专业英语6翻译

1. 化学反应中的能量。

所有的化学反应都伴随着能量变化。一般地，断裂化学键需要能量而形成化学键就会释放能量。

2. 热力学。

在热力学中——研究能量的转变——我们规定/界定研究的区域（对象）为系统，认为剩余的物质世界为环境。（在热力学中，系统指被研究的对象，环境指系统边界以外与之相关的物质世界）。（化学中系统常常指经历化学和物理变化的物质）。

热是物体之间能量的转化形式，热不同于温度；它表示原子和分子的自由的动力学能（动能）。从系统到其环境释放热的任何过程都是放热的（exothermic，[eksu'θ:mik]）；系统从环境吸收热的任何过程都是放热的（endothermic，[end'θ:

mik]）。

3. 内能。

一个化学系统所包含的所有的能量都被归为内能。内能增加有三种结果：它能升高温度，它能引起相变，或者它能产生化学反应（如果它足以断裂化学键，允许新物质生成）。

一个系统的内能变化用符号δe表示。

4. 能，热和功。

热力学第一定律，大家熟知的能量守恒定律，规定/指定/描述/认为物质世界的能量是固定不变的。因此系统的任何能量损失都必须转移给环境，反过来也一样（vice versa, adv.）。

总的能量变化必须用热和/或功来解释。从数学的意义来说，δe = q + w。当一个力移动一个物体经过一段距离，就做功了。

一个气体对抗定压力而膨胀，w = pv。在定体积下（定容），在化学变化中热的流动等于内能的变化：δe = qv。

焓，h，是一个系统的一个热力学性质，用公式 h = e + pv来定义。等压条件下一个过程的焓变等于与环境交换的热量，δh = qp。h具有能量的单位。

1. 反应热。

许多化学反应是在定压下（常常是大气压）进行的。在这些条件下，反应热——从过程的开始到系统恢复到最初温度的那个时间所吸收或者放出的热量——等于焓变。热力学方程式包含δh的配平的反应方程式如下面所书写的。

对于放热过程，δh是负值；对于吸热过程，δh是正值。

2. 标准状态，标准焓变，生成热，燃烧热。

任何物质的标准状态是在1 atm和规定温度（常常是298 k）下的一种最稳定的物理状态。在标准状态下物质的化学反应焓变被称为标准焓变（δh）。一个化合物的标准生成焓（δhf）是在标准状态下和规定温度下由形成它的元素生成1 mol该物质的生成热。

标准燃烧焓（δhc）是在标准状态下1 mol物质与氧气反应的反应热。

3. 从标准生成热计算焓变和反应热。

一个反应的焓变在数量级上等于逆反应的焓变但是符号相反。如果一个反应中反应物和产物的量发生变化，则该反应的δh也成比例地变化。对于任何一个化学反应，无论该反应是一步完成还是分几步完成，δh具有相同的数值（hess定律）。

这意味着热化学反应方程式能被在代数上操控和结合从而从已知焓变计算未知焓变。

4. 状态变化热。

状态变化焓是在定压和温度不变的条件下吸收或者放出的热量，例如熔化和凝固，气化和凝聚。

1. 热容量。

一个物质的热容量是一个给定量物质温度升高1k所需要的热量。物质的量可以是1mol（摩尔热容）或者1g（比热）。

2. 热量测定。

热量计用于测定在热化学过程中的热流动。这个过程的热可从热量计的温度变化、所容物和热量计的热容（它必须由实验确定）来计算。