兰州交通大学：《工程化学》课程教学资源（授课教案）第1章 热力学（主讲教师：董文魁、许力、李静萍）

工程化学教案 第一章 工程化学教案一第一章热力学 主讲教师：董文魁、许力、李静萍等 使用教材：许力等编著，《工程化学》，兰州大学出版社 授课对象：非化学类各专业学生 1

工程化学教案 第一章 • • 1 工程化学教案——第一章 热力学 主讲教师：董文魁、许力、李静萍等 使用教材：许力等编著，《工程化学》，兰州大学出版社 授课对象：非化学类各专业学生

第一章热力学（讲授时数：14学时） 一. 学习目的和要求 1.掌握热化学的基本术语和概念（系统和环境、状态与状态函数、过程、相、化学反 应进度)。 2.掌握热力学第一定律（热力学能、热和功、热力学第一定律、烙和热化学方程式、 盖斯定律、键培与反应焓)。 3.了解能源。 4.掌握标准平衡常数的表达式、意义、应用。 5。掌握化学平衡移动的规律。 6.掌握熵、熵变和绝对熵的概念、意义。 7.掌握化学反应的标准摩尔吉布斯函数的引入和△Gm(T)的近似计算，能用其判定 化学反应进行的方向。 8.理解标准平衡常数K的意义及其与△Gm(T)的关系，并掌握有关计算。 二.本章节重点、难点 热化学的基本术语和概念（系统和环境、状态与状态函数、过程、相、化学反应进 度)：热力学第一定律（热力学能、热和功、热力学第一定律、焓和热化学方程式、盖斯定 律、键焓与反应焓)。标准平衡常数的表达式、意义、应用（判断反应方向：程度、计算平 衡组成)；化学平衡移动的规律：掌握熵、熵变和绝对熵的概念、意义。化学反应的标准摩 尔吉布斯函数的引入和△Gm(T)的近似计算，（化学反应的方向和吉布斯函数：化学反 应进行的程度)：标准平衡常数K的意义及其与△Gm(T)的关系：：化学反应的标准 摩尔吉布斯自由能函数变△Gm(T)的近似计算：用△Gm(T)判定化学反应进行的方向。 三.学时分配 热化学的基本术语和概念（系统和环境、状态与状态函数、过程、相、化学反应进 度)(2学时)。 2

• • 2 第一章 热力学（讲授时数: 14 学时） 一． 学习目的和要求 1． 掌握热化学的基本术语和概念（系统和环境、状态与状态函数、过程、相、化学反 应进度）。 2． 掌握热力学第一定律（热力学能、热和功、热力学第一定律、焓和热化学方程式、 盖斯定律、键焓与反应焓）。 3． 了解能源。 4. 掌握标准平衡常数的表达式、意义、应用。 5. 掌握化学平衡移动的规律。 6. 掌握熵、熵变和绝对熵的概念、意义。 7. 掌握化学反应的标准摩尔吉布斯函数的引入和△rGθm（T）的近似计算，能用其判定 化学反应进行的方向。 8. 理解标准平衡常数 Kθ 的意义及其与△rGθm（T）的关系，并掌握有关计算。 二． 本章节重点、难点 热化学的基本术语和概念（系统和环境、状态与状态函数、过程、相、化学反应进 度）；热力学第一定律（热力学能、热和功、热力学第一定律、焓和热化学方程式、盖斯定 律、键焓与反应焓）。标准平衡常数的表达式、意义、应用（判断反应方向；程度、计算平 衡组成）；化学平衡移动的规律；掌握熵、熵变和绝对熵的概念、意义。化学反应的标准摩 尔吉布斯函数的引入和△rGθm（T）的近似计算，（化学反应的方向和吉布斯函数；化学反 应进行的程度）；标准平衡常数 Kθ 的意义及其与△rGθm（T）的关系；；化学反应的标准 摩尔吉布斯自由能函数变△rGθm（T）的近似计算；用△rGθm（T）判定化学反应进行的方向。 三． 学时分配 热化学的基本术语和概念（系统和环境、状态与状态函数、过程、相、化学反应进 度）（2 学时）

工程化学教案 第一章 热力学第一定律（热力学能、热和功、热力学第一定律）(2学时) 烩和热化学方程式、盖斯定律、键焓与反应焓(2学时)。标准平衡常数的表达式、意 义、应用(2学时)。 化学平衡移动的规律(1学时)。 熵、熵变和绝对熵的概念、意义(2学时)。 掌握化学反应的标准摩尔吉布斯函数的引入和△Gm(T)的近似计算，能用其判定化 学反应进行的方向。(2学时) 理解标准平衡常数K的意义及其与△Gm(T)的关系，并掌握有关计算(1学时)。 四.教学内容： 第一节热力学基本概念 一、系统与环境 我们用观察、实验等方法进行科学研究时，必须先确定所要研究的对象。选取物质世界 的一部分作为研究的对象，称之为系统：把系统以外与系统紧密相关的周围所能及影响 的部分，则称为环境。例如，在化工厂，有塔、管道、反应釜、泵等设各，假如选取反 应釜为研究对象，亦即系统，而反应釜周围的与反应釜相关的其他设备以及大气都视为 环境。 根据系统与环境之间联系，把系统分为三种类型 (1)散开系统一一系统与环境之间，既有物质传递又有能量交换。 (2)封闭系统一一系统与环境之间，没有物质传递而只有能量交换。 (3)隔离系统（孤立系统）一一系统与环境之间，既没有物质传递也没有能量传递。 例如，一杯未加盖的热水可视为敞开系统，因为它既有水分子选出水面进入空气，又与 环境交换热量。若将水杯加益盖紧后，则杯内水及水分子所在空间为封闭系统，这时它 和环境只有能量的传递而无物质的传递。如果这杯热水加益盖紧后，用良好的绝热材料 包起来，使系统与环境完全隔绝，没有能量和物质的传递，则成为隔离系统。严格说来， 完全隔离系统是不存在的。因为没有一种绝对的绝热材料，保持系统与环境不发生能量 交换。我们为了研究问题的方便，提供近似的假设是有现实意义的。 3

工程化学教案 第一章 • • 3 热力学第一定律（热力学能、热和功、热力学第一定律）（2 学时） 焓和热化学方程式、盖斯定律、键焓与反应焓（2 学时）。标准平衡常数的表达式、意 义、应用（2 学时）。 化学平衡移动的规律（1 学时）。 熵、熵变和绝对熵的概念、意义（2 学时）。 掌握化学反应的标准摩尔吉布斯函数的引入和△rGθm（T）的近似计算，能用其判定化 学反应进行的方向。（2 学时） 理解标准平衡常数 Kθ 的意义及其与△rGθm（T）的关系，并掌握有关计算（1 学时）。 四． 教学内容： 第一节 热力学基本概念 一、系统与环境 我们用观察、实验等方法进行科学研究时．必须先确定所要研究的对象。选取物质世界 的一部分作为研究的对象，称之为系统；把系统以外与系统紧密相关的周围所能及影响 的部分，则称为环境。例如，在化工厂，有塔、管道、反应釜、泵等设各，假如选取反 应釜为研究对象，亦即系统，而反应釜周围的与反应釜相关的其他设备以及大气都视为 环境。 根据系统与环境之间联系，把系统分为三种类型： （1）敞开系统——系统与环境之间，既有物质传递又有能量交换。 （2）封闭系统——系统与环境之间，没有物质传递而只有能量交换。 （3）隔离系统(孤立系统)——系统与环境之间，既没有物质传递也没有能量传递。 例如，一杯未加盖的热水可视为敞开系统，因为它既有水分子选出水面进入空气，又与 环境交换热量。若将水杯加益盖紧后，则杯内水及水分子所在空间为封闭系统，这时它 和环境只有能量的传递而无物质的传递。如果这杯热水加益盖紧后，用良好的绝热材料 包起来，使系统与环境完全隔绝，没有能量和物质的传递，则成为隔离系统。严格说来， 完全隔离系统是不存在的。因为没有一种绝对的绝热材料，保持系统与环境不发生能量 交换。我们为了研究问题的方便，提供近似的假设是有现实意义的

二、状态和状态函数 热力学用系统所有性质来描述它的状态，当系统所有的性质确定后，状态就完全确定。 换言之，系统状态确定后，它的所有性质均有确定值，因此热力学系统的状态就是其物 理性质与化学性质的综合表现。确定系统状态的性质称为状态性质。应该说，系统的热 力学状态性质只决定系统当时所处的状态，而与系统如何达到这一状态无关。鉴于状态 与性质之间的这种单值对应关系，系统的这些热力学性质又称为状态函数， 状态不变时，所有状态函数都保持原有的数值，只有当状态改变时，状态函数才可能改 变。既然状态函数的值只决定于状态，那么显然状态函数的改变值只与系统的始态与终 态有关，而与系统如何由始态变到终态的途径无关。 状态性质之间都是相互联系、相互制约的。其中某一性质发生变化，另一些性质也随之 而变。用数学语言来讲，前者称为状态变量，后者称为状态函数。这种函数关系用数学 式表示出米，就称为状态方程。例如，对于一定量的理想气体，p、V、T、n之间存在着 一个状态方程PV=RT,在P、V、n、T这四个状态变量中，只要知道三个，通过状态方 程就可以确定第四个状态变量。它们之间，每一个状态函数皆可以表示为另外几个状态 变量的函数。综上所述，状态函数有如下的特点： (1)状态一经固定，其状态函数有一定的数值。换言之，状态函数是状态的单值函数。 (2)状态发生变化时，其状态函数的改变只由始态及终态决定，而与途径无关。 系统的P、V、T组成、质量及密度等宏观性质.都属于热力学性质。根据其与系统 中物质的量的关系，可将它分为两类： (1)广延性质（或称容量性质）一一其数值与系统中物质的量成正比。例如，体积、 质量、嫡、内能等。此种性质具有加和性，即整个系统的某种广延性质是系统中各部分 广延性质的总和。 (2)强度性质一一其数值与系统中所含物质的量无关，它没有加和性。例如，温 度、压力、密度、粘度等。 系统的某种广延性质除以物质的量之后就成为强度性质。例如，热容、体积、熵是广延 性质，而摩尔热容、摩尔体积、摩尔熵就是强度性质。 三、过程 4

• • 4 二、状态和状态函数 热力学用系统所有性质来描述它的状态，当系统所有的性质确定后，状态就完全确定。 换言之，系统状态确定后，它的所有性质均有确定值，因此热力学系统的状态就是其物 理性质与化学性质的综合表现。确定系统状态的性质称为状态性质。应该说，系统的热 力学状态性质只决定系统当时所处的状态，而与系统如何达到这一状态无关。鉴于状态 与性质之间的这种单值对应关系，系统的这些热力学性质又称为状态函数。 状态不变时，所有状态函数都保持原有的数值，只有当状态改变时，状态函数才可能改 变。既然状态函数的值只决定于状态，那么显然状态函数的改变值只与系统的始态与终 态有关，而与系统如何由始态变到终态的途径无关。 状态性质之间都是相互联系、相互制约的。其中某一性质发生变化，另一些性质也随之 而变。用数学语言来讲，前者称为状态变量，后者称为状态函数。这种函数关系用数学 式表示出来，就称为状态方程。例如，对于一定量的理想气体，p、v、T、n 之间存在着 一个状态方程 PV＝nRT，在 P、V、n、T 这四个状态变量中，只要知道三个，通过状态方 程就可以确定第四个状态变量。它们之间，每一个状态函数皆可以表示为另外几个状态 变量的函数。综上所述，状态函数有如下的特点； （1）状态一经固定，其状态函数有一定的数值。换言之，状态函数是状态的单值函数。 （2）状态发生变化时，其状态函数的改变只由始态及终态决定，而与途径无关。 系统的 P、v、T 组成、质量及密度等宏观性质．都属于热力学性质。根据其与系统 中物质的量的关系，可将它分为两类： （1）广延性质(或称容量性质)——其数值与系统中物质的量成正比。例如，体积、 质量、嫡、内能等。此种性质具有加和性，即整个系统的某种广延性质是系统中各部分 广延性质的总和。 （2）强度性质——其数值与系统中所含物质的量无关，它没有加和性。例如，温 度、压力、密度、粘度等。 系统的某种广延性质除以物质的量之后就成为强度性质。例如，热容、体积、熵是广延 性质，而摩尔热容、摩尔体积、摩尔熵就是强度性质。 三、 过程

工程化学教案 第一意 系统由一个状态变化到另一个状态，我们就说它经历了一个过程，变化的具体方式常称 为途径。例如一杯水由10℃升温到50℃。可以用一个500℃的热源将其加热：也可以先 将水蒸发，然后将水蒸汽升温，而后再冷凝成液态水：还可以用高速搅拌的方式使水温 升高。这便是实现同一个状态变化的三种不同途径，也常叫做不同过程。 通过比较系统变化前后的状态差异，可把常见的过程分成三类： (1)简单物理过程：系统的化学组成及聚集状态不变，只发生T,P、V等参量的改 变。 (②)复杂物理过程：这类过程包括相变和混合等。一般说来，这类过程从对系统的 描述到过程本身都较上面一种物理过程复杂。 (3)化学过程：即化学反应。 如果依照过程本身的特点，过程可能有多种多样。下面几种典型过程在热力学中常 常用到： (1)等温过程：环境温度恒定不变的情况下，系统初态和末态温度相同且等于环境温 度的过程，即T1=2=T外=常数。其中T1、T2、T外分别代表系统初态温度、末态温 度和环境温度。 所谓等温过程，是指式中三个等号同时成立的过程。有人认为等温过程是系统温度 始终不变的过程，这是一种误解。诚然，在某一过程中如果系统温度始终保持不变，该 过程必是等温过程，因为该过程满足式)要求。但这并非等温过程的全部，这只不过是 等温过程的一种特殊情况。例如，在室温条件下，某容器中发生爆炸反应，瞬间内其温 度为700爪，但最终恢复到室温。这是一个等温过程，但并不是温度始终不变。 (2)等压过程：外压（即环境压力）恒定不变的情况下，系统初态和末态的压力相同 且等于外压的过程，即P1=P2=P外=常数。其中P1,P2和P外分别代表系统初态压 力、末态压力和环境压力。 所谓等压过程是指式中三个等号同时成立的过程。有人把等压过程说成是系统压力 始终不变的过程。这同样是一种不全面的理解，因为这只是等压过程的一种特殊情况。 需要说明的是，在热力学中会遇到P1=P2的过程，称为初末态压力的相等的过程，还 会遇到P外一常数的过程，称为等外压过程，但它们都不可与等压过程相提并论

工程化学教案 第一章 • • 5 系统由一个状态变化到另一个状态，我们就说它经历了一个过程，变化的具体方式常称 为途径。例如一杯水由 l0℃升温到 50℃。可以用一个 500℃的热源将其加热；也可以先 将水蒸发，然后将水蒸汽升温，而后再冷凝成液态水；还可以用高速搅拌的方式使水温 升高。这便是实现同一个状态变化的三种不同途径，也常叫做不同过程。 通过比较系统变化前后的状态差异，可把常见的过程分成三类： (1)简单物理过程：系统的化学组成及聚集状态不变，只发生 T，P、V 等参量的改 变。 (2)复杂物理过程：这类过程包括相变和混合等。一般说来，这类过程从对系统的 描述到过程本身都较上面一种物理过程复杂。 (3)化学过程：即化学反应。 如果依照过程本身的特点，过程可能有多种多样。下面几种典型过程在热力学中常 常用到： (1)等温过程：环境温度恒定不变的情况下，系统初态和末态温度相同且等于环境温 度的过程，即 T1＝T2＝T 外＝常数。其中 T1、T2、T 外分别代表系统初态温度、末态温 度和环境温度。 所谓等温过程，是指式中三个等号同时成立的过程。有人认为等温过程是系统温度 始终不变的过程，这是一种误解。诚然，在某一过程中如果系统温度始终保持不变，该 过程必是等温过程，因为该过程满足式)要求。但这并非等温过程的全部，这只不过是 等温过程的一种特殊情况。例如，在室温条件下，某容器中发生爆炸反应，瞬间内其温 度为 700K，但最终恢复到室温。这是一个等温过程，但并不是温度始终不变。 (2)等压过程；外压(即环境压力)恒定不变的情况下，系统初态和末态的压力相同 且等于外压的过程，即 P1＝P2＝P 外＝常数。其中 P1，P2 和 P 外分别代表系统初态压 力、末态压力和环境压力。 所谓等压过程是指式中三个等号同时成立的过程。有人把等压过程说成是系统压力 始终不变的过程。这同样是一种不全面的理解，因为这只是等压过程的一种特殊情况。 需要说明的是，在热力学中会遇到 P1＝P2 的过程，称为初末态压力的相等的过程，还 会遇到 P 外＝常数的过程，称为等外压过程，但它们都不可与等压过程相提并论

(3)等容过程：系统体积始终不变化的过程。 (4④绝热过程：系统与环境之间不发生热交换的过程。绝对的绝热过程是不存在的 如果传递的热量很少，例如系统外面包一层绝热性较好的材料，即可作为绝热过程处理。 (⑤)循环过程：系统从一初态出发，经过一系列的变化，最终回到初态，称系统经 历了一个循环过程。循环过程的初末态是同一个状态。经过某一过程，由状态(1)变化 到状态（②）之后，若能够通过原过程的反向变化使体系回复到原来状态，同时在环境中 没有留下任何痕迹（即环境复原）的过程称为可逆过程。如可逆膨胀过程，其反向过程称 为可逆压缩过程。如果当体系发生了过程，再使体系回复到原态时，环境中留下了痕迹， 则该过程为不可逆过程。 四、相 系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分且与其他部分有明显界面分隔开的 部分称为相，可分为单相和多相系统。水和油组成的是两相系统。氯化钠水溶液是单相 系统。 五、化学反应计量式和反应进度 用化学规定的化学符号和化学式来表达的化学反应方程叫化学反应计量式。书写化学计 量式应注意： (1) 根据事实写出正确的反应物与生成物： (2)方程式必须配平。 (3) 标明物质的聚集状态(S,1g) 对于一般化学反应： O=vB,式中，B表示反应中物质的化学式，是B的 化学计量数。 反应进度§=[ne(5)一ns(O)]/8 对于同一个化学反应，化学计量系数与化学反应方程式的写法有关。例如，合成氨反 应写成： Na (g)+3H:(g)=2NH,(g) 时， v()■-1，v(H)=-3,y(NH)2. 若写作：1/2N2(g)+32H(g)=NH3(g) 则v(N)■-1/2，y(H)=-3/2,v(NH)=1 而对其逆反应，2NH(g)=N2(g)+3H2(g) 则y()=l,Y(H)=3,y(NH)=-2 由此可知，化学计量系数只表示当按计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是反 应过程中各相应物质实际所转化的量。反应进度是为了描述化学反应进行的程度而引入的概 念，引入反应进度的最大优点是在化学反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表 示反应进行的程度，所得的值总是相等的。 6

• • 6 (3)等容过程：系统体积始终不变化的过程。 (4)绝热过程；系统与环境之间不发生热交换的过程。绝对的绝热过程是不存在的。 如果传递的热量很少，例如系统外面包一层绝热性较好的材料，即可作为绝热过程处理。 (5) 循环过程：系统从一初态出发，经过一系列的变化，最终回到初态，称系统经 历了一个循环过程。循环过程的初末态是同一个状态。经过某一过程，由状态(1)变化 到状态(2)之后，若能够通过原过程的反向变化使体系回复到原来状态，同时在环境中 没有留下任何痕迹(即环境复原)的过程称为可逆过程。如可逆膨胀过程，其反向过程称 为可逆压缩过程。如果当体系发生了过程，再使体系回复到原态时，环境中留下了痕迹， 则该过程为不可逆过程。 四、相 系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分且与其他部分有明显界面分隔开的 部分称为相，可分为单相和多相系统。水和油组成的是两相系统。氯化钠水溶液是单相 系统。 五、 化学反应计量式和反应进度 用化学规定的化学符号和化学式来表达的化学反应方程叫化学反应计量式。书写化学计 量式应注意： （1） 根据事实写出正确的反应物与生成物。 （2） 方程式必须配平。 （3） 标明物质的聚集状态（S，l, g） 对于一般化学反应： 0=∑vBB，式中，B 表示反应中物质的化学式，vB 是 B 的 化学计量数。 反应进度§=[nB(ξ) － nB(0) ]／ vB 对于同一个化学反应，化学计量系数与化学反应方程式的写法有关。例如，合成氨反 应写成： N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) 时， v（N2）=－1, v（H2） =－3, v（NH3） =2. 若写作： 1/2N2(g) + 3/2H2(g) = NH3(g) 则 v（N2）=－1/2, v（H2） =－3/2, v（NH3) =1 而对其逆反应， 2 NH3(g) = N2(g) + 3H2(g) 则 v（N2）=1, v（H2） =3, v（NH3） = －2 由此可知，化学计量系数只表示当按计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是反 应过程中各相应物质实际所转化的量。反应进度是为了描述化学反应进行的程度而引入的概 念，引入反应进度的最大优点是在化学反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表 示反应进行的程度，所得的值总是相等的

工程化学教案 第一章 第二节热力学第一定律 一、热和功 热、功是能量传递的两种形式，均与过程有关。 热：因温度不同（由不规则的微粒）而传递的能量形式：以Q表示，单位：mo1o kJ-mol-,吸热：Q>0。 功：其它的传递能量形式：有电功、机械功、体积功、摩擦功等。体积功：W=-p4V, 单位同热。规定：环境对体系做正功。 二、热力学能 U:热力学能(thermo nergy)指体系内一切能量的总和。（体系内各种物质的 分子或原子的位能，振动能、转动能、平动能、电子的能以及核能等等)，虽然U现在尚 无法测定，但U仍是体系的状态函数，状态定，U值定，体系变化时，U△一定：U△=U 一U,具有加合性。热力学能是系统内部所有微观粒子全部能量的总和。热力学能又叫 内能：体系内部的总能量，以U表示。它的绝对值无法确定。 三、热力学第一定律 U2=U1+(Q+W) 体系1 体系2 .AU=Q+W U U 始态 终态 热力学第一定律是一个经验定律，也就是能量守恒定律。 例题：某过程中，体系从环境吸收热量100J,对环境做体积功20J。求过程中体系热力学能 的改变量和环境热力学能的改变量。 解：由W=△U-Q=100-20=80(J),环境的正好相反-80J,△'U=-100-(-20)=-80J, 第三节恒压热、恒容热及培 一、恒压热焙、恒容热和焙变 1)焓、焓变、恒容热 恒容反应热：因△U=W+Q 式中W=P·V△，恒容中V△=0，故W=0。 所以△=O" 即恒容反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的热力学能。Q0, 吸热。 恒压反应热：△U=W+Q, 经推证右知：+PV 因为U、p、V都是体系的状态函数，故U+PV必然是体系的状态函数，可用H表

工程化学教案 第一章 • • 7 第二节 热力学第一定律 一、 热和功 热、功是能量传递的两种形式，均与过程有关。 热：因温度不同（由不规则的微粒）而传递的能量形式；以 Q 表示，单位：J·mol-1 or kJ·mol-1，吸热：Q > 0。 功：其它的传递能量形式；有电功、机械功、体积功、摩擦功等。体积功：W= -p·V， 单位同热。规定：环境对体系做正功。 二、 热力学能 U：热力学能（thermodynamic energy）指体系内一切能量的总和。（体系内各种物质的 分子或原子的位能，振动能、转动能、平动能、电子的能以及核能等等），虽然U 现在尚 无法测定，但U 仍是体系的状态函数，状态定，U 值定，体系变化时， U ∆一定： U ∆ =U 终—U 始，具有加合性。热力学能是系统内部所有微观粒子全部能量的总和。热力学能又叫 内能：体系内部的总能量，以U表示。它的绝对值无法确定。 三、 热力学第一定律 U2 = U1 + (Q + W) 体系 1 体系 2 U = Q + W U1 q W + + → U2 始态 终态 热力学第一定律是一个经验定律，也就是能量守恒定律。 例题：某过程中，体系从环境吸收热量100J，对环境做体积功20J。求过程中体系热力学能 的改变量和环境热力学能的改变量。 解：由W= ∆U −Q =100-20=80（J），环境的正好相反-80J， ∆' U = -100-（-20）= -80J， 第三节 恒压热、恒容热及焓 一、 恒压热焓、恒容热和焓变 1）焓、焓变、恒容热 恒容反应热：因∆U= W+ Q V 式中W = P· V ∆ ，恒容中V ∆ = 0，故W= 0。 所以 ∆ U=QV 即恒容反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的热力学能。QV 0， 吸热。 恒压反应热： ∆U= W+ Q p 经推证右知：H=U+PV 因为U、p、V 都是体系的状态函数，故U+PV 必然是体系的状态函数，可用H 表

示，称为热格，简称焓(enthalpy) 即H=U+pV ∴，△H=O,即恒压反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的热焓。 注意：1).由于H与U有联系，因而H无法测得，只以测HA: 2).理想气体的U只是温度的函数，故如也只是温度的函数： 3).焓具有量纲。 二、热化学方程式 1)化学反应热：化学反应发生时，伴随着各式各样的能量，如热、电、磁、光等，但 通常多以热能形式吸收或放出。当一个化学反应发生后，使产物温度恢复到反应物的起始温 度，且体系只做体积功而不做非体积功时，体系吸收或放出的热量成为该反应的热效应。 2)标准状态：气体一一在温度为T时，在标准压力下，表现出理想气体特性的纯物质 状态 液体一一在温度为T时，在标准压力下，纯物质状态。 固体一一在温度为T时，在标准压力下，纯物质状态。 3)热化学方程式：表示化学反应及其热效应关系的化学反应方程式。 在298K,p=100kPa(1×105Pa)时，反应：H0D→g+1/202e:△H=285.83moH 表示在298K,100kPa下，1molH20u分解成H21e和O2e需吸收285.83kJ的热量。 说明： I、需注明反应的条件，如T、p或T、V等。 2、需标明物质的聚集状态(g、【、s、品型、q等). 3、反应系数为摩尔数，故可为分数或小数。 4、反应式与热效应一一对应（系数改变→Q变化：正逆反应，Q数值相等，符号相 反)。 5、Q>0吸热。298K,100kPa:H0e→Hg+1/202e:△H=241.82kmol 由此也表明HOg较HO)更容易分解成e和O2g 三、△H与△U的关系 △H-△U=Op--O'=△HgRT (△g是的应前后气体的物质的量之差) 8

• • 8 示，称为热焓，简称焓（enthalpy） 即H=U+pV ∴ ∆H = Qp，即恒压反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的热焓。 注意：1).由于H 与U 有联系，因而H 无法测得，只以测H ∆ ； 2).理想气体的U 只是温度的函数，故H 也只是温度的函数； 3).焓具有量纲。 二、 热化学方程式 1）化学反应热：化学反应发生时，伴随着各式各样的能量，如热、电、磁、光等，但 通常多以热能形式吸收或放出。当一个化学反应发生后，使产物温度恢复到反应物的起始温 度，且体系只做体积功而不做非体积功时，体系吸收或放出的热量成为该反应的热效应。 2）标准状态：气体——在温度为 T 时，在标准压力下，表现出理想气体特性的纯物质 状态。 液体——在温度为 T 时，在标准压力下，纯物质状态。 固体——在温度为 T 时，在标准压力下，纯物质状态。 3）热化学方程式：表示化学反应及其热效应关系的化学反应方程式。 在 298 K，p =100 kPa(1105 Pa)时，反应：H2O(l) → H2(g) + 1/2O2(g)；∆H = 285.83 kJ·mol-1 表示在 298 K，100 kPa 下，1 mol H2O(l)分解成 H2(g)和 O2(g)需吸收 285.83 kJ 的热量。 说明： 1、 需注明反应的条件，如 T、p 或 T、V 等。 2、 需标明物质的聚集状态（g、l、s、晶型、aq 等）。 3、 反应系数为摩尔数，故可为分数或小数。 4、 反应式与热效应一一对应（系数改变→Q 变化；正逆反应，Q 数值相等，符号相 反）。 5、Q > 0 吸热。298 K，100 kPa：H2O(g) → H2(g) + 1/2O2(g)；∆H = 241.82 kJ·mol-1 由此也表明 H2O(g)较 H2O(l)更容易分解成 H2(g)和 O2(g)。 三、 ∆H与 ∆U的关系 ∆H— ∆U= Q p—— Q V= ∆ ngRT （∆ng 是的应前后气体的物质的量之差）

工程化学教案 第一章 第四节化学反应热效应和Hss定律 1840年，瑞士化学家Hss提出：如果一个反应分好几步进行，则各步反应热效应的总 和等于一步完成的反应热效应。简言之，反应的热效应只与反应的始终态有关，与过程的途 径无关。这个定律是能量守恒定律在热化学中的体现。或者说，反应式可以进行相加、减或 乘上一定的系数，则其热效应也随之变化。 例1：己知下列热化学方程式： Fcz0+3C0g→2FC+3C02e:△，Hi 3FczO3e+C0g→2FeO4e+CO2e:△H Fe04o)+C0o)→3fc0+C02e:△H 求FeOs+CO。→Fes+CO2的△H4=？ 解：技巧一一由己知的方程式相加（减或乘）以消去所求反应式中不存在的物质即可。 本题中无FcO4e、FC2O,须消去。①X3一②以消去Fc2O3s 8CO+(s)+8CO2:3A:Hi-ArH2 ①X3-②-③X2以消去FeO4o 6COg+6Fc0)→6Fc+6C02e:3A,H-A,-2△，H C0e+Fc0g→Fcg+C02g:1/6(3AHi-△-2△H) 故有：△4=(3△H-△H-2△H)/6 例2：己知下列热化学方程式： Cs+02g→C02:△H1=-393.5kJmo H+1/202g→H0:△h=-285.8 kJmol1 C2H6e+7/2022CO2(e)+3H2O0):A:H3=-1559.9 kJ-mol- 求：2C+3H→C2H6e:△H=? 解：①x2+②x3-③得 2Cs)+3H→C2H6e:2△，H+3AH-△H ∴△，H=2A,H1+3AH2-△H=-84.5(kJmo) 第五节热化学基本数据与反应焓变的计算

工程化学教案 第一章 • • 9 第四节 化学反应热效应和 Hess 定律 1840 年，瑞士化学家 Hess 提出：如果一个反应分好几步进行，则各步反应热效应的总 和等于一步完成的反应热效应。简言之，反应的热效应只与反应的始终态有关，与过程的途 径无关。这个定律是能量守恒定律在热化学中的体现。或者说，反应式可以进行相加、减或 乘上一定的系数，则其热效应也随之变化。 例 1：已知下列热化学方程式： Fe2O3(s) + 3CO(g) →2Fe(s) + 3CO2(g)；rH1 3Fe2O3(s) + CO(g) →2Fe3O4(s) + CO2(g)；rH2 Fe3O4(s) + CO(s) → 3FeO(s) + CO2(g)；rH3 求 FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)的rH4 = ？ 解：技巧――由已知的方程式相加（减或乘）以消去所求反应式中不存在的物质即可。 本题中无 Fe3O4(s)、Fe2O3(s)，须消去。①×3－②以消去 Fe2O3(s) 8CO(g) + 2Fe3O4(s) → 6Fe(s) + 8CO2(g)；3rH1-rH2 ①×3－②－③×2 以消去 Fe3O4(s) 6CO(g) + 6FeO(s) → 6Fe(s) + 6CO2(g)；3rH1 - rH2 - 2rH3 CO(g) + FeO(s) → Fe(s) + CO2(g)；1/6 (3rH1 - rH2 - 2rH3) 故有：rH4 = (3rH1 - rH2 - 2rH3)/ 6 例 2：已知下列热化学方程式： C(s) + O2(g) → CO2(g)；rH1 = -393.5 kJ·mol-1 H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)；rH2 = -285.8 kJ·mol-1 C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)；rH3 = -1559.9 kJ·mol-1 求：2C(s) + 3H2 → C2H6(g)；rH = ? 解：①2 + ②3 − ③得 2C(s) + 3H2 → C2H6(g)；2rH1 + 3rH2 - rH3 rH = 2rH1 + 3rH2 - rH3 = -84.5 (kJ·mol-1 ) 第五节 热化学基本数据与反应焓变的计算

一、标准摩尔生焙 由指定单质生成某化合物的反应焓变称为生成焓。 标准状态：单质或化合物一一压力为p=100kPa,气体混合物则为各气体分压=：水 溶液一压力为p且c=ce=1mol·dm3(溶质)。 标准生成焓：在标态下由指定单质生成1m纯物质时反应的焓变称为该物质的标准生成焓， 以△mr表示，单位为kmo。一般取T=298K时为△H9%或简记△H(可查书后附录)， 如△H2 s/kJ-mol h2+1/202→H0: -285.83 h+1/202→H0e:-241.82 2H+02→2H0: △H29=-571.66kmo=2AH(H,0,。 说明聚集状态不同的物质具有不同的标准生成焓。 C(+02→C02:4,H298=-393.50kmo1 Ce+02→C020:△H9g=-395.40 kJ.mol1 前者为CO2细的标准生成格。 规定：任何处于稳定状态的单质（指定单质）的标准生成焓为零。实际上也就是在标准状态 下指定单质的相对焓值为零，△H(指定单质)=0。 如果某种单质有几种不同的同素异形体，当它本身发生结构改变时，也会产生热效应。 如 C(石)==C(e:△rH298=1,90kJmo △H29g/kJmo 0 1.90 常见的指定单质有：C(、FCa小S(E、P(白小BrWI2s小HgHg(性质为△H=O)。 若生成物为水合离子，则称为水合离子的标准生成焓，即在标准态下由指定单质溶于大量水 形成无限稀释溶液，并生成1m©l水合离子的反应格变，成为该水合离子的标准生成格。 规定：12Hg+aq→Ham+e:△H298=△H(,aq)=0 二、标准摩尔燃烧焙 在标准状态下，由1m©l某物质与氧气完全反应生成指定产物时的焓变称为该物质的标准 燃烧烙AH。一般取T=298K。如C.HsOHa+302→2C02+3H0:△Hw。△，Hss=△ cH(C2HsOH,I)=-1366.8kJ-mol- 10

• • 10 一、 标准摩尔生焓 由指定单质生成某化合物的反应焓变称为生成焓。 标准状态：单质或化合物——压力为 p  = 100 kPa，气体混合物则为各气体分压 pi = p ；水 溶液——压力为 p 且 ci = c  = 1 mol·dm-3（溶质）。 标准生成焓：在标态下由指定单质生成1 mol纯物质时反应的焓变称为该物质的标准生成焓， 以fH m,T表示，单位为 kJ·mol-1。一般取 T = 298 K 时为fH 298 或简记fH（可查书后附录）， 如  fH 298 /kJ·mol-1 H2 + 1/2 O2 → H2O(l)； -285.83 H2 + 1/2 O2 → H2O(g)； -241.82 2H2 + O2 → 2H2O(l)； rH 298 = -571.66 kJ·mol-1 = 2 fH (H2O,l)。 说明聚集状态不同的物质具有不同的标准生成焓。 C（石） + O2 → CO2(g)；rH 298 = -393.50 kJ·mol-1 C（金） + O2 → CO2(g)；rH 298 = -395.40 kJ·mol-1 前者为 CO2(g)的标准生成焓。 规定：任何处于稳定状态的单质（指定单质）的标准生成焓为零。实际上也就是在标准状态 下指定单质的相对焓值为零，fH (指定单质) = 0。 如果某种单质有几种不同的同素异形体，当它本身发生结构改变时，也会产生热效应。 如 C（石）=== C（金）；rH 298 = 1.90 kJ·mol-1  fH 298/kJ·mol-1 0 1.90 常见的指定单质有：C（石）、Fe()、S（正交）、P（白）、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)、H2(g)（性质为fH T = 0）。 若生成物为水合离子，则称为水合离子的标准生成焓，即在标准态下由指定单质溶于大量水 形成无限稀释溶液，并生成 1 mol 水合离子的反应焓变，成为该水合离子的标准生成焓。 规定：1/2 H2(g) + aq → H+ (aq) + e -；rH 298 =  fH (H+，aq) = 0 二、 标准摩尔燃烧焓 在标准状态下，由 1 mol 某物质与氧气完全反应生成指定产物时的焓变称为该物质的标准 燃烧焓cH T。一般取 T = 298 K。如 C2H5OH(l) + 3O2 → 2CO2 + 3H2O(l)；rH 298。rH 298 =  cH (C2H5OH，l) = -1366.8 kJ·mol-1