热力学是研究热与其他形式能量之间转化规律的科学。热力学的基础是热力学第一定律和热力学第二定律。这两个定律是大量人类经验的总结，有着广泛而坚实的实验基础。
化学热力学是利用热力学的规律、原理和方法来研究化学反应以及伴随这些化学反应的物理变化而形成的。
化学研究和解决的主要问题是:
1.与化学反应密切相关的物理过程中的化学反应和能量变化；
2.判断化学反应的方向和限度。
热力学第一定律:
(一)热力学的一些基本概念
1.系统、环境和阶段
当人们通过观察、实验等手段进行科学研究时。，他们往往将事物的某一部分或空从其余部分中分离出来，并以此为研究对象。这部分物质或空为研究对象的称为系统。
在系统之外，与系统交互的其他部分称为环境。
根据系统与环境的关系，系统分为三类:
(1)开放系统:系统与环境之间既有能量交换，又有物质交换。
(2)封闭系统:系统与环境之间只有能量交换，没有物质交换。
(3)隔离系统:系统与环境之间既没有能量交换，也没有物质交换。
体系中物理化学性质完全相同的均匀部分称为相，相与相之间有明显的界面。
一般只含有一个相的系统称为均相系统；具有两相或更多相的系统称为多相系统。
2.状态和状态函数
系统状态是系统各种物理和化学性质的综合表现。在热力学中，用来确定体系的物理量(性质)称为态函数。
状态函数的特点是:其大小只取决于系统的状态；其变化值只取决于系统的初态和终态，与变化方式无关。
系统的状态函数分为两类:广度属性和强度属性；
(1)广度性质:广度性质的大小与体系中物质的量成正比，在体系中是可加的。
(2)强度性质:强度性质的大小与体系中物质的量无关，不是可加性的。
3.过程和方法
系统状态的任何变化都称为过程。
系统经历一个过程，从初始状态到最终状态，并且可以采用许多不同的方式。通常，完成一个过程的具体方式称为方式。
根据过程发生时的不同条件，它可以分为以下几类:
(1)等温过程:系统的初始温度与最终温度相同，等于环境温度的过程称为等温过程。人体有保持一定体温的温度调节系统，所以体内的生化反应可以认为是一个等温过程。
(2)等压过程:系统的初始压力与最终压力相同且等于环境压力的过程称为等压过程。
(3)等容过程:系统体积不变的过程称为等容过程。
(4)循环过程:如果系统从某一状态开始，经过一系列变化又回到原来的状态，这个过程称为循环过程。
4.热和工作
(1)热量
由于系统与环境之间的温度不同，系统与环境之间传递的能量称为热量；用符号q表示.系统吸热，q > 0；向环境释放热量，q < 0。
(2)工作
除热量外，系统与环境之间传递的其他能量称为功，用符号w表示，对环境的功，w > 0；在系统环境下工作，w < 0。
工作可分为体积工作和非体积工作。体积是系统体积变化时随环境转移的功；非体积作品是除体积作品以外的所有其他作品，体积作品用符号表示。
工作也和实现过程的方式有关，不是国家职能。
(2)热力学第一定律
热力学第一定律是能量守恒定律，是人类经验的总结，已经被大量的实验所证实。
热力学第一定律可以表述为:能量有各种形式，可以从一种形式转化为另一种形式，从一个物体转移到另一个物体，但能量的总值在转化和转移过程中保持不变。
1.热力学能量
热力学能也叫内能，用符号U表示，是系统内能的总和，包括系统中分子运动的动能、分子间相互作用的势能和各种粒子(原子、原子核、电子等)的能量。)以及它们在分子中的相互作用。
热力学能量是状态的函数，它的大小取决于系统的状态。在一个确定的状态下，热力学能量的大小是恒定的，其变化由系统的初态和末态决定，与变化的路径无关。
由于系统中粒子的运动方式和相互作用非常复杂，热力学能量的绝对值无法测量，但其变化值可以测量。
当系统从状态A变为状态B时:
二、热力学第一定律的数学表达
系统热力学能量的变化是系统与环境之间热量和功传递的结果。由于能量既不能由空产生，也不能自行消失，所以系统增加的能量必然等于环境损失的能量。
在任何过程中，系统热力学能量的增加等于系统从环境中吸收的热量与环境对系统所做的功之和。
对于微小的变化:
焓
对于不做非体积功的等压过程
等压减压的过程，PSU = p，是一个常数，那么:
由于U、P和V都是态函数，它们的组合U+PV也是态函数。这个状态函数叫做焓，用符号H表示:HU +pV。
因此:
对于有限的变更:
上述公式表明，对于无非体积功的等压过程，系统的焓变化在数值上等于热。
由于焓是状态函数，其变化δ h只取决于系统的初态和末态，与实现变化的方式无关。因此，它还必须取决于系统的初始状态和最终状态，与实现变化的方式无关。
第三，热化学
(一)反应进度
化学反应一般可以写成如下:
该公式通常以下列简单形式书写:
它通常可以用更简单的形式写成，如下所示:
其中:vB是反应物或产物的化学计量数，对反应物取负值，对产物取正值。
对任何反应:
反应进程定义为:
对于有限的更改，可以重写为:
引入反应进度的好处是，用任何反应物或产物来表示反应进度的程度，得到的数值都是一样的。应用反应进度时，必须注明化学反应方程式。
实施例1将10摩尔N2和20摩尔H2在合成塔中混合，通过重复的循环反应产生4摩尔NH3。尝试根据以下两个反应方程式计算反应进度。
(1)
(2)
解:根据反应方程式，生成4摩尔NH3，消耗2摩尔N2。
和6摩尔H2。N2、H2和NH3量的变化可分为:
(N2)=n(N2)-n0(N2)=(10-2)摩尔-10摩尔=-2摩尔
(H2)=n(H2)-n0(H2)=(20-6)摩尔-20摩尔=-6摩尔
(NH3)= n(NH3)-n0(NH3)= 4摩尔-0摩尔= 4摩尔
(2)化学反应的摩尔热力学能量变化和摩尔焓变化
1.反应摩尔热力学能和摩尔焓变的定义
对于化学反应:
2.热力学标准状态
(1)气态物质B的标准状态是指当纯气体和气体混合物都处于标准压力(100 kPa)并表现出理想气体特性时，气态纯B的(假想)状态。
(2)液态和固态纯物质B的标准状态分别是纯液态和固态物质B在标准压力下的状态。
(3)溶剂A在溶液中的标准状态是液体(或固体)纯物质A在标准压力下的状态。溶质B在溶液中的标准状态是标准压力下的摩尔浓度BB =(1mol·kg-1)或浓度CB =(1mol·l-1)，表示溶液无限稀释时溶质B的(假想)状态。
3、二者之间的关系
对于化学反应，反应的摩尔焓为:
(1)如果b是液相或固相:
(2)如果气体参与反应:
实施例2正庚烷的燃烧反应是:
在28.15k时，1.250 g正庚烷在弹式量热计(定容量热计)中完全燃烧放出60.09kJ的热量。试求298.15 K时反应的摩尔焓变..
溶液:正庚烷的摩尔质量m = 100.2g·mol-1，反应前正庚烷的量为:
由于完全燃烧，反应后正庚烷的量为n = 0摩尔。
反应进程变为:
(3)热化学方程式
表示化学反应与反应的摩尔焓变化或摩尔热力学能量变化之间关系的化学方程式称为热化学方程式。
写热化学方程式时注意以下几点:
(1)习惯上把化学反应方程式写在左边，对应的或写在右边，两个
用逗号或分号分隔。其实一般给的是。
(2)标明反应温度和压力。
(3)表明反应物和产物的聚集状态。s、l、G分别用于固体、液体、气体，aq用于水溶液。如果固体物质有不同的晶型，也应注明晶型。
(4)对于同一个化学反应，当化学计量不同时，反应的摩尔热力学能量变化和摩尔焓变也不同。
赫斯定律
1840年，瑞士出生的俄国化学家赫斯指出，无论一个化学反应是一步完成还是分几步完成，反应热总是相等的。
3葡萄糖(C6H12O6)和丙酮酸(C3H4O3)的燃烧反应的热化学方程式如下:
试着计算葡萄糖对丙酮酸的反应:
298.15 K时的标准摩尔焓变
解:用赫斯定律计算。(1)公式1×(2):
在28.15k，葡萄糖到丙酮酸的标准焓变化为:
(5)标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓
对于化学反应:
该反应的标准摩尔焓变为:
1.标准摩尔生成焓
在温度t下，由参比单质生成B时反应的标准摩尔焓变称为B的标准摩尔生成焓，用符号表示。
参考单质一般指在所讨论的温度和压力下每种元素最稳定的单质。在写相应的化学方程式时，使B ν b的化学计量数=+1。
从参比元素E产生B的反应可以由以下通式表示:
上述反应在温度t下的标准摩尔焓变化为:
根据上面的公式:
计算反应的标准摩尔焓变的一般公式为:
实施例4葡萄糖氧化可以提供生命能量:
已知的
试着计算一下反应。
解决方案:查找表:
28.15 K时反应的标准焓变为:
2.标准摩尔燃烧焓
在温度t下，B完全燃烧时的标准摩尔焓变，称为B的标准摩尔燃烧焓，用符号表示。
在写相应的化学方程式时，使。
B的燃烧反应的通式是:
上述反应在温度t下的标准摩尔焓变化为:
规则是零，这是从上面的公式得到的:
计算反应的标准摩尔焓变的一般公式为:
实施例5葡萄糖转化为麦芽糖的反应是:
试着用标准摩尔燃烧焓来计算298.15 K时的上述反应。
标准摩尔焓变。
解决方案:查找表:
28.15 K时反应的标准摩尔焓变化为:
