第2章热力学第一定律

上节回顾第一章气体理想气体的状态方程根据理想气体状态方程相互计算p,V,T,n,m,M,道尔顿定律和阿马格定律理想气体与真实气体的差别临界状态饱和蒸汽压第二章热力学第一定律计划学时：12学时化学热力学(thermodynamics)部分基本框架热力学：研究宏观系统在能量相互转换过程中所遵循规律的学科化学热力学：热力学的基本原理→化学及有关物理现象第一定律→化学反应热效应第二定律→化学反应方向和限度、相平衡、化学平衡第三定律→绝对熵的数值三大定律热力学研究的对象是由大量质点（原子和分子等）所构成的集合体，这是热力学的最大特点。这个特点也就决定了热力学方法的优点和缺点。2.对热力学来说，只需知道系统的起始状态和最终状态以及过程进行的外界条件，就可以进行相应的计算。3.热力学只能告诉我们在某种条件下，变化能否自动发生，发生到什么程度，但不能告诉我们变化所需要的时间。热力学三大特点人类经验总结，物理化学中最基本定律有着极其牢固的实验基础，其结论具有高度普遍性和可靠性

20世纪初建立了热力学第三定律19世纪中—20世纪初第二章热力学第一定律§2.1热力学基本概念与术语§2.2热力学第一定律§2.3恒容热、恒压热与焓§2.4热容§2.5相变焓§2.6标准摩尔反应焓§2.7化学反应标准摩尔反应焓计算§2.8化学反应恒压热与恒容热的计算§2.9可逆过程与可逆体积功的计算§2.10

真实气体的节流膨胀§2.1热力学基本概念系统被划定的研究对象称为系统，亦称为物系或体系。环境与系统密切相关、有相互作用或影响所能及的部分称为环境。1.系统与环境系统环境物质交换（1）封闭系统能量交换(包括热和功)系统与环境之间无物质交换，但有能量交换。（2）隔离系统系统与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故又称为孤立系统。有时把封闭系统和系统影响所及的环境一起作为孤立系统来考虑。（3）敞开系统系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换。系统分类能量交换无物质交换封闭系统环境封闭系统示意图无能量交换无物质交换孤立系统环境孤立系统示意图无能量交换孤立系统大环境无物质交换能量交换物质交换敞开系统环境敞开系统示意图§2.1热力学基本概念1.1系统和环境系统：人们确立的研究对象环境：系统以外与系统紧密相联的部分物质交换能量交换敞开系统√√封闭系统×√隔离系统××★系统与环境之间可以是有形的物理界面，也可以是无形的几何界面★系统与环境之间的联系有物质交换与能量交换两种形式说明：★热力学中的系统如不特别注明都是封闭系统

★绝对的隔离系统是不存在的例如：有一只注满热水的暖水瓶，将其中的水看作系统。如果它的质量很好，塞紧瓶塞后就是隔离系统；如果它不保温，尽管塞上瓶塞，仍然是封闭系统；如果打开瓶塞，那就是敞开系统了§2.1热力学基本概念1.2状态与状态函数定态、始态、终态状态：如体系中物质的数量，化学成分，温度，压力，物态都确定就称该体系处在一定的状态，也可以说状态是体系的物理性质和化学性质的综合表现。

状态函数：描述体系状态的宏观物理量都叫状态函数或叫状态性质，例如温度，压力，体积，质量，密度，浓度等等都是体系的状态函数。宏观可测性质用来描述体系的热力学状态，故这些性质又称为热力学变量。

——指静止的，系统内部的状态，是各种宏观性质的综合体现。也称热力学状态例如，理想气体T，P，V，n1.2状态和状态函数热力学用系统所有性质描述系统所处的状态状态固定，系统的所有热力学性质也就确定了状态状态函数——系统的各种性质

因各种性质间存在着一定的联系，所以确定系统的状态并不需要指定所有的性质。对于单相系统，经验表明，只需指定任意两个能独立改变的性质，即可确定系统的状态。X=f(x,y)一般来说，这两个变量选为温度和压力。V=f(T,p)V=nRT/p

（1）状态函数取决于状态。状态函数的变化值只取决于始末状态，而与变化的经历无关。状态函数的重要特征：（2）状态函数在数学上具有全微分的性质。状态1状态2途径1途径2(T1，p1)(T2，p2)T=T2-T1状态一定，状态函数就有一个定值；

状态改变了，状态函数也改变，其改变量与过程无关，只与始，终态有关；

体系若恢复原状，则状态函数也恢复原状；

当体系的各状态函数（诸性质）不随时间而改变，则体系就处于热力学平衡态。

性质的数值与系统的物质的数量成正比，如V、m、熵等。这种性质具有加和性。

性质的数值与系统中物质的数量无关，不具有加和性，如温度、压力等。V1,T1V2,T2V=V1+V2T≠T

1+T

2系统的性质热力学中讨论的是系统的宏观性质。按性质的数值是否与物质的数量有关，可将其分为广度性质强度性质两个广度量之比为强度量，如：=m/V热平衡力平衡3.热力学平衡态

多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变。化学平衡相平衡

反应系统中各物质的数量不再随时间而改变。

系统各部的压力都相等，边界不再移动。如有刚性壁存在，虽双方压力不等，但也能保持力学平衡。系统各部分温度相等。如果不绝热，则与环境温度也相等。系统从一个状态变到另一个状态，称为过程4.过程和途径实现这一过程的具体步骤称为途径系统变化过程的类型：（1）单纯pVT变化（2）相变化（3）化学变化常见过程：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=定值绝热过程无热交换循环过程始态始态

过程恒温过程T=T(环)=定值恒容过程V=定值循环过程Z(状态函数)=0绝热过程Q=0恒压过程p=p(环)=定值自由膨胀过程气体真空气体自由膨胀图小结系统环境封闭系统隔离系统敞开系统状态状态函数广度性质强度性质热平衡力学平衡相平衡化学平衡过程和途径恒温过程恒压过程恒容过程绝热过程循环过程功热力学能热热力学第一定律§2.2热力学第一定律系统吸热，Q>0；系统放热，Q<0。热

系统与环境之间因温度不同而交换的能量称为热，用符号Q

表示。Q的取号：

热不是状态函数，只有系统进行一过程时，才有热交换。其数值与变化途径有关。1.热煤含有多少热量，这句话是否正确？W不是状态函数，其数值与变化途径有关。系统与环境之间传递的除热以外的其它能量形式都称为功，用符号W表示。功可分为体积功W和非体积功W’两大类。环境对系统作功，W>0；系统对环境作功，W<0。2.功体积功W=-Fdl=-pambAsdl=-pambd(Asl)

W=-pambdVGas系统dlpambAs注意：不论是膨胀还是压缩，体积功都用-pambdV计算只有-pambdV这个量才是体功，pV或Vdp都不是体积功。特别情形：恒压过程pamb=p=定值

W=-pdV对于宏观过程(1)自由膨胀，即气体向真空膨胀

(2)恒外压膨胀（pamb保持不变）因为

pamb=0，设系统为理气，完成下列过程有多种不同途径：（n,p1,V1,T)（n,p2,V2,T)(3)外压比内压小一个无穷小的值旧称内能,它是指系统内部能量的总和，包括分子运动的平动能、分子内的转动能、振动能、电子能、核能以及各种粒子之间的相互作用位能等。热力学能是状态函数，用符号U表示，它的绝对值无法测定，只能求出它的变化值。3.热力学能4.热力学第一定律

是能量守恒与转化定律在热现象领域内所具有的特殊形式，说明热力学能、热和功之间可以相互转化，但总的能量不变。也可以表述为：第一类永动机是不可能制成的。“第一类永动机”§2.2热力学第一定律本质：能量守恒定律

1842年,Joule,Grove,MayerJoule,James(1818-1889)热力学第一定律的文字表述热力学能热力学第一定律的数字表达式（热力学能的数学表达式）5.热力学第一定律的几种说法（1）“孤立系统无论经历何种变化，其总能量守恒。或者说：孤立系统中能量的形式可以相互转化，但不会凭空产生，也不会自行消灭。”

（2）“第一类永动机是不可能造成的。”所谓第一类永动机指的是无需消耗任何能量却可以不断地对外作功的“假想机器”。这种机器违反了能量守恒定律，因而是不可能造成的，上述两种表述方式是等同的。

（3）“热力学能是系统的状态函数”，这是热力学第一定律的另一种表达式。对应于系统的一个状态，其热力学能唯有一个确定的数值。

小结热系统吸热系统放热功体积功非体积功内能热力学第一定律§2.3恒容热、恒压热、焓恒容热恒压热焓

dU=

Q-pambdV+

W’当W’＝0，dV＝0时

dU=QV，积分为：∆U=QV意义：热力学能变等于恒容过程热。适用条件：恒容且不做非体积功的过程。即系统和环境只有热交换。1.恒容热

dU=

Q

pambdV+W’当W’＝0，p=pamb=定值时

Qp=dU＋pambdV＝dU＋d(pV)=d(U＋pV)积分为：Qp=∆(U＋pV)定义：H≡U＋pV，

H称为焓则dH=Qp(dp=0，W’=0)或∆H=Qp(dp=0，W’=0)2.恒压热焓的定义式：

H=U+pV焓不是能量 虽然具有能量的单位，但不遵守能量守恒定律。焓是状态函数为什么要定义焓？3.焓为了使用方便，因为在等压、不作非体积功的条件下，∆H=Qp

。

容易测定，从而可求其它热力学函数的变化值。定义式中焓由U,p,V状态函数组成。§2.4热容热容定义：单位条件：不发生相变化，化学变化，非体积功为零1.热容定压热容Cp：定容热容Cv：质量热容(比热容)c：它的单位是 或 。 规定物质的数量为1g（或1kg）的热容。如cp=Cp/m

，cV=CV/m

规定物质的数量为1mol的热容。摩尔热容Cm：单位为：。如Cp,m=Cp/n

，CV,m=CV/n

在标准压力pө=100kPa下，摩尔定压热容为标准摩尔定压热容，用Cpө,m

表示。标准摩尔定压热容Cpө,m

： 经验式：

Cp,m=a+bT+cT2Cp,m=a+bT+c’T2Cp,m=a+bT+cT2+dT3热容与温度的关系：理想气体：Cp,m－CV,m=R单原子理想气体：

CV,m=3/2R，Cp,m=5/2R双原子理想气体：CV,m=5/2R，Cp,m=7/2R混合理想气体：

QV=dU=CVdT=nCV,mdTT1

T2恒容V2=V1

∆H=∆U+∆(pV)=∆U+V∆p理想气体：V

∆p

=nR∆T

∆H=∆U+nR∆T1).

恒容变温过程2.单纯变温过程热的计算

Qp=dH=CpdT=nCp,mdTT1

T2恒压p=pamb=定值∆H=∆U+∆(pV)=∆U+p∆V理想气体：p∆V=nR∆T

∆H=∆U+nR∆T2).

恒压变温过程小结焓

H热容

C特殊过程热的计算→热力学能变ΔU，焓变ΔH

，热Q，功W简单变温过程下列重要变量的计算定义、性质摩尔定压热容与摩尔定容热容间的关系（应用到理想气体）上节回顾热力学第一定律系统环境封闭系统隔离系统敞开系统状态状态函数广度性质强度性质热平衡力学平衡相平衡化学平衡过程和途径恒温过程恒压过程恒容过程绝热过程循环过程上节回顾热力学第一定律热系统吸热系统放热功体积功非体积功内能热力学第一定律焓热容等压热容定容热容摩尔热容摩尔等压热容与摩尔定容热容之间的关系纯物质单相系统U=U(n,T,V)一定量U=U(T,V)焦尔实验：1.焦尔实验焦尔实验，理想气体的热力学能、焓实验结果：水温未变dT=0,dV

0表明Q=0而自由膨胀W=0dU=Q+W

=0=0表明在一定T下，理气的U与V无关。即理想气体的热力学能仅是温度的函数。

U=f(T)2.焦尔实验的讨论，理气的热力学能(因U与V无关）由定义理气H=U+pV=U+nRT因U=f(T)故H=f(T)(因H与V无关）3.理气的焓2mol理想气体，Cp,m=7/2R。由始态100kPa,50dm3,先恒容加热使压力升高至200kPa，再恒压冷却使体积缩小至25dm3。求整个过程的W，Q，U和H。解：P1=100kPaV1=50dm3

T1P2=200kPaV2=50dm3

T2 P3=200kPaV3=25dm3

T3恒容恒压由于T1=T3，所以U=0，H=0而恒容W1=0，W=W1+W2=W2=5000JQ=U－W＝－W＝－5000J相变化、化学变化？ΔH

=？§2.5相变焓

相：系统内性质完全相同的均匀部分

冰1.相与相变化水蒸气液态水

相变化：系统中同一种物质在不同相之间的转变。§2.5相变焓系统内性质完全相同的均匀部分成为相。系统中同一种物质在不同相之间的转变称为相变化。(包括气化、冷凝、熔化、凝固、升华、凝华以及晶型转化等，记作α→

β)sl熔化(fus),ls凝固sg升华(sub),gs凝华lg

蒸发(vap),gl凝结系统在等温等压下聚集态发生变化时总伴有热量交换，此时，热量的吸收和放出并不引起系统温度的改变，只是用来克服分子间的相互作用力，改变系统的状态，这种热量称为相变热。系统相变热＝摩尔相变热×摩尔数相变焓：恒定温度、该温度下的平衡压力§2.5相变化过程2相变焓（1）定义：一定量的物质在恒定温度及压力（通常是相平衡温度及相平衡压力）下发生相变化时与环境交换的热（2）摩尔相变焓

相变焓是广延量，它的大小与物质的量成正比，如果所取的量是1摩尔，该相变焓即是摩尔相变焓。单位：J·mol-1相变焓：恒温恒压，无非体积功B()B()

H()H()—摩尔相变焓—比相变焓2.相变焓

摩尔熔化焓：DfusHm

摩尔蒸发焓：DvapHm

摩尔升华焓：DsubHm

摩尔转变焓：DtrsHm一般在文献中给出一定温度和该温度下的平衡压力下的相变焓，称为可逆相变焓某物质在一定温度及该温度的平衡压力下的相变对于始末态都是凝聚相的恒温相变过程，不管过程是否恒压，都有：

V=V2V1≈0

W≈0,Q≈U,

U≈H对于始态为凝聚相，末态为气相的恒温恒压相变过程，有：V=V2V1≈V2=Vg

W＝

pV≈

pVg=

nRT

Qp=HU=Q+W=H

nRT已知水（H2O,l)在100℃时的饱和蒸气压ps=101.325kPa，在此温度、压力下水的摩尔蒸发焓vapHm=40.668kJ·mol-1。求在100℃、101.325kPa下使1kg水蒸气全部凝结成液体水时的Q、W、U、H。设水蒸气适用理想气体状态方程式。Qp=H=n(vapHm）=｛1000÷18×40.668｝kJ=2257kJ

U=H

(pV)=H

p(Vl－Vg）=H+nRT={2257+1000÷18×8.315(100+273.15)}kJ=2085kJ

W=U

Q=172.2kJH2O(g)1kg100℃

101.325kPaH2O(l)1kg100℃101.325kPa解：

已知水(H2O,l)在100℃时的摩尔蒸发焓vapH=40.668kJ·mol-1。水和水蒸气在25～100℃的平均定压摩尔热容分别为Cp,m(H2O,l)=75.75J·mol-1·K-1

和Cp,m(H2O,g)=33.76J·mol-1·K-1,求25℃时水的摩尔蒸发焓。3.相变焓与温度的关系H2O(l)1mol100℃101.325kPa(1)H2O(g)1mol100℃101.325kPa(2)(3)H2O(g)1mol25℃psH2O(l)1mol25℃ps总解：过程1凝聚相升温过程

△H1=Cp,m(H2O,l)（100℃–25℃）=5681.25J·mol–1过程2可逆相变过程△H2=△vapHm(100℃)

=40.668kJ·mol–1过程3气相降温过程△H3=Cp,m(H2O,g)（25℃–100℃）=2532J·mol–1△vapHm(25℃)=△H1+△H2+△H3=43.82kJ·mol–1

总结：vapHm(T2)=H1+H2+H3=vapHm(T1)+{Cp,m(H2O,g)–Cp,m(H2O,l)}T=vapHm(T1)+Cp,mT一般情况：由于一定量纯物质的焓是温度和压力的函数，故摩尔相变焓应为温度与压力的函数。但是摩尔相变焓是指某温度T及该温度相应平衡压力下1mol纯物质发生相变时的焓差，而温度对应的平衡压力又是温度的函数，所以摩尔相变焓可归结为温度的函数。3.相变焓与温度的关系状态函数法解题的一般步骤确定研究的系统及给定的始、终态在给定的始、终态间设计一条假想的、可以利用已知热力学数据进行计算的变化途径计算所设计途径的状态函数的增量之和，其数值与原来所求过程的状态函数增量应相等§2.6标准摩尔反应焓及计算化学反应方程式反应进度摩尔反应焓标准摩尔反应焓2H2+O2=2H2O写成：0=–2H2

–O2+2H2O

aA+bB=yY+zZ写成：0=–aA–bB+yY+zZ

这里B为B组分化学计量数，而

A=–

a,

B=–

b，

Y=y，

Z=z

1.化学反应方程式对于反应2H2+O2=2H2O

如有2摩尔氢气和1摩尔氧气反应生成1摩尔水，即按计量式进行一个单位反应，我们说反应完成了一个进度。2.反应进度20世纪初比利时的Dekonder引进反应进度的定义为：

和

分别代表任一组分B在起始和t时刻的物质的量。设某反应单位：mol在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物或生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是相同的，即：反应进度被应用于反应热的计算、化学平衡和反应速率的定义等方面。注意：应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。例如：当

都等于1mol

时，两个方程所发生反应的物质的量显然不同。

=1mol时,nB=B,即各物质物质的量的改变值分别等于相应物质的计量系数。此时，我们称该化学反应按指定的反应方程式发生了单位反应。

＝1mol，叫发生了单位反应或发生了1mol反应进度，若说成“发生了1mol反应”，则是错误的。的大小与反应计量式的写法有关，是广度性质。对于不同的反应=1mol的含义不同。反应进度的大小与选择哪种物质(B)来表示无关，反应进度为时物质B的物质的量

nB()=nB(0)+B。反应进度可趋向无穷大。说明：

反应焓rH是指恒温恒压下化学反应过程中的焓变。如反应2H2+O2=2H2OrH＝n水H*m(水)–n氢气H*m(氢气)–n氧气H*m(氧气）

摩尔反应焓：完成一个反应进度的反应的反应焓，即反应焓与反应进度变之比

rHm＝rH/x3.标准摩尔反应焓固体、液体的标准态：压力为

的纯固体或纯液体。在温度T和标准压力（100kPa）下物质所处的特定状态。标准态：压力为

的理想气体，是假想态。气体的标准态：标准摩尔反应焓：各反应组分都处于标准态下的摩尔反应焓。用表示，如

T,2molH2O(l)

纯态

T,1molO2纯理想态

T,2molH2纯理想态+=反应的与反应各物质的标准摩尔焓有如下关系：标准摩尔反应焓物质的标准态：标准压力对于标准态的温度没有具体规定，通常是选在25℃。非标准压力下的摩尔反应焓：与同样温度下的标准摩尔反应焓数值上有所差别，但差别不大。没有规定温度，一般298.15K时的数据有表可查。1.标准摩尔生成焓在标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下一摩尔物质的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓，用下述符号表示： （物质，相态）（稳定单质）=0例如：在298.15K时这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：

反应焓变为：

为化学计量数。利用各物质的标准摩尔生成焓求化学反应焓变：在标准压力

和反应温度时（通常为298.15K）稳定单质3.标准摩尔生成焓f-formation一定温度下由热力学稳定单质生成化学计量数的物质B的标准摩尔反应焓，称为物质B在该温度下的标准摩尔生成焓

25℃，标准压力下：稀有气体：He(g),Ne(g),Ar(g),Kr(g),Xe(g),Rn(g);其他气体：H2(g),O2(g),N2(g),F2(g),Cl2(g);液体：Br2(l),Hg(l);其余元素的稳定单质均为固态（一般选择最稳定的形态）：

C(石墨)；S(正交)；（热力学稳定单质）=？CO(g)+(1/2)O2(g)CO2(g)C(石墨)+(1/2)O2(g)CO(g)C(石墨)+O2(g)CO2(g)盖斯定律

一化学反应不管是一步完成，还是分几步完成，该反应的热效应相同。1840年，盖斯(Hess)大量实验结果的基础上

反应热效应只与起始状态和终了状态有关，而与变化途径无关。Hess定律C2H5OH(l)+CH3COOH(l)CH3COOC2H5(l)+H2O(l)4C(s)+5H2(g)+3/2O2(g)反应方程两边的化合物所需的单质数目是相同的

利用标准摩尔生成焓求算标准摩尔反应焓设计过程举例：下标“c”表示combustion。上标“θ”表示各物均处于标准压力下。下标“m”表示反应进度为1mol时。在标准压力下，反应温度时，物质B完全氧化成相同温度的指定产物时的焓变称为标准摩尔燃烧焓。用符号

(物质、相态)表示。5.标准摩尔燃烧焓指定产物通常规定为：298.15K时的燃烧焓值有表可查。例如：在298.15K及标准压力下：则显然，根据标准摩尔燃烧焓的定义，所指定产物如 等的标准摩尔燃烧焓，在任何温度T时，其值均为零。完全燃烧产物的标准摩尔燃烧焓为零

化学反应的焓变值等于各反应物燃烧焓的总和减去各产物燃烧焓的总和。例如：在298.15K和标准压力下，有反应：（A）（B）（C）(D)则用通式表示为：利用各物质的标准摩尔燃烧焓求化学反应焓变：用这种方法可以求一些不能由单质直接合成的有机物的生成焓。该反应的反应焓变就是 的生成焓，则：例如：在298.15K和标准压力下：

T2

反应物

T1

生成物

T1

反应物

T2

生成物H1H26.标准摩尔反应焓随温度的变化标准摩尔反应焓随温度的变化

—基希霍夫（Kirchhoff）公式基希霍夫（Kirchhoff）公式基希霍夫公式定积分形式不定积分形式利用常数可以通过代入某一个已知温度下的热效应数值来确定。

已知CH3COOH(g),CH4(g),CO2(g),的平均摩尔定压热容分别为52.3J·mol–1·K–1,37.7J·mol–1·K–1，31.4J·mol–1·K–1。试由附录中的各化合物的标准摩尔生成焓计算1000K时下列反应的。CH3COOH(g)＝CH4(g)＋CO2(g)25℃CH3COOH(g)25℃CO2(g)25℃CH4(g)＋(25℃)1000kCH3COOH(g)1000KCO2(g)1000KCH4(g)＋(1000k)H3H2H1

(1000k)=

(25℃)＋H1＋H2＋H3(1000k)=

(25℃)＋H1＋H2＋H3

=(CH4,g,25℃)+(CO2,g,25℃)–

(CH3COOH,g,25℃)+(37.7+31.4–52.3)(1000–298.15)103kJ·mol–1=–24.3kJ·mol–1Cp,m值不连续注意：基尔霍夫公式适用的限制条件，在T1→T2的区间内，反应物或者产物没有相变化。（为什么？）【例】已知如下反应

H2(g)+(1/2)O2(g)

H2O(l)

273K时的标准摩尔反应焓，已知H2(g)、O2(g)、H2O(g)、H2O(l)的摩尔定压热容，以及H2O(l)

H2O(g)

的摩尔蒸发焓。求算该反应在673K时的标准摩尔反应焓。设计路径§2.8恒容反应热与恒压反应热的计算反应物中间产物

（3）

（2）恒容

1.

与

的关系的推导生成物

=DpQH1r

)1(恒压恒温

反应物生成物

（3）

（2）恒容

生成物

对于理想气体，

所以：恒温

当反应进度为1mol时：或

恒压反应热和恒容反应热之间的关系反应物

T,p,V产物

T,p’,V产物

T,p,V’恒T,p下恒T,V下恒T,

变压①恒温恒容过程反应产物因压力改变而引起的热力学能的变化值②恒温恒压过程系统与环境交换的体积功①②⑴

反应产物为理想气体、凝聚相【讨论】⑵恒温恒压过程体积功计算系统体积的改变完全是因为反应前后气相部分的物质的量的改变带来的

25℃下，密闭恒容的容器中有10g固体萘C10H8(s)在过量的O2(g)中完全燃烧成CO2(g)和H2O(l)。过程放热401.727kJ。求：(1)C10H8(s)＋12O2(g)＝10CO2(g)＋4H2O(l)的反应进度。(2)C10H8(s)的(3)C10H8(s)的解：2.非恒温过程化学反应热计算实例非恒温过程Qp的计算反应系统的最高温度、最高压力绝热恒压过程→

燃烧过程的最高温度恒容过程→

爆炸过程的最高温度、最高压力例甲烷(CH4,g)与理论量二倍的空气混合，始态温度25℃，在常压(p≈100kPa)下燃烧，求燃烧产物所能达到的最高温度。设空气中氧气的摩尔分数为0.21，其余为氮气，所需数据查附录。甲烷(CH4,g)的燃烧反应为

CH4(g)+2O2(g)＝CO2(g)+2H2O(g)２.燃烧和爆炸反应的最高温度解：

对于含1mol甲烷(CH4,g)的系统，含氧气4mol，氮气4/0.21×0.79mol=15.05mol，则始态T0=298.15KCH4(g)1mol,O2(g)

4molN2(g)

15.05mol

TCO2(g)1mol,H2O

(g)

2molO2(g)

2mol,N2(g)

15.05mol

T0=298.15KCO2(g)1mol,H2O

(g)

2molO2(g)

2mol,N2(g)

15.05molH2Qp=H=0绝热Qp=H=

+H2=0CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l)2DvapHm(H2O)

=

+2DvapHm(H2O)=－802.335kJ·mol-1CO2(g)+2H2O(g)

将附录中的CO2(g),H2O(g)

,O2(g)

,N2(g)的定压摩尔热容Cp,m=a+bT+cT2代入上式

。再代入方程H1+H2=0，解T，得

T=1477K即最高火焰温度就是恒压绝热反应所能达到的最高温度。而最高爆炸温度就是恒容绝热反应所能达到的最高温度。§2.9可逆过程与可逆体积功的计算1.可逆过程与不可逆过程2.气体的可逆膨胀压缩过程3.理想气体恒温可逆过程4.理想气体绝热可逆过程设系统为理气，完成下列过程有多种不同途径：（n,p1,V1,T)（n,p2,V