普通化學(xué) 課件 第1章 熱化學(xué)

第1章熱化學(xué)學(xué)習(xí)要求：（1）理解系統(tǒng)與環(huán)境、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)、反應(yīng)進(jìn)度ξ等的概念。（2）掌握熱與功的概念和計(jì)算，掌握熱力學(xué)第一定律的概念。（3）掌握△fHm?，ΔrHm?的概念及ΔrHm?的計(jì)算。1.1.1熱化學(xué)基本概念（1）系統(tǒng)、環(huán)境及系統(tǒng)分類系統(tǒng)：人為地將一部分物質(zhì)與其余物質(zhì)分開，被劃定的研究對(duì)象稱為系統(tǒng)。環(huán)境：系統(tǒng)之外，與系統(tǒng)密切相關(guān)、影響所能及的部分稱為環(huán)境。1.1熱化學(xué)根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間是否有能量或物質(zhì)的交換，可將系統(tǒng)分為三類：敞開系統(tǒng)

也稱開放系統(tǒng)，系統(tǒng)與環(huán)境之間既有物質(zhì)交換又有能量交換；封閉系統(tǒng)系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量交換而無物質(zhì)交換；隔離系統(tǒng)

也稱孤立系統(tǒng)，系統(tǒng)與環(huán)境之間既無物質(zhì)交換又無能量交換，是一種理想化的系統(tǒng)。（2）狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)是系統(tǒng)所有宏觀性質(zhì)如壓力(p)、溫度(T)、密度(ρ)、體積(V)、物質(zhì)的量(n)及后面將要介紹的熱力學(xué)能(U)、焓(H)、熵(S)、吉布斯函數(shù)(G)等宏觀物理量的綜合表現(xiàn)。有平衡態(tài)和非平衡態(tài)之分。注意：

如系統(tǒng)的宏觀性質(zhì)都處于定值，則系統(tǒng)為平衡態(tài)。狀態(tài)變化時(shí)，系統(tǒng)的宏觀性質(zhì)也必然發(fā)生部分或全部變化。

狀態(tài)函數(shù)是用于描述系統(tǒng)性質(zhì)的物理量，如氣體的壓力p、體積V、溫度T、質(zhì)量m、內(nèi)能U、焓H、熵S、吉布斯函數(shù)G等。狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)：

狀態(tài)函數(shù)是狀態(tài)的單值函數(shù)。狀態(tài)一定，其值一定；狀態(tài)發(fā)生變化，其值也要發(fā)生變化。當(dāng)系統(tǒng)的狀態(tài)發(fā)生變化時(shí)，狀態(tài)函數(shù)的變化量只與系統(tǒng)的始、終態(tài)有關(guān)，而與變化的實(shí)際途徑無關(guān).狀態(tài)函數(shù)的分類容量性質(zhì)：其量值與系統(tǒng)中物質(zhì)的量成正比，具有加和性，如體積、質(zhì)量、熵、焓等。

強(qiáng)度性質(zhì)：其量值與系統(tǒng)中物質(zhì)的量多少無關(guān)，不具有加和性，如溫度、壓力、密度、粘度等。（3）過程與途徑系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生任何的變化稱為過程。實(shí)現(xiàn)一個(gè)過程的具體步驟稱途徑。注意：過程與途徑的區(qū)別.

設(shè)想如果你要把200C的水燒開，要完成“水燒開”這個(gè)過程，你可以有多種具體的“途徑”：如可以在水壺中常壓燒；也可以在高壓鍋中加壓燒開再降至常壓。（4）相

系統(tǒng)中物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)完全相同的均勻部分稱之為相。相與相之間有明顯的界面存在，在界面的兩側(cè)系統(tǒng)的性質(zhì)有著明顯的突變，可以用機(jī)械的方法將它們分開。按相的組成單相（均相）系統(tǒng)多相（非均相）系統(tǒng)氣體：一般是一個(gè)相，如空氣，組分復(fù)雜。液體：視其混溶程度而定，可有1、2、3…個(gè)相。固體：一般有幾種物質(zhì)就有幾個(gè)相，如水泥生料。但如果是固溶體時(shí)為一個(gè)相。固溶體：固態(tài)合金中，在一種元素的晶格結(jié)構(gòu)中包含有其它元素的合金相稱為固溶體。在固溶體晶格上各組分的化學(xué)質(zhì)點(diǎn)隨機(jī)分布均勻，其物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)符合相均勻性的要求，因而幾個(gè)物質(zhì)間形成的固溶體是一個(gè)相。注意：相和組分不是一個(gè)概念。（5）化學(xué)計(jì)量數(shù)和反應(yīng)進(jìn)度1）化學(xué)計(jì)量數(shù)

任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，都可以用下列一般形式的方程式表示：式中：B表示反應(yīng)中物質(zhì)的化學(xué)式；

νB是物質(zhì)B的化學(xué)計(jì)量數(shù)。學(xué)習(xí)“化學(xué)計(jì)量數(shù)”的注意事項(xiàng)：①化學(xué)計(jì)量數(shù)是量綱為1的量。符號(hào)規(guī)定：反應(yīng)物：

B為負(fù)；產(chǎn)物：

B為正。②化學(xué)計(jì)量數(shù)與反應(yīng)式的寫法有關(guān)。

N2(g)+3H2(g)==2NH3(g)

(N2)=-1

(H2)=-3

(NH3)=2

1/2N2(g)+3/2H2(g)==NH3(g)

(N2)=-1/2

(H2)=-3/2

(NH3)=1③化學(xué)計(jì)量數(shù)只表示當(dāng)按計(jì)量反應(yīng)時(shí)各物質(zhì)轉(zhuǎn)化的比例數(shù)，并不是反應(yīng)過程中各相應(yīng)物質(zhì)實(shí)際所轉(zhuǎn)化的量。④按一般反應(yīng)式來寫合成氨反應(yīng)式為：

0=-N2-3H2+2NH32）反應(yīng)進(jìn)度按一般反應(yīng)式而言，作如下定義：

或dξ=ξ=

式中：nB

為物質(zhì)B的物質(zhì)的量；

νB為B的化學(xué)計(jì)量數(shù)；

ξ為反應(yīng)進(jìn)度，單位為mol。nB(ξ)-nB(0)νB反應(yīng)尚未開始t0時(shí)nB/mol

3.010.000

t1時(shí)nB/mol

2.07.02.0

t2時(shí)nB/mol

1.55.53.0學(xué)習(xí)“反應(yīng)進(jìn)度”的注意事項(xiàng)：①對(duì)同一反應(yīng)式，不論選用哪種物質(zhì)表示反應(yīng)進(jìn)度均是相同的；②反應(yīng)進(jìn)度與反應(yīng)式寫法有關(guān)；③ξ=1mol，表示各物質(zhì)的物質(zhì)的量的變化在數(shù)值上，正好等于各自的計(jì)量數(shù)，此時(shí)稱進(jìn)行了1mol化學(xué)反應(yīng)或簡(jiǎn)稱摩爾反應(yīng)；④ξ=0，表示反應(yīng)沒有進(jìn)行。1.1.2反應(yīng)熱及測(cè)量（1）熱效應(yīng)

當(dāng)系統(tǒng)發(fā)生了化學(xué)變化之后，系統(tǒng)的溫度回到反應(yīng)前始態(tài)的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量，稱為該反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡(jiǎn)稱反應(yīng)熱。用Q表示。注意：①系統(tǒng)吸熱Q

>0，體系放熱Q

<0。②熱量Q不是狀態(tài)函數(shù)。（2）熱效應(yīng)的測(cè)量等容熱效應(yīng)（Qv）、等壓熱效應(yīng)（Qp）c：比熱容；C：熱容定容反應(yīng)熱(Qv)測(cè)定：

——用彈式熱量計(jì)（定容）反應(yīng)熱可在彈式量熱計(jì)中精確地測(cè)量。測(cè)量反應(yīng)熱是熱化學(xué)的重要研究?jī)?nèi)容。量熱計(jì)的主要部件是一個(gè)用高強(qiáng)度鋼制的可密閉耐壓鋼彈，鋼彈放在裝有一定質(zhì)量水的絕熱容器中。測(cè)量反應(yīng)熱時(shí)，將已稱重的反應(yīng)物裝入鋼彈中，精確測(cè)定系統(tǒng)的起始溫度后，用電火花引發(fā)反應(yīng)。如果所測(cè)的是一個(gè)放熱反應(yīng)，則反應(yīng)放出的熱量使系統(tǒng)(包括鋼彈及內(nèi)部物質(zhì)、水和鋼質(zhì)容器等)的溫度升高，可用溫度計(jì)測(cè)出系統(tǒng)的終態(tài)溫度。計(jì)算出水和容器所吸收的熱量即為反應(yīng)熱。

當(dāng)需要測(cè)定某個(gè)熱化學(xué)過程所放出或吸收的熱量(如燃燒熱、溶解熱或相變熱等)時(shí)，一般可利用測(cè)定一定組成和質(zhì)量的某種介質(zhì)(如溶液或水)的溫度改變，再利用下式求得：

Q

=-cs?ms?(T2-T1)=-cs?ms?ΔT=-Cs?ΔT

式中Q表示一定量反應(yīng)物在給定條件下的反應(yīng)熱，負(fù)號(hào)表示放熱，正號(hào)表示吸熱；cs表示吸熱溶液的比熱容；ms表示溶液的質(zhì)量；Cs表示溶液的熱容；ΔT表示溶液終態(tài)溫度T2與始態(tài)溫度T1之差。

彈式量熱計(jì)中環(huán)境所吸收的熱可分為兩個(gè)部分：主要部分是加入的吸熱介質(zhì)水所吸收的，另一部分是金屬容器等鋼彈組件所吸收的熱。

水吸收的熱，用Q(H2O)表示，可按上式計(jì)算，且由于是吸熱，用正號(hào)表示，即

Q(H2O)=c(H2O)?m(H2O)?ΔT=-C(H2O)?ΔT

鋼彈組件所吸收的熱以Qb表示，若鋼彈組件的總熱容以符號(hào)Cb(Cb值由儀器供應(yīng)商提供，使用者一般都再做校驗(yàn))表示，則

Qb=Cb?ΔT

由于系統(tǒng)中反應(yīng)所放出的熱等于環(huán)境(即水和鋼彈組件)所吸收的熱，從而得出反應(yīng)熱：

Q

=-{Q(H2O)+Qb}=-{C(H2O)?ΔT+Cb?ΔT}=-∑C?ΔT

例1.1將0.7636g苯甲酸在盛有1850g水的彈式量熱計(jì)內(nèi)完全燃燒，測(cè)得水溫升高了2.139K。已知鋼彈組件的熱容Cb為1703J·K-1，水為1850g，水的比熱容為4.184J·g-1·K-1。計(jì)算此苯甲酸完全燃燒所放出的熱量。

解：鋼彈組件和水吸收的總熱量為：

Q=[Cb+C(H2O)]·ΔT

=(1703J·K-1+4.184J·g-1·K-1×1850g)·2.139K

=20199.4326J=20.2kJ

即0.7636g苯甲酸完全燃燒所放出的熱量為20.2kJ。

注意:①在彈式熱量計(jì)測(cè)量的是定容反應(yīng)熱（Qv

）;②在敞開容器中或火焰熱量計(jì)測(cè)得的是定壓反應(yīng)熱（Qp）;③一般沒有特別注明，“反應(yīng)熱”均指定壓反應(yīng)熱（Qp）。(3)熱化學(xué)方程式同時(shí)標(biāo)明熱效應(yīng)值及物質(zhì)狀態(tài)的化學(xué)反應(yīng)方程式稱為熱化學(xué)方程式。其標(biāo)準(zhǔn)寫法是：先寫出反應(yīng)方程式，再寫出相應(yīng)反應(yīng)熱，兩者之間用分號(hào)或逗號(hào)隔開。例如N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)，Qp,m=-650kJ·mol-12H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，Qp,m

=-570kJ·mol-1因?yàn)闊嵝?yīng)數(shù)值都與體系的狀態(tài)有關(guān)，所以在熱化學(xué)方程式中應(yīng)標(biāo)明物質(zhì)的狀態(tài)、溫度、壓力等。通常氣態(tài)用(g)表示，液態(tài)用(l)表示，固態(tài)用(s)表示。若固態(tài)的晶型不同，則應(yīng)注明晶型，如C(石墨)、C(金剛石)。若未注明溫度和壓力，則都是指溫度為298.15K，壓力為100kPa。物質(zhì)的狀態(tài)、反應(yīng)方程式進(jìn)行的方向和化學(xué)計(jì)量數(shù)等不同時(shí)，熱效應(yīng)的數(shù)值和符號(hào)也不相同。1.2反應(yīng)熱與焓1.2.1熱力學(xué)第一定律由于體系與環(huán)境溫度的不同而產(chǎn)生的能量傳遞稱為熱，用符號(hào)Q來表示。熱力學(xué)中以Q值的正、負(fù)號(hào)來表明熱傳遞的方向。體系吸熱，Q>0，體系放熱，Q<0。(1)熱(Q)熱不是狀態(tài)函數(shù)。

系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱之外以其它形式傳遞的能量。

分類：體積功，非體積功系統(tǒng)對(duì)環(huán)境做功，w<0（失功）環(huán)境對(duì)系統(tǒng)做功，w>0（得功）(2)功(w)規(guī)定：功不是狀態(tài)函數(shù)(3)熱力學(xué)能U熱力學(xué)能(內(nèi)能)U，它是系統(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。熱力學(xué)能U的單位是焦耳，符號(hào)為J。熱力學(xué)能的絕對(duì)值是無法確定的。即熱力學(xué)只能求出熱力學(xué)能的改變值DU而無法得到熱力學(xué)能的絕對(duì)值。

熱力學(xué)能變化只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，與變化途徑無關(guān)。狀態(tài)函數(shù)！(4)熱力學(xué)第一定律

對(duì)于封閉系統(tǒng)熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：

熱力學(xué)第一定律的實(shí)質(zhì)是能量守恒與轉(zhuǎn)化定律。U1

U2qwU2=U1+q+wU2-U1=q+wpexV1ΔU=q+w由熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式可得出如下推論：①封閉體系的循環(huán)過程，ΔU=0，所以Q+W=0，即Q=-W。表明封閉體系的循環(huán)過程體系所吸收的熱必定等于體系對(duì)環(huán)境所做的功。②隔離體系的內(nèi)能為常數(shù)。因?yàn)槭歉綦x體系，所以Q=0，W=0，則ΔU必定等于零，隔離體系的內(nèi)能始終不變。1.2.2熱力學(xué)第二定律狀態(tài)函數(shù)是體系的狀態(tài)決定的熱力學(xué)性質(zhì)，系統(tǒng)經(jīng)一循環(huán)過程恢復(fù)始態(tài)，其狀態(tài)函數(shù)的改變?yōu)榱?，即根?jù)積分定理，若沿封閉曲線的環(huán)積分為零，則所積分的變量應(yīng)是某函數(shù)的全微分，且該函數(shù)的微分的積分值只取決于積分的上下限，即只取決于過程的始末態(tài)而與過程的途徑無關(guān)。既然()的環(huán)路積分為零，則預(yù)示著有一狀態(tài)函數(shù)存在，這個(gè)狀態(tài)函數(shù)稱為熵(entropy)，記作S，其微小的變化dS定義為：應(yīng)特別注意，上式中的Q一定是可逆過程的熱，S的量綱為J·K-1。熵是由大量粒子所組成體系的熱力學(xué)性質(zhì)，且是廣度性質(zhì)。少量粒子所組成的體系無熵可言。體系從狀態(tài)A變?yōu)闋顟B(tài)B，其熵值的改變?chǔ)為：只要B與A的狀態(tài)確定，ΔS就具有確定的數(shù)值，與變化的具體途徑無關(guān)。（1）克勞修斯不等式根據(jù)熱力學(xué)第二定律，

。當(dāng)體系與環(huán)境有熱和體積功交換時(shí)，根據(jù)熱力學(xué)第一定律有：若體系經(jīng)歷一可逆過程，則體系的壓力必等于外壓p外=p，所以dU

=TdS–pdV

上式中的每個(gè)物理量均為狀態(tài)函數(shù)，因而對(duì)可逆過程或不可逆過程都是適用的。比較式前面兩式可得：TdS–pdV=δQ–p外dV移項(xiàng)可得：①如果體系膨脹，必須滿足p>p外，dV>0，過程不可逆。所以(p-p外)dV>0，TdS>δQ。②如果體系收縮，必須滿足p<p外，dV<0，過程不可逆。所以(p-p外)dV<0，TdS>δQ。③如果體系經(jīng)歷可逆過程，p外=p，(p-p外)dV=0，TdS=δQ。綜合上述三種可得：TdS≥δQ(1-16)dS≥δQ/T(1-17)式(1-16)和(1-17)中，等號(hào)對(duì)應(yīng)于可逆過程，大于號(hào)對(duì)應(yīng)于不可逆過程。式(1-16)和(1-17)稱為克勞修斯不等式，亦是熱力學(xué)第二定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式。它指出：封閉體系的熵變等于可逆過程的熱溫商之和，恒大于不可逆過程的熱溫商之和。（2）熵增加原理倘若封閉體系是絕熱的，則體系中所發(fā)生的任何過程，δQ必定為零，其熱溫商之和也必定為零。式(1-17)成為：(dS)絕熱≥0(1-18)(ΔS)絕熱≥0(1-19)等號(hào)對(duì)應(yīng)于可逆過程，大于號(hào)對(duì)應(yīng)于不可逆過程?？梢姡诮^熱體系中，若發(fā)生可逆過程，熵值不變；若發(fā)生不可逆過程，熵值必定增加。該體系永遠(yuǎn)不會(huì)發(fā)生熵值減少的變化。如果體系為隔離體系，體系中所發(fā)生的一切變化，必然是絕熱的，因而(dS)U，V

≥0(1-20)(ΔS)U，V

≥0(1-21)式(1-20)及(1-21)中的下標(biāo)U與V表明隔離體系的內(nèi)能與體積不變?？梢姡诟綦x體系中，若發(fā)生可逆變化，熵值不變；若發(fā)生不可逆變化，熵值增加。隔離體系永遠(yuǎn)不會(huì)發(fā)生熵值減少的變化。隔離體系的平衡態(tài)是熵最大的狀態(tài)，也是最無序的狀態(tài)。隔離體系的一切自發(fā)發(fā)生的變化都趨向平衡態(tài)。隔離體系到達(dá)熵最大的平衡態(tài)之后所發(fā)生的一切變化都是可逆變化，其熵值不變，ΔS為零。從熵增加原理可以看出：熵不是守恒量，絕熱封閉體系和隔離體系的熵總是隨著時(shí)間的推移不斷增加，直至體系達(dá)到平衡狀態(tài)為止。（3）自發(fā)變化方向的總熵判據(jù)隔離體系發(fā)生的自發(fā)變化均是不可逆的，熵值必然增加；它永遠(yuǎn)不會(huì)發(fā)生熵減少的變化。因而(ΔS)隔離>0可以作為判斷隔離體系中能否自發(fā)進(jìn)行變化的判據(jù)。一般的封閉體系大都不是隔離體系，某個(gè)變化在熱力學(xué)上是否發(fā)生，不能單憑封閉體系的熵變?chǔ)體來判斷。由于體系與環(huán)境相互密切聯(lián)系，通常將封閉體系與環(huán)境構(gòu)成隔離體系，設(shè)發(fā)生某個(gè)過程的總熵變?chǔ)總為：ΔS總=ΔS體系+ΔS環(huán)境≥0(1-22)ΔS總>0者，該過程可自發(fā)發(fā)生；ΔS總

=0者，該過程為可逆過程；ΔS總

<0者，該過程不可能自發(fā)發(fā)生。（4）化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變的計(jì)算1912年，普朗克（Planck）根據(jù)一系列的實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象和進(jìn)一步的推測(cè)，得出了熱力學(xué)第三定律：“溫度趨于絕對(duì)零度時(shí)，任何純物質(zhì)的完美晶體的熵值也趨近于零?！蓖昝谰w是指晶體中的原子或分子只有一種排列方式?；跓崃W(xué)第三定律，可以算出物質(zhì)在其他條件下的熵值。由于0K時(shí)的熵值被規(guī)定為零，因此把這樣求得的熵值稱為規(guī)定熵。在某溫度下（通常為298.15K），1mol某物質(zhì)B在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)（p?=100kPa）下的規(guī)定熵稱為標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，用符號(hào)

（B，相態(tài)，T）表示，單位為J?mol-1?K-1。熵變等于可逆過程的熱溫商，這是計(jì)算各類過程熵變的出發(fā)點(diǎn)。熵是狀態(tài)函數(shù)，是廣度性質(zhì)，對(duì)于化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)前后體系的熵變化應(yīng)等于反應(yīng)后產(chǎn)物的規(guī)定熵之和減去參加反應(yīng)的反應(yīng)物的規(guī)定熵之和。這樣，在100kPa及反應(yīng)溫度下，反應(yīng)體系的熵變化是1.2.3反應(yīng)熱與焓根據(jù)熱力學(xué)第一定律：dU=δQ+δWV+δW′只做體積功時(shí)

：

dU

=δQ

δWV=δQV

pexdV

定容：

dU=δQV在等容，不做非體積功的條件下：Qv=△U

結(jié)論：

在定容、只做體積功的條件下，系統(tǒng)熱力學(xué)能的變化（ΔU）在數(shù)值上等于定容反應(yīng)熱（QV）。（1）等容反應(yīng)熱與熱力學(xué)能根據(jù)熱力學(xué)第一定律：dU=δQ+δWV+δW′只做體積功時(shí)

(定壓p1=p2=pex)

dU=δQ+δWV=δQ

pexdV

=δQp

p

dV=δQp

dpV再根據(jù)：

U=U2

U1=Qp

pV

=Qp

(p2V2

p1V1)所以：Qp=(U2+p2V2)

(U1+p1V1)令：

H=U+pV則：

QP=H2

H1=△H(1-24)（2）等壓反應(yīng)熱與焓H是狀態(tài)函數(shù)U、P、V的組合，所以焓H也是狀態(tài)函數(shù)。顯然，H的SI單位為J。式(1-24)表明，等壓且不做非體積功的過程熱在數(shù)值上等于系統(tǒng)的焓變?！鱄<0，表示系統(tǒng)放熱；△H>0則表示系統(tǒng)吸熱。設(shè)某等溫化學(xué)反應(yīng)分別在恒壓和恒容的條件下實(shí)現(xiàn)：（3）QV

和QP的關(guān)系

恒容反應(yīng)與恒壓反應(yīng)的產(chǎn)物相同，但產(chǎn)物的狀態(tài)不同。恒容反應(yīng)的產(chǎn)物狀態(tài)可經(jīng)等溫膨脹(或壓縮)至恒壓反應(yīng)產(chǎn)物的狀態(tài)。因?yàn)殪蔋為狀態(tài)函數(shù)，所以

(1-25)式中：

(1-26)對(duì)于反應(yīng)體系中的固態(tài)與液態(tài)物質(zhì)，其體積與氣態(tài)物質(zhì)相比要小得多，且反應(yīng)前后的體積變化很小，因此固、液態(tài)物質(zhì)的Δ(pV)可略而不計(jì)，只需考慮氣態(tài)物質(zhì)的pV之差。假設(shè)氣體可視為理想氣體，則(1-27)np、nr為該反應(yīng)的產(chǎn)物氣體與反應(yīng)物氣體的摩爾數(shù)，Δn為氣體產(chǎn)物與氣體反應(yīng)物的摩爾數(shù)之差。對(duì)于理想氣體，過程(3)為恒溫過程，ΔH3=0；對(duì)于產(chǎn)物中的固態(tài)與液態(tài)物質(zhì)，ΔH3一般不為零，但與