五、化学热力学、化学平衡

　　【体系】作为研究对象的一定物质或空间所组成的整体,也称系统.体系以外的其他物质或空间则称作环境.例如研究硝酸银和氯化钠在水溶液中的反应,含有这两种物质的水溶液就是体系,而盛溶液的烧杯、溶液上方的空气等就是环境.热力学体系可分三种：孤立体系、封闭体系、敞开体系.

　　【环境】指所研究的物质体系以外的其它部分（见体系条).关于生态环境详见“环境部分”.

　　【敞开体系】体系与环境之间既有物质交换,又有能量交换.

　　【封闭体系】体系与环境之间没有物质交换,只有能量交换.

　　【孤立体系】体系与环境之间既没有物质交换,又没有能量交换.

　　【状态】即体系的状态,在热力学中用体系的性质来规定其状态.决定体系状态的性质有温度、压力、体积、组成等,比如当研究的对象是一定量的纯净气体时,温度和压力一定时,体系的状态就定了.

　　【状态函数】用于规定体系的热力学状态的宏观性质,如体积、温度、压力、物质的量等都叫做状态函数.状态函数的变化只取决于体系的始态和终态,而与变化的途径无关.

　　【压力】物理学中压强的概念,在化学热力学中常称作压力.单位是帕斯卡（Pa),压力为1Pa的含义是：1平方米面积上受到的垂直作用力为1牛顿（1Pa=1Nm-2).

　　【压强】见压力条.

　　【理想气体】忽略了分子本身的体积和分子间作用力的气体.这种气体是不存在的,这只是一种理想状态,当真实气体处在较高的温度和较低的压力的状态下可近似地看成是理想气体.

　　【理想气体状态方程】即PV=nRT.式中P为气体压力,V为气体体积,n为气体的摩尔数,R为气体常数,T为热力学温度.

　　【气态方程】见理想气体状态方程条.

　　【气体常数】理想气体状态方程中的一个常数,常用R表示,R=8.314J•mol-1•K-1.

　　【广度性质】也叫容量性质,是体系宏观性质的一类.广度性质的数值与体系中物质的数量成正比,例如体积、质量、内能等.

　　【强度性质】体系的宏观性质的另一类,其数值与体系中物质的数量无关,仅由体系本身的性质决定,没有加和性,整个体系的强度性质与体系各个部分的强度性质的数值都相同.例如温度、密度、比热、气体压强等.

　　【等温过程】在保持温度不变的情况下（指体系的始态温度与终态温度相同),体系所进行的各种化学或物理的过程.在这种过程中体系和环境间可能有热和功的交换.

　　【等压过程】在恒定压力下（指体系的始态压力与终态压力相同,并等于环境的压力),体系所进行的各种化学或物理的过程.在这种过程中体系和环境可能有热量和功的交换.

　　【等容过程】在保持体积不变的情况下,体系所进行的各种化学或物理的过程.在这种过程中,体系和环境间,可能有热量的交换.

　　【绝热过程】在体系跟环境间没有热量交换的情况下,体系所进行的各种化学或物理过程.例如在有良好的绝热壁的容器内发生的化学反应,可认为是个绝热过程.另外,某些过程进行极迅速,来不及和环境进行热交换,如气体向真空膨胀,也可视为绝热过程.

　　【热力学可逆过程】对体系发生变化时所进行的过程,能通过原来过程的反方向变化而使体系回复到原来状态,同时在环境中没有留下任何永久性变化的过程,称为热力学可逆过程.在这过程进行中的每一瞬间,体系和环境都非常接近于平衡态.在等温的可逆过程中,体系对环境所作的功为最大功,环境对体系所做的功为最小功.可逆过程是一种理想的极限过程.有些实际过程,例如液体在气-液平衡下等温蒸发；原电池在外加电压接近或等于原电池电动势的情况下放电或充电的过程等,都可以近似看成可逆过程.

　　【热力学温标】又称绝对温标或开氏温标,是最基本的温度标定方法.热力学温度用符号T表示,其单位是K（Kelvin的缩写),是国际单位制（SI)的基本单位之一.热力学温标的1度是水的三相点热力学温度的1/273.16.

　　【绝对温标】见热力学温标条.

　　【开氏温标】见热力学温标条.

　　【摄氏温标】规定在101325帕斯卡（1大气压)下水的冰点为0度,沸点为100度,中间分100等分,每等分代表1度.摄氏温标的符号为t,单位是摄氏度用℃表示,水的三相点温度为0.01℃.

　　【焦耳】是能量（功、热)的单位,是SI的导出单位,用“J”表示,1J=1N•m（1焦耳=1牛顿•米).

　　【内能】体系的内能就是体系内部所包含的一切能量,它包括体系内分子运动的动能、分子间相互作用的位能,以及分子内各种粒子（原子、电子、原子核)所具有的能量.但体系本身的动能和位能不包括在内.内能是体系本身的性质,仅决定于体系的状态,在一定的状态下,体系的内能应有一定值,内能是体系的状态函数.内能的绝对值现在还无法测量,然而对热力学来说,重要的不是内能的绝对值而是内能的变化值,这是可以用实验测量的.

　　【焓】体系的状态函数,用符号H表示.焓的定义式是：H=U+pV.U是体系的内能,p是体系压力,V是体积.在一定状态下,体系的焓应有一定值,但现在无法测定焓的绝对值,对热力学来说重要的是焓的变化值,这是可以通过实验测量的.

　　【焓变】体系终态的焓（H2)与始态的焓（H1)的改变量,用△H表示,△H=H2-H1.

　　【热效应】体系在一定温度下（等温过程)发生物理或化学变化时（在变化过程中只做膨胀功而不做其它功),所放出或吸收的热量.化学反应中的热效应又称反应热.根据化学热力学的分析,恒压下的反应热（又称恒压反应热)等于体系的焓变：△H=Qp,△H=（∑H)产物-（∑H)反应物.

　　【放热反应】放出热量的化学反应叫放热反应.在等温等压条件下,放热反应的焓变为负值,△H＜0.

　　【吸热反应】吸收热量的化学反应叫吸热反应.在等温等压条件下,吸热反应的焓变为正值,△H＞0.

　　【反应热】见热效应条.

　　【中和热】在稀溶液中酸碱中和生成1摩尔水的反应热.一元强酸与强碱的中和热约为57千焦,与酸碱种类无关,因为这实际上是1摩尔H+与1摩尔OH-反应生成1摩尔H2O的反应热.弱酸、弱碱以及多元酸碱的中和热,因有电离热的影响,不是定值.

　　【生成热】在热力学标准态下,由稳定单质生成1摩尔化合物时的反应热,叫标准生成热,简称生成热.根据热力学规定,在所有温度下稳定单质的生成热为零,这样化合物的生成热就可通过实验测定.

　　【燃烧热】指1摩尔纯物质完全燃烧,生成稳定的氧化物时的反应热.

　　【盖斯定律】1840年,盖斯（Гecc)在大量实验的基础上提出：“在等容或等压条件下,一个化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其热效应总是相同的.”也就是说,