以向相反的方向進行， 從始態(tài)到終態(tài) ，再從終態(tài)回到 始態(tài)，系統(tǒng)和環(huán)境都能恢復原狀。 如等溫可逆、絕熱可逆、可逆相變 首頁 上一頁 下一頁 末頁 31 可逆過程的特點： （ 1） 狀態(tài)變化時推動力與阻力相差無限小，系統(tǒng)與環(huán)境始終無限接近于平衡態(tài)；或者說可逆過程是由一系列連續(xù)的、漸變的平衡態(tài)所構成。 可逆過程 體系經(jīng)過某一過程，由狀態(tài) Ⅰ 變到狀態(tài) Ⅱ 之后，如果通過一個過程能使體系和環(huán)境都完全復原，這樣的過程稱為可逆過程。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 30 思考 ： 過程與途徑的區(qū)別。 途徑 (path) 對同一個過程可有不同的途徑。 體系與環(huán)境間無熱交換，稱 絕熱過程 。 T1=T2=Tsu，稱 等溫過程 。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 27 mUUn???廣度性質(zhì) 廣度性質(zhì)( 1 )物質(zhì)的量 廣度性強度性質(zhì)質(zhì)( 2 )mV? ?mVVn?mSSn?結論： 首頁 上一頁 下一頁 末頁 28 在一定的環(huán)境條件下， 系統(tǒng)發(fā)生了一個從始態(tài)到終態(tài)的變化 ， 稱為系統(tǒng)發(fā)生了一個熱力學過程。壓力是強度性質(zhì)的量。 首頁 上一頁 下一頁 末頁 26 思考 ： 力和面積是什么性質(zhì)的物理量？它們的商即壓強(熱力學中稱為壓力 )是什么性質(zhì)的物理量。狀態(tài)函數(shù)按其性質(zhì)可分為兩類 ： 首頁 上一頁