（二）熱力學能與熱力學第一定律

　�。�1）熱與功：

　　在化學反應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）熱力學能：

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

　�。�3）熱力學第一定律：

　　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，體系內能的變化△u為：

　　△u=u2一u1=Q-w——熱力學第一定律的數(shù)學表達式。

　　（三）焓（H）

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

　　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”而是一項復合能，即等于體系的內能（u）與體系的體積能（pV）的總和，它是體系的一種熱力學性質。

　　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熱，它等于體系的內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，化學反應的焓變可由實驗測定Qp而得到，但一般也可利用熱力學數(shù)據(jù)計算得出，由于焓的絕對值和內能一樣，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的焓變，常把△rHm㈠稱作標準摩爾焓變，△rHm㈠中，r表示反應，（-）表示反應時壓力為100kPa，m表示化學進度為1mol.

　　（2）蓋斯定律

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

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

　�。�3）標準生成焓

　　由穩(wěn)定單質生成單位量（如lmol）某種物質反應的標準焓變，定義為該種物質的標準生成焓，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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