第六章 化学热力学初步
§ 6.1 热力学第一定律一,热力学中几个基本概念
1,体系和环境,热力学中研究的对象为体系,
称体系以外的其他部分为环境,
2,状态和状态函数
3,过程和途径 可逆过程
4,化学计量数和反应进度
1.解决反应热量问题
2.判断变化的方向问题
N2(g) ＋ 3H2(g) ＝ 2NH3(g)
各计量数?( N2)= -1?( H2)= -3
( NH3)= 2
反应进度?，单位是 mol
如上述反应消耗了 1.5mol N2 4.5molH2
生成了 3 mol的 NH3
则该反应进度为?＝ - 1.5mol /-1
= - 4.5mol/-3
= 3 mol/2 = 1.5mol
注意：对不同反应式有不同的进度；如同样反应消耗 1.5mol N2对上述反应进度为 1.5mol,但对于
下式反应 1/2N2(g) ＋ 3/2H2(g) ＝ NH3(g)
反应进度为 3 mol
反应热的测量，
Q或 q 表示热量，单位用 J（焦耳）、
kJ(千焦 )
系统放出热量，则 q 为负值；系统吸收环境的热量，则 q为正值
装置图 P12 图 1.2
一般用已知燃烧热的样品测试量热计的热容 C,q(已知 )＝ -CT
C含水的总热容和 仪器的热容
q (未知 )＝ -CT ‘
§ 1.2 反应热理论计算
一、热力学第一定律
1、能量守恒定律
2、焓的定义
3,qv与 qp差别
4、反应热的表示
5、盖斯定律
二、标准摩尔生成焓在温度 T、标准压力 p?（ 100kPa） ） 下，
由稳定单质生成 1mol某物质时，所产生的反应热就叫该物质的标准摩尔生成热，单位,kJ.mol-1,符号?fH m?
注,稳定单质？对于存在多种单质形式的有特指，如磷指白磷，碳指石墨等。
该温度、压力下的稳定状态：如书中数据常是标准压力,298K的数据。该条件下氯的稳定状态是 Cl2（ g），而不是 Cl2（ l） ;溴是 Br2（ l ），
而不是 Br2（ g ） ;碘是 I2（ s），而不是 I2（ l） ;
H2 (g)+1/2 O2(g)? H2O (g)
Hm? (298.15)=-241.82 KJ.mol-1fHm?
C (s)+O2(g)? CO2 (g)?fHm? (g,CO2)=-393.5
2H2 (g) +O2(g)? 2H2O (g)
Hm? (298.15)=-483.64 kJ.mol-1
H2 (g) +1/2O2(g)? 2H2O (l)
fHm? (l,298.15)=-285.83 kJ.mol-1
有了标准生成焓数据,任意反应即可查表计算反应热 。
如,4NH3(g) +5 O2(g)? 4NO(g) + 6H2O(g)
查表,?fHm?（ NH3,g） ＝ -46.11 kJ.mol-1
fHm?（ NO,g） ＝ 90.25kJ.mol-1
fHm?（ H2O,g） ＝ -241.82 kJ.mol-1
rHm?＝ 4?fHm?（ NO,g） +6?fHm?（ H2O,g） -
4?fHm?（ NH3,g）
＝ 4× 90.25+ 6× （ -241.82） -4× （ -46.11）
＝ -905.48 kJ.mol-1
三、从其它数据计算反应热
1.从燃烧热?c?m?计算
CH3OH(l) + O2? CO2 + 2H2O?c?m?＝ -726.6
CH2O(g) + O2? CO2 + H2O?c?m?＝ -563.6
CH3OH(l) + O2? CH2O(g) +H2O (l)
r?m?＝ -726.6－ (-563.6)＝ -163.0 kJ·mol-1
2
1
2.从键能估算反应热
Ec=c＝ 602,EO-H＝ 458.8,EC-H＝ 411
Ec-c＝ 345.6,Ec-o＝ 357.7 kJ·mol-1
r?m?＝ 4 EC-H +1× Ec=c +2× EO-H
-[5 EC-H + 1× Ec-c + 1× Ec-o + 1× EO-H]
＝ Ec=c+ EO-H - EC-H - Ec-c- Ec-o
＝ 602+459-411-346-358
＝ -54 kJ·mol-1
§ 6-3化学反应的方向一、影响反应方向因素为什么总是 H2 + O2? H2O
r?m?< 0? 体系释放能量，使体系趋向稳定？
2H2(g) + O2 (g)? 2H2O (g)?r?m?= -483.64
C+ O2 (g)? CO2 (g)?r?m?= -393.51
HCl + NaOH? NaCl + H2O?r?m?= -55 kJ·mol-1
但是
CaCO3(s)? CaO (s)+ CO2 (g)?r?m?= 159
NH4HCO3 (s)? NH3+ H2O+ CO2?r?m?= 185.6
常温下冰的融化 …?r?m?>0
二、反应自发性判断三、吉布斯自由能变计算
§ 2.2反应程度和化学平衡
§ 6.1 热力学第一定律一,热力学中几个基本概念
1,体系和环境,热力学中研究的对象为体系,
称体系以外的其他部分为环境,
2,状态和状态函数
3,过程和途径 可逆过程
4,化学计量数和反应进度
1.解决反应热量问题
2.判断变化的方向问题
N2(g) ＋ 3H2(g) ＝ 2NH3(g)
各计量数?( N2)= -1?( H2)= -3
( NH3)= 2
反应进度?，单位是 mol
如上述反应消耗了 1.5mol N2 4.5molH2
生成了 3 mol的 NH3
则该反应进度为?＝ - 1.5mol /-1
= - 4.5mol/-3
= 3 mol/2 = 1.5mol
注意：对不同反应式有不同的进度；如同样反应消耗 1.5mol N2对上述反应进度为 1.5mol,但对于
下式反应 1/2N2(g) ＋ 3/2H2(g) ＝ NH3(g)
反应进度为 3 mol
反应热的测量，
Q或 q 表示热量，单位用 J（焦耳）、
kJ(千焦 )
系统放出热量，则 q 为负值；系统吸收环境的热量，则 q为正值
装置图 P12 图 1.2
一般用已知燃烧热的样品测试量热计的热容 C,q(已知 )＝ -CT
C含水的总热容和 仪器的热容
q (未知 )＝ -CT ‘
§ 1.2 反应热理论计算
一、热力学第一定律
1、能量守恒定律
2、焓的定义
3,qv与 qp差别
4、反应热的表示
5、盖斯定律
二、标准摩尔生成焓在温度 T、标准压力 p?（ 100kPa） ） 下，
由稳定单质生成 1mol某物质时，所产生的反应热就叫该物质的标准摩尔生成热，单位,kJ.mol-1,符号?fH m?
注,稳定单质？对于存在多种单质形式的有特指，如磷指白磷，碳指石墨等。
该温度、压力下的稳定状态：如书中数据常是标准压力,298K的数据。该条件下氯的稳定状态是 Cl2（ g），而不是 Cl2（ l） ;溴是 Br2（ l ），
而不是 Br2（ g ） ;碘是 I2（ s），而不是 I2（ l） ;
H2 (g)+1/2 O2(g)? H2O (g)
Hm? (298.15)=-241.82 KJ.mol-1fHm?
C (s)+O2(g)? CO2 (g)?fHm? (g,CO2)=-393.5
2H2 (g) +O2(g)? 2H2O (g)
Hm? (298.15)=-483.64 kJ.mol-1
H2 (g) +1/2O2(g)? 2H2O (l)
fHm? (l,298.15)=-285.83 kJ.mol-1
有了标准生成焓数据,任意反应即可查表计算反应热 。
如,4NH3(g) +5 O2(g)? 4NO(g) + 6H2O(g)
查表,?fHm?（ NH3,g） ＝ -46.11 kJ.mol-1
fHm?（ NO,g） ＝ 90.25kJ.mol-1
fHm?（ H2O,g） ＝ -241.82 kJ.mol-1
rHm?＝ 4?fHm?（ NO,g） +6?fHm?（ H2O,g） -
4?fHm?（ NH3,g）
＝ 4× 90.25+ 6× （ -241.82） -4× （ -46.11）
＝ -905.48 kJ.mol-1
三、从其它数据计算反应热
1.从燃烧热?c?m?计算
CH3OH(l) + O2? CO2 + 2H2O?c?m?＝ -726.6
CH2O(g) + O2? CO2 + H2O?c?m?＝ -563.6
CH3OH(l) + O2? CH2O(g) +H2O (l)
r?m?＝ -726.6－ (-563.6)＝ -163.0 kJ·mol-1
2
1
2.从键能估算反应热
Ec=c＝ 602,EO-H＝ 458.8,EC-H＝ 411
Ec-c＝ 345.6,Ec-o＝ 357.7 kJ·mol-1
r?m?＝ 4 EC-H +1× Ec=c +2× EO-H
-[5 EC-H + 1× Ec-c + 1× Ec-o + 1× EO-H]
＝ Ec=c+ EO-H - EC-H - Ec-c- Ec-o
＝ 602+459-411-346-358
＝ -54 kJ·mol-1
§ 6-3化学反应的方向一、影响反应方向因素为什么总是 H2 + O2? H2O
r?m?< 0? 体系释放能量，使体系趋向稳定？
2H2(g) + O2 (g)? 2H2O (g)?r?m?= -483.64
C+ O2 (g)? CO2 (g)?r?m?= -393.51
HCl + NaOH? NaCl + H2O?r?m?= -55 kJ·mol-1
但是
CaCO3(s)? CaO (s)+ CO2 (g)?r?m?= 159
NH4HCO3 (s)? NH3+ H2O+ CO2?r?m?= 185.6
常温下冰的融化 …?r?m?>0
二、反应自发性判断三、吉布斯自由能变计算
§ 2.2反应程度和化学平衡
