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当体系的所有性质都有确定值时，该 体系处于一定状态，反过来，若体系状 态确定了，则体系中一切宏观性质也就 有了确定的数值。 如果体系中某种或几种性质发生变化， 则体系状态也就发生了变化。 这种能够表征体系特征的每个个别的 宏观性质，称为体系的状态函数。
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体系与环境中的一些物理量如功和 热并不是状态函数。 状态函数的特征是：体系状态发生 状态函数的特征 变化时，状态函数的改变量，只与体系 的始态和终态有关，而与状态变化的具 体途径无关。
P=ΣPB
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若组分气体B和混合气体物质的量分别为nB 和n。混合气体体积为V，则它们的压力分别为
nB RT pB = V
（1） （2）
nRT p = V
（1）÷（2） 得
nB pB = p n
（3）
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(nB / n)为组分气体B的摩尔分数，
含义：混合气体中任一组分气体的分压（pB ） 等于该气体B的物质的量分数与总压之积。 同温同压下 pVB=nBRT (4) pV=nRT (5) VB n B (4)÷(5)得 = V n (6) VB为分体积——混合气体中组分气体B与混合气体 的压力（P）和温度（T）在相同条件下占有的体 积。
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二、教材：
1.《无机化学》第三版（面向21世纪教材） 天津大学无机化学教研室 编 杨宏孝 凌芝 颜秀茹 修订 （高等教育出版社出版） 2.《无机化学实验》第三版 华东化工学院无机化学教研室编 （高等教育出版社出版）
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三、参考书
1.《无机化学》第四版 （面向21世纪教材） 袁万钟主编， 高等教育出版社出版（工科国家级重点教材） 2.《现代基础化学》 （上海市“九五”重点教 材） 朱裕贞主编 化工出版社出版
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（1）若体系能量增加（即从环境得到能量）： Q>0（体系吸热）， W>0（环境对体系作功）； （2）若体系能量减少（即体系损失能量）： Q<0（体系放热），W<0（体系对环境作功）。 如气缸内气体受热反抗恒定外压（环境压力P） 膨胀，V2(终态)>V1（始态） W（膨胀）= F·L
=-P外压强×A×L=-P·（V2-V1）=-P·△V<0
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但它是体系自身的属性，体系在一定状态下， 其热力学能应有一定的值，故U是状态函数，因 为“U”是状态函数，其改变量U只与体系的始、 终态有关，而与变化过程的途径无关.
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5、能量守恒 在孤立体系中能量不会自生自灭，但可从一 种形式变为另一种形式，其总量不变，这个经 验规律即称能量守恒定律。 若一个封闭体系，体系从环境吸热（Q）， 又从环境得功（即环境对体系作功）（W），则 热力学能从U1变到U2的状态。
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将（6）式代入（3）中 得 ：
pB
VB VB = p = ( × 100 %) × p V V
表明：混合气体中任一组分气体的分压力等于 该气体体积分数（或百分数）与总压之积。
注意：分压定律适用于理想气体， 注意：分压定律适用于理想气体，对低压下的真实 气体混合物近似适用。 气体混合物近似适用。
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三、化学计量数与反应进度
（一）化学计量数（ v ） 某化学方程式 cC + dD = yY + zZ 按数学式移项 0= - cC – dD + yY + zZ 此称化学计量方程式. z = vz 若令 − c = vc − d = vd y = v y 可简化化学计量方程式的通式： 0= ∑ vB B B B表示包含在反应中的分子、原子或离子，即反 应物和生成物；vB 为数字和简分数，称为物质B 的化学计量数。 v 规定：v反应物 取负值，生成物 取正值。 v 这样 vc 、vd 、v y 、 z 分别为C、D、Y、Z物种的化 学计量数 2011-11-7 13
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化学方程式 (若 ξ = 1mol ) 1 3 N2 + H2 = NH3 2 2
∆n N 2 / mol
1 − 2
∆nH2 / mol
3 − 2
∆n NH3 / mol
＋1 ＋2
N2 + 3H2 = 2NH3
－1
－3
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四、化学反应中的能量关系
专门研究能量相互转换规律的一门科学—— 热力学。 利用热力学的基本原理研究化学反应的学 科——化学热力学。 本节重点介绍热力学理论研究化学反应的能 量变化关系中若干基本概念、术语和符号以及 有关计算。
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按照体系和环境间能量和物质的交换情况， 可将体系分为以下三类： 敞开体系——体系与环境间既有物质交换，又 有能量交换。 封闭体系——体系与环境间，没有物质交换但 有能量交换 孤立体系——体系与环境间，物质与能量均不 发生交换。
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体系分类
体系和环境间交换 物质 能量 √ √ —
ξ =
∆nN 2 − 1 .0 = = 1 . 0 mo 1 −1
2NH3 0 2.0 2.0
ξ
0 1.0
ξ=
ξ=
∆nH 2 vH 2
∆ n NH 3 v NH 3
vN2
− 3 .0 = = 1 .0 mo1 −3
2 .0 = = 1 .0 mo1 2
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可见：同一反应方程式，反应进度的值 与选用反应式中何种物质的量的变化无 关。 但同一化学反应如化学反应方程式 写法不同，亦即 vB 不同，相同反应进 度时对应各物质的量的变化（∆nB ）会 有区别。
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四、教学安排
总学时数：为110学时，上学期60学时，下学 期50学时，课堂讲授65～70学时，实验40～45学 时。
五、教学方法
讲授方法：重点和难点讲授，部分内容自学。 学习方法：课内认真听讲，做好笔记，课后及 时复习，按时完成作业。
六、成绩考核
期末考试成绩（80％）＋平时成绩（20％）。
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3、热和功 热和功是体系状态发生变化时与环境交换 或传递能量的两种不同形式。 热——体系与环境间因温度不同（因而存 在温差）而传递的能量。 功——除热以外，其它各种形式被传递的 能量都称为功。功有多种形式，如机械手作的 机械功，电能作的电功，化学反应作体积功等 等。
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∆U = U 2 − U 1 = Q + W
此即为热力学第一定律的数学表达式，含义 是：封闭体系热力学能U的变化等于体系吸收的热 和体系从环境所得的功的总和。即能量守恒定律 在热、功传递过程中的具体表述。
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（二）反应进度：为了表示化学反应进行的程度， 国际规定了一个量——反应进度（ξ）。对化 学计量方程式 0= ∑ v B B
B
微分式： 则
dξ = v dnB
−1 B
dnB = vB dξ
0的nB （ 0）积分到时的nB ξ =
若从反应开始时ξ = （ξ ）,可得：
n B (ξ ) ∫n B (ξ 0 ) dn B
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二 、 化学计量化合物和非计量化合物 （简）：
化学计量化合物——具有确定组成且各种元 素的原子互成简单整数比的化合物。 非化学计量化合物——组成可在一个较小范 围内变动，但基本结构保持不变的化合物。如 WO2.92，PdH0.8等。又称非整比化合物或贝多体。
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4、热力学能 体系内部所有能量的总和，称热力学能（曾 称内能），符号为“U”，体系内部的能量很多， 如体系内分子、原子、离子等的内动能；分子、 原子、离子间的相互作用能（含位能和化学 键）；分子内部各种微粒如原子、原子核，电 子等运动的能量与粒子间的相互作用等等。由 于这些内部质点运动和相互作用的复杂性，因 而到目前为止（任何）体系的热力学能的绝对 值难以测定。
例：N2 + 3H2 = 2NH3 化学计量式：0 = -N2 - 3H2 + 2NH3 =
vN2 N2 + vH2 H2 + vNH3 NH3
各物质化学计量数： v N 2= -1 vH 2 = −3 v NH 3 = 2 表明反应中每消耗1molN2和3molH2必生 成2molNH3。
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敞开体系 封闭体系 孤立体系
√ — —
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2、状态和状态函数 聚集状态——在一定条件下物质质点 聚集的物理形态。有气、液、固、等离 子体等之分,但化学热力学的“状态” 是用一系列宏观物理量来描述，决定体 系状态的那些物理量称为体系的性质。 体系的状态——指体系中一切客观性 质的综合。如确定一瓶气体的状态，可 用p、V、T和气体物质的量n来描述。
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在化学反应中涉及较广的是体积功，即由 于化学反应发生引起体系体积变化反抗外力作 用而与环境交换的功，称为体积功；其他功统 称非体积功。 通常热量——Q，功——W，单位均为焦耳(J） 或千焦（kJ）。 它们数值的正负号使用是人为规定的，根据 国际最新规定，以体系的能量得失为标准：
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反之，气缸内气体恒定外压作用被压缩V2（终态） <V1（始态） W（压缩）= -F·L =-P·（V2-V1）=-P· ∆V >0 注意，由于热和功是体系发生状态的某过 程中改变与环境间交换能量的两种形式，因 此热和功途径有关不仅与体系的始、终态有 关，而且还与过程的具体，所以它们不是状 态函数。