物理化學(xué)-第一章-熱力學(xué)一定律教案

PAGEPAGE1XX大學(xué)教案課程名稱：物理化學(xué)授課對象：XX級藥學(xué)__專業(yè)一、授課題目：第一章熱力學(xué)第一定律（TheFirstLawofThermodynamics）講授學(xué)時(shí)數(shù)：12學(xué)時(shí)二、授課教師姓名：單位：化學(xué)教研室職稱：助教職務(wù)：三、使用教材（包括名稱、主編、版次、出版社、出版時(shí)間）：物理化學(xué)，侯新樸主編，人民衛(wèi)生出版社，第六版物理化學(xué)學(xué)習(xí)指導(dǎo)，侯新樸主編，人民衛(wèi)生出版社，第三版四、本次授課的目的、要求（掌握、熟悉、了解）：掌握熱力學(xué)第一定律及其相關(guān)基本概念、狀態(tài)函數(shù)的概念、特征；可逆過程的特征、體積功的計(jì)算；焓、熱容的概念、特征，以及QV、Qp與DU、DH的關(guān)系及適用條件；理想氣體內(nèi)能與焓的特征、CV與Cp的概念與相互關(guān)系；應(yīng)用Hess定律、生成焓、燃燒焓計(jì)算反應(yīng)熱。熟悉準(zhǔn)靜態(tài)過程和可逆過程的意義；恒容熱效應(yīng)、恒壓熱效應(yīng)的含義；理想氣體絕熱過程的方程式；焦湯實(shí)驗(yàn)；基爾霍夫定律。了解熱力學(xué)第一定律中相關(guān)公式的推導(dǎo)過程；物理化學(xué)解題思路及模型假設(shè)的方法。五、本次授課的重點(diǎn)、難點(diǎn)：重點(diǎn)：狀態(tài)函數(shù)、熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式；熱力學(xué)第一定律的相關(guān)基本概念、焓與熱容的概念、特征；QV、Qp與DU、DH的關(guān)系及適用條件；CV與Cp的相互關(guān)系；熱、體積功、內(nèi)能變、焓變的計(jì)算；理想氣體內(nèi)能與焓的特征、化學(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算。難點(diǎn)：狀態(tài)函數(shù)、可逆過程、絕熱過程等的判斷、各過程中熱、體積功、內(nèi)能變、焓變的計(jì)算；熱力學(xué)相關(guān)概念間關(guān)系式的推導(dǎo)及公式應(yīng)用的適用條件；熱力學(xué)第一定律用于理想氣體與實(shí)際氣體的區(qū)別與聯(lián)系；物理化學(xué)解題思路中邏輯思維及假設(shè)思維的培養(yǎng)。六、教學(xué)方法和教學(xué)手段：傳統(tǒng)講授式、提問式、引導(dǎo)啟發(fā)式、學(xué)導(dǎo)式、多媒體輔助教學(xué)七、本次授課的設(shè)計(jì)方案，包括：1、各部分內(nèi)容的講授時(shí)間分配、擬采用的教學(xué)方案、多媒體及板書設(shè)計(jì)、專業(yè)外語詞匯等。第一部分、引言：2min眾所周知，在化工生產(chǎn)中存在各種各樣的物理變化和化學(xué)變化，例如物質(zhì)的加熱、冷卻、膨脹、壓縮、氣化、凝結(jié)以及化學(xué)反應(yīng)等，物質(zhì)經(jīng)歷了這變化時(shí)，一般都要與外界交換能量，從本質(zhì)上講，能量交換就是能量在形式的轉(zhuǎn)化，即熱（heat）的交換與功（work）的交換。研究各種形式的能量相互轉(zhuǎn)化過程中所應(yīng)遵循規(guī)律的科學(xué)就是我們本章要探討的熱力學(xué)知識(shí)。用熱力學(xué)來分析物質(zhì)進(jìn)行的各種變化，一般反映在兩個(gè)問題上：(1)物質(zhì)按指定要求發(fā)生變化時(shí)，必須與外界交換多少各種形式的能？(2)物質(zhì)在指定條件下能否自動(dòng)發(fā)生所指定的變化、變化的限度是多少？例如：一種新型藥物合成的可能性及最高產(chǎn)率的確定，藥物制劑制備和性質(zhì)評價(jià)以及有效成分的提取和分離等，都離不開化學(xué)熱力學(xué)的基本理論和方法。因此，作為藥學(xué)生的我們，學(xué)習(xí)熱力學(xué)相關(guān)理論和知識(shí)，可以為我們后續(xù)專業(yè)課程的學(xué)習(xí)及今后的職業(yè)發(fā)展打下基礎(chǔ)。本書將用兩章的篇幅介紹化學(xué)熱力學(xué)知識(shí)。第二部分、簡介：本章主要內(nèi)容（多媒體介紹）2min第三部分、講授內(nèi)容：（引導(dǎo)啟發(fā)、突出重點(diǎn)）第一章熱力學(xué)第一定律（TheFirstLawofThermodynamics）第一節(jié)熱力學(xué)概論（15min）一、熱力學(xué)研究的基本內(nèi)容5min引導(dǎo)：熱力學(xué)主要以熱力學(xué)第一定律和熱力學(xué)第二定律為基礎(chǔ)，這兩個(gè)定律是人們長期實(shí)踐和科學(xué)研究經(jīng)驗(yàn)的歸納和總結(jié)，有牢固的實(shí)驗(yàn)基礎(chǔ)和嚴(yán)密的邏輯推理方法，是完全正確的，到目前為止，還沒有發(fā)現(xiàn)哪一個(gè)實(shí)驗(yàn)事實(shí)違反熱力學(xué)定律。熱力學(xué)第一定律是能量守恒與轉(zhuǎn)化定律，第二定律是研究熱與功相互轉(zhuǎn)化的方向和限度，功可以無條件轉(zhuǎn)化為熱，熱不能無條件地轉(zhuǎn)化為功，也就是熵定律。二十世紀(jì)初，又建立了熱力學(xué)第三定律，這是熱力學(xué)低溫下的規(guī)律，是關(guān)于絕對熵的概念。二、化學(xué)熱力學(xué)研究的內(nèi)容5min1.化學(xué)熱力學(xué)概念：把熱力學(xué)的基本原理用來研究化學(xué)現(xiàn)象以及和化學(xué)有關(guān)的物理現(xiàn)象，就形成了化學(xué)熱力學(xué)。2.化學(xué)熱力學(xué)研究的內(nèi)容化學(xué)熱力學(xué)主要討論介決兩大問題：化學(xué)過程中能量轉(zhuǎn)化的衡算；判斷化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向和限度。舉例說明：三、熱力學(xué)的方法和局限性5min1、熱力學(xué)只研究體系的宏觀性質(zhì)之間的關(guān)系，這些性質(zhì)是體系中大量分子所表現(xiàn)出來的集體行為，而不能說明體系中個(gè)別粒子的單獨(dú)行為，也就是說熱力學(xué)無法解答物質(zhì)的結(jié)構(gòu)、反應(yīng)的機(jī)理等涉及到微觀質(zhì)點(diǎn)的問題。2、熱力學(xué)只能指出化學(xué)向某方向進(jìn)行的可能性，但不能給出現(xiàn)實(shí)性。不能指出完成這個(gè)反應(yīng)需要多少時(shí)間，反應(yīng)的歷程如何。熱力學(xué)沒有時(shí)間的概念。3、熱力學(xué)能判斷變化能否發(fā)生及進(jìn)行到什么程度，但不考慮變化所需的時(shí)間。第二節(jié)熱力學(xué)基本概念（40min）一、體系與環(huán)境：6min系統(tǒng)(system)：作為研究對象的那部分物質(zhì)，也稱體系。環(huán)境(surroundings)：系統(tǒng)以外與之相聯(lián)系的那部分物質(zhì)。物系與環(huán)境之間按能量、物質(zhì)有無交換，將物系分為三類：敞開系統(tǒng)(opensystem)：封閉系統(tǒng)(closedsystem)：隔離系統(tǒng)(isolatedsystem).二、系統(tǒng)的性質(zhì)5min1、當(dāng)體系處于熱力學(xué)平衡狀態(tài)，體系的宏觀性質(zhì)，又叫體系性質(zhì)(如p、T、V……)都具有確定的數(shù)值；系統(tǒng)的性質(zhì)可分成兩類：(1)廣度性質(zhì)(extensiveproperties)：又叫容量性質(zhì)。這類性質(zhì)與體系中物質(zhì)的數(shù)量成正比，例如：質(zhì)量、體積、物質(zhì)的量、熱容等，(2)強(qiáng)度性質(zhì)(intensiveproperties)：體系的這類性質(zhì)是由體系的本性決定的，而與系統(tǒng)所含物質(zhì)量無關(guān)。例如：溫度、壓力、密度、粘度等。2、廣度性質(zhì)和強(qiáng)度性質(zhì)的關(guān)系三、熱力學(xué)平衡態(tài)5min熱力學(xué)平衡態(tài)時(shí)體系中包括以下幾方面：1)熱平衡heatequilibrium:系統(tǒng)各部分T相同；2)力平衡forceequilibrium:系統(tǒng)各部分p相同；3)相平衡phaseequilibrium:物質(zhì)在各相分布不隨時(shí)間變化；4)化學(xué)平衡chemicalequilibrium:系統(tǒng)組成不隨時(shí)間變化。四、狀態(tài)函數(shù)與狀態(tài)方程14min體系狀態(tài)確立(熱力學(xué)平衡態(tài))－－→體系狀態(tài)性質(zhì)(p、T、V…)大小就確定，體系狀態(tài)性質(zhì)(p、V、T…)用來描述體系的狀態(tài)(平衡態(tài))。如果狀態(tài)性質(zhì)變化，狀態(tài)就發(fā)生變化，因此可用狀態(tài)性質(zhì)可以描述(說明)體系狀態(tài)。系統(tǒng)的性質(zhì)：決定系統(tǒng)狀態(tài)的物理量(如p,V,T,Cp,m)系統(tǒng)的狀態(tài)：熱力學(xué)用系統(tǒng)所有的性質(zhì)來描述它所處的狀態(tài)，當(dāng)系統(tǒng)所有性質(zhì)都有確定值時(shí)，則系統(tǒng)處于一定的狀態(tài)。引導(dǎo)說明：狀態(tài)描述就是用狀態(tài)性質(zhì)(即狀態(tài)函數(shù))的數(shù)學(xué)方程式來表達(dá)。（一）狀態(tài)函數(shù)系統(tǒng)處于平衡態(tài)時(shí)的熱力學(xué)性質(zhì)（如U、H、p、V、T等）是系統(tǒng)狀態(tài)的單值函數(shù)，故稱為狀態(tài)函數(shù)。強(qiáng)調(diào)：狀態(tài)函數(shù)的特征：（二）狀態(tài)方程系統(tǒng)狀態(tài)函數(shù)之間的定量關(guān)系式稱為狀態(tài)方程。舉例：理想氣體狀態(tài)方程：pV=nRT狀態(tài)方程并不能由熱力學(xué)定律導(dǎo)出，必須由實(shí)驗(yàn)來確定。五、過程與途徑6min1、過程(process)：系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生的任何變化稱為過程，也指從某一狀態(tài)到另一狀態(tài)的變化。物理化學(xué)中主要討論這五種過程:(1)等溫過程(isothermalprocess)也稱恒溫過程。特點(diǎn)：T始＝T終＝T環(huán)(2)等壓過程(isobaricprocess)也稱恒壓過程。特點(diǎn)：p始＝p終＝p環(huán)(p環(huán)是不變的)(3)等容過程(Isochoricprocess)也稱恒容過程。特點(diǎn)：T始＝T終(4)絕熱過程(adiabaticprocess)過程中體系與環(huán)境沒有熱交換。特點(diǎn)：Q=0(5)循環(huán)過程(cyclicprocess)如果一個(gè)體系由某一狀態(tài)出發(fā)，經(jīng)過一系列的變化，又回到原來的狀態(tài)，這樣的過程叫循環(huán)過程。2、途徑(path)：完成某一狀態(tài)變化所經(jīng)歷的具體步驟。（同一始態(tài)到同一終態(tài)的不同方式稱為不同的途徑）舉例：C與O2反應(yīng)生成CO2途徑Ⅰ：C＋O2→CO2途徑Ⅱ：C＋?O2→CO＋?O2→CO23、過程與途徑的關(guān)系：途徑是完成過程的具體步聚，具體手法。六、熱和功6min功和熱都是系統(tǒng)與環(huán)境之間能量傳遞或交換的方式，不是能量存在的形式。1、熱(heat)：體系與環(huán)境之間存在溫度差而引起的體系與環(huán)境之間能量傳遞，稱為熱。單位：焦耳（J）。符號(hào)規(guī)定：若系統(tǒng)從環(huán)境吸熱Q>0；若系統(tǒng)向環(huán)境放熱Q<0強(qiáng)調(diào)：熱是體系與環(huán)境因溫度不同交換的能量，無交換，則無熱，熱是一個(gè)過程量，途徑函數(shù)。2、功(work)：體系發(fā)生過程變化時(shí)，體系與環(huán)境之間除熱以外其它各種形式傳遞的能量，都稱為功。單位：焦耳（J）。符號(hào)規(guī)定：系統(tǒng)對環(huán)境作功W<0；環(huán)境對系統(tǒng)作功W>0強(qiáng)調(diào)說明：由定義可知，與熱一樣，功與過程相聯(lián)系的，是過程量，途徑函數(shù)。由于熱和功是過程量，途徑函數(shù)，不是體系的狀態(tài)函數(shù)，因此，不具有全微分性質(zhì)，所以對熱Q和功W的微小量變化用，表示，而不用dQ，dW表示。第三節(jié)熱力學(xué)第一定律（20min）一、熱力學(xué)第一定律（TheFirstLawofThermodynamics）5min熱力學(xué)第一定律的表述方式：1、不能制造出第一類永動(dòng)機(jī)。2、熱現(xiàn)象領(lǐng)域中能量守恒與轉(zhuǎn)化定律。二、熱力學(xué)能（thermodynamicenergy）7min熱力學(xué)能，以前稱為內(nèi)能（internalenergy）：符號(hào)(U)，指系統(tǒng)內(nèi)部能量的總和，包括分子運(yùn)動(dòng)的平動(dòng)能、分子內(nèi)的轉(zhuǎn)動(dòng)能、振動(dòng)能、電子能、核能以及各種粒子之間的相互作用位能等。說明：1.熱力學(xué)能的絕對值無法求出，其改變量可測。2.熱力學(xué)能是系統(tǒng)的廣度性質(zhì)，具有加和性。3.熱力學(xué)能是體系的狀態(tài)函數(shù)，其改變量只與始、終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)。三、熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式對于一個(gè)封閉系統(tǒng)，熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：對于微小的變化，有：說明：因?yàn)闊崃W(xué)能是狀態(tài)函數(shù)，數(shù)學(xué)上具有全微分性質(zhì)，微小變化可用dU表示；Q和W不是狀態(tài)函數(shù)，微小變化用d表示，以示區(qū)別。討論：①對于孤立體系，Q＝0，W＝0，ΔU＝0，即孤立體系熱力學(xué)能為一常數(shù)，始終不變。②對于絕熱體系，Q＝0，即△U＝W③對于一般的封閉體系：（對封閉系統(tǒng)的循環(huán)過程：ΔU＝0，Q＝-W）第四節(jié)可逆過程與體積功（80min）一、體積功25min化學(xué)熱力學(xué)中，主要是體積功。在以后的內(nèi)容中，體積功用W表示，其他非體積功(電功、表面功)用W'表示。1、定義式：體積功的定義式為：體積功大小，由p外與dV大小兩項(xiàng)來決定，如p外＝0或dV＝0，則無體積功，當(dāng)體系膨脹時(shí)，體系對環(huán)境做功，dV＞0，∴δW＜0；反之，當(dāng)環(huán)境壓力大于體系壓力，體系體積減小dV＜0，δW＞0。二、功與過程30min功不是狀態(tài)函數(shù)，其數(shù)值與過程有關(guān)，一定量的氣體從體積V1膨脹到體積V2，若經(jīng)歷的過程不同，則所作的功也不同。1、自由膨脹（pe=0）W=02、恒外壓膨脹（p=pe）說明：通過例題講解說明氣體變化始終態(tài)相同，但所經(jīng)過的途徑不同，體系所做的功的大小也不同，功與途徑有關(guān)不是狀態(tài)函數(shù)。3、準(zhǔn)靜態(tài)過程：系統(tǒng)在任一瞬間的狀態(tài)都極接近于平衡態(tài)，整個(gè)過程可以看作是由一系列極接近于平衡的狀態(tài)所過程的，因此這種過程成為準(zhǔn)靜態(tài)過程（quasi-staticprocess）。說明：準(zhǔn)靜態(tài)過程是一種理想過程，實(shí)際上是辦不到的。無限緩慢地壓縮和無限緩慢地膨脹過程可近似看作為準(zhǔn)靜態(tài)過程。準(zhǔn)靜態(tài)過程中，膨脹過程，系統(tǒng)對環(huán)境所作的功最大；壓縮過程，環(huán)境對系統(tǒng)所作的功最小。三、可逆過程（reversibleprocess）25min某體系經(jīng)一過程從狀態(tài)（1）變到狀態(tài)（2）之后，如果能使體系和環(huán)境都完全復(fù)原，則該過程稱為熱力學(xué)可逆過程。說明：上述準(zhǔn)靜態(tài)膨脹過程若沒有因摩擦等因素造成能量的耗散，可看作是一種可逆過程。過程中的每一步都接近于平衡態(tài)，可以向相反的方向進(jìn)行，從始態(tài)到終態(tài)，再從終態(tài)回到始態(tài)，體系和環(huán)境都能恢復(fù)原狀。強(qiáng)調(diào)：可逆過程的特點(diǎn)補(bǔ)充說明：可逆過程是一種理想的過程，是一種科學(xué)的抽象，自然界并不存在真正的可逆過程?？赡孢^程與平衡密切相關(guān)，且有些重要的熱力學(xué)函數(shù)的改變量也只有通過可逆過程才能求算，因此可逆過程的概念非常重要。第五節(jié)焓（40min）一、焓（enthalpy）的定義：U+pV=HQp=H2－H1即DH=Qp二、焓的基本性質(zhì)：1、焓是狀態(tài)函數(shù)；2、焓是廣度性質(zhì)，具有加和性；3、焓的絕對值不能確定，但可求變化值；4、焓具有能量量綱，kJ。思考：焓具有能量量綱，是否與內(nèi)能一樣表示體系含有的某種能量？強(qiáng)調(diào)說明：焓沒有確切的物理意義，不能把它誤解為體系中所含的熱量。內(nèi)能的絕對值不知，焓的絕對值也同樣不知，但其改變量可通過等壓過程的熱量來度量。因?yàn)榇蠖鄶?shù)化學(xué)反應(yīng)都在恒壓條件下進(jìn)行，因此，焓比內(nèi)能具有更大的實(shí)用價(jià)值。第六節(jié)熱容（40min）一、熱容(heatcapacity)10min1、一定量的物質(zhì)，若不發(fā)生相變或化學(xué)變化的情況下，吸熱δQ后，其溫度由T升到T＋dT，那么δQ與dT的比值，稱為該物質(zhì)的熱容C(heatcapacity)。C＝δQ/dT2、由于大多數(shù)物質(zhì)的Q與溫度的關(guān)系式，不是直線而是曲線，那么曲線上任一點(diǎn)的斜率，則為該溫度下的熱容，不同溫度時(shí)的熱容是不同的。3、熱容大小與物質(zhì)量有關(guān)4、熱容與途徑有關(guān)的量，不是體系的狀態(tài)函數(shù)。因?yàn)镼是途徑函數(shù)，因此熱容也是途徑函數(shù)?；瘜W(xué)熱力學(xué)主要討論是恒壓過程的摩爾熱容Cp,m和恒容過程的摩爾熱容CV.m，但在一定條件下，Cp.m和CV.m是狀態(tài)函數(shù)。二、等壓熱容Cp與等容熱容CV18min物質(zhì)在等壓變化過程的熱容，叫等壓熱容，用Cp表示，1mol物質(zhì)的等壓熱容，叫摩爾等壓熱容，用Cp.m表示。物質(zhì)在等容變化過程的熱容，叫等容熱容，用CV表示，1mol物質(zhì)的等容熱容，叫摩爾等容熱容，用CV.m表示。對于無非體積功、無相變、無化學(xué)反應(yīng)的封閉體系，恒壓條件下：對于無非體積功、無相變、無化學(xué)反應(yīng)的封閉體系，恒容條件下：第七節(jié)熱力學(xué)第一定律的應(yīng)用（80min）一、對理想氣體的應(yīng)用50min（一）理想氣體的熱力學(xué)能和焓強(qiáng)調(diào)說明：理想氣體的熱力學(xué)能僅只是溫度的函數(shù)，與體積或壓力無關(guān)。推廣：根據(jù)焓的定義式H=U+pV，對于理想氣體，有H=U+pV=U(T)+nRT=H(T)強(qiáng)調(diào)：理想氣體的焓也僅是溫度的函數(shù)，與體積或壓力無關(guān)。即：ΔU＝0；ΔH＝0。（二）理想氣體的Cp與Cv之差1、理想氣體的Cp與Cv僅是溫度的函數(shù)。對于氣體物質(zhì)，Cp總是大于CV。2、Cp與CV的關(guān)系：強(qiáng)調(diào)：理想氣體Cp與CV的關(guān)系：Cp－CV＝（0+p）×＝nR或，Cp,m－CV,m＝R（三、）理想氣體的絕熱過程1.絕熱過程：系統(tǒng)與環(huán)境間無熱量交換，即Q=0，dU＝δW說明：絕熱過程中，只要系統(tǒng)與環(huán)境間有功的交換，系統(tǒng)溫度必然發(fā)生變化。若系統(tǒng)對環(huán)境作功，則系統(tǒng)溫度降低，熱力學(xué)能減??；若環(huán)境對系統(tǒng)作功，則系統(tǒng)溫度升高，熱力學(xué)能增大。2.理想氣體絕熱方程，其中γ稱為熱容比。單原子理想氣體：；雙原子理想氣體：強(qiáng)調(diào)：理想氣體絕熱過程方程式（3種形式）1）p1V1γ=p2V2γ,或pVγ=常數(shù)2）T1V1γ-1=T2V2γ-1,或TVγ-1=常數(shù)3）T1p11-γ=T2p21-γ,或p1-γTγ=常數(shù)3、絕熱過程功的計(jì)算W＝CVΔT＝CV(T1－T2)一般過程均可適用4.理想氣體絕熱可逆過程與等溫可逆過程的區(qū)別絕熱可逆過程所作功小于等溫可逆過程所作功。強(qiáng)調(diào)：系統(tǒng)從同一始態(tài)出發(fā)，經(jīng)絕熱可逆和絕熱不可逆過程，達(dá)不到相同的終態(tài)。（由例題結(jié)果說明）二、對實(shí)際氣體的應(yīng)用（一）節(jié)流膨脹焦耳—湯姆遜實(shí)驗(yàn)(Jole—Thomson)節(jié)流膨脹的熱力學(xué)特征(Q=0)：以整個(gè)裝置內(nèi)氣體為系統(tǒng)，有：（二）節(jié)流膨脹是等焓（恒焓）過程強(qiáng)調(diào)：實(shí)際氣體的節(jié)流膨脹為等焓過程，理想氣體進(jìn)行節(jié)流膨脹，當(dāng)然也是一個(gè)等焓過程。足夠低壓的氣體（可看作理想氣體）經(jīng)節(jié)流膨脹（恒焓過程）后溫度不變：H=f(T)真實(shí)氣體，節(jié)流膨脹后，實(shí)驗(yàn)發(fā)現(xiàn)溫度變化：H=f(T,p)（三）Jole—Thomson系數(shù)1、定義：焦耳—湯姆遜系數(shù)，或叫節(jié)流系數(shù)。實(shí)驗(yàn)測定，常溫，大多數(shù)氣體的＞0，空氣的＝0.4，但H2，He等＜0。2、應(yīng)用μJ-T>0,dT<0,制冷μJ-T<0,dT>0,制熱取決于氣體性質(zhì)和所處的T和pμJ-T=0,dT=0,溫度不變第八節(jié)熱化學(xué)（80min）一、化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)1、非體積功為零，等容條件下進(jìn)行的反應(yīng)，其熱效應(yīng)稱為等容熱效應(yīng)，用QV或DrU表示；非體積功為零，等壓條件下進(jìn)行的反應(yīng)，其熱效應(yīng)稱為等容熱效應(yīng)，用Qp或DrH表示；2、QV與Qp的關(guān)系：Qp＝QV＋(Δn)RT二、反應(yīng)進(jìn)度1．反應(yīng)進(jìn)度的定義式：任一個(gè)化學(xué)反應(yīng)計(jì)量方程式：aA＋dD＝gG＋rR反應(yīng)進(jìn)度定義式：ξ＝ΔnA/(－a)＝ΔnD/(－d)＝ΔnG/g＝ΔnR/r通式：ξ＝ΔnB/νB對微小變化dξ＝dnB/νB2．ξ的物理意義強(qiáng)調(diào)說明：引入反應(yīng)進(jìn)度的最大優(yōu)點(diǎn)是，不論反應(yīng)進(jìn)行到任何時(shí)刻，用任一反應(yīng)物或產(chǎn)物所表示的反應(yīng)進(jìn)都是相等的。3．反應(yīng)的摩爾焓變（△rHm）和摩爾熱力學(xué)能變（△rUm）三、熱化學(xué)方程式化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)常用熱化學(xué)方程式表示。熱化學(xué)方程式的書寫應(yīng)注意事項(xiàng)。第八節(jié)化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)的計(jì)算（80min）一、赫斯（Hess）定律，1、蓋斯定律奠定了熱化學(xué)的基礎(chǔ)，是熱力學(xué)最基本定律。2、蓋斯定律的意義，使得熱化學(xué)方程式象普通代數(shù)方程一樣進(jìn)行運(yùn)算。但要注意，各個(gè)化學(xué)反應(yīng)式的反應(yīng)條件必須相同。3、對于一些難于直接測量的熱效應(yīng)化學(xué)反應(yīng)，其熱應(yīng)可以用已知化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)來推算。二、生成焓1、標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓（standardmolarenthalpyofformation）由標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下(TK，一般指298.1