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物化 第二章 热力学第一定律
热力学第一定律（the first law of thermodynamics）是涉及热现象领域内的能量守恒和转化定律，反映了不同形式的能量在传递与转换过程中守恒。
编辑于2022-08-05 23:11:36- 热力学第一定律
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热力学第一定律
一、 热力学基本概念及术语
一、系统与环境
1. 系统：研究的对象。即我们研究的那部分物质或空间。也称物系或体系。
2. 环境：系统之外与之有直接联系的那部分物质或空间。
3. 系统分类
(1) 孤立系统：系统与环境无能量交换，也无物质交换。
(2) 封闭系统：系统与环境有能量交换，无物质交换。
(3) 敞开系统：系统与环境有能量交换，也有物质交换。
二、平衡态
1．定义
处于某状态下的系统与其环境之间的一切联系被 隔绝，他们的状态不随时间变化
2．平衡态必须满足的条件
(1) 热平衡。 无隔热壁存在时温度处处相等
(2) 力学平衡。无刚性壁存在时压力处处相等
(3) 相平衡。 多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变
(4) 化学平衡。反应体系中各物的数量不再随时间而改变
三、状态与状态函数
1. 状态与状态函数
(1) 状态函数
仅与过程的始末状态相关的热力学性质
如U、H、p、V、T等
(2) 途径函数
与所经历的途径相关的性质
如W、Q等
(3) 状态函数法
在计算系统状态函数的改变量时，可在的初、末态之间任意设计方便的途径去计算，完全不必拘泥于实际变化过程 ，这是热力学研究中一个极其重要的方法
状态一定值一定
殊途同归变化等
周而复始变化零
(4) 状态方程
体系状态函数之间的定量关系式
经验证明，只有两个是独立的，它们的函数关系可表示为
2. 广度性质与强度性质
(1) 广度性质
在均相系统中，它们的数值与系统所含物质 、的数量成正比（如V、H、U、G、A等）
广度性质具有加和性
(2) 强度性质
在确定的状态下，它们的数值与系统所含物质的多少无关（如 p、T、ρ、x等）
强度性质无加和性
(3) 广度性质除以描述数量的广度性质，可得到一强度性质
如
四、过程和途径
1. 过程
系统状态发生的任何变化
2. 途径
系统状态发生变化过程的具体步骤
3. 常见过程
1| 恒温
始终
等温过程
2| 恒压
始终
等压
恒外压
3| 恒容
过程中系统的体积始终保持不变
4| 绝热
系统与环境间无热交换的过程
5| 循环
经历一系列变化后又回到始态的过程。循环过程前后状态函数变化量均为零
6| 可逆
将推动力无限小、系统内部与环境之间在无限接近平衡条件下进行的过程
特点
1. “双复原”：系统经历某过程后，能够通过原过程的反向变化而使系统和环境都回到原来的状态（在环境中没有留下任何变化）
2. 可逆过程是在无限接近平衡条件下进行的过程即
3. 可逆过程是一种理想化的过程
典型可逆过程
可逆膨胀和可逆压缩
可逆传热
可逆相变
可逆化学反应
4. 途径函数特点
(1) 只有系统发生一个变化时才有过程函数。
(2) 过程函数不仅与始、终态有关，还与途径有关。
(3) 没有微分，只有微小量；微小量表示
五、功和热
1. 热Q
系统与环境因温差引起交换的能量
Q>0（正值）表示系统吸热
Q<0（负值）表示系统放热
单位J、kJ
2. 功W
除热之外的系统与环境交换的能量
W>0（正值）表示系统接受功
W<0（负值）表示系统对外作功
单位J、kJ
六、热力学能 U
1. 定义
系统内部所有粒子微观能量总和
单位J、kJ
2. 组成
①分子的动能—— 主要取决于分子间距离
是T的函数
②分子间相互作用势能—— 主要取决于分子间距离
是V、T的函数
对理想气体没有势能
③分子内部的能量—— 电子、原子核等的能量
3. 热力学能是状态函数，广度性质
二、 热力学第一定律
一、热力学第一定律的文字表述
隔离系统无论经历何种变化其能量守恒。
隔离系统中能量的形式可以相互转化，但不会凭空产生，也不会自行消灭。
二、热力学第一定律的数学表达式
系统+ 环境 = 隔离系统
隔离系统能量增量 = 系统的能量增量 + 环境的能量增量
对封闭系统
系统的能量增量ΔU
环境的能量增量-(Q+W)
热力学第一定律数学表达式为
对变化无限小的量：
三、热力学第一定律的其他表述
第一类永动机不能制造出来。
隔离系统的热力学能为一常量。
热力学能是状态的函数。
三、 功的计算
一、功的分类
1. 体积功
由于系统体积变化，系统与环境交换的能量
2. 非体积功
除体积功以外的功
二、体积功的计算
1. 体积功定义
2. 体积功计算
微小功
功
注：被积函数永远是p(环)！
3. 关于功的说明
(1) 不论系统是膨胀还是压缩，其体积功均为
(2) 只有上述量才是体积功，而 pV 或 Vdp 都不是体积功
(3) 功不是系统的性质，只是在系统发生变化过程中与环境交换能量时才出现，所以功不是状态函数，与过程的具体途径有关，称为途径函数。 系统状态变化始、末态相同，途径不同，则W不同。
4. 常见过程体积功的计算
向真空的自由膨胀过程
恒容过程
恒外压过程
外压恒定不变
可逆过程
四、 恒容热、恒压热、及焓
一、恒容热与热力学能变
恒容热定义
系统进行一个恒容且Ｗ′＝０的过程中与环境交换的热
单位：J或 kJ
微小变化
适用条件
二、恒压热与焓变
恒压热定义
系统进行一个恒压且Ｗ′＝０的过程中与环境交换的热
单位：J或 kJ
微小变化
适用条件
三、焓的定义
1．焓的定义
单位：J或 kJ
2. 焓的特性
(1) 状态函数、广延性质。
(2) 具有状态函数、广延性质的所有特性。
(3) 焓是人为导出的函数本身没有明显的物理意义。 焓不是能量！pV 也不是体积功！ 在恒压过程中 ： W 体 = - ∑ p 环
(4) 焓与热力学能一样目前还无法得到其绝对值，只能计算系统发生变化时的改变量。
四、
将不可测量量 ΔU ΔH 转变为可测量 Q V 与 Q p
将与途径有关的过程函数 Q 转变为与途径无关的状态
将与途径有关的过程函数 Q、W 转变为与途径无关的状态函数的变化量；可以用设计虚拟过程进行计算
五、 摩尔热容
1. 摩尔定容热容
定义
1mol 物质在恒容、非体积功为零条件下，仅因温度升高 1K 所需的热
单位
应用
①在恒容、非体积功为零、单纯pVT 变化条件下
②不恒容，理想气体单纯pVT 变化过程 ΔU 的计算
2. 摩尔定压热容
定义
1mol 物质在恒压、非体积功为零条件下，仅因温度升高1K 所需的热
单位
应用
①在恒压、非体积功为零、单纯pVT 变化条件下
②不恒压，理想气体单纯pVT 变化过程 ΔU 的计算
3.
对理想气体
对凝聚态物质
4.
物质的摩尔热容通常情况下是温度的函数
5. 平均摩尔热容
定义
表示方法
①列表；②曲线。
平均摩尔热容与真热容的关系
六、 热力学第一定律对理想气体的应用
一、 理想气体的热力学能和焓
1. 焦耳实验
1.
结论：p外=0， W=0； 又：温度不变， Q=0； △U=Q+W=0
2. 焦耳实验结果
理想气体的 热力学能 与 焓 只是 温度 的函数
3. 理想气体的热力学能只是温度的单一函数
4. 理想气体的焓只是温度的单一函数
二、
1. 对理想气体
2. 对凝聚态物质
三、 理想气体恒容、恒压过程
1. 恒容
2. 恒压
四、 理想气体恒温过程
四、
恒温、恒外压
恒温可逆
五、 理想气体绝热过程
绝热恒外压不可逆
联立可求T1、T2
理想气体绝热可逆
绝热指数
理想气体绝热可逆过程方程式
当系统从同一初态出发，经过绝热过程膨胀到相同压力的末态时，可逆过程末态的温度低于不可逆过程末态的温度，可逆过程系统对环境作的功大于不可逆过程系统对环境作的功
理想气体的绝热可逆线与恒温可逆线的比较
绝热可逆方程
斜率
恒温可逆方程
斜率
体积膨胀时绝热线的压力下降更快, 这是因为绝热时系统不能从环境获取热量, 消耗内能作功而导致温度下降
七、 热力学第一定律对实际气体的应用
一、焦耳— 汤姆生实验
节流膨胀证实了真实气体的内能和焓既是温度的函数，也是压力和体积的函数。U=f(T,V) 或 U=f(T,p) H=f(T,V) 或 H=f(T,p)
节流膨胀
在绝热条件下的始末态分别保持压力恒定的膨胀过程
总体来看是减压过程，对单个系统恒压
1、节流膨胀后温度变化情况
(1) 致冷效应：始态为常压及室温时，多数气体经节流膨胀后温度下降
(2) 致热效应：有些气体如氢、氦等，经节流膨胀后温度升高
(3) 各种气体在压力足够低时，节流膨胀前后温度不变；例如:理想气体。
2、节流膨胀过程热力学特征
恒焓过程
节流膨胀过程为恒焓过程
不可逆过程
节流效应
节流膨胀系数 / 焦—汤系数
减压、绝热、恒焓、不可逆
二、实际气体的热力学能与焓
1. 对实际气体节流膨胀过程
循环公式
H不仅是T的函数，也是p或V的函数，
U不仅是T的函数，也是p或V的函数
2. 节流效应的热力学分析
3. 致冷致热转换曲线
工作物质（即筒内的气体）不同，转化曲线的T、p区间也不同
八、 热力学第一定律对相变化的应用
一、相变与相变焓定义
相
系统中性质完全相同的均匀部分。 完全相同是指化学性质与物理性质都完全相同；均匀是指均匀到分子级
相变
系统中物质在不同相之间的转变
相变焓
1mol纯物质于恒定温度T及该温度的平衡压力下， 发生相变时对应的焓变或热，也称相变热。（或摩尔相变焓、摩尔相变热）
恒温恒压
单位：Jmol-1或 kJmol-1
二、纯组分相变种类
三、可逆相变与不可逆相变
可逆相变化
在无限接近相平衡条件下进行的相变化。
对纯组分
两相平衡条件下进行的相变化叫可逆相变。即恒温、恒压且压力等于平衡压力时的相变。
可逆相变焓
可逆相变焓是 1mol 纯组分可逆相变过程的焓变或热。
四、相变焓与温度关系
五、可逆相变过程的
六、不可逆相变过程的
不可逆相变需要设计一个虚拟过程
注：状态函数可设计过程计算，过程函数必须用实际过程计算。
九、 热力学第一定律对化学变化的应用
一、化学反应计量通式及反应进度
1．化学反应计量通式
2．反应进度ξ
单位：mol（反应），简写为 mol
注意：同一化学反应写法不同，则 ξ 不同 同一化学反应用不同反应物表示时，其 ξ 相同
二、标准摩尔反应焓
1．摩尔反应焓
单位：J/mol
ΔrHm的数值与计量式的写法有关
2．物质的标准态
气体
在标准压力pΘ下表现出理想气体行为纯质气体的假想状态
液体、固体
在标准压力pΘ下纯质液体、纯质固体状态
3．标准摩尔反应焓
的反应，在各组分均处于温度 T 的标准状态下反应的摩尔反应焓
单位： J /mol 、kJ /mol
4．标准摩尔反应焓与摩尔反应焓的关系
适用条件：理想气体，纯质液、固体忽略压力影响、或形成理想混合物。
三、标准摩尔生成焓
1．生成反应
由稳定单质生成1mol指定相态的化合物的反应
2．标准摩尔生成焓
在T温度标准状态下，由稳定单质生成 1mol β 相的化合物B的焓变，叫该化合物B(β)在T温度下的标准摩尔生成焓
单位：J/mol，kJ/mol
3．化学反应中各组分标准摩尔生成焓与反应的标准摩尔反应焓之间的关系
四、标准摩尔燃烧焓
1．标准摩尔燃烧焓
在T温度标准状态下，1mol β 相的化合物B与氧进行完全氧化反应的焓变。叫该化合物B(β)在T温度下的标准摩尔燃烧焓
单位： J/mol 、kJ/mol
2．完全氧化反应
3．化学反应中各组分标准摩尔燃烧焓与反应的标准摩尔反应焓之间的关系
燃烧要加负号
五、标准摩尔反应焓与温度的关系
基希霍夫公式
六、化学反应的恒压热和恒容热的计算
恒压反应热：
恒容反应热：
关系：
（1）反应系统为理想气体
（2）反应系统为凝聚态
（3）多相系统
关于最高火焰温度和爆炸所能达到的最高温度
(1) 火焰 — 恒压燃烧过程。
(2) 爆炸 — 恒容反应因温度、压力升高而引起的破坏。
(3) 最高温度 — 反应系统中无任何热损失
(4)
绪论
热力学的研究对象
（1）研究热、功和其他形式能量之间的相互转换及其转换过程中所遵循的规律
（2）研究各种物理变化和化学变化过程中所发生的能量效应
（3）研究化学变化的方向和限度
热力学方法
（1）研究对象是大数量分子的集合体，研究宏观性质，所得结论具有统计意义
（2）只考虑变化前后的净结果，不考虑物质的微观结构和反应机理
（3）能判断变化能否发生以及进行到什么程度，但不考虑 变化所需要的时间
局限性
不知道反应的机理、速率和微观性质，只讲可能性，不讲现实性
热力学第一定律
一、 热力学基本概念及术语
一、系统与环境
1. 系统：研究的对象。即我们研究的那部分物质或空间。也称物系或体系。
2. 环境：系统之外与之有直接联系的那部分物质或空间。
3. 系统分类
(1) 孤立系统：系统与环境无能量交换，也无物质交换。
(2) 封闭系统：系统与环境有能量交换，无物质交换。
(3) 敞开系统：系统与环境有能量交换，也有物质交换。
二、平衡态
1．定义
处于某状态下的系统与其环境之间的一切联系被 隔绝，他们的状态不随时间变化
2．平衡态必须满足的条件
(1) 热平衡。 无隔热壁存在时温度处处相等
(2) 力学平衡。无刚性壁存在时压力处处相等
(3) 相平衡。 多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变
(4) 化学平衡。反应体系中各物的数量不再随时间而改变
三、状态与状态函数
1. 状态与状态函数
(1) 状态函数
仅与过程的始末状态相关的热力学性质
如U、H、p、V、T等
(2) 途径函数
与所经历的途径相关的性质
如W、Q等
(3) 状态函数法
在计算系统状态函数的改变量时，可在的初、末态之间任意设计方便的途径去计算，完全不必拘泥于实际变化过程 ，这是热力学研究中一个极其重要的方法
状态一定值一定
殊途同归变化等
周而复始变化零
(4) 状态方程
体系状态函数之间的定量关系式
经验证明，只有两个是独立的，它们的函数关系可表示为
2. 广度性质与强度性质
(1) 广度性质
在均相系统中，它们的数值与系统所含物质 、的数量成正比（如V、H、U、G、A等）
广度性质具有加和性
(2) 强度性质
在确定的状态下，它们的数值与系统所含物质的多少无关（如 p、T、ρ、x等）
强度性质无加和性
(3) 广度性质除以描述数量的广度性质，可得到一强度性质
如
四、过程和途径
1. 过程
系统状态发生的任何变化
2. 途径
系统状态发生变化过程的具体步骤
3. 常见过程
1| 恒温
始终
等温过程
2| 恒压
始终
等压
恒外压
3| 恒容
过程中系统的体积始终保持不变
4| 绝热
系统与环境间无热交换的过程
5| 循环
经历一系列变化后又回到始态的过程。循环过程前后状态函数变化量均为零
6| 可逆
将推动力无限小、系统内部与环境之间在无限接近平衡条件下进行的过程
特点
1. “双复原”：系统经历某过程后，能够通过原过程的反向变化而使系统和环境都回到原来的状态（在环境中没有留下任何变化）
2. 可逆过程是在无限接近平衡条件下进行的过程即
3. 可逆过程是一种理想化的过程
典型可逆过程
可逆膨胀和可逆压缩
可逆传热
可逆相变
可逆化学反应
4. 途径函数特点
(1) 只有系统发生一个变化时才有过程函数。
(2) 过程函数不仅与始、终态有关，还与途径有关。
(3) 没有微分，只有微小量；微小量表示
五、功和热
1. 热Q
系统与环境因温差引起交换的能量
Q>0（正值）表示系统吸热
Q<0（负值）表示系统放热
单位J、kJ
2. 功W
除热之外的系统与环境交换的能量
W>0（正值）表示系统接受功
W<0（负值）表示系统对外作功
单位J、kJ
六、热力学能 U
1. 定义
系统内部所有粒子微观能量总和
单位J、kJ
2. 组成
①分子的动能—— 主要取决于分子间距离
是T的函数
②分子间相互作用势能—— 主要取决于分子间距离
是V、T的函数
对理想气体没有势能
③分子内部的能量—— 电子、原子核等的能量
3. 热力学能是状态函数，广度性质
二、 热力学第一定律
一、热力学第一定律的文字表述
隔离系统无论经历何种变化其能量守恒。
隔离系统中能量的形式可以相互转化，但不会凭空产生，也不会自行消灭。
二、热力学第一定律的数学表达式
系统+ 环境 = 隔离系统
隔离系统能量增量 = 系统的能量增量 + 环境的能量增量
对封闭系统
系统的能量增量ΔU
环境的能量增量-(Q+W)
热力学第一定律数学表达式为
对变化无限小的量：
三、热力学第一定律的其他表述
第一类永动机不能制造出来。
隔离系统的热力学能为一常量。
热力学能是状态的函数。
三、 功的计算
一、功的分类
1. 体积功
由于系统体积变化，系统与环境交换的能量
2. 非体积功
除体积功以外的功
二、体积功的计算
1. 体积功定义
2. 体积功计算
微小功
功
注：被积函数永远是p(环)！
3. 关于功的说明
(1) 不论系统是膨胀还是压缩，其体积功均为
(2) 只有上述量才是体积功，而 pV 或 Vdp 都不是体积功
(3) 功不是系统的性质，只是在系统发生变化过程中与环境交换能量时才出现，所以功不是状态函数，与过程的具体途径有关，称为途径函数。 系统状态变化始、末态相同，途径不同，则W不同。
4. 常见过程体积功的计算
向真空的自由膨胀过程
恒容过程
恒外压过程
外压恒定不变
可逆过程
四、 恒容热、恒压热、及焓
一、恒容热与热力学能变
恒容热定义
系统进行一个恒容且Ｗ′＝０的过程中与环境交换的热
单位：J或 kJ
微小变化
适用条件
二、恒压热与焓变
恒压热定义
系统进行一个恒压且Ｗ′＝０的过程中与环境交换的热
单位：J或 kJ
微小变化
适用条件
三、焓的定义
1．焓的定义
单位：J或 kJ
2. 焓的特性
(1) 状态函数、广延性质。
(2) 具有状态函数、广延性质的所有特性。
(3) 焓是人为导出的函数本身没有明显的物理意义。 焓不是能量！pV 也不是体积功！ 在恒压过程中 ： W 体 = - ∑ p 环
(4) 焓与热力学能一样目前还无法得到其绝对值，只能计算系统发生变化时的改变量。
四、
将不可测量量 ΔU ΔH 转变为可测量 Q V 与 Q p
将与途径有关的过程函数 Q 转变为与途径无关的状态
将与途径有关的过程函数 Q、W 转变为与途径无关的状态函数的变化量；可以用设计虚拟过程进行计算
五、 摩尔热容
1. 摩尔定容热容
定义
1mol 物质在恒容、非体积功为零条件下，仅因温度升高 1K 所需的热
单位
应用
①在恒容、非体积功为零、单纯pVT 变化条件下
②不恒容，理想气体单纯pVT 变化过程 ΔU 的计算
2. 摩尔定压热容
定义
1mol 物质在恒压、非体积功为零条件下，仅因温度升高1K 所需的热
单位
应用
①在恒压、非体积功为零、单纯pVT 变化条件下
②不恒压，理想气体单纯pVT 变化过程 ΔU 的计算
3.
对理想气体
对凝聚态物质
4.
物质的摩尔热容通常情况下是温度的函数
5. 平均摩尔热容
定义
表示方法
①列表；②曲线。
平均摩尔热容与真热容的关系
六、 热力学第一定律对理想气体的应用
一、 理想气体的热力学能和焓
1. 焦耳实验
1.
结论：p外=0， W=0； 又：温度不变， Q=0； △U=Q+W=0
2. 焦耳实验结果
理想气体的 热力学能 与 焓 只是 温度 的函数
3. 理想气体的热力学能只是温度的单一函数
4. 理想气体的焓只是温度的单一函数
二、
1. 对理想气体
2. 对凝聚态物质
三、 理想气体恒容、恒压过程
1. 恒容
2. 恒压
四、 理想气体恒温过程
四、
恒温、恒外压
恒温可逆
五、 理想气体绝热过程
绝热恒外压不可逆
联立可求T1、T2
理想气体绝热可逆
绝热指数
理想气体绝热可逆过程方程式
当系统从同一初态出发，经过绝热过程膨胀到相同压力的末态时，可逆过程末态的温度低于不可逆过程末态的温度，可逆过程系统对环境作的功大于不可逆过程系统对环境作的功
理想气体的绝热可逆线与恒温可逆线的比较
绝热可逆方程
斜率
恒温可逆方程
斜率
体积膨胀时绝热线的压力下降更快, 这是因为绝热时系统不能从环境获取热量, 消耗内能作功而导致温度下降
七、 热力学第一定律对实际气体的应用
一、焦耳— 汤姆生实验
节流膨胀证实了真实气体的内能和焓既是温度的函数，也是压力和体积的函数。U=f(T,V) 或 U=f(T,p) H=f(T,V) 或 H=f(T,p)
节流膨胀
在绝热条件下的始末态分别保持压力恒定的膨胀过程
总体来看是减压过程，对单个系统恒压
1、节流膨胀后温度变化情况
(1) 致冷效应：始态为常压及室温时，多数气体经节流膨胀后温度下降
(2) 致热效应：有些气体如氢、氦等，经节流膨胀后温度升高
(3) 各种气体在压力足够低时，节流膨胀前后温度不变；例如:理想气体。
2、节流膨胀过程热力学特征
恒焓过程
节流膨胀过程为恒焓过程
不可逆过程
节流效应
节流膨胀系数 / 焦—汤系数
减压、绝热、恒焓、不可逆
二、实际气体的热力学能与焓
1. 对实际气体节流膨胀过程
循环公式
H不仅是T的函数，也是p或V的函数，
U不仅是T的函数，也是p或V的函数
2. 节流效应的热力学分析
3. 致冷致热转换曲线
工作物质（即筒内的气体）不同，转化曲线的T、p区间也不同
八、 热力学第一定律对相变化的应用
一、相变与相变焓定义
相
系统中性质完全相同的均匀部分。 完全相同是指化学性质与物理性质都完全相同；均匀是指均匀到分子级
相变
系统中物质在不同相之间的转变
相变焓
1mol纯物质于恒定温度T及该温度的平衡压力下， 发生相变时对应的焓变或热，也称相变热。（或摩尔相变焓、摩尔相变热）
恒温恒压
单位：Jmol-1或 kJmol-1
二、纯组分相变种类
三、可逆相变与不可逆相变
可逆相变化
在无限接近相平衡条件下进行的相变化。
对纯组分
两相平衡条件下进行的相变化叫可逆相变。即恒温、恒压且压力等于平衡压力时的相变。
可逆相变焓
可逆相变焓是 1mol 纯组分可逆相变过程的焓变或热。
四、相变焓与温度关系
五、可逆相变过程的
六、不可逆相变过程的
不可逆相变需要设计一个虚拟过程
注：状态函数可设计过程计算，过程函数必须用实际过程计算。
九、 热力学第一定律对化学变化的应用
一、化学反应计量通式及反应进度
1．化学反应计量通式
2．反应进度ξ
单位：mol（反应），简写为 mol
注意：同一化学反应写法不同，则 ξ 不同 同一化学反应用不同反应物表示时，其 ξ 相同
二、标准摩尔反应焓
1．摩尔反应焓
单位：J/mol
ΔrHm的数值与计量式的写法有关
2．物质的标准态
气体
在标准压力pΘ下表现出理想气体行为纯质气体的假想状态
液体、固体
在标准压力pΘ下纯质液体、纯质固体状态
3．标准摩尔反应焓
的反应，在各组分均处于温度 T 的标准状态下反应的摩尔反应焓
单位： J /mol 、kJ /mol
4．标准摩尔反应焓与摩尔反应焓的关系
适用条件：理想气体，纯质液、固体忽略压力影响、或形成理想混合物。
三、标准摩尔生成焓
1．生成反应
由稳定单质生成1mol指定相态的化合物的反应
2．标准摩尔生成焓
在T温度标准状态下，由稳定单质生成 1mol β 相的化合物B的焓变，叫该化合物B(β)在T温度下的标准摩尔生成焓
单位：J/mol，kJ/mol
3．化学反应中各组分标准摩尔生成焓与反应的标准摩尔反应焓之间的关系
四、标准摩尔燃烧焓
1．标准摩尔燃烧焓
在T温度标准状态下，1mol β 相的化合物B与氧进行完全氧化反应的焓变。叫该化合物B(β)在T温度下的标准摩尔燃烧焓
单位： J/mol 、kJ/mol
2．完全氧化反应
3．化学反应中各组分标准摩尔燃烧焓与反应的标准摩尔反应焓之间的关系
燃烧要加负号
五、标准摩尔反应焓与温度的关系
基希霍夫公式
六、化学反应的恒压热和恒容热的计算
恒压反应热：
恒容反应热：
关系：
（1）反应系统为理想气体
（2）反应系统为凝聚态
（3）多相系统
关于最高火焰温度和爆炸所能达到的最高温度
(1) 火焰 — 恒压燃烧过程。
(2) 爆炸 — 恒容反应因温度、压力升高而引起的破坏。
(3) 最高温度 — 反应系统中无任何热损失
(4)
绪论
热力学的研究对象
（1）研究热、功和其他形式能量之间的相互转换及其转换过程中所遵循的规律
（2）研究各种物理变化和化学变化过程中所发生的能量效应
（3）研究化学变化的方向和限度
热力学方法
（1）研究对象是大数量分子的集合体，研究宏观性质，所得结论具有统计意义
（2）只考虑变化前后的净结果，不考虑物质的微观结构和反应机理
（3）能判断变化能否发生以及进行到什么程度，但不考虑 变化所需要的时间
局限性
不知道反应的机理、速率和微观性质，只讲可能性，不讲现实性