第一章热力学第一定律

2020/6/3,物理化学电子教案,南昌大学化学学院,PHYSICALCHEMISTY,物理化学,彭洪根博士,TelE-mail:penghonggen,2020/6/3,教材:物理化学简明教程(第四版)，印永嘉主编高等教育出版社.参考教材1物理化学(第五版)，傅献彩等编，高等教育出版社，2005年.2.PhysicalChemistry（第七版），Atkins等，高等教育出版社-影印版3.物理化学，朱文涛等编，清华大学出版社，1995年4.物理化学简明教程(第四版)-例题与习题，印永嘉等编高等教育出版社.5物理化学学习指导，孙德坤等编，高等教育出版社，2007年,教材及参考教材,考试和分数,学期总评成绩平时40期末60,平时成绩包括：1.出勤10，2.作业20，3.课堂提问和课堂讨论10。,教材:物理化学简明教程(第四版)，印永嘉主编高等教育出版社.,1.上课（100分）,保持良好的课堂秩序，积极配合，主动思考。平时不定时点名抽查，缺一次扣10分。,2.作业（100分）,学习态度认真，独立解题，严禁抄袭。每上完一章交一次作业，缺交一次扣10分。,领会“物理化学”的本质，能学以致用。课后认真思考、讨论每章后面的复习题。,3.提问和讨论（100分）,具体要求：,希望我们合作愉快！共同学习！,教学进度表,第零章绪论1学时第一章热力学第一定律4学时第二章热力学第二定律6学时第三章化学势2学时第四章化学平衡2学时第五章多相平衡2学时第六章统计热力学初步自学第七章电化学6学时第八章表面现象与分散系统4学时第九章化学动力学基本原理5学时第十章复合反应动力学自学,第零章绪论,0.1物理化学的建立与发展,0.2物理化学研究内容与意义,0.3物理化学的研究方法,0.4物理化学课程的学习方法,0.1物理化学的建立与发展,18世纪开始萌芽：,从燃素说到能量守恒与转化定律。,俄国科学家罗蒙诺索夫(17111765)最早使用“物理化学”这一术语。,1887年德国科学家W.Ostwald和荷兰科学家J.H.vantHoff合办的物理化学杂志(德文）创刊。,W.Ostwald(18531932),J.H.vantHoff(18521911),0.1物理化学的建立与发展,20世纪前期迅速发展,界面化学,热化学,电化学,化学热力学,新测试手段和新数据处理方法不断涌现。,形成了许多新的分支领域，如：,0.1物理化学的建立与发展,20世纪中叶后发展趋势和特点：,(1)从宏观到微观,(2)从体相到表相,(4)从定性到定量,(5)从单一学科到边缘学科,(6)从平衡态的研究到非平衡态的研究,(3)从静态到动态,0.1物理化学的建立与发展,只有深入到微观，研究分子、原子层次的运动规律，才能掌握化学变化的本质和结构与物性的关系。,(1)从宏观到微观,宏观,(看得见的物体),0.1物理化学的建立与发展,(2)从体相到表相,在多相系统中，化学反应总是在表相上进行。随着测试手段的进步，了解表相反应的实际过程，推动表面化学和多相催化的发展。,0.1物理化学的建立与发展,(3)从静态到动态,热力学研究方法是从静态利用热力学函数判断变化的方向和限度，但无法给出变化的细节。,激光技术和分子束技术的出现，可以真正地研究化学反应的动态问题。,分子反应动力学已成为非常活跃的学科。,0.1物理化学的建立与发展,(4)从定性到定量,随着计算机技术的飞速发展，大大缩短了数据处理的时间，并可进行自动记录和人工拟合。,使许多以前只能做定性研究的课题现在可进行定量监测，做原位反应，如：,利用计算机还可以进行模拟放大和分子设计。,0.1物理化学的建立与发展,(5)从单一学科到边缘学科,化学学科内部及与其他学科相互渗透、相互结合，形成了许多极具生命力的边缘学科，如：,0.1物理化学的建立与发展,平衡态热力学只研究平衡态和可逆过程的系统，主要研究封闭系统或孤立系统。,(6)从平衡态的研究到非平衡态的研究,对处于非平衡态的敞开系统的研究更具有实际意义。自1960年以来，逐渐形成了非平衡态热力学这个学科分支。,这个学科分支成为当前理论化学的研究前沿之一。,0.1物理化学的建立与发展,0.2物理化学研究内容和意义,什么是物理化学?,研究所有物质系统的化学行为的原理、规律和方法的学科。,涵盖从宏观到微观与性质的关系、规律、化学过程机理及其控制的研究。,物理化学是化学以及在分子层次上研究物质变化的其他学科领域的理论基础。,什么是物理化学?,化学反应,原子、分子间的分离与组合,热,电,光,磁,温度变化,压力变化,体积变化,化学,物理学,密不可分,相态变化,0.2物理化学研究内容和意义,物理化学,用物理的理论和实验方法,研究化学变化的本质与规律,物理现象,化学现象,0.2物理化学研究内容和意义,2020/6/3,(1)化学热力学：化学反应进行的方向、限度和能量效应(第一章第六章）,(2)化学动力学：化学反应的速率、控制因素和反应机理-（第九章第十章）,其它分支学科：电化学、界面及胶体化学（第七章第八章）,(3)物质结构：物质的性质与其结构之间的关系问题,0.2物理化学研究内容和意义,2020/6/3,(1)化学热力学：化学反应进行的方向、限度和能量效应(第一章第六章）,方向？限度？外界条件对反应平衡的影响？,化学平衡问题,温度压力，浓度等,热力学表明，低温、高压对合成氨反应是有利的，反应可能发生。,0.2物理化学研究内容和意义,2020/6/3,(2)化学动力学：化学反应的速率、控制因素和反应机理-（第九章第十章）,高温,高压,催化剂,速率？,设计催化剂,温度压力，浓度，催化剂,把热力学的反应可能性变为现实性。,铁触媒,反应机理？,外界条件对反应速率的影响？,0.2物理化学研究内容和意义,2020/6/3,化工生产应综合考虑反应速率、化学平衡、动力、原料选择、产量和设备等多个方面。使用催化剂，选择反应温度应考虑催化剂的活性；选择压强时要考虑加压对设备的要求及加压的动力成本；在选择原料的配比时，常采用增大廉价原料的比例以提高另一反应物的转化率。,0.2物理化学研究内容和意义,2020/6/3,(3)物质结构：物质的性质与其结构之间的关系问题,研究这类问题有结构化学和量子化学两个分支,0.2物理化学研究内容和意义,0.3物理化学的研究方法,采用归纳法和演绎法这一对逻辑方法。,按照“实践认识再实践再认识”的形式，往复循环以至无穷。,常用的研究方法有：,实验的方法、归纳和演绎的方法、模型化方法、理想化方法、假设的方法、数学的统计处理方法等等。,2020/6/3,0.4物理化学学习方法,(1)要注意逻辑推理的思维方法,(2)必须自己动手推倒公式条件、物理意义,(3)独立多做习题,(4)多思考,适合自己的方法才是最好的方法！,物理化学电子教案第一章,热力学第一定律,TheFirstLawofThermodynamics,2020/6/3,一热力学概论,第一章热力学第一定律,二热力学第一定律,三热化学,热力学公式或结论,1.1热力学的研究对象,（一）热力学概论,热力学研究的方法和局限性,方法：,研究对象是大量分子的集合体，研究宏观性质，所得结论具有统计意义。,只考虑变化前后的净结果，不考虑物质的微观结构和反应机理。,只能判断变化能否发生以及进行到什么程度，但不考虑变化所需要的时间。,1.1热力学的研究对象,（一）热力学概论,局限性：,不知道反应的机理、速率和微观性质，只讲可能性，不讲现实性。,1.1热力学的研究对象,（一）热力学概论,2020/6/3,在热力学中常遇到的过程分为三大类:,(1)简单的物理变化过程,(2)相变化过程,(3)化学变化过程,热力学主要内容就是在研究不同变化过程中热力学函数的变化规律,并由此来判定系统与环境之间的能量交换及变化自动进行的方向和限度问题。,1.1热力学的研究对象,（一）热力学概论,1.2热力学的一些基本概念,系统（System）,在科学研究时必须先确定研究对象，把一部分物质与其余分开，这种分离可以是实际的，也可以是想象的。,环境（surroundings）,与系统密切相关、有相互作用或影响所能及的部分称为环境。,环境,系统,系统与环境,系统与环境,这种被划定的研究对象称为系统，亦称为体系或物系。,根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：,（1）敞开系统（opensystem）,环境,系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换,系统的分类,经典热力学不研究敞开系统,根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：,（2）封闭系统（closedsystem）,环境,系统与环境之间无物质交换，但有能量交换,系统的分类,经典热力学主要研究封闭系统,根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：,系统的分类,（3）隔离系统（isolatedsystem）,系统与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故又称为孤立系统。,环境,根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：,系统的分类,（3）隔离系统（isolatedsystem）,大环境,有时把系统和影响所及的环境一起作为孤立系统来考虑。,用宏观可测性质来描述系统的热力学状态，故这些性质又称为热力学变量。可分为两类：,广度性质（extensiveproperties）,强度性质（intensiveproperties）,系统的性质,又称为容量性质，它的数值与系统的物质的量成正比，如体积、质量、熵等。这种性质有加和性，在数学上是一次齐函数。,它的数值取决于系统自身的特点，与系统的数量无关，不具有加和性，如温度、压力等。它在数学上是零次齐函数。指定了物质的量的容量性质即成为强度性质，或两个容量性质相除得强度性质。,系统的性质,状态和状态函数,热力学体系的状态即体系的物理性质和化学性质的综合表现。,规定体系状态的性质叫状态性质，也叫状态函数。,状态,状态函数,状态函数的特性：,其数值只说明体系当时所处的状态，不能说明体系以前的状态。,其改变值只取决于体系的始态和终态，而与变化的途径无关。,状态函数之间不是相互独立的，而是有关联的。,状态和状态函数,状态函数的特性可描述为：异途同归，值变相等；周而复始，数值还原。,状态函数在数值上是全微分。,状态和状态函数,系统状态函数之间的定量关系式称为状态方程,对于一定量的单组分均匀系统，状态函数p,V，T之间有一定量的联系。经验证明，只有两个是独立的，它们的函数关系可表示为：,例如，理想气体的状态方程可表示为：,状态方程（equationofstate）,对于多组分系统，系统的状态还与组成有关，如：,过程和途径,过程(Process)：是指系统状态发生的变化。途径(Path)：指的是系统状态发生变化时的方式。过程包含：定温（压、容）过程、绝热过程、相变过程、可逆过程、不可逆过程。,T1,P1,定温过程,T1,P2,T2,P1,T2,P2,定压过程,定温过程,定压过程,始态,终态,（1）等温过程,（2）等压过程,（3）等容过程,（4）绝热过程,（5）环状过程,常见变化过程：,2020/6/3,系统处于热力学平衡态是相对的、有条件的，一旦条件变化,系统的性质和状态会随着而变,从一个平衡态变化到另一个平衡态，称系统发生了一个过程。而在变化过程中所经历的具体步骤称为途径。,应当注意:系统各个性质之间是相互依赖相互联系的,并不完全是独立的.只有少数几个性质确定后,其余的性质也就完全确定了,系统的状态也就确定了.,2020/6/3,体系的热力学平衡态必须同时满足下列两个条件（a）体系各状态性质不随时间而改变；（b）体系与环境间没有任何物质和能量的交换。只满足（a）而不满足（b）则称为稳态，如靠热源（环境）维持温度稳定的恒温槽。,热力学平衡态,热平衡（thermalequilibrium）系统各部分温度相等,力学平衡（mechanicalequilibrium）系统各部的压力都相等，边界不再移动。如有刚壁存在，虽双方压力不等，但也能保持力学平衡,热力学平衡态,相平衡（phaseequilibrium）多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变,化学平衡（chemicalequilibrium）反应系统中各物的数量不再随时间而改变,热力学平衡态包括下列几个平衡：,将A和B用绝热壁隔开，而让A和B分别与C达成热平衡。,然后在A和B之间换成导热壁，而让A和B与C之间用绝热壁隔开,热平衡,A和B分别与C达成热平衡，则A和B也处于热平衡，这就是热平衡定律或第零定律。,当A和B达成热平衡时，它们具有相同的温度,由此产生了温度计，C相当于起了温度计的作用,热平衡,Joule（焦耳）和Mayer（迈耶尔)自1840年起，历经20多年，用各种实验求证热和功的转换关系，得到的结果是一致的。,这就是著名的热功当量，为能量守恒原理提供了科学的实验证明。,即：1cal=4.1840J,现在，国际单位制中已不用cal，热功当量这个词将逐渐被废除。,1.3能量守恒热力学第一定律,（二）热力学第一定律,到1850年，科学界公认能量守恒定律是自然界的普遍规律之一。能量守恒与转化定律可表述为：,自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同形式，能够从一种形式转化为另一种形式，但在转化过程中，能量的总值不变。,能量守恒定律-热力学第一定律,1.3能量守恒热力学第一定律,或称第一类永动机不可能存在！,热力学能(内能U)的概念,系统总能量通常有三部分组成：,（1）系统整体运动的动能,（2）系统在外力场中的位能,（3）热力学能，也称为内能,热力学中一般只考虑静止的系统，无整体运动，不考虑外力场的作用，所以只注意热力学能,热力学能(符号U表示)是指系统内部能量的总和，包括分子运动的平动能、分子内的转动能、振动能、电子能、核能以及各种粒子之间的相互作用位能等。,2020/6/3,若体系自A可经两条不同的途径(1)和(2)到达B(见图),两途径的内能变化必相等,即,U1=U2,设内能不是状态函数,其改变值与途径有关,假定,U=U1U20,U1U2,当体系自ABA时,总过程内能变化为:,热力学能(内能U)的概念,2020/6/3,体系循环一周,却凭空创造出能量;如此循环下去,能量源源不断地输出,成为第一类永动机,这是违反第一定律的.故内能是体系的状态函数.,热力学能(内能U)的概念,2020/6/3,热和功是热力学系统和环境之间传递能量的两种不同形式。,热量(Q),定义由于温度之差系统与环境之间传递的能量称为热量,简称热.,性质热量存在于传递过程,它与过程进行的具体途径有关,非状态函数。不能以全微分表示，微小变化过程的热，用Q表示，不能用dQ。,系统吸热为Q0,系统放热为Q0,W0,U0,热和功的取号与热力学能变化的关系,热力学能是状态函数，用符号U表示，它的绝对值尚无法测定，只能求出它的变化值。,热力学第一定律的数学表达式,设想封闭系统由状态（1）变到状态（2），系统与环境的热交换为Q，功交换为W，则系统的热力学能的变化为：,对于微小变化,热力学能的单位：,2020/6/3,课堂练习：P12习题1和4,例1教材P12,习题1解：（1）Q0,U=0,W0(2)Q=0,U0,W0(3)Q=0,U=0,W=0,2020/6/3,例2教材P12,习题4,解：（1）沿1-a-2从1到2时，Q=314.0J,W=-117.0J,则U=314.0117.0=197.0J,沿1-b-2从1到2时，U1=U=197.0J,W1=-44.0J,则Q=U1-W1=197.0-（-44.0）=241.0J.,(2)沿C由2回到1时，U2=U=U1=197.0J,W2=79.5J,则Q=U2-W2=197.079.5=276.5J即为放热。,2020/6/3,体积功,体积功即为系统在外压力作用下体积膨胀(或压缩)过程与环境传递能量的形式。按机械功的概念(见右图)：,We=-fdl=-p外Adl=-p外dV,如果气缸活塞从位置1移动到位置2,气体膨胀功为：,1.4体积功,（1）气体向真空膨胀（自由膨胀）,气体向真空膨胀,真空膨胀过程(pe=0),(2)等外压膨胀（p外=C）,气体恒定外压下膨胀,恒外压膨胀过程(pe=常数),2020/6/3,(3)pe=pdp的过程膨胀,对理想气体：,2020/6/3,压缩所作功：,可见,可逆膨胀所作功最大，可逆压缩所作功最小；二者：,一粒粒取走砂粒重新加到活塞上,2020/6/3,结论,功与变化的途径有关。虽然始终态相同，但途径不同，所作的功也不同。可逆膨胀，体系对环境作最大功；可逆压缩，环境对体系作最小功。,系统经过某一过程从状态（1）变到状态（2）之后，如果能使系统和环境都恢复到原来的状态而未留下任何永久性的变化，则该过程称为热力学可逆过程。否则为不可逆过程。,上述准静态膨胀过程若没有因摩擦等因素造成能量的耗散，可看作是一种可逆过程。,可逆过程（reversibleprocess）不可逆过程(irreversibleprocess),可逆过程中的每一步都接近于平衡态，可以向相反的方向进行，从始态到终态，再从终态回到始态，系统和环境都能恢复原状。,可逆过程的特点：,（1）状态变化时推动力与阻力相差无限小，系统与环境始终无限接近于平衡态；,（3）系统变化一个循环后，系统和环境均恢复原态，变化过程中无任何耗散效应；,（4）等温可逆过程中，系统对环境做最大功，环境对系统做最小功。,（2）过程中的任何一个中间态都可以从正、逆两个方向到达；,2020/6/3,可逆过程与不可逆过程,热力学分析:,可逆膨胀所做功,可逆压缩所作功,比较二者,做功相等,符号相反.就是说,当系统回到原态时,环境也复原,没有功的得失.,再者,因系统复原,U=0,根据热力学第一定律U=Q+W,亦即Q=0,环境也无热的得失.,2020/6/3,第二种过程：恒外压膨胀，若使气体从V2到V1，环境是否复原？环境中将有功的损失,若系统发生了某一过程之后，在使系统恢复原状的同时，环境必定会留下某种永久性的变化，即环境没有完全复原，则此过程为“热力学不可逆过程”。,可逆相变的体积功,蒸发、升华,2020/6/3,例3教材17页，习题9,2020/6/3,根据热力学第一定律,对于恒容而无非体积功的过程，,若发生一个微小变化,等容且不做非膨胀功的条件下，系统的热力学能的变化等于等容热效应,1.定容及定压下的热,U=Qv,对于恒压而无非体积功的过程，P1P2Pe常数,定义焓:,2020/6/3,上式表示在无非体积功的恒压过程中,体系与环境交换的热量等于焓的改变值.,注意：,H为状态函数,绝对值无法测定.,对任何过程都有焓变H,由式H=U+(pV)计算,只是恒压过程的焓变等于Qp.,注意H=Qp的应用条件,若过程有非体积功时,HQp,Qp、QV均为状态性质.,例4（教材19页，习题14）,1.定容及定压下的热,Gay-Lussac-Joule实验,将两个容量相等的容器，放在水浴中，左球充满气体，右球为真空（如上图所示）。,水浴温度没有变化，即Q=0；由于体系是自由膨胀，所以体系没有对外做功，W=0；根据热力学第一定律得该过程的,盖吕萨克1807年，焦耳在1843年分别做了如下实验：,打开活塞，气体由左球冲入右球，达平衡（如下图所示）。,1.理想气体的内能和焓,理想气体在自由膨胀中温度不变，热力学能不变,从Gay-Lussac-Joule实验得到：,理想气体的热力学能和焓仅是温度的函数,从Joule实验得,设理想气体的热力学能是的函数,所以,因为,所以,这就证明了理想气体的热力学能仅是温度的函数，与体积和压力无关,理想气体在等温时，改变体积，其热力学能不变,设理想气体的热力学能是的函数,可以证明,这有时称为Joule定律,1.理想气体的内能和焓,即,同理,理想气体的热力学能和焓仅是温度的函数,理想气体的等温过程：,2020/6/3,热容的定义,对于组成不变的均相封闭体系,温度升高1时体系所吸收的热量称为热容。,由于体系在不同温度下温度升高时所吸收的热量并不相同，热容严格定义为：,若物质的量为1kg,则称比热容(JK-1kg-1);若物质的量为1mol,则称摩尔热容(JK-1mol-1).,1.7热容,定压热容和定容热容,定压热容Cp：,定容热容Cv：,1.7热容,理想气体的热力学能和焓仅是温度的函数,对封闭系统、不做非体积功的理想气体任意过程均适用。,理想气体的热容,1.7热容,理想气体等压热容与等容热容间关系,理想气体:,单原子分子体系Cv，m=3/2R,双原子分子或线性分子体系Cv，m=5/2R,多原子分子（非线性）体系Cv，m=3R,1.7热容,热容是温度的函数,热容与温度的函数关系因物质、物态和温度区间的不同而有不同的形式。,式中是经验常数，由各种物质本身的特性决定，可从热力学数据表中查找。,热容与温度的关系,1.7热容,2020/6/3,热量的计算,当体系温度由T1加热到T2时：,恒容热:,恒压热:,上两式适用于无相变化和无化学变化的单组分均相封闭系统.若有相的变化可分段进行计算.,2020/6/3,恒温过程:,变温过程:,1.恒温可逆膨胀,2.恒温恒外压膨胀,3.恒温自由膨胀,理想气体的热力学能变与焓变,2020/6/3,绝热过程中,体系与环境无热交换,即Q=0;由热力学第一定律知：,U=W或dU=W,此式表明：,W0;体系内能增加,温度升高.,在绝热条件下,功交换取决于体系变化过程的始、终态。,气体在绝热过程中,因与环境无热交换,必然引起体系内能的变化,而导致体系温度的变化.,1.8理想气体的绝热过程,2020/6/3,在不做非体积功的绝热可逆过程中，,(a)绝热可逆过程的功和过程方程式,对于理想气体,代入上式，得,整理后得,2020/6/3,对于理想气体,代入（A）式得,令：,称为热容比,2020/6/3,对上式积分得,或写作,因为,代入上式得,因为,代入上式得,这是理想气体在绝热可逆过程中，三者遵循的关系式称为绝热可逆过程方程式。,2020/6/3,理想气体在绝热可逆过程中，三者遵循的绝热过程方程式可表示为：,式中，均为常数，,在推导这公式的过程中，引进了理想气体、绝热可逆过程和是与温度无关的常数等限制条件。,2020/6/3,等温可逆过程功,绝热可逆过程功,(b)绝热可逆过程的膨胀功,2020/6/3,等温可逆,绝热可逆,从A点出发，达到相同的终态体积,等温可逆过程功(AB线下面积)大于绝热可逆过程功(AC线下面积),2020/6/3,(c)绝热过程We、U、H的计算,2020/6/3,(d)绝热不可逆过程,绝热不可逆过程不能用绝热可逆过程方程式求算体系终态性质,只能由绝热条件,通过求解方程求得,即,如过程(p20经节流膨胀后，气体温度降低。,是系统的强度性质。因为节流过程的,所以当：,0经节流膨胀后，气体温度升高。,=0经节流膨胀后，气体温度不变。,Joule-Thomson系数,称为Joule-Thomson系数，它表示经节流过程后，气体温度随压力的变化率。,2020/6/3,热化学是物理化学的一个分支,是热力学第一定律在化学反应中的应用,关于热的数据研究是非常重要的,理论上、实际上都有很高的价值.,三热化学1.10化学反应的热效应,（1）化学反应热效应在定容或定压条件下，当产物的温度与反应物的温度相同，而在反应过程中只做体积功不做其它功时，化学反应放出或吸收的热，称为该反应的热效应，通常称为“反应热”。,2020/6/3,（2）定容反应热和定压反应热,定压反应热：定压下的反应热。若不做非体积功，则Qp=H,定容反应热：定容下的反应热。若不做非体积功，则Qv=U,2020/6/3,V定压下反应过程中系统总体积的变化，若假设反应中气体看作为理想气体，则,n定压下反应过程中产物中气体的总物质的量与反应物中气体总物质的量之差当n0时，HU；n0时，HU；n=0时，H=U,例8教材34页，习题38,解：（a）C12H22O11(s)+12O2(g)=12CO2(g)+11H2O(l),n=1212=0H=U,(b)2C10H8(s)+9O2(g)=2C6H4(COOH)2(s)+4CO2(g)+2H2O(l),n=49=-5HU,(c)C2H5OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l),n=23=-1HU,(d)2PbS(s)+3O2(g)=2PbO(s)+2SO2(g),n=23=-1HU,2020/6/3,盖斯定律,1.内容:,一个化学反应无论一步完成还是分几步完成，反应热效应相同.,意指:化学反应热效应只决定于始、终态,与变化的途径无关.因为,在恒容条件下:,在恒压条件下:,盖斯定律是热力学第一定律的必然结果;是热化学中最重要的定律之一,它奠定了热化学的基础.,2020/6/3,推算一些不易测定或根本不能测定的反应热效应.,2.主要应用:,CO不易控制,但可从下面两式间接算出,3.应用条件:反应过程不做非体积功;,必须在恒压或恒容条件下进行.,反应进度定义：用来表征和描述化学反应进行程度的物理量，用表示，单位为摩尔（mol）。,规定对于产物对于反应物,反应前各物质的物质的量,某时刻各物质的物质的量,N2+3H2=2NH3101001011032(9)(7)(2),对于N2：,对于H2：,对于NH3：,反应前各物质的物质的量,某时刻各物质的物质的量,1/2N2+3/2H2=NH3101001011032,对于NH3:,对于N2：,对于H2：,热化学方程式的写法,表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方程式。因为U,H的数值与系统的状态有关，所以方程式中应该注明物态、温度、压力、组成等。对于固态还应注明结晶状态。例如：298.15K时,（5）反应热的测量,弹式绝热热量计,没有规定温度，一般298.15K时的数据有表可查。,生成焓仅