[理学]第一章 热力学第一定律PPT.ppt

物理化学电子教案第一章 U=Q+W 热力学的研究对象 研究热、功和其他形式能量之间的相互转换及 其转换过程中所遵循的规律； 研究各种物理变化和化学变化过程中所发生的 能量效应； 研究化学变化的方向和限度。 1.1 几个基本概念 体系（System） 在科学研究时必须先确定研究 对象，把一部分物质与其余分开， 这种分离可以是实际的，也可以是 想象的。这种被划定的研究对象称 为体系，亦称为物系或系统。 环境（surroundings） 在体系之外，与体系密切相关、 影响所能及的部分称为环境。 1.1.1 体系与环境 定义 体系分类 根据体系与环境之间的关系，把体系分为三类： （1）敞开体系（open system） 体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。 例如：一杯热水 (1) 无盖子 体系分类 （2）封闭体系（closed system） 体系与环境之间无物质交换，但有能量交换。 例如：一杯热水 (2) 加上盖子 体系分类 （3）隔离体系（isolated system） 体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故 又称为孤立体系。有时把封闭体系和体系影响所及的环 境一起作为孤立体系来考虑。 例如 ：一 杯热 水 (3) 加盖 隔热 封闭体系 演示 孤立体系 体系分类 生物体系（biological system) 人和动物等，属于敞开体系。 物质交换吸取外界养料，排泄等。 能量交换对外做功，吸收或散发热量。 常规检验中和化学实验中，看作封闭体系。 体系划分注意事项 （1）体系的划分是人为的，想象的。 （2）体系的划分要有利于计算。 解： 体系环境界面 a CH3OH (l) CH3OH(g)+空 气、冰浴 gl界面（ 真实) b CH3OH (g+l)空气冰浴 空气、 甲醇气界 面（虚构 ） 1.1.2 过程和途径 过程（process) 体系状态发生的任何变化。 途径（path) 体系状态发生变化时，由同一始态到同一终态 经过的不同方式。 定义 过程的分类 按性质分 简单物理变化过程：P、V、T改变 相变化：液、固、气之间的变化 化学变化：化学反应 按条件分 等温过程： 等压过程： 等容过程： 绝热过程： 循环过程 T2=T1=T环 P2=P1=P环 V2=V1 1.1.3 状态和状态函数 定义 状态（state)： 热力学系统的宏观性质的综合表现。 状态性质（state property)： 描述和规定系统状态的宏观物理量。如P、V、T 、等。 状态函数（state function)： 具有一定函数关系的状态性质。 如：T、V、p互为函数，其中Tf(n,p,V), p=f(n,T,V) 体系的状态性质分类 广度性质（extensive properties） 又称为容量性质，它的数值与体系的物质的 量成正比，有加和性，如V、m、n、U、S等。 强度性质（intensive properties） 它的数值取决于体系自身的特点，与体系的 数量无关，不具有加和性，如T、P等。 关系 广强广，如 pV=广 广/广强，如 m/V, Vm=V/n 状态函数的特点 1.状态一定，状态函数必有一确定值，且只有一 个。 状态函数的特性可描述为：异途同归，值变 相等；周而复始，数值还原。 3.状态函数在数学上具有全微分的性质，其微小 变化用“d”表示。 2.状态函数的变化只取决于始态和终态，与途径 无关。 状态方程 体系状态函数之间的定量关系式称为状态方 程（state equation ）。 对于一定量的单组分均匀体系，状态函数 T,p,V 之间有一定量的联系。经验证明，只有两个 是独立的，它们的函数关系可表示为： T=f（p,V） p=f（T,V） V=f（p,T） 例如，理想气体的状态方程可表示为： pV=nRT 1.1.4 热力学平衡态 当体系的诸性质不随时间而改变，则体系 就处于热力学平衡态，它包括下列几个平衡： 热平衡（thermal equilibrium） 体系各部分温度相等。 力学平衡（mechanical equilibrium） 体系各部的压力都相等，边界不再移动。 如有刚壁存在，虽双方压力不等，但也能保持 力学平衡。 热力学平衡态 相平衡（phase equilibrium） 多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改 变。 化学平衡（chemical equilibrium ） 反应体系中各物质的组成不再随时间而改变。 当体系的诸性质不随时间而改变，则体系就处 于热力学平衡态，它包括下列几个平衡： 1.1.5 热和功 功（work） 体系吸热，Q0；体系放热，Q0；体系对环境作功，W0 。 定义 注：Q和W都不是状态函数，其数值与变化途径有关。 分类 体积功的计算 连续过程 不连续过程 热的分类 显热：体系因温度改变而吸收或放出的热量。 潜热：体系温度不变而吸收或放出的热量。 功的分类 体积功 非体积功 机械功 电功 表面功 例题1-1 某气体在以下两种情况下体积由1dm3膨胀到10dm3， 计算它所做体积功。（1）对抗101.325Kpa的外压。（ 2）向真空膨胀。 解：（1）等外压膨胀： （2）向真空膨胀(自由膨胀）： p外=0，W体=0 热功当量 焦耳（Joule）和迈耶(Mayer)自1840年起，历经 20多年，用各种实验求证热和功的转换关系， 得到的结果是一致的（绝热情况下）。 即： 1 cal = 4.1840 J 这就是著名的热功当量，为能量守恒原理 提供了科学的实验证明。 1.2 热力学第一定律能量守恒定律 到1850年，科学界公认能量守恒定律是自 然界的普遍规律之一。能量守恒与转化定律可 表述为： 自然界的一切物质都具有能量，能量有各 种不同形式，能够从一种形式转化为另一种形 式，但在转化过程中，能量的总值不变。 第一定律的文字表述 热力学第一定律（The First Law of Thermodynamics） 是能量守恒与转化定律在热现象领域内所具有 的特殊形式，说明热力学能、热和功之间可以相互 转化，但总的能量不变。 也可以表述为：第一类永动机是不可能制成的 。第一定律是人类经验的总结。 第一定律的文字表述 第一类永动机（first kind of perpetual motion mechine) 一种既不靠外界提供能量，本身也不减少能 量，却可以不断对外作功的机器称为第一类永动机 ，它显然与能量守恒定律矛盾。 历史上曾一度热衷于制造这种机器，均以失 败告终，也就证明了能量守恒定律的正确性。 1.2.1内能 内能（internal energy）也称热力学能（ thermodynamic energy）,它是指体系内部能量的 总和，包括分子运动的平动能、分子内的转动能 、振动能、电子能、核能以及各种粒子之间的相 互作用位能等，用符号U表示。 （1）.是状态函数反证法。 （2）.具有广度性，可以加和。 （3）.绝对值无法测定，只能求出它的变化值。 定义 特点 1.2.2 热力学第一定律的数学表达式 U = Q +W 对微小变化： dU =Q +W 说明： 1）因为热力学能是状态函数，数学上具有全微 分性质，微小变化可用dU表示；Q和W不是状态 函数，微小变化用表示，以示区别。 2）其中W包括 和 ，常用 =0。 封闭体系：始态1终态2，体系从环境吸热Q, 环境对体系做功W,体系内能变化U ,则体系从环 境得到的净能量： 例题1-2 某居室门窗紧闭，隔热良好，室内有外电源带动的电冰 箱，将电冰箱的门打开时，会感到一股冷气袭人，若冰 箱开门运行，室内温度能否逐渐降低？ 解：该居室可视为绝热、恒容系统， ， 与外界无热和体积功的交换，则 ，它从外界 得到的电功将全部转化为系统内能，从而使室内温度逐 渐升高。 例题13 101.325Kpa,100下，1mol液态水变成水蒸气需吸热 40.65KJ,若将水蒸气看作理想气体，求体系的 ？ 解： , Q=40.65KJ 13 可逆过程和最大功 设在定温下，一定量理想气体在活塞筒中克服外 压 Pe ,经4种不同途径，体积从V1膨胀到V2所作的功 。 1.自由膨胀（free expansion） 2.等外压膨胀（pe保持不变） 因为 体系所作的功如阴影面积所示。 We,1 = pedV =0 We,2 = pe(V2- V1)=p2(V2V1) 1.3.1 理想气体在不同过程中的体积功 理想气体的等温膨胀过程 p1V1p2V2 功与过程 功与过程 3.多次等外压膨胀 (1)克服外压为 ，体积从 膨胀到 ； (2)克服外压为 ，体积从 膨胀到 ； (3)克服外压为 ，体积从 膨胀到 。 可见，外压差距越小，膨胀 次数越多，做的功也越多。 所作的功等于3次作功的加和。 We,3 = p(V- V1) - p”(V”- V) p 2(V2- V”) p1V1pVpVp2V2 功与过程 功与过程 4.无限多次等外压膨胀可逆膨胀 外相当于一杯水，水不断蒸发，这样的膨胀过程 是无限缓慢的，每一步都接近于平衡态。所作的功为 ： 这种过程近似地可看作可逆过程，所作的功最大。 =- =- 功与过程 理想气体的等温压缩过程 1.一次等外压压缩 在外压为 下，一次从 压 缩到 ，环境对体系所作的功 （即体系得到的功）为： 将体积从 压缩到 ， p2V2p1V1 ,有如下三种途径 ： We,1 = p1(V1- V2) 功与过程 功与过程 2.多次等外压压缩 第一步：用 的压力将体系从 压缩到 ； 第二步：用 的压力将体系从 压缩到 ； 第三步：用 的压力将体系从 压缩到 。 整个过程所作的功为三步加和。 We = p”(V”- V2) - p1 (V1 V) - p (V - V”) p2V2pVpVp1V1 功与过程 功与过程 3.无限多次等外压压缩可逆压缩 如果将蒸发掉的水气慢慢在杯中凝聚，使压力缓 慢增加，恢复到原状，所作的功为： 则体系和环境都能恢 复到原状。 = - 功与过程 功与过程小结： 从以上的膨胀与压缩过程看出: (1)功与变化的途径有关。虽然始终态相同，但途径不同 ，所作的功也大不相同。 (2)等温压缩功的绝对值总大于等温膨胀功的绝对值，在 无限细分过程时，两种功的绝对值相等，符号相反，即 。 (3)可逆膨胀，体系对环境作最大功；可逆压缩，环境对 体系作最小功。 1.3.2 可逆过程（reversible process） 体系经过某一过程从状态（1）变到状态（2 ）之后，如果能使体系和环境都恢复到原来的状 态而未留下任何永久性的变化，则该过程称为热 力学可逆过程。否则为不可逆过程。 可逆过程中的每一步都接近于平衡态，可以向相 反的方向进行，从始态到终态，再从终态回到始 态，体系和环境都能恢复原状。Q=W=0 可逆过程（reversible process） 可逆过程的特点： （1）状态变化时净推动力无限小，过程无限慢，时 间无限长; （3）体系变化一个循环后，体系和环境均恢复原态 ，在体系和环境中均不留下任何痕迹； （4）等温可逆过程中，体系对环境作最大功，环境 对体系作最小功。 （2）体系与环境始终无限接近于平衡态；过程中的 任何一个中间态都可以从正、逆两个方向到达; 可逆过程（reversible process） 可逆过程是一种理想过程，在自然界中所能进行 的实际过程都是不可逆过程。 1.4 焓 （enthalpy） 封闭体系， , dU =Q + =Q 外 等容时，, dU =Qv 或 Qv = 等压过程，外 焓的定义式： H = U + pV 等压时 Q =d 或Q = H ， 非等压下H仍存在，H=U+PV 1.4.1 焓的引出 U 1.4.1 焓的引出 说明 焓不是能量。 虽然具有能量的单位，但不遵 守能量守恒定律。 焓的特点 （1）焓是状态函数，因定义式中焓由状态函数组成。 （2）具有广度性质，可以加和。 （3）焓的绝对值无法确定。 为什么要定义焓？ 为了使用方便，因为在等压、不作非体积功的 条件下，焓变等于等压热效应 , 容易测定，从 而可求其它热力学函数的变化值。 Gay-Lussac-Joule实验 将两个容量相等的容器，放 在水浴中，左球充满气体，右球 为真空（如图1所示）。 水浴温度没有变化，即Q=0 ；由于体系的体积取两个球的总 和，所以体系没有对外做功， W=0；根据热力学第一定律得该 过程的 。 焦耳在1843年做了气体向真空膨胀的实验： 打开活塞，气体由左球冲入 右球，达平衡（如下图2所示） 。 科学家焦耳 James Prescott Joule (18181889) * 科学家焦耳 在自然科学中,为了纪念一 位科学家在某领域的贡献,常以 科学家的名字命名某单位,如开 尔文、库仑、德拜、伏特等,能 量单位“焦耳” 则是为了纪念英 国物理学家焦耳在热化学方面 所作的贡献. 焦耳生于英国曼彻斯特的 一个酿酒业主家庭.他是英国著 结束 名化学家道尔顿(J.Dalton)的学生.道尔顿给他讲授 了初等数学、自然哲学和化学等,这些为焦耳后来 从事科学研究奠定了必要的理论基础. * 科学家焦耳 焦耳还从道尔顿那里学会了如何把理论和实验 紧密结合的研究方法. 焦耳一生的大部分时间都是在实验室度过的. 1840年,22岁的焦耳就根据电阻丝发热实验发表了 第一篇科学论文,即焦耳效应.1842年德国的楞次 (H.Lenz)也独立发现该效应,此规律后来称为焦耳- 楞次定律.1847年,焦耳做了他认为最好的实验:在一 个量热器内装了水,中间装有带叶片的转轴,然后让 下降的重物带动叶片旋转.由于叶片和水的摩擦,水 温升高,根据重物下落所做的功以及量热器内水温 的升高,就可以计算出热功当量值.除了用水作介质 外,焦耳还用鲸油代替水,用水银代替水. 结束 * 科学家焦耳 1878年,焦耳做最后一次热功当量实验,结果与 1847年所得结果基本相同,与现在的热功当量值也 十分接近.从1840年到1878年的近四十年中,焦耳共 做过四百多次热功当量的研究.在热功当量测定中, 焦耳也认识到:哪里消耗了机械能,总能得到相当的 热,热只是能量的一种形式,因此焦耳也被公认为是 发现能量守恒和转换定律的代表人物之一. 1850年焦耳被选为英国皇家学会会员.1852年, 焦耳和汤姆逊(W.Thomson,后被封为开尔文勋爵) 合作研究发现,当气体节流膨胀时,其温度发生变化, 这就是焦耳-汤姆逊效应.他们的这一发明在19 世纪 期间被用来建立大规模的制冷工场. 结束 * 科学家焦耳 1866年焦耳获英国皇家学会柯普利金质奖, 1872年和1887年两次任英国科学促进协会主席. 结束 * 1.4.2 理想气体的热力学能和焓 从焦耳实验得到理想气体的内能和焓仅是温 度的函数，用数学表示为： 即：在恒温时，改变体积或压力，理想气体的内 能和焓保持不变。 例题14 2mol理想气体在298K时对抗101.325Kpa的外压从 1dm3膨胀到10dm3，计算Q、W、U和H。 解：因理想气体等温过程，U=0，H=0， Q=W=p外(V2V1)=101325(101)103=912KJ。 1.5 热容 （heat capacity） 热容：在保持体系不发生相变和组成变化且不做 非体积功的情况下，体系温度每升高1所吸收 的热量。 (温度变化很小) 平均热容： 单位 真热容 1.5.1 定义及分类 按性质分为设体系吸热Q，温度从T1 升高到T2, 1.5.1 定义及分类 比热容： 它的单位是 或 。 规定物质的数量为1 g（或1 kg）的热容 。 规定物质的数量为1 mol的热容。摩尔热容Cm： 单位为： 。 按量分为 1.5.1 定义及分类 等压热容Cp ： 等容热容Cv ： 按过程分为 注意：在温度变化 不大时，Cp,m和 Cv,m可看作常数。 热容与温度的函数关系因物质、物态和温度区 间的不同而有不同的形式。例如，气体的等压摩尔 热容与T 的关系有如下经验式： 1.5.2 热容与温度的关系 或 式中a,b,c,c,. 是经验常数，由各种物质本身的 特性决定，可从热力学数据表中查找。 1.5.3 理想气体的Cp与Cv之差 气体的Cp恒大于Cv。对于理想气体： 因为等容过程中，升高温度，体系所吸的 热全部用来增加热力学能；而等压过程中，所 吸的热除增加热力学能外，还要多吸一点热量 用来对外做膨胀功，所以气体的Cp恒大于Cv 。 理想气体的Cp与CV之差 常温下，单原子理想气体的 ，双原 子理想气体的 ；多原子线性分子的 理想气体 ，多原子非线性分子的理 想气体 。 气体恒容变温过程气体恒容变温过程 气体恒压变温过程气体恒压变温过程 应应 用用 应用：（1）在温度变化不大时，Cp,m和CV,m可看作常数。 （2）Cp,m和CV,m为温度的函数时 和 适用于理想气体 任何过程。但不能表示为 和 。 注意注意 例题15 0.5mol理想气体在等压下由50加热到500，求Q 、W、U和H。设Cp,m=20.79J.K.mol1。 解：等压下： 例题16. 1mol 300K ，101.325Kpa的单原子理想气体 （ Cv，m=12.47J/Kmol），在某定外压下，等温膨胀到 内外压强相等后，再使其等容升温到1000K，此时其压强 为67.89Kpa，计算此过程的Q、W及体系的U和H。 解：（一）理想气体等温膨胀过程： T2=T1=300K, （1分） （2分） （2分） (二)理想气体恒容过程： W2=0 所以总过程 W总=W1 + W2=1.99KJ，Q总=Q1 + Q2=10.72KJ 1.6 热化学 1.6 热化学 化学反应进行时, 总是伴随着各种形式的 能量变化，通常表现为放热或吸热。化学反应 在只做体积功的等温反应中所吸收或放出的热 量称为化学反应的热效应, 简称反应热(heat of reaction）。应用热力学第一定律研究化学 反应热效应的科学称为热化学。 反应热是重要的热力学数据, 可通过实验测得。最 常见的是等容反应热和等压反应热。由于一般的化学 反应都是在敞口容器(等压)下进行，因此, 讨论等压( 通常为101.3kPa) 反应热更具有实际意义。 1.6.1 反应进度（extent of reaction ） 对任一化学反应 d D + e E g G + h H 移项后可写成 0 = d D e E + g G + h H , 并可简写成 0 = niBi 式中ni是各物质Bi前面的系数 , 称为Bi的化学计量 系数(stoichiometric number)。 化学反应的计量方程 ni特点： （1）它是无量纲量，SI单位为1。 （2）对反应物来说为负值；对产物来说为正值 ， 这与在化学反应中反应物减少和生成物增加 相一致。nD =-d nE =-e nG = g nH = h。 反应进度 反应进应进 度(extent of reaction)是一个衡量化学反 应进行程度的物理量，表示按某一方程式反应进行了 的量。 20世纪初比利时的Dekonder引进反应进度 的定义为： 的单位 mol 反应进度 例如反应 (1) N2（g）3H2（g） 2NH3（g） 如果反应过程中有 1 mol N2和 3 mol H2完全反应生成 2 mol NH3，则 可见，无论对于反应物或生成物，x 都具有相同的数 值，也就是说x 的数值与选择反应式中的哪一种物质无关. 反应进度 例如反应 (2) 1/2N2（g）3/2H2（g） NH3（g） 如果反应过程中有 1 mol N2和 3 mol H2完全反应 生成 2 mol NH3，则 的特点 （1）始终为正值。（2）与反应方程式的写法有关。 反应进度 引入反应进度的优点： 在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物 或生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是 相同的。 反应进度被应用于反应热的计算、化学平衡 和反应速率的定义等方面。 1mol反应：指按照化学反应方程式的计量系数为 mol数进行的反应。 1mol 1.6.2 化学反应热效应 等容热效应 反应在等容下进行所产生的热效应为 ,如果不作非体积功， ,氧弹量热计中测定的 是 。 等压热效应 反应在等压下进行所产生的热效应 为 ，如果不作非体积功，则 。 反应热效应 当体系发生反应之后，使产物的温度回 到反应前始态时的温度，体系放出或吸收的热量，称 为该反应的热效应。 Qp和QV的关系 设计： 等温、等压 反应物p、T、V 产物p、T、V/ H=Qp 等温,等容 等温(简单物理变化） U=QV U 产物p/、T、V H=Qp= U+p. V又 U= U+ U=QV+ U 所以 Qp=Qv+p.V+ U 讨论 当反应进度为1 mol 时： 或 （2）反应体系均为理想气体时：因等温 U=0 所以 或 （1）反应体系均为凝聚态： p. V=0, U=0 ， 所以 或 （3）有理想气体参与的多相反应： U 0 同理： 热化学方程式 表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学 方程式。书写热化学方程式时除应写出化学反应 方程式外, 还需写出与该反应方程式相应的反应 热。由于反应热与反应的温度、压力、反应物和 生成物的量、物态及晶型等因素有关, 因此，在 书写热化学方程式时必须注意以下四点: 1要注明反应的温度和压力。若指定温度和压力为 298和100 kPa时, 习惯上可不予注明, 但与此相应的 反应热(焓变)符号要用 表示(右上角符号“ ” 表 示标准状态)。 热化学方程式 2要在物质右侧括号内标明物态。通常用g、 l、s三个小写英文字母分别用来表示气态、液 态、固态。如果该物质有几种晶态, 也要同时注 明。如: C（石墨）O2 (g) = CO2 (g) ， =393.5 kJmol1 C（金刚石）O2 (g) = CO2 (g) ， =395.4 kJmol1 3在相同温度和压力下, 正逆反应的 数值 相等, 符号相反。如: H2O (g) = H2 (g)1/2 O2 (g) ， = +241.8 kJmol1 热化学方程式 4热化学方程式中各物质前的系数只表示该 物质的物质的量, 不表示分子个数, 故可以是整 数, 也可以是分数。由于反应热数据是指反应方 程式中各反应物完全变为各生成物的反应热, 所 以同一反应当各物质的系数改变时, 其反应热的 数值也相应改变。如: H2 (g)1/2 O2 (g) = H2O (g) ， =241.8 kJmol1 2 H2 (g)O2 (g) = 2 H2O (g)， =483.6 kJmol1 热化学方程式 焓的变化 反应物和生成物都处于标准态 反应进度为1 mol 反应（reaction） 反应温度 压力的标准态 随着学科的发展，压力的标准态有不同的规定： 标准态用符号“ ”表示， p 表示压力标准态。 最老的标准态为 1 atm 1985年GB规定为 101.325 kPa 1993年GB规定为 1105 Pa。标准态的变更对凝 聚态影响不大，但对气体的热力学数据有影响， 要使用相应的热力学数据表。 1.6.3 盖斯定律（Hesss law） 1840年，根据大量的实验事实盖斯提出了一个定律： 在等压或等容条件下，化学反应热只取决于体系的始态 和终态，与反应过程是一步完成还是分几步完成无关。 原因： , ,而H和U是状态函数， 它们的变化值只与体系的始终态有关，因此，只要始终 态定了，其 （QP）和 （QV）即有定值，而与过程的 性质无关。 应用：对于进行得太慢或反应程度不易控制而无法直接 测定其反应热的化学反应，可以利用盖斯定律，根据容 易测定的已知反应热来计算不容易测定的未知反应热。 盖斯定律 盖斯定律是热力学第一定律的必然结果。例如, 碳完全 燃烧生成CO2的反应热效应, 可由下图所示的途径完成， 根据盖斯定律, 由碳完全燃烧生成CO2的反应热应等于碳 不完全燃烧生成CO以及CO再燃烧生成CO2这两步反应热 效应的总和: rom =rom, 1rom, 2 盖斯定律的应用 例如：求C(s)和 生成CO(g)的反应热。 已知：（1） （2） 则 （1）-（2）得（3） （1）用已知的容易测定的反应热来计算未知的不容易测 定的反应热。(对于进行得太慢或反应程度不易控制而无 法直接测定其反应热的化学反应，可以利用盖斯定律) 盖斯定律的应用 例如：已知在298K和100 kPa下，下列反应 (1)C2H5OH (l)3 O2(g) 2 CO2 (g)3 H2O (l) rom, 1 =1366.8 kJmol-1 (2) C(石墨)O2(g) CO2（g）rom, 2 =393.5 kJmol-1 (3) H2 (g)1/2 O2 (g) H2O(l) rom, 3 =285.8 kJmol-1 试运用盖斯定律求算反应 (4) 2 C(石墨)3 H2 (g)1/2 O2 (g) C2H5OH (l) 的rom, 4=？ （2）若某一反应是其它几个反应的线性组合，其热效应 也是相应反应热效应的线性组合。 盖斯定律的应用 解：分析上述热化学方程式，可以得出它们之间的 关系为 (4) = 2(2)3(3)(1) 即 rom,4 = 2rom, 23rom, 3rom, 1 = 2(393.5)3(285.8)(1366.8) =277.6 (kJmol-1) 1.6.4 反应热的计算 此处没有规定温度，一般298.15 K时的数据可查表。 生成焓仅是个相对值，相对于稳定单质的生成焓等于 零。如 （H2，g,298.15K)=0 标准摩尔生成焓（standard molar enthalpy of formation） 在标准压力和反应温度时，由最稳定单质合成标 准状态下一摩尔物质B的焓变，称为该物质的标准摩尔 生成焓，也称标准生成热，用下述符号表示： （B，相态，温度） 1.由化合物的生成焓计算反应热 化合物的生成焓 例如：在298.15 K时，求HCl(g)的标准摩尔生成焓 这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓： 反应焓变为： * 由化合物的生成焓计算反应热 利用各物质的摩尔生成焓求化学反应焓变： 在标准压力 p 和反应温度时（通常为298.15 K） 由化合物的生成焓计算反应热 解：由附录可查出该反应中各物质的标准生成焓： 4NH3（g）5O2（g） 4NO（g）6H2O（l） 46.19 0 91.3 285.8 （kJmol1 ） 例如： 利用标准生成焓数据, 计算反应 4NH3 (g)5O2 (g) 4NO (g)6H2 O (l) 在298.15K和100 kPa下的反应热。 由化合物的生成焓计算反应热 = 4 NO(g)6 H2O(l) 4 NH3 (g) = 491.36（285.8）4（46.19） = 1164.8（kJmol1 ） 4NH3 (g)5O2 (g) 4NO (g)6H2 O (l) 2.由离子生成焓计算溶液反应的热效应 因为溶液是电中性的，正、负离子总是同时存 在，不可能得到单一离子的生成焓。 所以，规定了一个目前被公认的相对标准： 标准压力下，在无限稀释的水溶液中， 的标 准摩尔生成焓等于零。 其它离子生成焓都是与这个标准比较的相对值。 * 由离子生成焓计算溶液反应的热效应 查表得 规定： 所以： 例如：求Cl-的标准摩尔生成焓 3.由燃烧焓计算反应热 下标“c”表示combustion。 上标“ ”表示各物均处于标准压力下。 下标“m”表示1 mol B 物质 。 在标准压力下，反应温度时，1mol物质B完全 燃烧所放出的等压热称为标准摩尔燃烧焓（ Standard molar enthalpy of combustion）。用下述符 号表示： （B，相态，温度） 燃烧焓 完全燃烧：指生成最稳定的单质或氧化物。 金属 氧化态或单质 显然，最稳定单质的燃烧焓等于零。298.15 K时的 燃烧焓值有表可查。 * 由燃烧焓计算反应热 化学反应的焓变值等于各反应物燃烧焓的总和减去 各产物燃烧焓的总和。用通式表示为： 例如：在298.15 K和标准压力下，有反应： （A） （B） （C） (D) 则 利用燃烧焓求生成焓 用这种方法可以求一些不能由单质直接合成的 有机物的生成焓。 该反应的反应焓变就是 的生