文档介绍：第3讲 化学热力学根底
【竞赛要求】
热力学能（内能）、焓、热容、自由能与熵的概念。生成焓、生成自由能、标准熵及有关计算。自由能变更与反响的方向性。吉布斯-亥姆霍兹方程极其应用。范特霍夫标准熵及其应用。热化学循环。
【学问梳理】
第肯定律表达式：△U = Q － W = 100 J －20 J = 80 J 从环境考虑，吸热 －100 J，做功 －20 J，所以：△U= (－100 J) － (－20 J) = －80 J 体系的内能增加了80 J，环境的内能削减了80 J。
2、功与热
（1）功与热的符号规定
Q 是指体系汲取的热量。体系吸热为正；放热为负。
W 是指体系对环境所做的功。体系对环境做功为正；环境对体系做功为负。
（2）功与热与途径有关
体系由同一始态经不同途径变更到同一终态时，不同途径作的功与热量变更不同，所以功与热不是状态函数。只提出过程的始终态，而不提出详细途径时，是不能计算功与热的。
3、志向气体向真空膨胀—— 志向气体的内能
法国盖·吕萨克在1807年，英国焦耳在1834年做了此试验：连通器放在绝热水浴中，A 侧充溢气体，B 侧抽成真空。试验时翻开中间的活塞，使志向气体向真空膨胀。 结果发觉，膨胀完毕后，水浴的温度没有变更，△T = 0，说明体系与环境之间无热交换， Q = 0。又因是向真空膨胀，p= 0，所以 W = p·△V = 0。依据热力学第肯定律：△U = Q－W = 0－0 = 0
三、热 化 学
1、化学反响的热效应
当生成物的温度复原到反响物的温度时，化学反响中所汲取或放出的热量，称为化学反响热效应，简称反响热（无非体积功）。
（1）恒容反响热
恒容反响中，△V = 0，故 W = p·△V = 0
则有：△r U = Q - W = Q 即： △r U = Q （3-2）
Q 是恒容反响中体系的热量，从 △r U = Q 可见，在恒容反响中体系所汲取的热量， 全部用来变更体系的内能。
当 △r U > 0 时， Q > 0，是吸热反响 △r U < 0 时，Q< 0，是放热反响
则 Q 与状态函数的变更量 △r U 建立了联络。
（2）恒压反响热
恒压反响中，△p = 0，
则有：△r U = Q－ W = Q－p·△V = Q－△(pV)
所以：Q=△r U + △(pV)
Q= △r U +△(pV)= (U2 －U1) + (p2V2 － p1V1)= (U2 + p2V2) － (U1 + p1V1)
U，p，V 都是状态函数，所以 U + pV 也是一个状态函数，
令 H = U + pV，则 Q=△(U + pV) 即：△r H = Q （3-3）
H 称热焓，或焓，是一个新的状态函数。
关于焓 H：
H = U + pV， 由于 U 不行求， 故焓H不行求；是一种与能量单位一样的物理量；量度性质，有加合性。对于志向气体，H 也只与T有关。
Q= △r H 说明，在恒压反响中，体系所汲取的热量Q，全部用来变更体系的热焓。
△r H > 0 时， Q> 0，是吸热反响 △r H < 0 时， Q< 0，是放热反响
留意：△r U，Q ，△r H，Q 的单位均为焦耳 J。
（3）Q 与 Q 的关系
同一反响的 Q 与 Q 并不相等。Q= △r U ，Q= △r U + p△V = △r H
由于两个△r U 近似相等(对于志向气体，两个△r U 相等)，所以：Q= Q + p△V
对于无气体参与的液体、固体反响，由于 △V 很小，故 p△V 可以忽视，则近似有：Q= Q
对于有气体参与反响，△V不能忽视，p△V=△nRT ，所以：Q= Q+△nRT （3-4）
即 △r H = △r U +△nRT
对于1摩尔反响在标态下进展，则有： △r H = △r U +()RT （3-5）
式中是方程式中气态产物化学式前计量数之与，是方程式中气态反响物化学式前计量数之与。
2、热化学方程式
（1）要写明反响的温度与压强。若不注明，则表示为：298K，×105 Pa，即常温常压。
（2）注明物质的存在状态。 固相：s，液相：l，气相：g，水溶液：aq。有必要时，要注明固体的晶形，如：石墨，金刚石等。
（3）方程的系数可以是整数，也可以是分数。 因系数只代表化学计量数，不表示分子个数。
（4）注明反响的热效应。
如：①C (石墨) + O2 (g) = CO2 (g) △r H= － kJ