1.9反应热计算.ppt.Convertor
反应热的计算ppt课件
利用物质总能量变化图计算
ΔH＝H(生成物)− H(反应物)
随堂练习
(2017∙浙江)根据Ca(OH)2/CaO体系的能量循环图，下列说法正确的是 D
( )
Ca(OH)2(s)
ΔH1
510oC
ΔH3
Ca(OH)2(s)
25oC
A.ΔH5＞0
C.ΔH3＝ΔH4＋ΔH5
ΔH2
CaO(s) ＋ H2O(g)
试计算下述反应的反应热：
2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) = CH3COOH (l)
2② + 2③ －①
△H = 2△H 2 + 2△H3 － △H1
= － 488.3kJ/mol
随堂练习
3、室温下，若将1mol CuSO4·5H2O(s)溶于水会使溶液温度降低，热效
应为ΔH1，将1mol CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高，热效应为ΔH2；
随堂练习
2、已知下列反应的反应热为
①CH3COOH (l) + 2O2(g) = 2CO2(g) + 2H2O(l)
②C(s) + O2 (g)
③H2(g) +
△H1= －870.3 kJ/mol
= CO2(g)
△H2= －393.5 kJ/mol
O2(g) = H2O(l)
△H3= －285.8 kJ/mol
ΔH3＝−483.6kJ/mol
C(s)＋H2O(g)＝CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋131.3 kJ/mol
1
1
分析： ①－ 2 ③－ ②得：
2
1
ΔH＝ ΔH1 −
最新《化学反应热的计算》公开课课件课件PPT
❖【变式训练】1. 已知
（1）P4(s，白磷)+ 5O2(g)=P4O10(g)
ΔH1=-2983.2 kJ/mol
（2）P(s，红磷)+ 5/4 O2(g)=1/4 P4O10(g) ΔH2=-2983.2 kJ/mol
则白磷转化为红磷的热化学方程式_____________。相同
的状况下，能量较低的是_________；白磷的稳定性比
方程式。
2N2H4(g)+2NO2(g)==3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol
1.请用自己的话描述一下 盖斯定律。 2.盖斯定律有哪些用途？
盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完 成,其反应热是相同。换句话说，化学反应的反应 热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的 途径无关。
❖ 所以ΔH4=ΔH2+2ΔH3-ΔH1= -393.5 kJ/mol+ 2(-285.8) kJ/mol-(-890.3)kJ/mol=-74.8kJ/mol
自主活动
❖阅读教材13页例题3，注意分析、 规范、描述格式。
自主归纳： 计算注意事项
①求总反应的反应热，不能不假思索地 将各步反应的反应热简单相加。
《化学反应热的计算》公开 课课件
注意
1、盖斯定律
（1）盖斯定律的内容：不管化学反应是一 步完成或分几步完成，其反应热相同。 （2）盖斯定律的特点: A、化学反应的反应热只与反应体系的始 态和终态有关，而与反应的途径无关; B、 反应热总值一定。
(盖斯定律直观化)
A
ΔH
B
ΔH1
ΔH2
C
△H＝△H1+△H2
因为有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接 发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生）， 这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯 定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。
第三节 化学反应热的计算精品PPT教学课件
△H== – 35.1kJ·mol-1
(3) HCl(g)+H2O(l)==HCl(aq) △H== – 72.3kJ·mol-1
(4) NH3(aq)+ HCl(aq)== NH4Cl（aq）
△H== – 52.3kJ·mol-1
(5) NH4Cl（s）+ H2O（l）== NH4Cl（aq） △H=?
3、盖斯定律的应用： 利用盖斯定律可以间接计算某些不能
直接测得的反应的反应热
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一、盖斯定律
3、盖斯定律的应用：
例1：反应 C（s）+1/2 O2（g）= CO（g）的 △H无法直接测得，可以结合下述两个反应 的△H，利用盖斯定律进行计算。
C（s）+ O2（g）= CO2（g） △H1= - 393.5 kJ·mol-1
23g/mol
△H
1.0g
－17.87kJ
△H＝23g/mol×(－17.87kJ)÷ 1.0g ＝－411kJ/mol
答：生成1mol氯化钠的反应热为- 411kJ/mol
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二．反应热的计算：
例2（课本P12 ）
【解】设1kg乙醇燃烧后放出的热量为X
C2H6O(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) ＋3H2O (l)
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1、什么反应热？ 当化学反应在一定压强、温度下进行时，反
应放出或吸收的热量，叫做反应热。又称焓变。 反应热用符号ΔH表示， 单位一般采用kJ／mol。
放热反应：ΔH为“－ ”或ΔH＜0 吸热反应：ΔH为“ + ”或ΔH＞0
关于反应热的计算共16页PPT资料
利用反应热的概念、盖斯定律、 热化学方程式进行有关反应热的计 算。
一、反应热的计算 1．由化学反应的本质(旧键断裂－新键生成)及化学反 应能量变化的原因(反应物的总能量与生成物的总能量不等) 可得： (1)反应热＝断裂旧键所需的能量－生成新键释放的能量 (2)反应热＝生成物的总能量－反应物的总能量 2．根据盖斯定律计算：不管化学反应是一步完成或分 几步完成，其反应热是相同的。也就是说，化学反应的反应 热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。 所以，可将热化学方程式进行适当的“加”、“减”等变形，
2.3根据热化学方程式求反应热
[ 例1 ] 在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程 式为：2H2( g ) + O2 ( g ) = 2H2O ( l ) ;△H =- 572 kJ •molCH4( g ) +2O2 (g ) = CO2 (g ) +2H2O ( l ) ;△H =- 890 kJ •mol由1mol 氢气和3mol甲烷组成的混合气体在上述条件 下完全燃烧时放出的热量为多少。
观察该热化学方程式，回答：石墨能自 动变成金刚石吗？需要什么条件？
石墨不会自动变成金刚石，石墨与金刚石的能量相差不远。
练习：已知H2的燃烧热为285.8 kJ·mol－1，CO的燃烧 热为283.0 kJ·mol－1，甲醇（CH3OH）的燃烧热为 726.5 kJ·mol－1 。请通过计算写出由CO和H2合成
甲醇的热化学方程式。
解：①H2 (g) +1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ·mol-1 ②CO (g) +1/2O2(g)=CO2 (g) △H=-283.0kJ·mol-1 ③CH3OH(l)+3/2O2(g)=CO2(g)+H2O(l)
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❖ 100g ❖ 1×106g ❖ 解得：x＝178.2×104kJ。
178.2kJ x
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❖ 设要燃烧放出178.2×104kJ的能量，需焦炭 的质量为m(假设焦炭完全燃烧)：
❖ C(s)＋O2(g)＝CO2(g) ΔH＝－393.5kJ·mol
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❖ 随着研究和勘测调查的深入，世界各国的 海洋中发现的可燃冰逐渐增加，1993年海 底发现57处，2001年增加到88处。据探查 估算，美国东南海岸外的布莱克海岭，可 燃冰资源量多达180亿吨，可满足美国105 年的天然气消耗；日本海及其周围可燃冰 资源可供日本使用100年以上。据专家估计， 全世界石油总储量在2700亿吨到6500亿吨 之间。按照目前的消耗速度，再有50～60 年，全世界的石油资源将消耗殆尽。可燃 冰的发现，让陷入能源危机的人类看到了 新的希望。
要不含杂质的焦炭的质量。
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❖ [解析] 碳酸钙分解所需要的能量由焦炭的 燃烧提供。首先求出1t碳酸钙分解需要吸收 的热量x，然后计算多少焦炭燃烧放出的热 量为x。
❖ 设煅烧1t CaCO3需热量为x： ❖ CaCO3(s)＝CaO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋
❖ (1)下列说法中正确的是(填序号)________。 ❖ A．CH4·H2O晶体中水是溶剂 ❖ B．CH4·H2O的组成元素有三种 ❖ C．CH4·H2O中CH4和H2O的质量比为1:1 ❖ D．“可燃冰”能燃烧，说明水具有可燃性
反应热的计算ppt课件
1836年，俄国化学家盖斯，提出了盖斯定律为我们解决了这个问题。
知识点一 盖斯定律
嗨，同学们好，我叫盖斯，我经过大量的
实验研究，总结出一条规律，看看能不能
帮大家解决问题吧!
1.盖斯定律内容
一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是
③C2H5OH(l) + 3 O2(g) = 2 CO2(g) + 3H2O(l) ΔH3= -1370 kJ/mol
试计算：
④2CO(g)＋ 4 H2(g)= H2O(l)＋ C2H5OH (l) 的ΔH
知识点一 盖斯定律
思路点拨
第一步：找出目标热化学方程式中反应物与生成物在已知热化学方
程式中的位置。④2CO(g)＋ 4 H2(g) H2O(l)＋ C2H5OH (l)
变化，所以就不能引发能量变化，即∆H
2大小相等，符号相反，即： 1+∆H
பைடு நூலகம்
知识点一 盖斯定律
3.图例说明盖斯定律
一个化学反应由始态转化
为终态可通过不同的途径。
从反应途径角度：A→D：
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 ＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；
从能量守恒角度：
ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0
（2）有些反应不容易直接发生
（3）有些反应的产品不纯（有副反应发生）
但可以用盖斯定律间接求得。
知识点二 反应热的计算
【典例1】黄铁矿(主要成分为FeS2)的燃烧是工业上制硫酸时得到SO2
的途径之一，反应的化学方程式为：4FeS +11O 高温 2Fe O +8SO
2
反应热的计算pp课件
2.多角度理解盖斯定律
(1)从反应途径角度理解盖斯定律
某人从山下的A点到达山顶B点，他从A
点出发，无论是翻山越岭，还是做缆车
直奔山顶，当最终到达B点时，位移是相
同的。即人的登山高度与上山的途径无
关，只与起点和终点的相对高度有关。
(2)从能量守恒定律的角度理解盖斯定律
无论反应是一步完成还是多步完成，最
，异侧相减)和化学计量数。
(3)每个已知化学方程式只能调整一次。
(4)ΔH与化学方程式一对应调整和运算。
【练一练】
1、实验中不能直接测出由石墨和氢气生成甲烷反应的ΔH，但可测出
CH4燃烧反应的ΔH，根据盖斯定律求ΔH4。(1)CH4(g)＋
2O2(g)=CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1 (2)C(石墨)
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g) ΔH＝－483.6 kJ·mol－1。则制备水煤气
的反应C(s)＋H2O(g)=CO(g)＋H2(g)的ΔH 为( D )
A．＋262.6 kJ·mol－1
B．－131.3 kJ·mol－1
C．－352.3 kJ·mol－1
D．＋131.3 kJ·mol－1
若C(s)＋1/2O2(g)=CO(g)的反应热为ΔH，求ΔH。
反应C(s)＋O2(g)=CO2(g)的途径可设计如下
则△H1= △H+△H2
△H= △H1-△H2
=－393.5 kJ/mol-(－283.0
kJ/mol )=－110.5 kJ/mol
C(s)＋1/2O2(g)=CO(g) ΔH－110.5 kJ/mol
2、已知：
① H2 (g) + 1/2O2 (g) ＝ H2O (l)
《反应热的计算》人教版高二化学选修PPT精品课件
2. 不得将办公资源的PPT模板、PPT素材，本身用于再出售,或者出租、出借、转让、分销、 发布或者作为礼物供他人使用，不得转授权、出卖、转让本协议或者本协议中的权利。
典型例题
练习6 已知 ① CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol ② H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol ③ C2H5OH(l) + 3 O2(g) = 2CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH3= －1370 kJ/mol 计算: 2CO(g)＋ 4 H2(g)= H2O(l)＋ C2H5OH(l) 的ΔH
0.4Q1+0.05Q3
典型例题
例2 在100 g 碳不完全燃烧所得气体中，CO占1/3体积，CO2占2/3体积，且
C(s) +1/2O2(g) = CO(g)； △ H = －110.35 kJ/mol
CO(g) + 1/2O2(g) = CO2(g)； △ H = －282.57 kJ/mol
2CO(g)＋ 4 H2(g)= H2O(l)＋ C2H5OH(l) ΔH ＝－339.2 kJ/mol
人教版高中化学选修4（高二）
第一章 化学反应与能量
感谢各位的仔细聆听
MENTAL HEALTH COUNSELING PPT
第二课时 反应热的计算
一、反应热的计算
2、利用燃烧热 可燃物完全燃烧放出的热量＝n(可燃物) × |ΔH| 注意：这里的ΔH为燃烧热。 3、利用中和热 中和反应放出的热量= n(H2O) ×|ΔH| 注意：这里的ΔH为中和热。
《反应热的计算》完美课件人教1
2、己知：①C (s) +O2 (g) ＝ CO2 (g) △H = －393.5 kJ·mol-1
②2CO (g) + O2 (g) ＝2CO2 (g) △H =－566 kJ·mol-
③TiO2(g) + 2Cl2 (g) ＝TiCl4(s) + O2(g) △H = +141 kJ·mol-1
•
4.根据结构来梳理。按照情节的开端 、发展 、高潮 和结局 来划分 文章层 次,进而 梳理情 节。
•
5.根据场景来梳理。一般一个场景可 以梳理 为一个 情节。 小说中 的场景 就是不 同时间 人物活 动的场 所。
•
6.根据线索来梳理。抓住线索是把握 小说故 事发展 的关键 。线索 有单线 和双线 两种。 双线一 般分明 线和暗 线。高 考考查 的小说 往往较 简单,线 索也一 般是单 线式。
①C(石墨，s)+O2(g)=CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol ②C(金刚石，s)+O2(g)=CO2(g) △H2=-395.4kJ/mol
根据盖斯定律，由 ①- ②得：
C(石墨，s)= C(金刚石,s) △H=+1.9kJ/mol
5.已知25℃、101kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方 程式分别为
•
2.它由一系列展示人物性格,反映人物 与人物 、人物 与环境 之间相 互关系 的具体 事件构 成。
•
3.把握好故事情节,是欣赏小说的基础, 也是整 体感知 小说的 起点。 命题者 在为小 说命题 时,也必 定以情 节为出 发点, 从整体 上设置 理解小 说内容 的试题 。通常 从情节 梳理、 情节作 用两方 面设题 考查。
假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的 热化学方程式。
《反应热的计算》PPT课件(原文)高中化学选修
(
)
mol× ＝0.062 65 kJ·mol－1
1
所以其质量之比为(1×12)/(1.
5
mol。由题意知
0.062
5
mol丁烷燃烧放热161.9
kJ，
4
故1 mol 丁烷燃烧放热161.9 kJ÷0.062 5＝2 590.4 kJ，即ΔH＝－训练2】
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
已知：2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋517.6 kJ·mol－1，CH4(g)＋ 2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。1 g 氢气和1 g甲 烷分别燃烧后，放出的热量之比约是( )
A．1∶34
B．1∶17 C．2.3∶1 D．4.6∶1
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
已知：
①P4(白磷,s)＋5O2(g)==P4O10(s)ΔH＝－2 983.2 kJ·mol－1 ②P(红磷,s)＋(5/4)O2(g)==(1/4)P4O10(s)ΔH＝－738.5 kJ·mol－1则 白磷转化为红磷的热化学方程式为
______________________________________________。
二、反应热的计算
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
【思考交流】 反应热计算的常用依据有哪些？
【温馨提示】 ①根据盖斯定律计算。 ②根据热化学方程式计算。 ③根据 键能 计算。 ④根据燃烧热 或 燃中和反应的反应热的概念进行计算。
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
活动一.根据热化学方程式进行物质和反应热之间的求算 【问题探究】 相同质量的H2分别与O2完全反应时生生成液态水和气态水，哪 一个放出的热量多？
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三、盖斯定律的应用 对于进行得很慢的反应，不容易直接发生的反应，产品 不纯(即有副反应发生)的反应，测定反应热有困难，如果应 用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。 思考题2 已知下列热化学方程式：
Zn(s)＋
1 2
O2(g)＝ZnO(s)
Hg(l)＋
Q＝0.4
mol×Q1＋0.1
mol×Q3 2
＝0.4 mol×Q1 ＋0.05 mol×Q3。
答案 A
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跟踪练习1 化学键的键能是形成(或拆开)1 mol化学键 时释放(或吸收)的能量。已知P4(白磷)、P4O6的分子结构如图 所示。现提供以下化学键的键能（kJ·mol－1）：P—P 198、 P—O 360、O＝O 498，则反应P4(s)＋3O2(g)＝P4O6(g)的反应 热ΔH为( )
1 2
O2(g)＝HgO(s)
ΔH1＝－351.1 kJ·mol－1 ΔH2＝－90.7 kJ·mol－1
由此可知Zn(s)＋HgO(s)＝ZnO(s)＋Hg(l) ΔH3，其中
ΔH3的值是( ) A．－441.8 kJ·mol－1
B．－254.6 kJ·mol－1
C．－438.9 kJ·mol－1
二、盖斯定律在科学研究中的重要意义 因为有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生， 有些反应的产品不纯(有副反应发生)，这给测定反应热造成 了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反 应热计算出来。 例如：
(1)C(s)＋ O2(g)＝CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
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总结思考： 在用方程式叠加计算反应热时
要注意哪些问题？
注意： 1、反应热的变化与化学计量数的变化要对应 2、反应方向发生改变，反应热的符号也要改 变 3、热化学方程式相加减时，物质之间可相加
减，反应热也随之相加减。
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盖斯定律的应用：测定某些化学反应的反应热
有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直 接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得 它们的反应热数据。
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P12 尝试应用第2题
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练习：已知：
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H=－571.6kJ/mol CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H=－283.0kJ/mol 某H2和CO的混合气体完全燃烧时放出113.74kJ热量， 同时生成3.6g液态水，求原混合气体中H2和CO的物质 的量之比。
判断：石墨和金刚石谁比较稳定 石墨
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练3、已知：
①P4(s，白磷)+5O2(g)=P4O10(s)△H1=-2983.2 kJ/mol
②P(s，红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s) △H2= -738.5 kJ/mol
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第九节化学反应热效应的计算
1840年，赫斯提出了一个定律：
反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。
不管反应是一步完成的，还是分几步完成的，其热效应相同。
应用：对于无法直接测定反应热的化学反应，可以用赫斯定律，利用容易测定的反应热来计算不容易测定的反应热。
一、赫斯定律
一、赫斯定律
等温等压下化学反应的热效应等于生成物焓的总和减去反应物焓的总和：
若能知道各个物质的焓值，利用上式可求得等温等压下任意化学反应的热效应。
但如前所述，物质的焓的绝对值无法求得。
为此，人们采用了如下相对标准来进行计算。
二、由标准的摩尔生成焓计算ΔrHm
一般298.15 K时的数据有表可查。
生成焓是个相对值，相对于稳定单质的焓值等于零。
在标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下一摩尔物质的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓，用下述符号表示：
（物质，相态，温度）
二、由标准的摩尔生成焓计算ΔrHm
例如：在298.15 K时
这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：
反应焓变为：
二、由标准的摩尔生成焓计算ΔrHm
由物质的标准摩尔生成焓，可以计算化学反应的热效应。
例如，对于某化学反应可设计成：二、由标准的摩尔生成焓计算ΔrHm
因为焓是状态函数，所以：
式中pB和rB分别表示产物和反应物在化学计量方程式中的计量系数。
系数 B对反应物为负，对产物为正
二、由标准的摩尔生成焓计算ΔrHm
二、由标准的摩尔生成焓计算ΔrHm
下标“c”表示combustion。
绝大多数的有机化合物不能由稳定的单质直接合成，因而标准摩尔生成焓无法直接测得。
但通过实验可测得燃烧过程的热效应。
在标准压力P =100KPa和指定温度下，1摩尔某种物质完全燃烧的恒压热效应称为该物质的标准摩尔燃烧焓：
用符号(物质、相态、温度)表示。
三、由标准的摩尔燃烧焓计算ΔrHm
指定产物通常规定为：
金属 游离态
298.15 K时的燃烧焓值见附录3。
所谓完全燃烧是指被燃物质变成最稳定的氧化物或单质（即最稳定的产物）。
燃烧热在氧弹量热计中测定即等容热QV。
三、由标准的摩尔燃烧焓计算ΔrHm
例如：在298.15 K及标准压力下：
则
显然，根据标准摩尔燃烧焓的定义，所指定产物如等的标准摩尔燃烧焓，在任何温度T时，其值均为零。
三、由标准的摩尔燃烧焓计算ΔrHm
如前述推导方法相似，任意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：
则
三、由标准的摩尔燃烧焓计算ΔrHm
从原则上讲，只要能知道化学键能和反应中的化学键的变化情况，就可以算出化学反应的热效应。
但到目前为止，化学键的键能数据既不完善，也不够精确。
通常采用键焓的方法来解决这一问题。
某个键的键焓是诸种化合物中该键键能的平均值。
四、由键焓估算ΔrHm
则O-H（g）的键焓等于这两个键能的平均值
例如：在298.15 K时，自光谱数据测得气相水分子分解成气相原子的两个键能分别为：四、由键焓估算ΔrHm
等于反应物的总键焓减去产物的总键焓。
实际上, 只要考虑起变化的化学键的键焓：
显然,一个化学反应的热效应:
应当指出，用键焓估算是不够精确的，只是作出初步的估算的方法。
四、由键焓估算ΔrHm
但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。
其它离子生成焓都是与这个标准比较的相对值。
有离子参加的反应，如果能知道每种离子的摩尔生成焓，则可计算出其反应的热效应
所以，规定相对标准：标准压力下，在无限稀薄的水溶液中，H+的摩尔生成焓等于零：
ΔfH m(H+,aq,∞)=0
五、由离子标准摩尔生成焓计算ΔrHm
查表得
规定：
所以：
例如：
五、由离子标准摩尔生成焓计算ΔrHm
在恒温恒压且非体积功为零的条件下，摩尔积分热定义为：
ΔisolHm=ΔisolH/nB
即为1摩尔溶质形成一定浓度的溶解热。
其大小与溶质、溶剂的种类、与温度、压力及所形成的溶液的浓度有关。
（一）摩尔积分溶解热
许多物质在溶解过程中产生热效应，它是破坏晶格的晶格能、电离能和溶剂化热效应的总和。
六、溶解热和稀释热
微分摩尔溶解热也可理解为在无限多的一定浓度的溶液中再加入1摩尔的溶质所产生的焓变。
（二）微分摩尔溶解热
在恒温恒压且非体积功为零的条件下，在一定浓度的溶液中，再加入nB摩尔的的溶质B，则该溶质在该浓度的微分摩尔溶解热定义为：
六、溶解热和稀释热
（三）积分摩尔稀释热
在恒温恒压的条件下，将一定量的溶剂加到一定浓度的溶液中，使稀释成另一浓度的溶液。
此过程的热效应为积分稀释热，则积分稀释热定义为：
ΔidilHm=ΔidilH/nB
显然，从浓度1到浓度2的积分摩尔稀释热为：
ΔidilHm=ΔisolHm(浓度2)- ΔisolHm(浓度1)
即积分摩尔稀释热为稀释后的与稀释前的积分摩尔溶解热之差。
六、溶解热和稀释热
一般从手册上只能查得298.15K 时的数据, 但要计算其他反应温度的热效应，必须知道反应热效应与温度的关系。
在等压条件下，若已知下列反应在T1时的反应热效应为 rHm(T1)，则该反应在T2时的热效应 rHm(T1)，可用下述方法求得：
七、不同温度的ΔrHm——基尔霍夫定律
若反应物与产物在T1与T2之间无相变化，则
七、不同温度的ΔrHm——基尔霍夫定律
七、不同温度的ΔrHm——基尔霍夫定律
若温度变化范围不大时，可将视为常数，则式（1）可写成:
七、不同温度的ΔrHm——基尔霍夫定律
若反应物和产物的恒压热容与温度有关，其函数关系式为：
七、不同温度的ΔrHm——基尔霍夫定律
若在T1-T2范围内，反应物或产物有相变化，由于Cp,m 与T 的关系是不连续的，因而必须在相变化前后进行分段积分，并加上相变潜热。
七、不同温度的ΔrHm——基尔霍夫定律
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