化学研究的几个主要问题
研究的物质或混合物是否发生化学反应?
若有反应发生，质量和能量变化如何?
由原料转化为产物的转化率是多少?
反应的速度大小?
第二章
化学反应中的质量和能量关系
化学反应过程中伴随有两种变化
质量
能量-----重点
1、理想气体状态方程式
理想气体:
无体积，分子间无相互吸引力的气体。
*低压、高温条件下的实际气体性质接近
理想气体—分子间距离大（分子体积可
忽略，分子间相互作用可忽略）。
理想气体状态方程
实验测知1mol气体在标准状况下
的体积为×10-3m3, 则
×103Pa××10-3 m3
1mol×=
R= pV/nT
= Pa·m3·mol-1·K-1
= J·mol-1·K-1
理想气体状态方程式
PV = nRT
*R值的选取与P，V的单位有关
R与P、V单位的关系
P的单位 V的单位 R的单位
Pa m3 m3 •Pa •mol-1 •K-1
kPa L L •kPa •mol-1 •K-1
R = J •mol-1 •K-1
1atm = 1N/m2 = 1 Pa
1atm = kPa
m3 •Pa = L •kPa = m3 • 1N/m2 =1N •m = 1J
2、混合气体的分压定律
P
总
=p1+p2+p3+...+pi =∑pi
* pi 指混合气体中每一种气体单独占
有整个混合气体的容积所呈现的压
力。
* 混合气体-每一种气体所占有的容
积相同，温度相等。
He
(T,V,PHe)
Ne
(T,V,PNe)
He+Ne
(T,V,P)
P= PHe+ PNe
推导
∵ PiVi=niRTi
∴ P1V1 +P2V2 +P3V3 +…PiVi
= n1RT1+n2RT2+ n3RT3+...+niRTi
因是混合气体，
∴ V1 =V2 =V3 =…=Vi =V
T1=T2= T3=...=Ti=T
∴(P1 +P2 +P3 +…Pi）V =（n1+n2+ +...+ni）RT
n总= n1+n2+ n3+...+ni
所以 P
总
=P1 +P2 +P3 +…Pi
等式成立的条件
气体间无化学反应
理想气体
容积相同，温度相等或混合气体
化学反应中的质量关系
化学计量数与反应进度(自学)
化学计量数(υ)
1.化学计量数(υ)
反应式: cC + dD = yY + zZ
0 = -cC - dD + yY + zZ
令 υc = -c , υD = -d,
υY= y, υZ =z
0 = ∑υBB
2.反应进度(ξ)
·反应进度： =(n2-n1)/υB
2.反应进度(ξ)
化学计量方程: 0 = ∑υBB
d ξ = υB-1dnB
nB : B的物质的量
υB : B的化学计量数
d ξ = υB-1dnB
dnB = υBd ξ
nB(ξ) - nB(ξ0) = υB (ξ - ξ0)
△ nB = υB ξ
举例
N2 + 3H2 = 2NH3
(△ nB = υB ξ)
△n (N2)/mol △n (H2)/mol △n (NH3)/mol ξ/mol
0 0 0 0
-1/2 -3/2 1 ½
-1 -3 2 1
-2 -6 4 2
½ N2 + 3/2 H2 = NH3
ξ= 1 (△ nB = υB ξ)
△n (N2)/mol △n (H2)/mol △n (NH3)/mol
-1/2 -3/2 1
结论
对同一化学反应方程式,反应进度(ξ)的
值与选用反应式中哪种物质的量的变化
计算无关.
相同反应进度时对应各物质的量的变化
与反应式的写法有关.
化学反应中的能量关系
1.体系与环境
(开放)敞开体系：
体系与环境既有物质交换又有能量交换
封闭体系：
体系与环境没有物质交换只有能量交换
孤立体系：
体系与环境既无物质交换又无能量交换
2.状态和过程
状态
当系统处于一定的温度、压力、体
积、物质的量、某一物态等。
过程
等温过程—从始态到终态的温度相同
等压过程—从始态到终态的压力相同
等容过程—从始态到终态的体积相同
自发过程---自然而然发生的过程，不需
外力。
非自发过程---不会自然发生，需借助外
力。
3. 状态函数
由物质系统的状态决定的物理量。
体系的状态是体系性质的综合表现。
状态函数的特点
体系的性质只决定于所处的状态，与过
去的历史无关。
其变化只决定于体系的始态和终态，与
变化的途径无关。
4.能量的几种形式
热力学能（内能）U：
是系统（体系）内各种形式的能量的总和。
状态函数
△ U = U终态 –U始态
能量的几种形式
热量 Q：
由于温度不同而在环境和体系之间传递
的能量。
系统吸热 Q > 0 ; 系统放热 Q < 0
状态函数?
例
H2（g） + ½ O2 （g） = H2O（l）
等温（298K）等压（Pº=100Kpa）:
Q = ·mol-1
等温（298K）等容:
Q = ·mol-1
与过程有关-热量为非状态函数
能量的几种形式
功 W：除热的形式外的其他各种被传递
的能量。
系统对环境做功（体系失功） : W < 0
环境对系统做功（体系得功） : W > 0
状态函数?
热力学能(内能) : U
①系统吸热不做功 Q = △ U
②环境对系统做功，没有热量交换,内能增
加
△ U = W
③系统吸热且环境对系统做功，系统内能
的变化
△ U = Q +W
热力学第一定律
（能量守恒定律）
自然界一切物质都具有能量，能量有各
种形式，能够从一种形式转化为另一种形式，
从一种物体传递给另一个物体，而在转化和
传递中能量的总数量不变。
ΔU
体系
= Q + W
封闭体系： ΔU
体系
=Q + W
体系吸收热量，Q>0 ；
体系放出热量，Q<0
环境对体系做功，W>0 ；
体系对环境做功，W<0
反应热和反应焓变
反应热Q （反应焓变）:
化学反应时体系不做非体积功，当反
应终态的温度恢复到始态的温度时体
系所吸收或放出的热量，称为该反应
的反应热。
*通常,反应热的数值为发生1摩尔反应
时的反应热。
如：
2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)
Qp=·mol-1
H2(g)+ 1/2 O2(g)→H2O(l)
Qp=·mol-1
恒压反应热 Qp
等压过程，只做体积功。
敞口反应（无气体）
推导
ΔU
体系
= Qp+W
又 W= -pΔv
所以，ΔU
体系 = Qp-pΔv
即，U2-U1=Qp-p（V2-V1）
Qp = U2- U1 +p（V2-V1 ）
=U2 +p2V2-（p1V1 + U1 ）
设： U +pV=H (焓)
Qp= H2-H1= ΔH(焓变)
说明 Qp= ΔH
H = U +pV
焓(H) 状态函数
Q （非状态函数）； ΔH （状态函数）
*反应过程的焓变在数值上与等压反
应热相等。
反应热的测定
2.热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的方程式
rHm = kJ·mol-1
H2(g) + O2(g) H2O(g)
100kPa
如 12
注意：
注明反应的温度、压力等。
注明各物质的聚集状态。
同一反应,反应式系数不同, rHm不同
。
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
H＝Qp=·mol-1
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)
H＝ Qp=·mol-1
正、逆反应的Qp的绝对值相同, 符号相反。
HgO(s) →Hg(l) + O2(g) rHm = kJ·mol-1
1
2
Hg(l) + O2(g) →HgO(s) rHm = kJ·mol-1
1
2
赫斯(盖斯)定律
一个化学反应如果分几步完成，
则总反应的反应热等于各步反应
的反应热之和。
Q总= Q1+ Q2 +·······
C(s) +
O2(g)
rHm
CO(g) +
O2(g)
1
2
H1 H2
CO2(g)
rHm= H1+ H2
结论
反应的热效应只与反应的始态和终态
有关，而与变化的途径无关。
条件：只适宜等容或等压且一步或多
步的条件是相同的情况。
ΔU=Qv ,ΔH=Qp
盖斯定律的重要性
可以通过计算得到用实验难以获得
的热效应
反应慢
副反应多
反应热小
1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标
准摩尔反应焓变
应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变
标准(状)态
物质 标准态
气体 标准压力(p =100kPa)下纯气体
液体
固体
标准压力(p =100kPa)下
纯液体、纯固体、
溶液中
的溶质
标准压力(p )下质量摩尔浓度为
1mol·kg-1(近似为1mol·L-1)
9/9/2022
标准摩尔生成焓（热） ΔfHm0
在标准态，由最稳定单质生成一摩
尔该物质时的等压热效应。
定义：最稳定单质的标准摩尔生成热
都等于零。H+(aq)的标准摩尔生成
热等于零。
* ΔfHm0相对值。
ΔfHm0 (CO2)
C (s) + O2 (g) = CO2 (g)
ΔfHm0 (C, 石墨 ) = 0,
ΔfHm0 (O2 , g ) = 0
ΔrHm0 = ΔfHm0(CO2, g ) –{ΔfHm0 (C, S
) + ΔfHm0 (O2 , g ) }
= ΔfHm0(CO2, g )
标准摩尔焓变ΔrHm0的计算
cC + dD = yY + zZ
ΔrHm0 = [y ΔfHm0 （Y）+ zΔfHm0 （Z）]
- [cΔfHm0 （C）+ dΔfHm0 （D）]
= ∑νi ΔfHm0 （生成物）
+ ∑νi ΔfHm0 （反应物）
= ∑νi ΔfHm0
计算时,注意系数和正负号
计算恒压反应:
4NH3(g)+5O2(g) → 4NO(g)+6H2O(g)的rHm
例1
解： 4NH3(g)+5O2 → 4NO+6H2O(g)
fHm/kJ·mol-1 0 -
rHm = [4fHm(NO,g) + 6fHm(H2O,g)]
- [4fHm(NH3,g) + 5fHm(O2,g)]
={[4()+6()]-[4(-
)]}kJ·mol-1
= ·mol-1
9/9/2022
注意事项
公式中所涉及的各种反应物质，需考虑其
凝聚状态。
ΔrHm0的数值大小与反应式的写法有关。
当温度不是时，可近似用ΔfHm0
。
计量系数无量纲，可以是整数或分数。
2CO2 (g) = 2CO(g) + O2 (g)
ΔrHm0 = {2ΔfHm0(CO, g ) + ΔfHm0 (O2
, g ) } -2ΔfHm0 ((CO2, g )
= + 0 -
=283 kJ mol-1
例2
基本要求
初步了解状态函数、热、功、内能、焓，
及焓变的概念。
熟悉热化学方程式的书写，掌握盖斯定
律的应用。
会用标准生成焓（ΔfHm0 ）计算化学反应
的热效应。
