r

Hm (298
)

286
kJ

mol
1

rHm
的含义：标准摩尔焓变
“r ” 代表化学反应（reaction） “m” 代表1 摩尔进度反应 “” 代表热力学标准态
（298）代表热力学温度（K）
物质的标准态:在100kPa、指定温度下该物 质的状态。
气体： 溶液：
固体和 纯液体：
T, p p = 100 kPa
一个反应若能分解成2步或几步实现，则总反应的H等于各 分步反应H值之和。 例如：
(1) C(石墨) + O2(g) = CO2(g) H1 = -393.5 kJ/mol
(2) CO(g) + 12O2(g) = CO2(g) H2= -283.0 kJ/mol
(3)
C(石墨)
+
1 2
O2(g)
放热反应（exothermic）， ΔH < 0
三、热化学方程式
（一） 热化学方程式 1.定义：表示化学反应与反应热关系的方程
式称为热化学方程式。例： C(石墨) + O2(g) = CO2(g) △rHm = -393.5 kJ .mol-1
ΔH + 吸热反应 ΔH - 放热反应
H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l)
状态函数的变化只取决于始态和终态，而与途经无关
广度性质:有些状态函数，如物质的量、质量等具有加和性。 强度性质:另一些状态函数，如温度、密度等不具有加和性的
性质。
三、热力学第一定律
系统与环境之间的能量交换有两种方式，一种是热传递， 另一种是做功。
1. 热
热（Q）与途径有关，不是状态函数。 规定：系统从环境中吸热：Q > 0 （如无机盐溶于水）
系统向环境中放热：Q < 0 （如酸碱中和反应）
2. 功
在化学中的功有体积功、电功和表面功等，本章所研究的仅 是体积功，不考虑非体积功，以W表示。
功（W）与途径有关，不是状态函数。 规定：环境对系统做功：W > 0
系统对环境做功：W < 0
体积功的推导
体积功：指由于系统体积发生变化而与环境之间所做的功。
⑶ 反应热与计量系数有关
H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)

r
H
m

184 kJ
mol 1
½H2(g) + ½Cl2(g) = HCl(g)

r
H
m

92
.3kJ

mol
1
(4)正逆反应的反应热的数值相等而符号相反。
△H正 = -△H逆
例：N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) △rHm = -92.38 kJ .mol-1
2NH3(g) = N2(g) + 3H2(g) △rHm = 92.38 kJ .mol-1
四、HeSS定律和反应热的计算
不管化学反应是一步完成的，还是分几步完成的，
该反应的热效应相同。
A
（始态）
△rHm(1)
B
（终态）
△rHm =？
途径一：A 途径二：A
△rHm (2)
C
B
C
B
（一） 由已知的热化学方程式计算反应热
溶质B, bB = b = 1 mol·kg-1
或
cB = c = 1 mol·L-1
T, p下，纯物质
2. 热化学方程式的书写要求
⑴ 要注明反应的温度和压力
⑵ 要注明物质的状态 固体s (solid） 液体 l ( liquid） 气体 g (gas） 水溶液aq (aqueous solution）
2. 焓（enthalpy）
焓变为化学或物理过程中吸收或放出的热量, 即过程完成之 后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物质的焓之差。
ΔH = H2 – H1
♥ H = U + pV 是热力学函数;
♥ 由于H是状态函数U、p、V的组合，所以焓H也是状态函数。
♥ 焓变ΔH ： 吸热反应（endothermic），ΔH > 0
=
CO(g)
H
3
=?
反应 (3) = 反应(1) – 反应(2)

H
3
=H1
–H
=
2
-110.5
系统从环境中吸热Q 环境对系统做功W
系统热力学能的变化量为：
ΔU = U2 – U1 = Q + W
能量守恒
状U态2 II
四、化学反应的热效应和焓
1、化学反应的热效应是指当反应始态与反应终态的温度相 同时，化学反应过程中所吸收或放出的热量。化学反应的 热效应一般称为反应热，通常考虑恒压反应热Qp。
热力学状态的物理量
如：p，V，T，n，ρ（密度），U（热 力学能或内能），H（焓），S （熵），G（自由能）等。
（1）一个体系的某个状态函数的值改变， 该体系的状态就改变了
状态函数的特征
殊途同归
例：始态 T1 298K → 350K T2 终态
↓
↑
520K → 410K
途经1 和途经2： △T = T2 - T1 =350K – 298K = 52K
第六章
化学反应热及化学反应的 方向和限度
主要内容
6.1 热力学系统和状态函数 6.2 能量守恒和化学反应热 6.3 熵和Gibbs自由能 6.4化学反应的限度和平衡常数
重难点: 焓变、自由能、反应自发性判据
反应能否发生 及反应的限度
化学反应中能量的变化 化学反应的可能性 化学热力学
反应进行的快慢、 条件、机理
W = -F×l = -p外×A×l = -p外ΔV
3. 热力学能（内能）
定义： 指系统内一切能量的总和，以U表示。 U是状态函数，热力学能变化只与始态、终态有关，
与变化途径无关。 至今尚无法直接测量，只能测量 U。 U = U2 – U1
4. 热力学第一定律 封闭系统：
状U态1 I
在恒压、不做非体积功的条件下： W = - pΔV = - p (V2 – V1)，Q = Q P ， ΔU = U2 – U1 = Q P - p (V2 – V1)， Q P = (U2 + pV2) - (U1 + pV1)， 令 H = U + pV，H是状态函数 则：ΔH = H2 – H1 = Q p（恒压反应热）
化学反应速率 化学反应的现实性
化学动力学
重要的理论意义和实际应用
化工领域：
2000K、6万大气压
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
石墨
金刚石
NO+CO 医学领域：
？条件 反应进行彻底
N2+CO2
判断生物体内的许多化学反应能否发生？ 体内物质代谢过程中能量的转化和利用等
二、状态和状态函数 1.状态 2.状态函数（state function）——即确定体系