们所占有的空间。
(2) 环境：环境是指系统边界以外与之相关的物质世界。
(3) 按环境之间有物质和能量的传递情况的不同，可以将系统分为：
① 封闭系统：系统与环境之间通过边界只有能量的传递，而没有物质的传递。系统的质量是守恒的。
② 敞开系统：系统与环境之间通过边界既有物质的传递，也能以热和功的形式传递能量。
③ 隔离系统： 系统与环境之间没有任何相互作用， 既没有物质通过边界， 也没有与环境进行能量交换。
2、状态和状态函数
状态是系统中所有宏观性质的综合表现。 热力学系统是由大量微观粒子组成的集合体， 其宏观性质有压
力、温度、密度、黏度、物质的量等。我们把这些描述系统状态的物理量称为状态函数。在一定的条件
rUm 和
rHm 。
四、热化学方程式
1、标准状态： 气体的标准态： 纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力力
p (100KPa) 下的状态， 混合气体中某组分
的标准态是指该组分的分压为 p 且单独存在的状态。
液体 ( 或固体 )的标准态：纯液体 ( 或固体 )的标准态是指温度为 T(多为 298.15K) ，压力为 p 下液体 (或固体 )
R 为摩尔气体
3、理想气体是一种假想的模型， 它忽略了气体本身的体积和分子之间的相互作用。 对于真实气体， 只有在
低压高温下，分子间作用力比较小，分子间平均距离比较大，分子自身的体积与气体体积相比，完全
微不足道，才能把它近似地看成理想气体。
4、理想气体混合物： 当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时， 相互间不发生化学反应， 分子本身的
11、在一定温度下，每种气体的分子速度分布是一定的。除了少数分子的速度很大或很小以外，多数分子
的速度都接近于方均根速度 V rms。当温度升高时，速度分布曲线变得更宽了，方均根速度增大，高于这
一速度的分子数增加得更多。
第二章 热化学
一、热力学术语和基本概念
1、系统和环境
(1) 系统：系统就是被研究的对象，是人们将其作为研究对象的那部分物质世界，即被研究的物质和它
的标准摩尔焓变将随之改变。
(2)正确写出化学反应计量式，必须是配平的反应方程式。因为
r H m 是反应进度为 1 mol 时
的反应标准摩尔焓变，而反应进度与化学计量方程式相关联。同一反应，以不同的计量式表 示时，其反应的标准摩尔焓变不同。 (3)注明反应温度，因为反应的焓变随温度改变而有所不同。
五、标准摩尔生成焓
相与相之间有界面分开，这种系统叫做非均相系统或多相系统。
5、化学反应计量式和反应进度
(1) 化学反应计量式：根据质量守恒定律，用规定的化学符号和化学式来表示化学反应的式子(2) 化学计量数：化学式前的系数称为化学计量数，以
νB 表示，对于反应物，化学计量数为负，对于产
(2) 定温过程：始态、终态温度相等，并且过程中始终保持这个温度，这种过程叫定温过程。定温变化
与定温过程不同，它只强调始态和终态的温度的相同，而对过程中的温度不作任何要求。
(3) 定压过程：始态、终态的压力相等，并且过程中始终保持这个压力。定压变化与定压过程不同，它
只强调始态与终态的压力相同，而对过程中的压力不作任何要求。
Q 表示。
以热的形式转移能量总带有一定的方向性。热能自动地从高温物体传递到低温物体。热力学中以
Q
值的正、负号来表明热传递的方向。若环境向系统传递热量，系统吸热，
Q 为正值，即 Q>0；。系统
向环境放热， Q 为负值， Q<O。 Q 与具体的变化途径有关，不是状态函数
(2) 功：系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称之为功，以符号
△ U 就足够了。
3、热力学第一定律：当系统由始态变化到终态时，系统和环境之间传递的热量
Q 和功 W 之和等于系统的
热力学能的变化量 △ U。即 △ U=Q+W 。它表明系统的热力学能的变化量等子系统和环境之间传递的热
和功的总和。显然它适用于封闭系统。隔离系统和循环系统
△ U=0 ，热力学能守恒。
三、化学反应的反应热
1、反应热： 当生成物和反应物的温度相同时， 化学反应过程中吸收或放出的热量， 称为化学反应的热效应，
简称反应热。反应热与反应条件有关。
2、定容反应热：定容的封闭系统中， △ V=0 ，，系统的体积功 W=0 ，除体积功以外，若无其他的功，则定
容反应热 QV= △ U。即在定容且非体积功为零的过程中，封闭系统从环境中吸收的热等于系统热力学能
(5) 分子的平均动能与热力学温度成正比。
9、气体的压力是由气体分子对器壁的弹性碰撞而产生的，
是“分子群” 对器壁碰撞作用的统计平均的结果。
压力与气体分子每次对器壁的碰撞力和碰撞速度成正比。 每次的碰撞力等于分子的质量与分子运动速度
的乘积。碰撞速度与单位体积内的分子数和分子的运动速度成正比
; 分子数越多，分子运动得越快，其
(4) 定容过程：系统的始态与终态容积相同，过程中始终保持同样的容积。
(5) 循环过程：系统由始态出发，经过一系列变化，又回到原来状态，这种始态和终态相同的变化过程
称为循环过程。
4、相
系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以
由纯物质或均匀混合物组成。 只含一个相的系统叫做均相系统或单相系统。 系统内可能有两个或多个相，
U
BU nB
，反 应的摩 尔热 力学焓 变
rHm
H
BH， nB
反应的摩尔热力学能变和反应的摩尔热力学焓变分别表示反应进度为１ 的变化量。
mol 时，热力学能的变化量和焓
关系： r H m
rUm
B ( g ) RT ，
B ( g ) 是反应前后气体物质计量数的变化量。因为
B
B
r U m ( 298.15K ) 和 r H m ( 298.15K ) 相差不大，因此，在有些情况下，并不区分
2、热力学能
系统是由大量的微观粒子组成的。 系统内的微观粒子处于永恒运动和相互作用之中， 微观粒子具有能量。
在不考虑系统的整体动能和势能的情况下， 系统的热力学能是系统内所有微观粒子的全部能量之和，
热
力学能又称为内能，以符号 U 表示。由于组成系统的物质结构的复杂性和内部相互作用的多样性，尚
不能测定热力学能的绝对值。实际应用中只要能确定始态与终态的热力学能的变化量
W 表示。环境对系统做功 ( 环
境以功的形式失去能量 )，W>0; 系统对环境做功 (环境以功的形式得到能量 )W<0 。功与热一样，与途
径有关，不是状态函数。
① 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功，称为体积功。定容过程中系统与环境之间没有体
积功的交换。
② 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功为非体积功。
下，系统的性质不再随时间而变化，其状态就是确定的，此时状态函数有确定值。当系统状态发生变化
时，状态函数的变化量与系统状态变化的途径无关。
3、过程和途径
(1) 当系统的状态确定之后，系统的性质不再随时间变化而改变。可是当系统的某些性质发生改变时，
这种改变称为过程。系统由始态到终态所经历的过程总和被称为途径。
4、焓 (H) 是状态函数，定义为 H=U+pV 。对于吸热反应，焓变 △ H>0；对于放热反应，焓变 △H<0 。物质的
量不变时， 理想气体的焓也只是温度的函数。 但通常温度对化学反应的焓变影响较小， 5、 △rU m 和 △rHm
可以忽略不不计。
定 义 ： 反 应 的 摩 尔 热 力 学 能 变 rUm
体积和它们相互间的作用力都可以忽略不计， 这就是理想气体混合物。 其中每一种气体都称为该混合气
体的组分气体。
5、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。
对于理想气体来说， 某组分气体的
分压力等于在相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
6、 Dalton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 7、 Amage 分体积定律： 混合气体中组分 B 的分体积 VB 是该组分单独存在并具有与混合气体相同温度和压
碰撞器壁的速度就越大。 即气体的压力是由单位体积中分子的数量、 分子的质量和分子的运动速度所决
定的。
10、分子的平均动能与热力学温度成正比。气体分子的平均动能越大，系统的温度越高。和压力一样，物
体的温度也是大量分子 (“分子群” )集体运动产生的总效应，含有统计平均的意义。对单个分子而言，
温度是没有意义的。
力时占有的体积。
8、气体分子动理论的基本要点：
(1) 气体是由分子组成的，分子是很小的粒子，彼此间的距离比分子的直径大许多，分子体积与气体体
积相比可以略而不计。
(2) 气体分子以不同的速度在各个方向上处于永恒地无规则运动之中。
(3) 除了在相互碰撞时，气体分子间相互作用是很弱的，甚至是可以忽略的。
(4) 气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。
第一章 气体
1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在：
(1) 气体没有固定的体积和形状。
(2) 不同的气体能以任意比例相互均匀地混合。
(3) 气体是最容易被压缩的一种聚集状态。气体的密度比液体和固体的密度小很多。
2、理想气态方程： pV=nRT ，其中 p、V 、T 分别为一定量气体的体积、压力和热力学温度。 常数。在国际单位制中， p 以 Pa、V 以 m3、 T 以 K 为单位，则 R=8.314J·mol -1·K -1。
的增加。化学反应的定容反应热可用弹式热量计精确的测量。
3、定压反应热：通常许多化学反应是在 “敞口 ”容器中进行的，系统压力与环境压力相同 (此系统只要不