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第1章 热化学与能源 1.1 反应热的测量 1.1 反应热的测量 1.1 反应热的测量 1.1 反应热的测量 1.1 反应热的测量 1.1 反应热的测量 5. 过程(process)与途径(path) 6. 化学计量数(stoichiometric number)和反应进度(extent of reaction) 1.1 反应热的测量 1.1 反应热的测量 3. 热化学方程式 第1章 热化学与能源 1.2 反应热的理论计算 2. 热(heat) 1.2.2 化学反应的反应热与焓 1.2 反应热的理论计算 3.定容反应热qV与定压反应热qp的关系 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 1.2 反应热的理论计算 第1章 热化学与能源 1.3 常见能源及其有效与清洁利用 2. 世界能源的结构和消耗 3. 矿物能源的枯竭与能源危机 1.3.2 煤炭(coal)与洁净煤技术 2. 洁净煤技术 1.3 常见能源及其有效与清洁利用 1.3 常见能源及其有效与清洁利用 2. 天然气 4.可燃冰(natural gas hydrate)—未来的新能源 1.3 常见能源及其有效与清洁利用 第1章 热化学与能源 1.4 清洁能源与可持续发展 1.4 清洁能源与可持续发展 1.4.3 太阳能 选读材料 核能 选读材料 核能 秦山核电厂外景 本章小结 基本概念：系统和环境、相、状态和状态函数、过程、途径、化学计量数、反应进度、反应热（定容、定压）、热力学能、热、功、标准态、焓、标准摩尔生成焓、标准摩尔焓变等 对于有凝聚相参与的理想气体反应，由于凝聚相相对气相来说，体积可以忽略，因此在上式中，只需考虑气体的物质的量。 P20例1.2 reaction 摩尔反应 例：773K, 100kPa条件下，3.00molH2与1.00molN2反应生成2.00molNH3，放热106.1kJ，计算生成1.00molNH3时反应的ΔH与ΔU（假定该条件下气体为理想气体）？ 解： 注意：　（1）计算时单位；（2）qpqV 思考：若反应 C(石墨) + O2(g) →CO2(g) 的qp,m为 –393.5kJ·mol –1，则该反应的qV,m 为多少？ 　　　　　　qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT 　　　　　　　　Δn(g) = 0， qV = qp 小结：对于没有气态物质参与的反应或Δn(g) ＝ 0的反应， 　　　　　　　　　　qV ＝ qp，即ΔH＝ΔU 对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)?0的反应， 　　　　　　　　　　qV ? qp，即ΔH ? ΔU 1.2 反应热的理论计算 4.盖斯定律(Hess’s law) （1）化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关。 在恒容或恒压条件下，一个化学反应不论是一步完成或分几步完成，其反应热完全相同。 始态C(石墨) + O2(g) 终态CO2(g) 中间态CO(g) + ? O2(g) 例: 已知反应 和 的反应焓， 计算 的反应焓。 解： P20例1.3 （2）根据盖斯定律，热化学方程式可以象代数方程式一样进行加减运算。它奠定了热化学计算的基础。 思考：将热方程式进行加减法运算消去某物质时，若该物质的聚集状态不同，能否消去？ 例如 ： 　(1) H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) 　qp,m(1)= -241.8kJ · mol-1 　 　(2) H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) qp,m(2)= -285.8kJ · mol-1 则（1）-（2）为 H2O(l)＝ H2O(g) qp,m= qp,m(1)-qp,m(2)=44.0kJ · mol-1 即为1mol H2O(l)的气化热。 1.2.3 反应标准摩尔焓变的计算 1.2 反应热的理论计算 1. 热力学标准态 气体：p = p? = 100kPa 液，固体：p? 下，纯物质 溶液：溶质B， cB = c? = 1mol·dm-3(1mol·kg-1) 注意：（1）热力学的标准状态对温度并无限定； 　　　（2）热力学的标准状态与一般化学上气体的标准状态 （273.15K，100kPa）不同。 1.2 反应热的理论计算 （1）定义：在给定温度和标准状态时,由指定单质生成单位物质