ΔU = Q + W
解：（1）△U系统＝（-60）＋（-40）＝-100kJ （2）△U系统＝（-40）＋（+60）＝+20kJ （3）△U系统＝（+60）＋（+40）＝100kJ （4）△U系统＝（+40）＋（-60）＝-20kJ
化学反应的反应热 化学反应系统与环境进行能量交换的 主要形式是热，称反应热或热效应。
化学反应动力学 现实性—速率 计算任意反应的∆U、∆H、∆S 、∆G和速率v。
为了便于讨论，我们先介绍以下几 个基本概念： 包括： 系统、 环境、 相、
质量守恒、 能量守恒、 状态 和 状态函数、 热和功
热力学基本概念
◆系统和环境 (system and surroundings) 系统： 作为研究对象的那一
∴ QP =△U +P△V
QP = △U +P△V
上式可化为： QP=（U2-U1）+ P（V2-V1）
即： QP=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）
此时，令： H = U +PV 称：焓
则： QP =H2-H1=ΔH
意义：
焓：
符号：H ； H 是状态函数；
无绝对数值；
其值与n 成正比；
单位： kJ。 根据 Q 符号的规定，有：
• 也说明ΔU ，ΔH 可以通过量热实验进行直接测定。
注意下列各组状态函数表示的意义：
1.U , H 当泛指一个过程时状态函数改变量的
表示法
2.rU , r H
指明某一反应而没有指明反应进度即 不做严格的定量计算时，两个状态函
数改变量的表示法
3.rU m , r H m 表示某反应按所给定反应方程式进
试计算葡萄糖转化为丙酮酸的反应：
C6H12O6 (s)+O2 (g) 2C3H4O3 (s)+2H2O(l)
在 298.15 K 时的标准摩尔焓变。
解：利用 Hess 定律计算
(1)式 - 2 (2的乘除。
C6H12O6 (s)+6O2 (g) 6CO2 (g)+6H2O(l) ) 2C3H4O3(s)+5O2 (g) 6CO2 (g)+4H2O(l)
行１mol反应时，热力学能改变量
或焓变
4.
Uy
rm
,

r
Hym
表示在标准状态下某反应按所给定
反应方程式进行１mol反应时，热力
注意：单位
学能改变量或焓变
反应热的计算
1 Hess定律 （1840 年，瑞士籍俄国化学家 Hess） 内容：化学反应不管是一步完成或分成几步 完成，反应热总是相等的。
在不做非体积功的情况下，化学反应的 反应热（在恒压或恒容条件下）只与物质的 始态和终态有关,而与变化的途径无关。
CO + 1/2O2= CO2
Δr Hmy3
有: △r Hmy1 =△r Hmy2 +△r Hmy3
根据Hess定律：
若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。
相加原则：1.聚集态（s,l ,g)要相同； 2.计量系数对应反应式要做相应的乘除。
例燃题烧：反应葡的萄热糖化（学C6方H程12O式6）分和别丙为酮：酸（C3H4O3）
C6H12O6 (s)+O2 (g) 2C3H4O3(s)+2H2O(l)
298.15 K 时，葡萄糖转化为丙酮酸的标准焓变为：
rHm rHm,1 2rHm,2
= 2820 kJ mol1 (2340 kJ mol1） = 480 kJ mol1
化学反应中的质量守恒和能量守恒
化学反应中的质量守恒定律
“在化学反应中，质量既不能创造， 也 不能毁灭。 只能由一种形式转变为另一 种形式。”（物质不灭定律）
通常用化学反应计量方程式表示反应物
与生成物之间的原子数目和质量的平衡关系，
通式为： 0=B BB
B称化学计量数。
以合成氨反应为例：N2 +3H2 = 2NH3
一封闭系统在状态1时，热力学能为U1， 从环境吸收热Q，对环境做功W， 变到状态2, 热力学能为U2
Q>0
W<0
则有：
ΔU = Q + W ΔU=U2-U1
例：计算系统和环境的△U
（1）系统放热60kJ ，并对环境作功40kJ; （2）系统放热40kJ ，环境对系统作功60kJ。 （3）系统吸热60kJ ，环境对系统作功40kJ; （4）系统吸热40kJ ，并对环境作功 60kJ;
第一章
化学反应基本规律
许多反应我们可以看得到，如：
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3
有的反应难以看得到： Pb2+ + EDTA = Pb-EDTA
（乙二胺四乙酸根）
有的反应式可以写出来，却不知到能 否发生？
Al2O3 + 3CO = 2Al + 3CO2
CO + 2NO = CO2 + N2 这就需要了解化学反应的基本规律, 其中最重要的是化学热力学。
例如,研究的系统为一理想气体，其 n=1mol, P=100kPa, V=22.4l, T=273K, 则该系统处于一种状态— —标准状态。其中n,p,V,T均为状态函数
状态函数主要性质（或特征）：
1.状态一定时，状态函数有确定值， 反之亦然。
系统的一个状态函数或几个状态函数发生 了 改变，则系统的 状态就发生改变。 始态和终态：变化前状态为始态，变化后的状态为终态。
2、状态函数的变化值只取决于系统的始态 和终 态，与变化的具体途径无关。只要系统恢复原状， 状态函数恢复原值。
若： 系统的始态和终态确定，各状态函数的变 化值确定
T1 V1 P1 → T2 V2 P2
始态
终态
ΔT = T2-T1 ΔV = V2-V1 ΔP = P2-P1
概括：状态函数有特征，状态一定值一定， 殊途同归变化等，周而复始变化零。
本章主要研究和解决的中心问题：
• 反应过程中能量变化的问题
化
学
• 反应的可行性及进行方向的问题
热 力
学
• 反应进行的程度 (化学平衡)问题
• 研究反应的现实性问题 —— 化学动力学
化学热力学——应用热力学的基本原理 和方法研究化学反应的科学。
研究对象 — 宏观的、大量质点的集合体 优点： ◆ 只考虑研究对象的始态和终态,
A rHmy(T ) D
r Hym,1(T )
r Hym,3(T )
B rHmy,2 (T ) C

r
H
my(T
)


r
H
y
m,1
(T
)


r
Hy m,2
(T
)

r
H
y
m,3
(T
)
如：利用C(化gra学)+方O程2=式CO计2 算 C+1/2O2= CO
y
Δr Hm1 Δr Hmy2
通常把只做体积功，且始态和终态具有 相同温度时，系统吸收或放出的热量叫做 反应热。
根据反应条件的不同，反应热又可分为： Qv和Qp
1 恒容过程反应热 QV
V2 =V1 △V =0 ∵ △U =Q +W ∴ △U =Q -P△V =QV
意义：
2 恒压过程反应热 QP
由于P2 =P1 =P ∵ △U =Q -P△V
(1) C6H12O6 (s)+6O2 (g) 6CO2 (g)+6H2O(l)
rHm,1(298.15 K) 2820 kJ mol1
(2)
C3H4O3
(s)+
5 2
O2
(g)

3CO2
(g)+2H2O(l)
rHm,2(298.15 K) 1170 kJ mol1
⑵两步膨胀：
J=Pa·m3
W2 = -WI+(-WII) = -2.0×103×(2-1)×10-3 – 1.0×103×(4-2)×10-3
= - 4.0 J
⑶可逆膨胀：
W3 = -Wr = -
V终 V始
p外dV=
-
V终 nRTdV = - nRT ln V终
V V始
V始
= -5.545J
即内能—系统内部能量的总和。 符号：U 单位：kJ 或 J U 是状态函数； 无法确定绝对数值； 其值与n 成正比。
*热 热力学中将能量交换形式分为热和功。
热是系统与环境因温度不同而传递的 能量。 符号：Q ， 单位：kJ； Q 不是状态函数； 系统吸热：Q > 0 ； 系统放热：Q < 0
*功
状态函数分类：
广度性质：(extensive property) 广度性质的量值与系统中物质的 量成正比，在系统内具有加和性。
如：m、n、V、U、H、S、G 等。
强度性质：（intensive property） 强度性质的量值与系统中物质的 量无关，不具有加和性.
如：T、P ，摩尔体积，密度等
2.热力学能
部分物质； 环境：系统之外，与系统密
切联系的其它物质。
Zn(s) + 2HCl = ZnCl2 + H2
系统特点：
a) 是宏观的； b) 系统要占有空间； c) 系统是多种多样的，可以是气、液
、固及多个 相 的系统。
环境特点：
a) 系统与环境之间有确切的界面； b) 这种界面可以是真实的，也可以是虚构的； c) 系统与环境的划分不是固定不变的。
系统与环境交换能量的另一种形式—功