普通化学绪论-课件

普通化学普通化学1普通化学第1章热化学与能源第2章化学反应的基本原理与大气污染第3章水化学与水污染第4章电化学与金属腐蚀第5章物质结构基础第6章元素化学与无机材料绪论普通化学第1章热化学与能源第2章化学反应的基本原理2一、化学与普通化学化学：化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化中能量关系的学科。普通化学：普通化学是一门基础课程，是对化学作一整体的阐述和研讨。其目的是要给学生以高素质的化学通才教育。一、化学与普通化学化学：化学是在原子和分子水平上研究物质的组3二、化学的分支无机化学：无机物有机化学：碳氢化合物及衍生物高分子化学：高分子化合物分析化学：测量和表征物理化学：所有物质系统若干新分支：环境化学、核化学等等二、化学的分支无机化学：无机物4吃：发明合成氨和尿素；抗生素和化学药物；推广中医学，研制新药物穿：纤维住：钢材、水泥甚至一块塑料布用：肥皂、沐浴液、洗面奶、空调、电池、火柴行：汽油解决生活中的吃、穿、住、行、用。四、化学的实际作用吃：发明合成氨和尿素；抗生素和化学药物；推广中医学，研制新药5三、化学的实际作用开发新能源，同时避免对环境的污染治理环境污染发展化学检测仪器仪表工业，用于分析、监测和治理环境污染，用于防治疾病等。三、化学的实际作用开发新能源，同时避免对环境的污染治理环境污6四、普通化学课程的教学内容理论化学：1、化学反应基本原理（宏观体系部分）：化学热力学、化学动力学2、物质结构基础（微观体系部分）实验化学

验证性质或理论、测定重要数据，结合工程、社会生活的应用化学实验和设计性实验，并训练实验操作和现代化仪器的使用等。四、普通化学课程的教学内容理论化学：实验化学7普通化学54学时课堂理论学习：42学时实验操作：12学时1—18周普通化学54学时1—18周8五、要求瞌睡、迟到早退、悄悄话、吃零食、看报纸实验课必须参加，否则将不得参加期末考试独立、按时完成作业与实验报告期末成绩：期末考卷面成绩~70%、(半期考)、实验操作与实验报告~20%、作业~10%五、要求瞌睡、迟到早退、悄悄话、吃零食、看报纸9参考资料普通化学(第三版、第四版、第五版)，浙江大学普通化学教研组编工科基础化学实验，高绍康、陈建中，福建科学技术出版社无机化学(第三版)，武汉大学编,高等教育出版社无机化学析疑与习题解析，大连理工大学无机教研室编，高等教育出版社出版无机化学(第四版)，大连理工大学无机教研室编，高等教育出版社参考资料普通化学(第三版、第四版、第五版)，浙江大学普通化学10第1章热化学与能源热化学：应用热力学原理，研究化学反应过程中能量变化的规律和定量关系的学科就叫做化学热力学，也叫热化学。热化学主要解决化学反应中的三个问题：①化学反应中能量是如何转化的；②化学反应的方向性问题；③反应进行的程度问题。第1章热化学与能源热化学：热化学主要解决化学反应中的三个问11教学大纲1.掌握气体的分压和分压定律。2.了解系统、相、状态和状态函数、过程、反应进度；掌握化学计量数。3.自学弹式量热计测量反应热的方法。4.理解热力学第一定律，qv与qp，ΔU与ΔH关系。掌握盖斯定律及有关计算。5.掌握标准摩尔生成焓，反应的标准焓变及其有关计算。6.自学常见能源及其有效与清洁利用和可持续发展。教学大纲1.掌握气体的分压和分压定律。121.1基本概念1。系统与环境系统：被人为地从其它物质中分出的研究对象。环境：系统之外，与系统密切相关的部分。

敞开系统：既有物质交换又有能量交换封闭系统：无物质交换，但有能量交换隔离系统：无物质交换，也无能量交换(理想化)按照系统与环境之间有无物质和能量交换,可将系统分成：1.1基本概念1。系统与环境敞开系统：既有物质交换又有能量131.1基本概念2.相与物态相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分称为相。

界面：相与相之间的分界。跃过相的界面，一定有某些宏观性质发生突变，如密度、折射率、组成等。物态：物质的聚集状态。一般分为气态、液态、固态。均匀部分:具有分子或离子级别的分散度1.1基本概念2.相与物态物态：物质的聚集状态。一般分为气态14气相：通常任何气体均能无限混合，所以系统内不论有多少种气体都只有一个气相。单相系统与多相系统固相：不同种固体达到分子程度的均匀混合就形成固溶体，为一个相；分散度达不到分子、离子级时，系统中含有多少种固体物质，就有多少个固相。液相：按其互溶程度可以是一相、两相、三相等。气相：通常任何气体均能无限混合，所以系统内不论有多少种气体都151.1基本概念3。状态与状态函数状态：描述系统的各种宏观性质的综合表现，如压力p、体积V、温度T、质量m、组成、热力学能U、焓H、熵S、吉布斯函数G的综合表现。当系统的状态确定后，系统的性质就有确定的数值。系统的性质之间是有一定联系的，所以一般只要确定少数几个性质，状态也就确定了。状态函数：用来描述系统状态的各个物理量，如压力p、体积V、温度T、质量m、组成、热力学能U、焓H、熵S、吉布斯函数G等。

1.1基本概念3。状态与状态函数状态函数：用来描述系统状态的16状态发生变化，状态函数的变化值只决定于系统的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。状态函数的特点状态函数之间具有一定的联系，它们的定量关系式称为状态方程式。

理想气体的状态方程式：pV=nRTp、V、n、R、T为常用的状态函数状态一定，状态函数的值是一定的。状态发生变化，状态函数的变化值只决定于系统的始态和终态，而与17状态函数的分类广度性质(容量性质)：当将系统分割成若干部分时，系统的某性质等于各部分该性质之和，即具有加和性。如体积V、热容C、质量m、热力学能U、焓H、熵S等强度性质：此类性质的量值与系统中物质的量多寡无关，只决定于系统本身的特性。如温度T、压强p、密度ρ等。状态函数的分类广度性质(容量性质)：当将系统分割成若干部分时181.1基本概念4。过程与途径过程：系统状态发生任何的变化称为过程。途径：实现过程的具体步骤。1.1基本概念4。过程与途径19可逆过程：系统经过某过程由状态1变到状态2之后，当系统沿该过程的逆过程回到原来状态时，若原来过程对环境产生的一切影响同时被消除，即系统与环境都恢复成原来状态，这种理想化的过程称为热力学可逆过程。

如：等温可逆过程、绝热可逆过程、可逆相变过程。可逆过程是在系统接近平衡的状态下发生的无限缓慢的过程，因此它和平衡态密切相关。可逆过程：系统经过某过程由状态1变到状态2之后，当系统沿该过201.1基本概念5。化学计量数和反应进度化学计量数只表示反应式中各物质转化的比例数，并不是反应过程中各物质转化的量。化学计量数无量纲；对反应物取负值，对产物取正值。化学计量数νB:-1-1化学计量数νB：-2-12化学计量数与化学反应方程式的写法有关。1.1基本概念5。化学计量数和反应进度化学计21反应进度反应进度：描述化学反应进行的程度，用ξ/ksai/表示。在反应热的计算、化学平衡和反应速率的表示式中被普遍使用。定义式为：ξ的SI单位为mol。对于有限的变化：一般尚未反应时ξ=0mol，则：反应进度反应进度：描述化学反应进行的程度，用ξ/ksai/22反应进度反应前物质的量n1/mol10300某时刻物质的量n2/mol8244各物质转化的比例数-2：-6：4=-1:-3:2反应进度ξ为N2：H2：NH3：反应进度反应前物质的量n1/mol1023反应进度反应前物质的量n1/mol10300某时刻物质的量n2/mol8244各物质转化的比例数-2：-6：4=-2:-6:4反应进度ξ为N2：H2：NH3：反应进度反应前物质的量n1/mol1024对同一反应方程式，任一反应物或产物表示的反应进度均是相同的。反应进度ξ=1mol，表示1molN2与3molH2反应生成2molNH3摩尔反应：按所给反应方程式的化学计量数进行了一个单位的化学反应，即反应进度为1mol的化学反应。对同一反应，反应进度的值与反应方程式的写法有关ξ=1mol，表示2molN2与6molH2反应生成4molNH3对同一反应方程式，任一反应物或产物表示的反应进度均是相同的。251.1基本概念6。化学反应热q化学反应热：是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量。定容反应热qV：等温等容化学反应热q定压反应热qp：等温等压1.1基本概念6。化学反应热q定容反应热261.1基本概念7。热化学方程式表示化学反应与热效应关系的方程式。必须注明反应热、物质状态、温度、压力、组成等。习惯上，对不注明温度和压力的反应，是指在T=298.15K，p=100kPa下进行反应的。q=?1.1基本概念7。热化学方程式必须注明反应热、物质状态、温度271.2反应热的测量(自学)弹式热量计测得的是反应的定容反应热qv。大多数化学反应是在敞口容器中进行，是对应于定压反应热qp。约定：“实测的反应热(精确)”----定容反应热qv

“反应热”----定压反应热qp1.2反应热的测量(自学)约定：“实测的反应热(精确)”281.3反应热的理论计算1.3.1热力学第一定律

热力学能(内能)U：系统内部能量的总和，内部的能量来源于系统内各种物质的微观粒子不停的运动和相互作用，如：分子振动能、平动能、转动能，分子间势能，原子间键能，电子运动能，核能等。1。热力学能是一种能量的状态函数。系统处于一定的状态，其热力学能就是一定的数值，其变化量只决定于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。对于理想气体，U只是温度的函数。2。由于物质结构的复杂性和内部微观粒子相互作用的多样性，系统的热力学能的绝对值还难以确定。但在处理反应过程的能量关系时涉及的仅是热力学能的变化量ΔU。1.3反应热的理论计算1.3.1热力学第一定律热291.3.1热力学第一定律热与功热：系统与环境之间由于存在温度差而交换的能量。符号为q，单位为J系统吸热，q为正值系统放热，q为负值环境对系统作功，ω为正值系统对环境作功，ω为负值体积功-ΔpV非体积功ω’功：系统与环境之间除热以外的其他形式传递的能量。符号为ω，单位为J

功ω＝-ΔpV+ω’1.3.1热力学第一定律热与功系统吸热，q为正值环境对系统301.3.1热力学第一定律能量守恒定律在任何过程中能量是不会自生自灭的，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。将能量守恒定律应用于热力学中即称为热力学第一定律。1.3.1热力学第一定律能量守恒定律311.3.1热力学第一定律热力学第一定律在化学热力学中，研究的是宏观静止系统，不考虑系统整体运动的动能和系统在外力场中的位能，只着眼于系统的热力学能。若封闭系统由始态(热力学能为U1)变到终态(热力学能为U2)，同时系统从环境吸热q、得到功ω，则系统热力学能的变化为：

ΔU=U2-U1=q+ω热q与功ω都是过程中被传递的能量，都不是状态函数；U是状态函数，q+ω只由过程的始态和终态决定。封闭系统的热力学第一定律的数学表达式，表示封闭系统以热和功的形式传递的能量，必定等于系统热力学能的变化。

1.3.1热力学第一定律热力学第一定律热q与功ω都是过321.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系1.定容反应热

在恒容、不做非体积功条件下：

ΔV＝0，ω’＝0

ω＝-ΔpV+ω’＝0根据热力学第一定律：ΔU=q

+ω=qV+ω=qVqV=ΔU1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系1.定容反应331.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系2.定压反应热

在恒压、不做非体积功条件下：

ω’＝0

ω＝-ΔpV+ω’＝-ΔpV＝-pΔV根据热力学第一定律：

ΔU=q

+ω=qp+ω=qp+（-pΔV）令H=U

+pV(称H为焓），则：qp=H2–H1U2–U1=qp–p(V2–V1)qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)qp=ΔH1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系2.定压反应341.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系焓焓：H=U

+pV焓变：ΔH单位：J或kJH是状态函数，ΔH只与系统的始、终态有关。理想气体的H只是温度的函数，即等温变化中ΔH=0。H的绝对值无法确定，但实际应用的是反应或过程中系统的焓变ΔH，所以采用物质的相对焓值。系统吸热，ΔH为正值系统放热，ΔH为负值

ΔH=qp

ΔH1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系焓H是状351.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系3.qV与qp的关系H=U+pVΔH=ΔU+Δ(pV)qV=ΔUqp=ΔHqp=qV+Δ(pV)反应体系为固体或液体(凝聚态)时

ΔV≈0Δ(pV)

≈0qp=qVΔH=ΔU反应体系为理想气体时1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系3.qV与361.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系qp,m=qV,m+RTΔυB反应前后气态物质化学计量数的变化

pV=nRT反应体系为理想气体时Δ(pV)=RTΔn=RT(ΔξυB)ξ=1molΔ(pV)=RTΔυBqp=qV+Δ(pV)1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系qp,m=371.3.3盖斯定律qV

=ΔUqp=ΔH（U、H是状态函数）

在恒容或恒压条件下，总反应的反应热只与反应的始态和终态的温度、反应物和产物的量及聚集状态等有关，而与变化的途径无关。

盖斯定律：在恒容或恒压条件下，不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个过程的热效应是相同的，即总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。它使热化学方程式可以像普通代数方程式那样进行加减运算，利用已精确测定的反应热数据来求算难以测定的反应热。1.3.3盖斯定律qV=ΔUqp=ΔH381.3.3盖斯定律例:求反应C(石墨)＋1/2O2(g)=CO(g)的反应热？+1/2O2q2=qp=ΔrHm

=-283.0kJ/molq3=qp=ΔrHm

=-393.5kJ/molCO2(g)q1C(石墨)＋O2(g)CO(g)

CO(g)＋1/2O2(g)=CO2(g)(2)rHm2

=-283.0kJ·mol-1C(石墨)＋O2(g)=CO2(g)(3)rHm

3

=-393.5kJ·mol-1(3)-(2)：C(石墨)＋1/2O2(g)=CO(g)rHm1根据盖斯定律：q3=

q1+q2

q1=q3-q2

q1=rHm

1＝rHm3

-rHm2

＝-110.5kJ·mol-1

1.3.3盖斯定律例:求反应C(石墨)＋1/2O2(391.3.3盖斯定律应用条件：①

某化学反应是在等压（或等容）下一步完成的，在分步完成时，各分步也要在等压（或等容）下进行；②

要消去某同一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态也相同。1.3.3盖斯定律应用条件：②要消去某同一物质时，不仅401.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变热力学标准状态

在任一温度T、标准压力p下表现出理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准状态。液体、固体物质或溶液的标准状态为在任一温度T、标准压力p下的纯液体、纯固体或c时的状态。纯物质(除溶液外)气体的分压、固体和液体的压力为p=100kPa溶液的浓度为c=1.0mol·L-1标准态对温度T没有规定1.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变热力学标准状态纯411.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变1.标准摩尔生成焓在温度T、标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变，即单质+单质=1mol纯物质。产物为1mol选定温度T和标态时最稳定单质符号：fHm(B，聚集状态，T)单位：J·

mol-1或kJ·

mol-11.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变1.标准摩尔生421.标准摩尔生成焓单质的相对焓值标准状态时，最稳定存在的单质的标准(摩尔)生成焓为零。即fHm(最稳定单质,298.15K)=0化合物的相对焓值标准状态下，由最稳定单质生成单位物质的量(1mol)的纯物质时反应的焓变。单质+单质=1mol纯物质水合物的相对焓值以水合氢离子的标准摩尔生成焓为零。即fHm(H＋,aq,298.15K)=01.标准摩尔生成焓单质的相对焓值化合物的相对焓值水合物43符号：

rHm

(T)1.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变2.反应标准摩尔焓变

在温度T、标准状态时反应的摩尔焓变。单位：J·

mol-1或kJ·

mol-1符号：rHm(T)1.3.4标准摩尔生成442.反应标准摩尔焓变计算规则aA(s)+bB(aq)cC(l)+dD(g)rHm=υBfHm(生成物)+υBfHm(反应物)

=cfHm(C,l)

+dfHm(D,g)

+

(-a)fHm(A,s)

+(-b)fHm(B,aq)

rHm(T)=υBfHm.B(T)=υBfHm(生成物)+υBfHm(反应物)2.反应标准摩尔焓变计算规则aA451.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变注意：fHm是相对值，但不影响反应焓变rHm的计算。rHm=υBfHm(生成物)+υBfHm(反应物)公式包括反应中的各物质，并需考虑其聚集状态以及υB的正负值。fHm(H2O,g)=-241.82kJ·mol-1fHm(H2O,l)=-285.83kJ·mol-11.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变注意：rH461.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变rHm数值与化学计量数有关。温度对反应焓变的影响可忽略。即：rHm(T)≈rHm(298.15K)rH

(T)≈rH

(298.15K)1.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变rHm数值471.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变例1:求下列反应的反应热rHm

？解：2Na2O2(s)+2H2O(l)=4NaOH(s)+O2(g)=4(-426.73)-2(-513.2)-2(-285.83)=-108.9kJ·mol-1fHm

/kJ·mol-1-513.2-285.83-426.730rHm

=υBfHm(生成物)+υBfHm(反应物)=4fHm（NaOH,s)-2fHm(Na2O2,s)-2fHm(H2O,l)1.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变例1:求下列48第1章热化学与能源作业

P44-4610(1)(3)、11、12、17

补充：

100g铁粉在25℃溶于盐酸生成氯化亚铁(FeCl2)，(1)这个反应在烧杯中发生；(2)这个反应在密闭贮瓶中发生；两种情况相比，

哪个放热较多？

简述理由。第1章热化学与能源作业49普通化学普通化学50普通化学第1章热化学与能源第2章化学反应的基本原理与大气污染第3章水化学与水污染第4章电化学与金属腐蚀第5章物质结构基础第6章元素化学与无机材料绪论普通化学第1章热化学与能源第2章化学反应的基本原理51一、化学与普通化学化学：化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化中能量关系的学科。普通化学：普通化学是一门基础课程，是对化学作一整体的阐述和研讨。其目的是要给学生以高素质的化学通才教育。一、化学与普通化学化学：化学是在原子和分子水平上研究物质的组52二、化学的分支无机化学：无机物有机化学：碳氢化合物及衍生物高分子化学：高分子化合物分析化学：测量和表征物理化学：所有物质系统若干新分支：环境化学、核化学等等二、化学的分支无机化学：无机物53吃：发明合成氨和尿素；抗生素和化学药物；推广中医学，研制新药物穿：纤维住：钢材、水泥甚至一块塑料布用：肥皂、沐浴液、洗面奶、空调、电池、火柴行：汽油解决生活中的吃、穿、住、行、用。四、化学的实际作用吃：发明合成氨和尿素；抗生素和化学药物；推广中医学，研制新药54三、化学的实际作用开发新能源，同时避免对环境的污染治理环境污染发展化学检测仪器仪表工业，用于分析、监测和治理环境污染，用于防治疾病等。三、化学的实际作用开发新能源，同时避免对环境的污染治理环境污55四、普通化学课程的教学内容理论化学：1、化学反应基本原理（宏观体系部分）：化学热力学、化学动力学2、物质结构基础（微观体系部分）实验化学

验证性质或理论、测定重要数据，结合工程、社会生活的应用化学实验和设计性实验，并训练实验操作和现代化仪器的使用等。四、普通化学课程的教学内容理论化学：实验化学56普通化学54学时课堂理论学习：42学时实验操作：12学时1—18周普通化学54学时1—18周57五、要求瞌睡、迟到早退、悄悄话、吃零食、看报纸实验课必须参加，否则将不得参加期末考试独立、按时完成作业与实验报告期末成绩：期末考卷面成绩~70%、(半期考)、实验操作与实验报告~20%、作业~10%五、要求瞌睡、迟到早退、悄悄话、吃零食、看报纸58参考资料普通化学(第三版、第四版、第五版)，浙江大学普通化学教研组编工科基础化学实验，高绍康、陈建中，福建科学技术出版社无机化学(第三版)，武汉大学编,高等教育出版社无机化学析疑与习题解析，大连理工大学无机教研室编，高等教育出版社出版无机化学(第四版)，大连理工大学无机教研室编，高等教育出版社参考资料普通化学(第三版、第四版、第五版)，浙江大学普通化学59第1章热化学与能源热化学：应用热力学原理，研究化学反应过程中能量变化的规律和定量关系的学科就叫做化学热力学，也叫热化学。热化学主要解决化学反应中的三个问题：①化学反应中能量是如何转化的；②化学反应的方向性问题；③反应进行的程度问题。第1章热化学与能源热化学：热化学主要解决化学反应中的三个问60教学大纲1.掌握气体的分压和分压定律。2.了解系统、相、状态和状态函数、过程、反应进度；掌握化学计量数。3.自学弹式量热计测量反应热的方法。4.理解热力学第一定律，qv与qp，ΔU与ΔH关系。掌握盖斯定律及有关计算。5.掌握标准摩尔生成焓，反应的标准焓变及其有关计算。6.自学常见能源及其有效与清洁利用和可持续发展。教学大纲1.掌握气体的分压和分压定律。611.1基本概念1。系统与环境系统：被人为地从其它物质中分出的研究对象。环境：系统之外，与系统密切相关的部分。

敞开系统：既有物质交换又有能量交换封闭系统：无物质交换，但有能量交换隔离系统：无物质交换，也无能量交换(理想化)按照系统与环境之间有无物质和能量交换,可将系统分成：1.1基本概念1。系统与环境敞开系统：既有物质交换又有能量621.1基本概念2.相与物态相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分称为相。

界面：相与相之间的分界。跃过相的界面，一定有某些宏观性质发生突变，如密度、折射率、组成等。物态：物质的聚集状态。一般分为气态、液态、固态。均匀部分:具有分子或离子级别的分散度1.1基本概念2.相与物态物态：物质的聚集状态。一般分为气态63气相：通常任何气体均能无限混合，所以系统内不论有多少种气体都只有一个气相。单相系统与多相系统固相：不同种固体达到分子程度的均匀混合就形成固溶体，为一个相；分散度达不到分子、离子级时，系统中含有多少种固体物质，就有多少个固相。液相：按其互溶程度可以是一相、两相、三相等。气相：通常任何气体均能无限混合，所以系统内不论有多少种气体都641.1基本概念3。状态与状态函数状态：描述系统的各种宏观性质的综合表现，如压力p、体积V、温度T、质量m、组成、热力学能U、焓H、熵S、吉布斯函数G的综合表现。当系统的状态确定后，系统的性质就有确定的数值。系统的性质之间是有一定联系的，所以一般只要确定少数几个性质，状态也就确定了。状态函数：用来描述系统状态的各个物理量，如压力p、体积V、温度T、质量m、组成、热力学能U、焓H、熵S、吉布斯函数G等。

1.1基本概念3。状态与状态函数状态函数：用来描述系统状态的65状态发生变化，状态函数的变化值只决定于系统的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。状态函数的特点状态函数之间具有一定的联系，它们的定量关系式称为状态方程式。

理想气体的状态方程式：pV=nRTp、V、n、R、T为常用的状态函数状态一定，状态函数的值是一定的。状态发生变化，状态函数的变化值只决定于系统的始态和终态，而与66状态函数的分类广度性质(容量性质)：当将系统分割成若干部分时，系统的某性质等于各部分该性质之和，即具有加和性。如体积V、热容C、质量m、热力学能U、焓H、熵S等强度性质：此类性质的量值与系统中物质的量多寡无关，只决定于系统本身的特性。如温度T、压强p、密度ρ等。状态函数的分类广度性质(容量性质)：当将系统分割成若干部分时671.1基本概念4。过程与途径过程：系统状态发生任何的变化称为过程。途径：实现过程的具体步骤。1.1基本概念4。过程与途径68可逆过程：系统经过某过程由状态1变到状态2之后，当系统沿该过程的逆过程回到原来状态时，若原来过程对环境产生的一切影响同时被消除，即系统与环境都恢复成原来状态，这种理想化的过程称为热力学可逆过程。

如：等温可逆过程、绝热可逆过程、可逆相变过程。可逆过程是在系统接近平衡的状态下发生的无限缓慢的过程，因此它和平衡态密切相关。可逆过程：系统经过某过程由状态1变到状态2之后，当系统沿该过691.1基本概念5。化学计量数和反应进度化学计量数只表示反应式中各物质转化的比例数，并不是反应过程中各物质转化的量。化学计量数无量纲；对反应物取负值，对产物取正值。化学计量数νB:-1-1化学计量数νB：-2-12化学计量数与化学反应方程式的写法有关。1.1基本概念5。化学计量数和反应进度化学计70反应进度反应进度：描述化学反应进行的程度，用ξ/ksai/表示。在反应热的计算、化学平衡和反应速率的表示式中被普遍使用。定义式为：ξ的SI单位为mol。对于有限的变化：一般尚未反应时ξ=0mol，则：反应进度反应进度：描述化学反应进行的程度，用ξ/ksai/71反应进度反应前物质的量n1/mol10300某时刻物质的量n2/mol8244各物质转化的比例数-2：-6：4=-1:-3:2反应进度ξ为N2：H2：NH3：反应进度反应前物质的量n1/mol1072反应进度反应前物质的量n1/mol10300某时刻物质的量n2/mol8244各物质转化的比例数-2：-6：4=-2:-6:4反应进度ξ为N2：H2：NH3：反应进度反应前物质的量n1/mol1073对同一反应方程式，任一反应物或产物表示的反应进度均是相同的。反应进度ξ=1mol，表示1molN2与3molH2反应生成2molNH3摩尔反应：按所给反应方程式的化学计量数进行了一个单位的化学反应，即反应进度为1mol的化学反应。对同一反应，反应进度的值与反应方程式的写法有关ξ=1mol，表示2molN2与6molH2反应生成4molNH3对同一反应方程式，任一反应物或产物表示的反应进度均是相同的。741.1基本概念6。化学反应热q化学反应热：是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量。定容反应热qV：等温等容化学反应热q定压反应热qp：等温等压1.1基本概念6。化学反应热q定容反应热751.1基本概念7。热化学方程式表示化学反应与热效应关系的方程式。必须注明反应热、物质状态、温度、压力、组成等。习惯上，对不注明温度和压力的反应，是指在T=298.15K，p=100kPa下进行反应的。q=?1.1基本概念7。热化学方程式必须注明反应热、物质状态、温度761.2反应热的测量(自学)弹式热量计测得的是反应的定容反应热qv。大多数化学反应是在敞口容器中进行，是对应于定压反应热qp。约定：“实测的反应热(精确)”----定容反应热qv

“反应热”----定压反应热qp1.2反应热的测量(自学)约定：“实测的反应热(精确)”771.3反应热的理论计算1.3.1热力学第一定律

热力学能(内能)U：系统内部能量的总和，内部的能量来源于系统内各种物质的微观粒子不停的运动和相互作用，如：分子振动能、平动能、转动能，分子间势能，原子间键能，电子运动能，核能等。1。热力学能是一种能量的状态函数。系统处于一定的状态，其热力学能就是一定的数值，其变化量只决定于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。对于理想气体，U只是温度的函数。2。由于物质结构的复杂性和内部微观粒子相互作用的多样性，系统的热力学能的绝对值还难以确定。但在处理反应过程的能量关系时涉及的仅是热力学能的变化量ΔU。1.3反应热的理论计算1.3.1热力学第一定律热781.3.1热力学第一定律热与功热：系统与环境之间由于存在温度差而交换的能量。符号为q，单位为J系统吸热，q为正值系统放热，q为负值环境对系统作功，ω为正值系统对环境作功，ω为负值体积功-ΔpV非体积功ω’功：系统与环境之间除热以外的其他形式传递的能量。符号为ω，单位为J

功ω＝-ΔpV+ω’1.3.1热力学第一定律热与功系统吸热，q为正值环境对系统791.3.1热力学第一定律能量守恒定律在任何过程中能量是不会自生自灭的，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。将能量守恒定律应用于热力学中即称为热力学第一定律。1.3.1热力学第一定律能量守恒定律801.3.1热力学第一定律热力学第一定律在化学热力学中，研究的是宏观静止系统，不考虑系统整体运动的动能和系统在外力场中的位能，只着眼于系统的热力学能。若封闭系统由始态(热力学能为U1)变到终态(热力学能为U2)，同时系统从环境吸热q、得到功ω，则系统热力学能的变化为：

ΔU=U2-U1=q+ω热q与功ω都是过程中被传递的能量，都不是状态函数；U是状态函数，q+ω只由过程的始态和终态决定。封闭系统的热力学第一定律的数学表达式，表示封闭系统以热和功的形式传递的能量，必定等于系统热力学能的变化。

1.3.1热力学第一定律热力学第一定律热q与功ω都是过811.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系1.定容反应热

在恒容、不做非体积功条件下：

ΔV＝0，ω’＝0

ω＝-ΔpV+ω’＝0根据热力学第一定律：ΔU=q

+ω=qV+ω=qVqV=ΔU1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系1.定容反应821.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系2.定压反应热

在恒压、不做非体积功条件下：

ω’＝0

ω＝-ΔpV+ω’＝-ΔpV＝-pΔV根据热力学第一定律：

ΔU=q

+ω=qp+ω=qp+（-pΔV）令H=U

+pV(称H为焓），则：qp=H2–H1U2–U1=qp–p(V2–V1)qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)qp=ΔH1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系2.定压反应831.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系焓焓：H=U

+pV焓变：ΔH单位：J或kJH是状态函数，ΔH只与系统的始、终态有关。理想气体的H只是温度的函数，即等温变化中ΔH=0。H的绝对值无法确定，但实际应用的是反应或过程中系统的焓变ΔH，所以采用物质的相对焓值。系统吸热，ΔH为正值系统放热，ΔH为负值

ΔH=qp

ΔH1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系焓H是状841.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系3.qV与qp的关系H=U+pVΔH=ΔU+Δ(pV)qV=ΔUqp=ΔHqp=qV+Δ(pV)反应体系为固体或液体(凝聚态)时

ΔV≈0Δ(pV)

≈0qp=qVΔH=ΔU反应体系为理想气体时1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系3.qV与851.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系qp,m=qV,m+RTΔυB反应前后气态物质化学计量数的变化

pV=nRT反应体系为理想气体时Δ(pV)=RTΔn=RT(ΔξυB)ξ=1molΔ(pV)=RTΔυBqp=qV+Δ(pV)1.3.2定容反应热qV与定压反应热qp的关系qp,m=861.3.3盖斯定律qV

=ΔUqp=ΔH（U、H是状态函数）

在恒容或恒压条件下，总反应的反应热只与反应的始态和终态的温度、反应物和产物的量及聚集状态等有关，而与变化的途径无关。

盖斯定律：在恒容或恒压条件下，不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个过程的热效应是相同的，即总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。它使热化学方程式可以像普通代数方程式那样进行加减运算，利用已精确测定的反应热数据来求算难以测定的反应热。1.3.3盖斯定律qV=ΔUqp=ΔH871.3.3盖斯定律例:求反应C(石墨)＋1/2O2(g)=CO(g)的反应热？+1/2O2q2=qp=ΔrHm

=-283.0kJ/molq3=qp=ΔrHm

=-393.5kJ/molCO2(g)q1C(石墨)＋O2(g)CO(g)

CO(g)＋1/2O2(g)=CO2(g)(2)rHm2

=-283.0kJ·mol-1C(石墨)＋O2(g)=CO2(g)(3)rHm

3

=-393.5kJ·mol-1(3)-(2)：C(石墨)＋1/2O2(g)=CO(g)rHm1根据盖斯定律：q3=

q1+q2

q1=q3-q2

q1=rHm

1＝rHm3

-rHm2

＝-110.5kJ·mol-1

1.3.3盖斯定律例:求反应C(石墨)＋1/2O2(881.3.3盖斯定律应用条件：①

某化学反应是在等压（或等容）下一步完成的，在分步完成时，各分步也要在等压（或等容）下进行；②

要消去某同一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态也相同。1.3.3盖斯定律应用条件：②要消去某同一物质时，不仅891.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变热力学标准状态

在任一温度T、标准压力p下表现出理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准状态。液体、固体物质或溶液的标准状态为在任一温度T、标准压力p下的纯液体、纯固体或c时的状态。纯物质(除溶液外)气体的分压、固体和液体的压力为p=100kPa溶液的浓度为c=1.0mol·L-1标准态对温度T没有规定1.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变热力学标准状态纯901.3.4标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变1.标准摩尔生成焓在温度T、标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变，即单质+