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第6章 熱化學 化學

任課教師：顏明賢

第六章

熱化學

崑山科大材料工程系

第6章 熱化學

崑山科大材料工程系 2

本章內容

6.1 能量的本質與形態

6.2 化學反應的能量變化

6.3 熱力學簡介

6.4 反應焓

6.5 卡計法

6.6 標準生成焓與標準反應焓

6.7 溶解熱與稀釋熱

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6.1 能量的本質與形態

能量看不到、摸不到且沒有重量，能量有許多種不同的形式 ，敍述如下：

功在化學上的定義為可使受體改變位置的能量傳遞方式。

輻射能為電磁輻射的能量。

熱能為原子或分子無規運動的能量與溫度有關，原子或 分子運動愈劇烈，則物質的溫度愈高熱能愈大。

化學能為物質貯存在化學結構上的能量 。

位能 是物質在不同位置上所具有的能量 。

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能量守恆

所有形式的能量都可以

互相轉換，但總量維持

不變，能量不能創造亦

不能毀滅，此為能量守

恆定律，即宇宙的總能

量守恆。

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6.2 化學反應的能量變化

熱為使受體改變溫度的能量傳遞形式。

熱化學 是研究化學反應之反應熱的領域 。

系統 為化學反應中所要探討的特定部分，

通常是指反應涉及的物質。外界是指系統以

外的部分。

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系統有三種。

開放系統 可與外界交換質量及能量。

密閉系統 系統與外界只交換能量不能交換質量。

孤立系統 系統與外界的質量及能量均不能交換。

放熱程序 系統將熱能傳遞給外界 。

吸熱程序 由外界供應熱給系統 。

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熱量傳遞

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容器中水的三種系統

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氫氣飛船爆炸

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放熱與吸熱

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6.3 熱力學簡介

熱力學(thermodynamics)是研究熱與各種能

量形式間轉換的一門科學。

能量、壓力、體積及溫度等性質為狀態函數。

狀態函數是指變化量只跟初態和終態有關而

與進行的路徑無關。

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熱力學第一定律

熱力學第一定律是基於能量守恆定律，其敘

述為能量可從一種形式轉變成另一種形式，

但既不能創造亦不能毀滅。

ΔE ＝ E f － Ei

ΔE sys + ΔEsurr = 0

ΔE ＝ q + w

q：外界與系統的熱傳遞’＋’表吸熱, ’ －’表放

熱 w：外界對系統作功為正值，反之為負值。

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登山者重力位能的變化

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功

w ＝ F × d = – P × ΔV (功的單位為 L．atm )

氣體膨脹時， ΔV＞0, w＞0;

氣體壓縮時， ΔV＜0, w＜0。

熱

內能的另一成份 q，和 w 一樣都不是狀態函

數。

功與熱

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符號的涵義

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外界壓力與体積變化

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6.4 反應焓Enthalpy

熱力學第一定律在定容及定壓下的應用

焓 定壓下的熱含量以H表示，定義為

H = E＋PV

焓為外延性質，與數量有關，焓的絕對值無法得到，只能得到焓變化，即ΔH。

反應焓為生成物的焓與反應物的焓之差：

ΔH＝H(生成物)－H(反應物)

ΔH＞0 吸熱程序；ΔH＜0 放熱程序。

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系統的焓可定義為：

H＝E＋PV (6.6)

E、P及V均為狀態函數，故H亦為狀態函數。任何程序焓變化可寫成 ：

ΔH ＝ ΔE ＋Δ(PV) (6.7)

在定壓下：

ΔH ＝ ΔE ＋ PΔV (6.8)

比較式(6.5)與(6.8) qP ： qp ＝ΔH

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熱化學方程式為在化學方程式中加上焓變

化表示，熱化學方程式的寫法規則如下：

1. 化學計量係數相當於物質的莫耳數。

2. 當反應以逆方向書寫，則須異號。

3. 若將熱化學方程式乘以n倍，則 ΔH亦須同乘n

倍。

4. 在書寫熱化學方程式時，必須指明物質的物理

狀態。

熱化學方程式

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吸熱及放熱

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鈉與水的反應

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氣體對外作功

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6.5 卡計法

物理或化學程序的熱變化可使用卡計測量，

卡計法calorimetry為測量熱變化的方法。

比熱

使1 g的物質上升1℃所需的熱，單位是 J/g．℃

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卡計法（續）

熱容量

使特定物質上升1℃所需的熱，單位是 J/℃。比

熱為內涵性質，熱容量為外延性質，兩者的關

係為

C＝ms

熱變化

q ＝m s Δt ，q為正值，表示吸熱；若q為負值，

表示放熱。

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常見物質的比熱

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定容卡計法

定容是指容器體積固定

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定壓卡計法

定壓卡計的裝置比定容卡計簡單，可測量非

燃燒反應的熱變化。

由於壓力維持固定，此程序的熱變化(q)等

於焓變化(ΔH) 。

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定壓卡計

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定壓下的典型反應熱

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6.6 標準生成焓與標準反應焓

習慣上以標準狀態下的元素之焓值為參考零

點。標準生成焓則定義為從1 atm下的組成

元素結合形成1 mol化合物的焓變化。

標準狀態是指1 atm，因此稱為標準焓，符

號的上標“o”表示標準狀態，下標“f”表示

生成反應。雖然標準狀態沒有指定溫度，但

通常是在25℃下的測量值 ，本書的 ΔHf o都

是指25℃。

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碳的同素異性體

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標準反應焓ΔH的定義為在1

atm下進行的反應之焓變化

寫成通式：

ΔHof ＝Σn(生成物)－Σm(反應物)

m及n分別表示反應物與生成物的莫耳數，符號“Σ”表示總

和之意。 ΔHof可從直接法或間接法獲得。

當化合物無法從組成元素合成時，使用間接

法計算ΔH。黑斯定律基於H為狀態函數，

表示當反應物轉變成生成物時，不論是經單

一步驟或是多重步驟，其焓變化均相同 。

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白磷在空氣中燃燒

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黑斯定律的應用

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6.7 溶解熱與稀釋熱

溶解熱或溶解焓ΔHsoln 為定量溶質溶於定量溶劑所

產生或吸收的熱量。

ΔHsoln= Hsoln – Hcomponents

晶格能：將1 mol 固態離子化合物完全解離

氣態離子所需的能量。

水合熱：水合程序的焓變化。

稀釋熱：溶液加入更多的溶劑時，會釋出或

吸收熱量，此稀釋過程伴隨的熱變化

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NaCl溶解過程

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