（二）熱力學(xué)能與熱力學(xué)第一定律

　�。�1）熱與功：

　　在化學(xué)反應(yīng)中除了有熱能變化之外，還有其他形式的能量變化。在熱力學(xué)中，把體系與環(huán)境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量稱為熱，除了熱以外的其他一切交換或傳遞的能量都稱之為功，一般用符號Q表示熱，用符號W表示功。并規(guī)定體系吸收熱量為正值，體系放出熱量為負值，體系對環(huán)境所作的功是正值，環(huán)境對體系所作的功是負值。

　�。�2）熱力學(xué)能：

　　體系內(nèi)部能量的總和稱為熱力學(xué)能，用符號u表示。熱力學(xué)能包括體系內(nèi)各種物質(zhì)的分子平動能，分子間勢能，分子內(nèi)部的轉(zhuǎn)動能和振動能，電子運動能、核能等。內(nèi)能的絕對值雖無法測出，但內(nèi)能的變化△u可通過熱力學(xué)第一定律進行計算。

　�。�3）熱力學(xué)第一定律：

　　人們經(jīng)過長期實踐證明，能量是不生不變的，但它可以變換形式，這就是能量守恒定律。也稱為熱力學(xué)第一定律。

　　如果體系由狀態(tài)（1）變化到狀態(tài)（2），在此過程中體系從環(huán)境吸熱Q對環(huán)境作功W，則根據(jù)能量守恒定律，體系內(nèi)能的變化△u為：

　　△u=u2一u1=Q-w——熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達式。

　�。ㄈ�）焓（H）

　　在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)叫做恒壓熱效應(yīng)，用Qp表示，某化學(xué)反應(yīng)在不作其他功和恒壓條件下進行時，其熱效應(yīng)Qp由熱力學(xué)第一定律可知：

　　Qp=（u2+pV2）-（u1+pVl）

　　從上式可看出，Qp就是終態(tài)的（u2+pV2）與始態(tài)的（u1+pVl）之差，由于u、p、V都是體積的狀態(tài)函數(shù)，它們的組合當然也是狀態(tài)函數(shù)，在熱力學(xué)中，將u+pV定義為

　　新的狀態(tài)函數(shù)，叫做焓，用符號H表示，即：H=u+pV.

　　此式表明：焓不是“體系所包含的熱”而是一項復(fù)合能，即等于體系的內(nèi)能（u）與體系的體積能（pV）的總和，它是體系的一種熱力學(xué)性質(zhì)。

　　當體系的狀態(tài)在恒壓下發(fā)生改變時，其焓變?yōu)椤鱄=H2一Hl=（u2+pV2）一（u1+pVl），所以Qp=△H，即在恒壓過程中，體系吸收的熱量等于體系中焓的增量，因此，△H也叫做恒壓條件下的反應(yīng)熱，它等于體系的內(nèi)能變化與體系所作膨脹功的總和

　　△H=△u+p·△V.

　�。�1）標準焓變△rHm㈠

　　恒壓下，化學(xué)反應(yīng)的焓變可由實驗測定Qp而得到，但一般也可利用熱力學(xué)數(shù)據(jù)計算得出，由于焓的絕對值和內(nèi)能一樣，也是無法測定的。因而只能采取一些相對的標準，這樣可方便地計算反應(yīng)的焓變，常把△rHm㈠稱作標準摩爾焓變，△rHm㈠中，r表示反應(yīng)，（-）表示反應(yīng)時壓力為100kPa，m表示化學(xué)進度為1mol.

　�。�2）蓋斯定律

　　蓋斯定律：不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成，或者是幾步完成，這一反應(yīng)的熱效應(yīng)總是相同的。這也是能量守恒定律的一種表現(xiàn)形式。

　　這是因為焓或內(nèi)能是狀態(tài)函數(shù)，只要化學(xué)反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)給定，則△H或△u便是定值，與這個反應(yīng)的途徑無關(guān)，

　　（3）標準生成焓

　　由穩(wěn)定單質(zhì)生成單位量（如lmol）某種物質(zhì)反應(yīng)的標準焓變，定義為該種物質(zhì)的標準生成焓，以△fHm㈠表示，f：表示生成，m代表lmol；（-）：表示處于標準狀態(tài)。

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