nN 2 n 1 2
25
0 N2
nH 2 n
0 H2
3 2
3．摩尔反应焓（变）
对于纯物质发生的化学反应 反应的焓变，即反应焓为：
摩尔反应焓：
由于
说明：[1] 使用摩尔反应焓时应指明化学反应方程式。 [2]若反应物和产物不处于纯态，则将物质的偏摩尔焓替换摩尔焓.
26
4．标准摩尔反应焓
①物质标准态的规定：标准压力pθ=100kPa
一般应用于纯物质 应用在非体积功为零、不发 生相变化，不发生化学变化 的过程。
摩尔定压热容（J· mol－1· k－1
）
定压热容Cp 应用
热容
摩尔定容热容Cv,m 定容热容CV 应用
14
气体恒容变温过程
气体恒压变温过程
※理想气体的变温过程
15
凝聚态物质变温过程
凝聚态物质恒压变温过程: 体积变化很小 ΔH=ΔU＋Δ（pV）=ΔU＋pΔV＋VΔp Δ H Q p ≈ ≈ Δ U Q v
§2.3 恒容热、恒压热、焓
1．恒容热 Qv: 据热一律 : 系统在恒容且非体积功为零的过程中与环境交换的热。
若过程中恒容dV＝0 或 非体积功为零δW′= 0 物理意义： dV＝0，δW′= 0 时，过程的恒容热在量值上等于过程的热力学能变。 适用条件：封闭系统、恒容、非体积功为零
2．恒压热Qp: 系统在恒压且非体积功为零的过程中与环境交换的热 据热一律 : 恒压 p1=p2=pamb= 定值 令： 或 非体积功为零 δWˊ= 0
[3] 焓的性质 ※焓H是状态函数， 焓的微变： dH=dU＋pdV＋Vdp ※焓具有能量的单位 J，KJ ※焓变包括 内能的变化, 特定条件下的体积功 ΔH=ΔU＋Δ（pV）
= ΔU＋pΔV＋VΔp 非体积功为零 恒压Δp=0 ΔH= ΔU＋pΔV
12
13
§2.4 摩尔热容
1．热容（C）
[1] 热容的定义 C = δQ／dT （J · K － 1）
H称为焓
物理意义：恒压、非体积功为零的条件下，过程的恒压热在量值上等于其焓变。 适用条件：封闭系统、恒压、非体积功为零
11
3、焓 [1]焓的定义式 [2]焓变
ΔH=H2－ H1 =（U2＋p2V2）－（U1＋p1V1） ΔH=ΔU＋Δ（pV） 讨论：对于系统内只有凝聚态物质发生的PVT变化、相变化和 化学变化 Δ（PV）≈ 0
教学重点及难点
教学重点
1.理解系统与环境、状态与状态函数、广度量和强度量、热力学平衡态、过程与途径、状态函数 法。（考核概率100%） 2.了解非体积功（考核概率1%），理解热与功、体积功、热力学能、恒容热、恒压热及焓 ，掌握
热力学第一定律、恒容热、恒压热及焓的计算，盖斯定律 （考核概率100%）
3.了解摩尔热容随温度的关系及平均热容的表达、理解恒压与恒容摩尔热容的关系，了解焦耳实 验及意义（考核概率1%），理解理想气体的热力学能和焓，掌握理解理想气体热力学能变和焓变的 计算，掌握气体恒容变温过程、恒压变温过程和凝聚态物质变温过程热、功、热力学能变和焓变的计 算（考核概率100%） 4.理解可逆传热过程、气体可逆膨胀压缩过程、理想气体恒温可逆过程和理想气体绝热可逆过 程，掌握理想气体绝热可逆过程方程式、可逆过程功、热、热力学能变和焓变的计算，掌握理想气体 绝热不可逆过程功、热、热力学能变和焓变的计算，理解相、相变焓之摩尔熔化焓、摩尔蒸发焓、摩 尔升华焓和摩尔转变焓，掌握相变焓与随温度变化的关系，理解反应进度、化学反应计量式及物质的
绝热容器
Zn+HCl
Zn+HCl
反应物为系统 敞开系统
反应物和产物为系统 封闭系统 2
反应物和产物为系统 隔离系统
2．状态和状态函数 （1）状 态 系统所有性质的总体表现。
H2
状态函数 由状态所决定的性质 。 状态函数的特点 [a]系统的状态一定，状态函数就有定值； [b]状态函数的变化值ΔX 只取决于始、末状态，而与变化的 经历无关； ΔX = X2－X1 [c] 状态函数的微分dX为全微分 ；
气体：标准压力下表现出理想气体 性质的状态。 液体、固体：标准压力下的纯液体、 纯固体状态。
注意：热力学标准态的温度T是任意的。不过，许多物质的热力学标准态时 的焓数据是在T＝298.15K下求得的.
②标准摩尔反应焓
27
5. 恒容反应热与恒压反应热
Q p 与 QV 的关系的推导
系统在恒温、W′= 0的条件下进行化学反应时吸收或放出的热，称为反应热。
r H m f Hm ( H 2 SO4 , l ) r H m f Hm ( Hg 2Cl2 , s )
30
[2] 标准摩尔反应焓的计算（298.15K条件下）
＋
31
2.标准摩尔燃烧焓（通常为298.15K ）
[1]标准摩尔燃烧焓（通常为298.15K） 在温度为T的标准状态下，由化学计量数VB=-1的β相态的物质B（ β ）与氧 进行完全氧化反应时，该反应的焓变即为该物质在温度T时的标准摩尔燃烧 H 符号： mol－1 焓， C m ( B, , T ) 单位：kJ· ※完全燃烧(氧化)是指：在没有催化剂作用下的自然燃烧。 燃烧物中C变为CO2（g）， H变为H2O（l）， N变为N2（g）， S变为SO2（g）， Cl变为HCl（aq）盐酸水溶液 H 完全氧化物 CO （ g ）、 H O （ l ）、 N （ g ）、 SO （ g ） 、 O （ g ） C m =0 ※ 2 2 2 2 2 ※ f H m [H2O (l), 298.15K] = c H m[H2（g）, 298.15K ] H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) ※f H m [CO2(g), 298.15K] = c H m[C(石墨), 298.15K ] C(石墨)＋O2(g)＝CO2(g)
3．过程和途径
过程：系统从某一状态变化到另一状态的经历 途径：实现过程的具体步骤 按内部物质变化的 类型，过程分为
单纯pVT变化 相变化 化学变化
恒温过程（T = T环境 = 定值） 恒压过程（p = p环境 = 定值） 恒容过程（V = 定值） 绝热过程（系统与环境间无热交换的 过程） 循环过程（系统从始态出发经一系列 步骤又回到始态的过程）
5
体积功的定义式
※体积功W的计算
气缸的内截面积为As， 活塞至气缸底部的长度为l， 气体的体积为：V=As×l 在环境压力为Pamb下活塞移动了 dl的距离，则：
P＜Pamb，dV＜0，δW＞0，系统得到功 P＞Pamb，dV＞0，δW＜0，系统对环境作功 P＞Pamb＝0时，δW＝0 体积功的定义式
0=0
= Δ nB / vB
[1] 不依赖参与反应的各个具体物质 [2] 方程式的书写有关。
24
(1)
(2)
0 NH 3
1
2
nNH 3 n 2


nN 2 n 1
0 N2


nH 2 n 3
0 H2
10 mol
20 mol
nNH 3 n 1
0 NH 3
CV ,m 3 R 2 C p ,m 5 R 2
双原子理想气体
5.平均摩尔定压热容
注意：平均热容与温度 T2、T1有关，温度范围不同，即使温度差相等， 平均热容也不相同。
18
19
§2.5 相变焓
相是系统中性质完全相同的均匀部分。 相变化是指系统中的同一物质在不同相之间的转换。 相变焓：是指质量为m，物质的量为n的物质B在恒压、恒温下由α相转变为β 相过程的焓变，写作： 。 1.摩尔相变焓是指单位物质的量的物质在恒定温度T及该温度的平衡压力下 发生相变时对应的焓变， 记作： 2.摩尔相变焓随温度的变化
标准态，摩尔反应焓，标准摩尔反应焓。（考核概率100%）
教学难点
1.理解标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓，恒压反应热与恒容反应热的关系，燃烧和爆炸反应的 最高温度;掌握由标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓，基希霍夫公式（考核概率 100%）
1
§2.1 基本概念及术语
1．系统和环境 系统: 研究的对象（也称为物系或体系）。 环境:系统以外且与系统密切相关的物质及其所在空间。
∵相变焓要求的压力是T温度时的平衡压力，纯物质相平衡压力又是 相平衡温度的函数.
∴相变焓最终可表达为温度的函数，即
相变 H m (T ) f (T )
20
以物质B由α相转变至β相的摩尔相变焓为例来导出其变化关系。
21
22
§2.5 化学反应焓
1、化学计量数 化学反应一般形式的方程式
0 = B B
nB – nB° nG – nG° nH – nH° nA – nA° = ———— = ———— = ———— 据方程式有 ———— vA vB vG vH
定义:

0 nB nB
B
(B= A, B, G, H)
封闭体系, nB°为常量,
若规定反应开始时
d = dnB / vB
Δ = Δ nB / vB
绝大多数反应是在恒温、恒压或恒温、恒容条件下进行的，其反应热就分别 为恒压反应热和恒容反应热。
Q p 与 QV 的关系的推导
假设有一个任意的恒温反应，由恒压和恒容两个途径进行：
28
29
§2.8
标准摩尔反应焓的计算
1．标准摩尔生成焓----(通常为298.15K) [1] 标准摩尔生成焓：在温度为T的标准状态下（通常为298.15K ）,由稳 定相态的单质生成化学计量数 vB=1的β相态的化合物B（β），该生成反应的 焓变即为该化合物B（β）在温度T时的 标准摩尔生成焓。 符号： 稳定单质的定义： ① 25℃及标准压力下， ②稀有气体的稳定单质为单原子气体 ③氢，氧，氮，氟，氯的稳定单质为双原子气体 ④溴和汞的稳定单质为液态Br2（l）和Hg（l）； ⑤其余元素的稳定单质均为固态。 但碳的稳定态为石墨即C（石墨），而非金刚石 硫的稳定态为正交硫即S（正交），而非单斜硫， r H m f Hm (CO2 , g )