化學熱力學

化學熱力學的核心理論有三個：所有的物質都具有能量，能量是守恆的，各種能量可以相互轉化；事物總是自發地趨向於平衡態；處於平衡態的物質系統可用幾個可觀測量描述。

化學熱力學是建立在三個基本定律基礎上發展起來的。熱力學第一定律就是能量守恆和轉化定律，它是許多科學家實驗總結出來的。一般公認，邁爾於1842年首先提出普遍“力”(即現在所謂的能量)的轉化和守恆的概念。焦耳1840～1860年間用各種不同的機械生熱法，進行熱功當量測定，給能量守恆和轉化概念以堅實的實驗基礎，從而使熱力學第一定律得到科學界的公認。 ^[2] 

化學是論述原子及其組合方式的科學。人們最初考察化學反應時，是把反應物放在一起，經過加熱等手段，然後分析得到些什麼產物，後來根據原子分子假説，有了“當量”的概念， 建立了反應物與產物之間的一定聯繫。人們根據化學組分隨條件的變化，發現了質量作用定律，引伸出化學平衡常數。運用熱力學定律，人們開始掌握從熱力學函數去計算化學平衡常數的方法，並且可以對化學反應的方向作出判斷，誕生了化學熱力學。

化學熱力學的核心理論有三個：所有的物質都具有能量，能量是守恆的，各種能量可以相互轉化；事物總是自發地趨向於平衡態；處於平衡態的物質系統可用幾個可觀測量描述。化學熱力學是建立在三個基本定律基礎上發展起來的。

熱力學所根據的基本規律就是熱力學第一定律、第二定律和第三定律，從這些定律出發，用數學方法加以演繹推論，就可得到描寫物質體系平衡的熱力學函數及函數間的相互關係，再結合必要的熱化學數據，解決化學變化、物理變化的方向和限度，這就是化學熱力學的基本內容和方法。

經典熱力學是宏觀理論，它不依賴於物質的微觀結構。分子結構理論的發展和變化，都無需修改熱力學概念和理論，因此不能只從經典熱力學獲得分子層次的任何信息。並且它只處理平衡問題而不涉及這種平衡狀態是怎樣達到的，只需要知道系統的起始狀態和終止狀態就可得到可靠的結果，不涉及變化的細節，所以不能解決過程的速率問題。欲解決上述兩個侷限性問題，需要其其它學科如化學統計力學、化學動力學等的幫助。 ^[3] 

主要內容是用熱力學第一定律研究“化學反應熱”方面的問題。在化學反應中，一摩爾物質的變化（指主要的生成物或反應物）所吸收的熱量名為化學反應熱，簡稱為反應熱。根據熱力學第一定律知道，在定温、定壓（或定容）下發生的化學反應，其反應熱Q_p（或Q_p）等於反應過程焓（或內能）的變化 ΔH(或ΔU)。

主要內容是應用熱力學的平衡判據研究化學反應的平衡條件。在化學熱力學中通常把化學反應方程寫作等式，例如，在化學熱力學中將高温下氫分子和氧分子化合成水的反應式寫為2H₂+O₂=2H₂O。

用熱力學方法研究多組元體系的理論。 溶液是液態溶體。溶體是一個含有兩種或兩種以上組元的均勻系。當溶體是氣相時，通常叫做混合氣體;當溶體是固相時，叫做固溶體。 ^[3] 

（1）體系與環境

體系：我們研究的對象，稱為體系。環境：體系以外的其他部分，稱為環境。例如：我們研究杯子中的H₂O，則H₂O是體系，水面上的空氣、杯子皆為環境。當然，桌子、房屋、地球、太陽也皆為環境。但我們着眼於和體系密切相關的環境，即空氣和杯子等。又如：若以N₂和O₂混合氣體中的O₂作為體系，則N₂是環境，容器也是環境。

（2）狀態與狀態函數

狀態：由一系列表徵體系性質的物理量所確定下來的體系的一種存在形式，稱為體系的狀態。狀態函數：確定體系狀態的物理量，是狀態函數。

（3）狀態與途徑

過程：體系的狀態發生變化，從始態到終態，經歷了一個熱力學過程，簡稱過程。若體系在恆温條件下發生了狀態變化，則體系的變化為“恆温過程”。若體系變化時和環境之間無熱量交換，則稱為“絕熱過程”。

途徑：完成一個熱力學過程，可以採取不同的方式。我們把每種具體的方式，稱為一種途徑。過程着重於始態和終態，而途徑着重於具體方式。

（4）體積功

化學反應過程中，經常發生體積變化。體系反抗外壓改變體積，產生體積功。

（5）熱力學能

體系內部所有能量之和，包括分子原子的動能、勢能、核能、電子的動能，以及一些尚未研究的能量，熱力學上用符號U表示。雖然體系的內能尚不能求得，但是體系的狀態一定時，內能是一個固定值，因此，U是體系的狀態函數。 ^[4]