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化学反应过程的热效应

第四章化学反应过程的热效应

物质世界的各种变化总是伴随着各种形式的能量变化。定量的研究能量相互转化过程中所遵循规律的学科称为热力学。

热力学只能预测变化发生的可能性及其限度，不能告知变化所需的时间及其历程。

化学热力学是把热力学基本原理用于研究化学现象以及与化学有关的物理现象，是用能量转换的基本规律预测化学反应起始时的变化方向和终止时的平衡位置。化学平衡是化学反应在指定条件下达最大限度时的热力学平衡状态，对于有关化学平衡问题的定量描述是热力学基本原理在酸碱反应、沉淀反应、氧化还原反应、配位反应等化学反应中最重要的应用。

4.1基本概念

4.1.1系统和环境

为了明确讨论的对象，把被研究的那部分物质或空间称为系统，系统以外与系统相联系的其它部分称为环境。系统和环境是相互依存、相互制约的。如研究BaCl2和Na2SO4在水溶液中的反应，含有这两种物质及其反应产物的水溶液是系统，溶液之外的烧杯和周围的空气等就是环境。

按照系统和环境之间物质和能量的交换关系，可把系统分为三种：系统与环境之间既无能量交换又无物质交换的系统称为孤立系统或隔离系统；只有能量交换而无物质交换的系统称为封闭系统；既有能量交换又有物质交换的系统称为敞开系统。

4.1.2.状态和状态函数

系统的状态是由其一系列宏观性质所确定的。例如气体的状态可由温度（T）、压力（p）、体积（V）及各组分的物质的量（n）等宏观性质确定。确定系统状态的宏观性质称为状态函数。上述的T、p、V、n等都是状态函数。系统的状态一定，状态函数的数值就有一个相应的确定值（状态一定,值一定）。如果状态发生变化，只要始态和终态一定，状态函数（如T）的变化量（ΔT）就只有唯一的数值，不会因始态至终态所经历的途径不同而改变。也就是说，从始点（T1）经不同途径到达终点（T2）时的变化量（ΔT=T2–T1）是相等的（殊途同归变化等）。如果变化的结果是仍回到了始态，则其变化量为零（周而复始变化零）。状态函数的这些特征，对本章

1molO2，400K，100kP

1molO2，400K，100kPa

始态终态

途径Ⅱ

图4-1不同途径的示意图

由此可知，只要系统的始终态一定，无论系统变化的途径如何，其状态函数的变化值是相同的。实际的变化过程往往比较复杂，但根据上述状态函数的性质，可以设想出其它比较简单的途径来计算状态函数的变量，其结果与实际进行的过程一样。化学热力学的内容，实际上就是在一定的条件下，利用一些特定的状态函数变量来解决变化过程中能量交换以及变化方向和限度问题。状态函数的这种特性可使复杂问题大大简化。

4.1.4热和功

系统和环境之间由于温度差的存在而传递的能量称为热，用符号Q表示，并规定系统吸热Q为正值，系统放热Q为负值。热是因能量传递而表现出来的，它总是与途径相联系的，即与途径有关。不能说系统含有多少热，而只能说系统在变化时吸收或放出了多少热。所以，热不是状态函数。

在热力学中，除热以外，系统与环境之间以其它形式交换或传递的能量称为功，以符号W表示。功的数值和热一样是以系统的实际得失来衡量的，规定系统从环境得功W为正值，系统对环境做功W为负值。在给定系统的始态和终态后，W的数值与系统所经历的途径有关，所以功也不是状态函数。热力学中将功分为体积功（无用功）和非体积功两类。体积功是由于系统体积变化时反抗外力做功而与环境交换的能量。在有气体参加的反应中，若始终态的压力p均等于环境压力p，则体积功W=-pΔV，ΔV为终态气体体积V2与始态气体的体积V1之差（V2–V1）。热力学中把除体积功以外的各种形式的功统称为非体积功，也称为其它功或有用功，如电功、表面功、机械功等。热和功的单位为J或kJ。

4.1.5热力学能

热力学能是热力学系统内各种形式的能量总和，所以也称为内能。它包括组成系统的各种粒子（如分子，原子，电子，原子核等）的动能（如分子的平动能、振动能、转动能等）以及粒子间相互作用的势能（如分子的吸引能、排斥能，化学键能等）。热力学能用符号U表示，单位为J或kJ。

热力学能的大小与系统的温度、体积、压力以及物质的量有关。温度反映系统中各粒子运动的激烈程度，温度越高，粒子运动越激烈，系统的能量就越高。体积（或压力）反映粒子间的相互距离，因而反映了粒子间的相互作用势能。物质与能量两者是不可分割的，所以系统中所含物质的量越多，系统的能量就越高。可见，热力学能是温度、体积（或压力）及物质的量的函数，因而是状态函数。

虽然热力学能是系统的状态性质，但其绝对值无法得知，只能利用热力学方法求出始终态热力学能的改变值，而这正是解决热力学实际问题的基本方法。

4.1.6热力学