2.2 热力学第一定律
2.2.1 热和功：
1、热 Q：是体系与环境间存在温度差而引起的能量传 递。单位：J
规定：体系从环境吸热为正，Q 0；体系向环境放 热为负，Q 0 。 2、功W：在热力学中，除热以外的其他的能量传递形 式称为功。单位：J
规定：体系从环境得功为负， W 0 ；体系对环境 作功为正， W 0 。 体积功：是体系体积变化所对外作的功。W体= p外 V 非体积功W非：电功、机械功、表面功等。
3、热和功都不是体系的状态函数。
注意：不能说体系含有多少热和功，只能说体系在 变化过程中作了功或吸收了热。温度高的物体可说 具有较高能量，但不能说体系具有较高热量。
热和功都不是体系的状态函数，所以，若途经 不同，即使始、终态相同，热和功的值也不会相同 （与状函的区别）；故不能设计途经计算热和功。
2.2.2 热力学第一定律
1、热力学能U（内能）：体系内部一切能量的总和（分 子平动能、转动能、振动能、位能、核能、键能等）。
单位：J 特点： 热力学能U（内能）是体系的状态函数。
状态一定时，热力学能U有确定值（U不能测）；热力学 能的改变值 U只与始、终态有关（ U可计算）。 2、热力学第一定律：即能量守恒与转化定律。 3、热力学第一定律的数学表达式： U= Q -W
第二章 化学热力学基础
本章要求：
了解热力学能、焓、熵、吉布斯自由能四个热力学 函数的意义及相互关系，了解 H, rHm, rHm , fHm , CHm , S, rSm ,rSm,, rSm ,G, rGm ,, rGm , fGm 的意义。 了解热力学第一定律、第二定律和盖斯定律。 掌握化学反应在标准状态下的rHm 、rSm 、rGm 的计算。 熟练运用吉布斯-赫姆霍兹方程判断反应自发进行方 向。
本章重点：第3、4、5节。
本章难点：热力学能、焓、熵、吉布斯自由能的意义
及应用。
2.1 常用术语 2.2 热力学第一定律 2.3 热化学 2.4 热力学第二定律 2.5 吉布斯自由能G及其应用
2.1 常用术语
化学热力学——用热力学原理研究化学反应方向限度、能 量转换规律。
2.1.1 体系和环境
定义：H= U+ PV （ 焓）
则：H= QP （此条件下，定压热QP与H 数值相当，但性质不同）
3、焓H：焓定义为 H= U+ PV ，是状态函数的组合，故焓 H是状态函数。单位：J 。焓的物理意义：在此条件下， 体系吸收的热量完全用于增加体系的焓。
注意：
(1) 焓定义为 H= U+ PV ，不能从H= QP 理解为“焓是 体系的热量”、也不能理解为“QP是状态函数” （此条 件下， QP与H数值相当，但性质不同）。 (2) 虽然H= QP 是在封闭体系、W非=0、定压过程得出的 但焓是状态函数，在任何过程中都可能有焓的变化，只
状态函数的特点概括为：异途同归，值变相等，周而复 始，数值还原。
2.1.3 过程和途径
1、过程：体系状态发生变化的经过称为过程。 2、途径：完成某过程的具体路线和方式，称为途径。
（常用表示途径，由始态 指向终态。如：t=20C 等 压，升温 t=30C 可说，体系由t=20C的始态变化到 t=30C 终态的“过程”，是由等压、升温“途径”完 成 的。） 3、过程分类： （1）定温过程（T1=T2=T环 或T=0 ） （2）定压过程（P1=P2=P环或p=0 ） （3）定容过程（ V1=V2 或V=0） （4）绝热过程（Q=0） （5）循环过程。特点：一切状函的改变值均为零。
[P=100kPa, T=301K, n=1 mol, V= 25L ] 。 特点： （1）体系的状态确定了, 则体系的所有性质就都确定了。 （2） “所有性质就都确定了”并不一定需要所有性质 都有确定值, 如:PV=nRT, 则P、V、n确定了T值必然确 定。 （3）若有一个（或多个）性质发生变化，则体系的状 态也就改变了, 改变前称为始态, 改变后的状态称为终态。
2、状态函数：热力学中用以说明体系状态的宏观物理量， 称为状态函数。如:强度性质状态函数：T、P、CB、 等（无加合性），广延性质状态函数：n、m、V、U、 H、S、等（有加合性）。 特点： （1）体系的状态一定，各种状态函数的值就都确定了， （2）状态改变时，体系的状态函数也随之改变，其值 只由体系的始、终态决定，而与变化的途径无关。（如 由20°C30 °C，可先升后降、或）
是封闭体系。 3、体系（研究的对象）—CuSO4晶体+水+火+杯， 置于绝热器中，将绝热器外静态空气为环境，体系
和环境间无能量传递，也无物质传递， 是隔离体系。源自2.1.2 体系的状态函数
1、状态：是体系的物理性质和化学性质的总和。 如:某气体, 当其P=100kPa,T=301K, n= 1 mol, V= 25L,即 可说, 该气体所处的状态为
体系：被研究的对象。 环境：体系以外与体系相关的其它部分。 体系分类： 敞开体系：体系和环境间既有能量传递，又有物质传递。 封闭体系：体系和环境间有能量传递，但无物质传递。 隔离（孤立）体系：体系和环境间既无能量传递，又无 物质传递。
例： 1、体系（研究的对象）—CuSO4晶体；
环境—水、火、杯。 CuSO4溶解到水中—有物质传递，CuSO4吸热加快 溶解—有能量传递，是敞开体系。 2、体系（研究的对象）—CuSO4晶体+水； 环境—火、杯。 体系和环境间有能量传递，但无物质传递，
对封闭体系，若 U1 吸热Q、从环境作功W U2 则：U2 = U1 + Q -W
即： U= Q -W = Q -（W体+W非）= Q - p外 V -W非 （ 注：因 U= Q -W ，故热和功的总和与途经无关。 对敞开体系，上式不成立；对孤立体系， U=0）
2.3 热 化 学
2.3.1 等容反应热、等压反应热和焓的概念
1、定容热QV：对封闭体系、W非=0、定容过程 （V=0）：由 U=Q - p外 V -W非 有：U = QV （此条件下，定容热QV与U 数值相当， 但性质不同）
2、定压热QP：对封闭体系、W非=0、定压过程 （p1=p2= p外）： 由 U=Q – p外 V –W
有： U = QP – p V U+ p V = QP 即（U+ PV）= QP