（二）热力学能与热力学第一定律

　　（1）热与功：

　　在化学反应中除了有热能变化之外，还有其他形式的能量变化。在热力学中，把体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热，除了热以外的其他一切交换或传递的能量都称之为功，一般用符号Q表示热，用符号W表示功。并规定体系吸收热量为正值，体系放出热量为负值，体系对环境所作的功是正值，环境对体系所作的功是负值。

　　（2）热力学能：

　　体系内部能量的总和称为热力学能，用符号u表示。热力学能包括体系内各种物质的分子平动能，分子间势能，分子内部的转动能和振动能，电子运动能、核能等。内能的绝对值虽无法测出，但内能的变化△u可通过热力学第一定律进行计算。

　　（3）热力学第一定律：

　　人们经过长期实践证明，能量是不生不变的，但它可以变换形式，这就是能量守恒定律。也称为热力学第一定律。

　　如果体系由状态（1）变化到状态（2），在此过程中体系从环境吸热Q对环境作功W，则根据能量守恒定律，体系内能的变化△u为：

　　△u=u2一u1=Q-w——热力学第一定律的数学表达式。

　　（三）焓（H）

　　在恒压条件下进行的化学反应的热效应叫做恒压热效应，用Qp表示，某化学反应在不作其他功和恒压条件下进行时，其热效应Qp由热力学第一定律可知：

　　Qp=（u2+pV2）-（u1+pVl）

　　从上式可看出，Qp就是终态的（u2+pV2）与始态的（u1+pVl）之差，由于u、p、V都是体积的状态函数，它们的组合当然也是状态函数，在热力学中，将u+pV定义为

　　新的状态函数，叫做焓，用符号H表示，即：H=u+pV.

　　此式表明：焓不是“体系所包含的热”而是一项复合能，即等于体系的内能（u）与体系的体积能（pV）的总和，它是体系的一种热力学性质。

　　当体系的状态在恒压下发生改变时，其焓变为△H=H2一Hl=（u2+pV2）一（u1+pVl），所以Qp=△H，即在恒压过程中，体系吸收的热量等于体系中焓的增量，因此，△H也叫做恒压条件下的反应热，它等于体系的内能变化与体系所作膨胀功的总和

　　△H=△u+p·△V.

　　（1）标准焓变△rHm㈠

　　恒压下，化学反应的焓变可由实验测定Qp而得到，但一般也可利用热力学数据计算得出，由于焓的绝对值和内能一样，也是无法测定的。因而只能采取一些相对的标准，这样可方便地计算反应的焓变，常把△rHm㈠称作标准摩尔焓变，△rHm㈠中，r表示反应，（-）表示反应时压力为100kPa，m表示化学进度为1mol.

　　（2）盖斯定律

　　盖斯定律：不管化学反应是一步完成，或者是几步完成，这一反应的热效应总是相同的。这也是能量守恒定律的一种表现形式。

　　这是因为焓或内能是状态函数，只要化学反应的始态和终态给定，则△H或△u便是定值，与这个反应的途径无关，

　　（3）标准生成焓

　　由稳定单质生成单位量（如lmol）某种物质反应的标准焓变，定义为该种物质的标准生成焓，以△fHm㈠表示，f：表示生成，m代表lmol；（-）：表示处于标准状态。

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