1
第一章第二节化学反应中的质量守恒和能量守恒
2
一、化学反应的质量守恒定律在化学反应中，物质的质量是守恒的。即参加反应的全部物质的质量总和等于反应后生成物的质量总和。
B
B B?0
3
1,热力学能（内能）
热力学能（内能） —— 体系内部能量的总和。
构成：分子的平动能、转动能，分子间势能、电子运动能、核能等。
是一种热力学状态函数
无法知道他的绝对值，但过程中的变化值却是可以测量的。
二,能量守恒 —— 热力学第一定律
4
2、热力学第一定律 ——能量守恒定律表述：能量只可能在不同形式之间转换，但不能自生自灭。
状态 1 （ U1） 状态 2 （ U2）吸收热量 Q
对体系做功 W
U = U2 - U1 = Q + W
热力学第一定律有称能量守恒定律。它是人们从生产实践中归纳总结出的规律，是自然界中普遍存在的基本规律。
5
1,恒容热效应与热力学能变如果体系的变化是在恒容的条件下，且不做其他非膨胀功（ W’=0,则,W=We+W’=0）
此时,ΔU = Q+W = QV
即,热力学能变 等于 恒容热效应 。或说：在恒容的条件下，体系的热效应等于热力学能的变化。
*在弹式量热计中,通过测定恒容反应热的办法，可获得热力学能变 ΔU的数值,
三,化学反应的热效应
6
2,恒压热效应与焓变在我们的实际生产中，很多的化学反应都是在大气层中（一个大气压,103kpa）条件下进行的，这是一个体积有变化，但压力恒定的过程
（恒压过程）。为了方便地研究恒压过程中的问题，我们需要引入另一个重要的热力学状态函数 —— 焓 。
7
焓变 ——化学反应的恒压热效应现设体系的变化是在恒压、只做膨胀功（不做其他功，如电功等）的条件下进行的状态 1 状态 2
（ T1,V1,U1,p） （ T2,V2,U2,p）
吸收热量 Q
对外做功 W
在此恒压过程中：
*体系吸收的热量记作 Qp
*体系对环境所做的功 p (?V) = p (V2-V1)
因此，环境对体系所做的功,W = -p (?V) = - p (V2-V1)
8
于是根据热力学第一定律，有如下的关系：
U2 - U1 =?U = Q + W
= Qp - p (?V)
= Qp - p ( V2 - V1)
所以：
Qp = (U2 - U1) + p (V2 - V1)
= (U2 + pV2) - (U1+ pV1)
定义热力学状态函数 焓，以 H表示
H = U + pV
则：
Qp = (U2 + pV2) - (U1+ pV1)
= H2 - H1 =?H
9
重点理解
焓 H是一种状态函数，只与体系的起始状态有关。与过程路径无关。
焓变值?H等于体系在恒压过程中的热效应 Qp。在其他类型的变化过程中，焓变值?H不等于热效应，但并非说，焓变值?H为零。
焓代表了恒压条件下体系所包含的与热有关的能量，具有能量量纲，单位是 J 或 kJ。
因为经常遇到的化学反应都是在大气层这样一个恒压环境中发生的，所以焓是一个极其重要的状态函数。
焓与与热力学能一样，其绝对值无法确定。但状态变化时体系的焓变 Δ H却是确定的，而且是可求的。
焓是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。
10
(1) 对于一定量的某物质而言,由固态变为液态或液态变为气态都必须吸热,所以有,
H(g) > H(l) > H(s)
(2)当某一过程或反应逆向进行时，其 ΔH要改变符号即：
ΔH（正） = -ΔH（逆）
(3)对于任何化学反应而言，其恒压反应热 Qp可由下式求出：
Qp=ΔH= H生成物 -H反应物
（在化学反应中，可把反应物看作始态，而把生成物看作终态）
ΔH>0为吸热反应,ΔH<0为放热反应。
由于大多数化学反应是在恒压条件下进行的，其 ΔH=Qp，即为恒压反应热。所以焓变比热力学能变更具有实用价值，用得更广泛、更普遍。
过程与焓
11
3,恒压反应热与恒容反应热的关系由焓的定义,H = U+pV
则,ΔH =ΔU+Δ(pV)
i) 对于恒压,只作体积功的化学反应,有：
ΔH =ΔU+pΔV
即,Qp = Qv+ pΔV
ii) 对于固相和液相反应,由于反应前后体积变化不大,
故有,Qp≈ Qv
iii)对于气相反应,如果将气体作为理想气体处理,
则有,Qp= Qv +Δn（ RT）
式中 Δn为生成物的量与反应物的量之差 。
12
四,盖斯定律与反应热的计算
1,反应进度和热化学方程式
i)什么是“化学反应的进度”？
—— 描述化学反应的进行程度的物理量。在反应的某一阶段中，
某反应物量（摩尔数）的改变值与其化学计量数的商。
单位,mol 用希腊字母 ξ表示。
13
对于任一化学反应,有质量守恒定律,0＝BB，
例如下列给定反应：
d D + e E = g G + h H
通式为：
式中 nB(?)和 nB(0)分别表示反应进度为?和 0时,B物质的量 (mol)。
注意：反应物的计量系数取负值,生成物的计量系数取正值 。
H
H
G
G
E
E
D
D nnnn
( ) (0 )B B B
BB
n n n
14
举例说明：
3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g)
t = 0 s (mol) 3.0 1.0 0.0
t = 0.1 s (mol) 1.5 0.5 1.0
以 H2计算反应进度
=?nH2 /?H2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol
以 N2计算反应进度
=?nN2 /?N2 = (0.5- 1.0) mol / -1 = 0.5 mol
以 NH3计算反应进度
=?nNH3 /?NH3 = (1.0- 0.0) mol / 2 = 0.5 mol
15
ii) 热力学标准态对于以上所说的,焓变等于恒压热效应,,
,恒压,恒在什么压力之下，其反应的热效应是不一样的，因为不同的压力之下，体系所做的膨胀功不同，因而恒压热效应 —— 焓变值也有所不同。因此热力学在处理化学反应体系时，必须选定某一状态作为,计算、比较的标准,,这一标准即称做 热力学标准状态 。
16
IUPAC规定,100 kPa为标准压力，以 p?表示之，处于标准压力之下的体系，称为体系的标准状态。各种体系的标准状态规定如下：
纯固体、液体，当该物质处于外压为标准压力之下。
纯气体（理想气体）,p = p? = 100 kPa
混合气体,pi = p? = 100 kPa (pi 某组分气体的分压力 )
理想溶液,p = p? = 100 kPa,c = c?= 1.0 mol/ dm3
(c 标准浓度 )
17
注意事项：
上述标准状态并未指定温度,即：
H2 （ 100 kpa,298K） 是标准状态,
H2 （ 100 kpa,200K） 也是标准状态 。
IUPAC推荐 298.15K作为温度的一般参比标准,如不注明,
则指的是 298.15K,其他温度则须指明,用 （ T） 表示 。
18
iii) 化学反应的标准焓变、标准摩尔焓变和热化学方程式在特定的温度之下（如不特别指明，则为 298K）
如果参加化学反应的各物质（包括反应物和产物）
都处于热力学标准状态（ p=p?= 100 kpa），此时在化学反应的过程中产生的焓变即称作：标准焓变，以符号 ΔrH?表示之。
例如：
1.5 H2 (g) + 0.5 N2 (g) = NH3(g)
ΔrH? = -46.11 kJ
19
但是,化学反应的焓变，不仅与温度、压力等有关，还与反应中物质的量有关。
规定：化学反应进度 ξ=1 时化学反应的焓变为化学反应的标准摩尔焓变。以符号 ΔrHm?表示之。
标准摩尔焓变的意义是：单位化学反应进度 ξ 化学反应的标准焓变。
ΔrHm?= ΔrH?/ξ
例如,3 H2 + N2 = 2 NH3 (气体 )
ΔrHm? = — 92.22 KJ/ mol
注意：如果将 3 mol H2 和 1 mol N2反应时，其 Qp是否是此数值？不是！
20
热化学方程式表示出了化学反应过程中热效应的 化学反应计量方程式称为热化学方程式 (thermodynamic equation)。
例如,在 298.15K时有：
1) H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l)?rH?m = - 285.8 kJ?mol-1
2) 2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (l)?rH?m = - 571.6 kJ?mol-1
3) C(石墨 ) + O2 (g) = CO2 (g)?rH?m = - 393.5 kJ?mol-1
21
2、物质的标准摩尔生成焓定义,在标准状态下，由最稳定单质生成 1mol 某种物质的反应的标准焓变，叫做该物质的标准摩尔生成焓，以符号 ΔrHm?表示之。
注意要点：
最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。
什么是最稳定单质？
举例说明,C（石墨）,I2（固体）
是指生成 1mol物质，不是生成反应的标准摩尔焓变。
22
3、盖斯定律俄国化学家 G.H.Hess对化学反应的数据进行总结（ 1840）指出：
不管化学反应是一步完成，还是分几步完成，其化学反应的热效应是相同的。 例如：
C CO2
CO
O2
O2O2?
rH1?rH2
rH
rH =?rH1 +?rH2
23
盖斯定律是热力学定律的必然结果由于焓是状态函数，所以只要始态和终态相同，焓变必然相同。今天我们看来非常简单，但却有重要的使用意义。因为可以用它来确定不易测量的一些化学反应的标准焓变 。
24
4、化学反应热的计算参考单质（最稳定态）
反应物 生成物
i ΔfHm?(生成物） =j ΔfHm?(反应物） + ΔrHm?
即,ΔrHm? =i ΔfHm?(生成物） -j ΔfHm?(反应物）
jΔfHm?(反应物）
iΔfHm?(生成物）
ΔrHm?
25
根据以上所说的“盖斯定律”，对于任何指定化学反应，其标准摩尔焓变 ΔrHm?,等于所有生成物的标准生成焓，减去所有反应物的标准生成焓。
ΔrHm? =i ΔfHm?(生成物） -j ΔfHm?(反应物）
例题,p 15 例 1-2
第一章第二节化学反应中的质量守恒和能量守恒
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一、化学反应的质量守恒定律在化学反应中，物质的质量是守恒的。即参加反应的全部物质的质量总和等于反应后生成物的质量总和。
B
B B?0
3
1,热力学能（内能）
热力学能（内能） —— 体系内部能量的总和。
构成：分子的平动能、转动能，分子间势能、电子运动能、核能等。
是一种热力学状态函数
无法知道他的绝对值，但过程中的变化值却是可以测量的。
二,能量守恒 —— 热力学第一定律
4
2、热力学第一定律 ——能量守恒定律表述：能量只可能在不同形式之间转换，但不能自生自灭。
状态 1 （ U1） 状态 2 （ U2）吸收热量 Q
对体系做功 W
U = U2 - U1 = Q + W
热力学第一定律有称能量守恒定律。它是人们从生产实践中归纳总结出的规律，是自然界中普遍存在的基本规律。
5
1,恒容热效应与热力学能变如果体系的变化是在恒容的条件下，且不做其他非膨胀功（ W’=0,则,W=We+W’=0）
此时,ΔU = Q+W = QV
即,热力学能变 等于 恒容热效应 。或说：在恒容的条件下，体系的热效应等于热力学能的变化。
*在弹式量热计中,通过测定恒容反应热的办法，可获得热力学能变 ΔU的数值,
三,化学反应的热效应
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2,恒压热效应与焓变在我们的实际生产中，很多的化学反应都是在大气层中（一个大气压,103kpa）条件下进行的，这是一个体积有变化，但压力恒定的过程
（恒压过程）。为了方便地研究恒压过程中的问题，我们需要引入另一个重要的热力学状态函数 —— 焓 。
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焓变 ——化学反应的恒压热效应现设体系的变化是在恒压、只做膨胀功（不做其他功，如电功等）的条件下进行的状态 1 状态 2
（ T1,V1,U1,p） （ T2,V2,U2,p）
吸收热量 Q
对外做功 W
在此恒压过程中：
*体系吸收的热量记作 Qp
*体系对环境所做的功 p (?V) = p (V2-V1)
因此，环境对体系所做的功,W = -p (?V) = - p (V2-V1)
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于是根据热力学第一定律，有如下的关系：
U2 - U1 =?U = Q + W
= Qp - p (?V)
= Qp - p ( V2 - V1)
所以：
Qp = (U2 - U1) + p (V2 - V1)
= (U2 + pV2) - (U1+ pV1)
定义热力学状态函数 焓，以 H表示
H = U + pV
则：
Qp = (U2 + pV2) - (U1+ pV1)
= H2 - H1 =?H
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重点理解
焓 H是一种状态函数，只与体系的起始状态有关。与过程路径无关。
焓变值?H等于体系在恒压过程中的热效应 Qp。在其他类型的变化过程中，焓变值?H不等于热效应，但并非说，焓变值?H为零。
焓代表了恒压条件下体系所包含的与热有关的能量，具有能量量纲，单位是 J 或 kJ。
因为经常遇到的化学反应都是在大气层这样一个恒压环境中发生的，所以焓是一个极其重要的状态函数。
焓与与热力学能一样，其绝对值无法确定。但状态变化时体系的焓变 Δ H却是确定的，而且是可求的。
焓是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。
10
(1) 对于一定量的某物质而言,由固态变为液态或液态变为气态都必须吸热,所以有,
H(g) > H(l) > H(s)
(2)当某一过程或反应逆向进行时，其 ΔH要改变符号即：
ΔH（正） = -ΔH（逆）
(3)对于任何化学反应而言，其恒压反应热 Qp可由下式求出：
Qp=ΔH= H生成物 -H反应物
（在化学反应中，可把反应物看作始态，而把生成物看作终态）
ΔH>0为吸热反应,ΔH<0为放热反应。
由于大多数化学反应是在恒压条件下进行的，其 ΔH=Qp，即为恒压反应热。所以焓变比热力学能变更具有实用价值，用得更广泛、更普遍。
过程与焓
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3,恒压反应热与恒容反应热的关系由焓的定义,H = U+pV
则,ΔH =ΔU+Δ(pV)
i) 对于恒压,只作体积功的化学反应,有：
ΔH =ΔU+pΔV
即,Qp = Qv+ pΔV
ii) 对于固相和液相反应,由于反应前后体积变化不大,
故有,Qp≈ Qv
iii)对于气相反应,如果将气体作为理想气体处理,
则有,Qp= Qv +Δn（ RT）
式中 Δn为生成物的量与反应物的量之差 。
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四,盖斯定律与反应热的计算
1,反应进度和热化学方程式
i)什么是“化学反应的进度”？
—— 描述化学反应的进行程度的物理量。在反应的某一阶段中，
某反应物量（摩尔数）的改变值与其化学计量数的商。
单位,mol 用希腊字母 ξ表示。
13
对于任一化学反应,有质量守恒定律,0＝BB，
例如下列给定反应：
d D + e E = g G + h H
通式为：
式中 nB(?)和 nB(0)分别表示反应进度为?和 0时,B物质的量 (mol)。
注意：反应物的计量系数取负值,生成物的计量系数取正值 。
H
H
G
G
E
E
D
D nnnn
( ) (0 )B B B
BB
n n n
14
举例说明：
3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g)
t = 0 s (mol) 3.0 1.0 0.0
t = 0.1 s (mol) 1.5 0.5 1.0
以 H2计算反应进度
=?nH2 /?H2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol
以 N2计算反应进度
=?nN2 /?N2 = (0.5- 1.0) mol / -1 = 0.5 mol
以 NH3计算反应进度
=?nNH3 /?NH3 = (1.0- 0.0) mol / 2 = 0.5 mol
15
ii) 热力学标准态对于以上所说的,焓变等于恒压热效应,,
,恒压,恒在什么压力之下，其反应的热效应是不一样的，因为不同的压力之下，体系所做的膨胀功不同，因而恒压热效应 —— 焓变值也有所不同。因此热力学在处理化学反应体系时，必须选定某一状态作为,计算、比较的标准,,这一标准即称做 热力学标准状态 。
16
IUPAC规定,100 kPa为标准压力，以 p?表示之，处于标准压力之下的体系，称为体系的标准状态。各种体系的标准状态规定如下：
纯固体、液体，当该物质处于外压为标准压力之下。
纯气体（理想气体）,p = p? = 100 kPa
混合气体,pi = p? = 100 kPa (pi 某组分气体的分压力 )
理想溶液,p = p? = 100 kPa,c = c?= 1.0 mol/ dm3
(c 标准浓度 )
17
注意事项：
上述标准状态并未指定温度,即：
H2 （ 100 kpa,298K） 是标准状态,
H2 （ 100 kpa,200K） 也是标准状态 。
IUPAC推荐 298.15K作为温度的一般参比标准,如不注明,
则指的是 298.15K,其他温度则须指明,用 （ T） 表示 。
18
iii) 化学反应的标准焓变、标准摩尔焓变和热化学方程式在特定的温度之下（如不特别指明，则为 298K）
如果参加化学反应的各物质（包括反应物和产物）
都处于热力学标准状态（ p=p?= 100 kpa），此时在化学反应的过程中产生的焓变即称作：标准焓变，以符号 ΔrH?表示之。
例如：
1.5 H2 (g) + 0.5 N2 (g) = NH3(g)
ΔrH? = -46.11 kJ
19
但是,化学反应的焓变，不仅与温度、压力等有关，还与反应中物质的量有关。
规定：化学反应进度 ξ=1 时化学反应的焓变为化学反应的标准摩尔焓变。以符号 ΔrHm?表示之。
标准摩尔焓变的意义是：单位化学反应进度 ξ 化学反应的标准焓变。
ΔrHm?= ΔrH?/ξ
例如,3 H2 + N2 = 2 NH3 (气体 )
ΔrHm? = — 92.22 KJ/ mol
注意：如果将 3 mol H2 和 1 mol N2反应时，其 Qp是否是此数值？不是！
20
热化学方程式表示出了化学反应过程中热效应的 化学反应计量方程式称为热化学方程式 (thermodynamic equation)。
例如,在 298.15K时有：
1) H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l)?rH?m = - 285.8 kJ?mol-1
2) 2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (l)?rH?m = - 571.6 kJ?mol-1
3) C(石墨 ) + O2 (g) = CO2 (g)?rH?m = - 393.5 kJ?mol-1
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2、物质的标准摩尔生成焓定义,在标准状态下，由最稳定单质生成 1mol 某种物质的反应的标准焓变，叫做该物质的标准摩尔生成焓，以符号 ΔrHm?表示之。
注意要点：
最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。
什么是最稳定单质？
举例说明,C（石墨）,I2（固体）
是指生成 1mol物质，不是生成反应的标准摩尔焓变。
22
3、盖斯定律俄国化学家 G.H.Hess对化学反应的数据进行总结（ 1840）指出：
不管化学反应是一步完成，还是分几步完成，其化学反应的热效应是相同的。 例如：
C CO2
CO
O2
O2O2?
rH1?rH2
rH
rH =?rH1 +?rH2
23
盖斯定律是热力学定律的必然结果由于焓是状态函数，所以只要始态和终态相同，焓变必然相同。今天我们看来非常简单，但却有重要的使用意义。因为可以用它来确定不易测量的一些化学反应的标准焓变 。
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4、化学反应热的计算参考单质（最稳定态）
反应物 生成物
i ΔfHm?(生成物） =j ΔfHm?(反应物） + ΔrHm?
即,ΔrHm? =i ΔfHm?(生成物） -j ΔfHm?(反应物）
jΔfHm?(反应物）
iΔfHm?(生成物）
ΔrHm?
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根据以上所说的“盖斯定律”，对于任何指定化学反应，其标准摩尔焓变 ΔrHm?,等于所有生成物的标准生成焓，减去所有反应物的标准生成焓。
ΔrHm? =i ΔfHm?(生成物） -j ΔfHm?(反应物）
例题,p 15 例 1-2
