热化学

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热化学方程式

∴Q2＞Q1
ΔH2
＜ ΔH1
思考２. 在同温、同压下，比较下列反应 ΔH1 、 ΔH2的大小
B: S(g)+O2(g)=SO2(g)
ΔH1 = -Q1 kJ/mol
ΔH 2= -Q2 kJ/mol
S(S)+O2(g)=SO2(g)
ΔH2 ＞ ΔH1
思考3. 在同温、同压下，比较下列反应 ΔH1 、 ΔH2的大小 C: C(S)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH1 = -Q1 kJ/mol C(S)+O2(g)=CO2(g) ΔH 2= -Q2 kJ/mol
思考交流
与化学方程式相比，热化学方程
式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪
几点？
热化学方程式的基本应用
请看以下几个例子，再思考！
书写注意事项
（1）需注明反应的温度和压强
200℃
H2(g)+I2(g)======2HI(g) 101kPa
△H=－14.9kJ/mol
想一想？为什么要注明反应的温度和压强。因为能量与体系的温度压强有关。
★kJ/mol的含义： 4、热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各每mol反应的焓变物质的物质的量，可为整数或分数。 5、根据焓的性质，若化学方程式中各物质的阅读普通化学方程式中化学计量数宏观上表示 P4 《资料卡片》各物质的物质的量，微观上表示原子分子数目，系数加倍，则△ H的数值也加倍；只能为整数，不能为分数。
注意：如在25℃ 101kPa下进行的反应，可不注明
书写注意事项
（2）应注明反应物和生成物的聚集状态（s、l、g 等）；
H2(g)+I2(g)======2HI(g)

无机化学第五版第二章热化学

4
热力学的标准状态
(1) 气体物质的标准状态，是气体在指定温度T，压力p ＝ p的状态， p＝100 kPa; (2) 纯固体和液体的标准状态，分别是在指定温度T，压力p ＝ p时纯固体和纯液体的状态； (3) 溶液中溶质B的标准状态，是在指定温度T，压力p ＝
p，质量摩尔浓度b ＝ b时溶质的状态， b ＝ 1
l
热和功均不是状态函数 ① 热和功是与过程相联系的物理量，系统不发生变
化，就没有热或功，故热和功均不是状态函数。
② 在处理热和功的问题时，不仅要考虑过程，还必
须考虑途径。
一定量的理想气体，从压强 p1 ＝ 16×105 Pa，体积 V1＝ 1×10 －3 m3 经过两个途径分别恒温膨胀至压强 p2 ＝ 1×105 Pa，体积 V2 ＝ 16×10－3 m3 的状态。
U Q p pex V
U 2 U1 Q p pex V2 V1 U 2 U1 Q p p2V2 p1V1 Q p (U 2 p2V2 ) U1 p1V1
令：U + pV = H ——焓，状态函数
H = H2 - H1 ——焓变
U 2 U1 U
热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。
2.2.3 热力学第一定律
热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律。
U1 Q U W 2
U2 = U 1 + Q + W U2 - U1 = Q + W
V1
pex
l
对于封闭系统热力学第一定律的数学表达式为： U Q W
统的热焓
焓Ｈ ① 焓是系统的状态函数，其数值的大小只与始态和
终态有关，与途径无关；

§3热化学化学反应过程的△u和△h

质完全燃烧时的热效应。记为：
c
H
m
(B,
T
)
特别提醒：
(1)可燃物：要分清是燃烧物还是助燃物。
(2) 1mol可燃物：燃烧物的计量系数必须为1。
CO(g) + 0.5O2(g) ==== CO2(g)

c
H
m
[CO(g)
,
T
]
2CO(g) + O2(g) ==== 2CO2(g)

r
H
m
T1，p Qp=△rHm= 0 T2，p
△H1
△H2
aA+eE △rHm(298K) f F+hH
298K，p
298K ，p
△rHm= △H1+ △rHm(298K) +△H2=0
298K
H1 T1
| B | C p,m dT 作用物
H2
T2 298K
B C p,m
(T
)
(3) 完全燃烧：通常指产物达到最高氧化态。如：
C CO2，H H2O，等等。此外，N N2， Cl Cl2，……。规定完全燃烧产物和不可燃物的标准燃烧热 = 0 。
▲利用标准燃烧热计算化学反应的热效应
aA + dD + ·······

r
H
m
(T
)
xX + yY + ·······
T，pΘ
C
p,1dT

trsHm (1)
C dT H (2) C dT Ttrs(2)
Ttr s( 1 )
p,2
trs m

大学普化第一章_热化学

内能（热力学能）
系统内部运动能量的总和。内部运动包括分子的平动、转动、振动以及电子运动和核运动。符号：U ，单位：kJ。对于一个给定的系统，其内能有一个固定的值。
内能的特征：状态函数：系统的内能由它的状态决定
无绝对数值：不能测得系统微粒拥有的能量的准确值，但能测出
系统发生化学和物理变化前后的改变量。
8
第一章热化学与能源第一章热化学
状态函数的特点
状态函数是状态的单值函数，状态一定，其值一定。当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始态和末态有关，而与变化的实际途径无关。体系的状态函数是相互关联的。如理想气体状态方程： pV=nRT,p,V,n,T四个状态函数，确定任意三个就可以知道第四个，体系的状态就确定了。
∆U = U终 - U始
U1 0 U 2 0
数字和单位表明变化量；
正负表明能量转移的方向；
H 2O(g)
• 当U终> U始， ∆U为正，表示系统从环境中得到能量 • 当U终 > U始， ∆U为负，表示系统失去能量并传递给环境始态和终态分别表示反应物和产物所处的状态。
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第一章热化学与能源第一章热化学
pV nRT
n：物质的量 mol; R：摩尔气体常数 8.314J· k-1· mol-1 T：温度 k
例 1 mol理想气体从始态100kPa, 22.4dm3经等温恒外压
解终态平衡时的体积为： V2 p1V1 / p2 100000 Pa 22.410-3 m3 / 50000 Pa 44.810-3 m3
F为外界环境作用在活塞上的力 p外 = F / A，l = ΔV / A，因此，体积功 = – p外 Δ V

热化学

热化学1 热化学基本概念1.1 化学反应热效应热化学：化学变化常伴随有热现象。

对这些热效应进行精密测定和研究成为物理化学的一个分支。

称为热化学。

标准化问题和提高测量精度是量热技术所需要解决的主要问题。

化学反应的热效应：在非体积功为零的情况下，封闭体系中发生某化学反应，当产物的温度与反应物的温度相同时，体系与环境间交换的热量称为该反应的热效应。

恒压条件下发生的热效应称为等压热效应，Q p。

恒容条件下发生的热效应称为等容热效应，Q v。

Q与Q v之间的关系为：p其中( n)指参加反应前后气体的物质的量之差值。

这一关系可以通过下图所示过程推导得到。

1.2 反应进度(extent of reaction)讨论化学反应时需要引入一个重要的物理量，反应进度(ξ)。

对于一个化学反应aA + dD ..→g G + hH…各物质的化学计量系数为a,b,g,h…。

通常反应可以写作其中ν为物质B的化学计量系数，对于反应物取负值，对于产物取正值。

B化学反应进度定义为：当=1，反应按所给化学反应方程进行一个单元的反应。

注意：应用反应进度概念时，必须与指定的化学反应计量方程对应。

引入反应进度的优点是，在反应的任何时刻，用反应中的任一物质来表示反应进行的程度，都能得到相同的结果。

1.3 化学反应的焓变将化学计量方程和其热效应同时标出的方程称为热化学方程式。

在等压、不做非膨胀功的情况下，化学反应的焓变等于等压热效应。

焓是状态函数，与各物质所处的相状态、组成、温度、压力和反应程度(ξ)等因素有关，计量方程和焓的表示式中都要注明这些因素。

在反应温度和标准压力下，参与反应的各物质都处于标准状态，当按反应计量方程反应，=1mol时的反应焓变称为该反应的标准摩尔焓变，表示为。

如1.4 Hess定律1840年，Hess根据大量的实验事实提出：在相同反应条件下，一个化学反应无论是一步完成，还是分几步完成，反应的热效应是相同的。

即Hess定律。

热化学

第二章热化学[教学要求]1．熟悉热力学第一定律及其相关概念。

2．掌握化学反应热效应。

3．掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计算；盖斯定律及有关计算[教学重点]化学热力学的四个状态函数—热力学能、焓、熵、自由能[教学难点]焓、熵[教学时数]12学时[主要内容]1．了解系统、环境、相、功、热、热力学能和焓等概念，熟悉热力学第一定律。

2．理解标准摩尔生成焓（ΔfHmθ），掌握热化学方程式，化学反应的标准摩尔焓变（ΔrHmθ）和Hess定律及有关计算。

[教学内容]§2.1 热力学术语和基本概念2.1.1 系统和环境系统:我们研究的对象, 称为系统.环境: 体系以外的其它部分, 称为环境.例如: 我们研究杯子中的H2O, 则H2O是体系, 水面上的空气, 杯子皆为环境. 当然, 桌子, 房屋, 地球, 太阳也皆为环境. 但我们着眼于和体系密切相关的环境, 即为空气和杯子等. 又如: 若以N2和O2混合气体中的O2作为体系, 则N2是环境, 容器也是环境.界面: 体系和环境之间有时有界面, 如H2O和杯子; 有时又无明显界面, 如N2和O 2之间. 此时, 可以设计一个假想的界面, 从分体积的概念出发, 认为VO2以内是体系, 以外是环境.宇宙: 体系和环境放在一起, 在热力学上称为宇宙。

按照体系和环境之间的物质、能量的交换关系, 将体系分为三类:1. 敞开体系: 既有物质交换, 也有能量交换.2. 封闭体系: 无物质交换, 有能量交换.3. 孤立体系: 既无物质交换, 也无能量交换.例如: 一个敞开瓶口, 盛满热水的瓶子, 水为体系, 则是敞开体系; 若加上一个盖子, 则成为封闭体系; 若将瓶子换成杜瓦瓶(保温瓶), 则变成孤立体系. 热力学上研究得多的是封闭体系.2.1.2 状态和状态函数状态: 由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式称为体系的状态.状态函数:确定体系状态的物理量(p,V,T), 是状态函数.特点：①状态一定,状态函数一定。

高中化学选修四第一章热化学概论

第一章第一节化学反应与能量的变化教学目标知识与技能：1.使学生了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式；2.认识化学反应过程的物质变化和能量变化；3.了解反应热和焓变的涵义；4.能正确认识、书写热化学方程式。

过程与方法：1.通过对学习资料的查找与交流，培养学生获取信息、理解信息并得出结论的能力以及语言表达能力；2.通过从化学键的角度分析化学反应，引导学生分析引起反应热的本质。

情感态度与价值观：培养学生从微观的角度理解化学问题。

教学重点：热化学方程式的书写和反应热与键能教学难点：反应热与键能教学过程：第一节化学反应和能量变化一、概念1.化学反应及其能量变化任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。

在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。

2.放热反应和吸热反应（1）放热反应：即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。

（2）吸热反应：即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。

3.化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：由能量守恒可得：反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)4．热化学方程式的书写：（1）热化学方程式必须标有热量变化。

（2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。

（3）热化学方程式中各物质的系数只表示各物质对应的物质的量，因此，有时可用分数表示，但要注意反应热也发生相应变化。

5．书写热化学方程式时明确以下问题：（1）反应放出或吸收的热量的多少与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指101kPa 和25℃时的数据。

（2）物质的聚集状态不同，反应吸收和放出的热量不同，因此要注明反应物和生成物的聚集状态。

（3）热化学方程式中的热量数据，是与各化学计量数为物质的量时相对应的，不是几个分子反应的热效应。

无机化学—第一章热化学

7
理想气体状态方程
pV = nRT
p——气体的压力，单位为帕(Pa) V——体积，单位为立方米(m3) n——物质的量，单位为摩(mol) T——热力学温度，单位为“开”(K) R——摩尔气体常数 (8.314 J∙mol-1∙K-1)
从微观上看，理想气体的分子有质量，无体积，是质点；每个分子在
气体中的运动是独立的，与其他分子无相互作用，碰到容器器壁之前
rHm = [4 fHm(NO,g) + 6 fHm(H2O,g)] - [4 fHm(NH3,g) + 5 fHm(O2,g)]
={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ·mol-1 = -905.48kJ·mol-1
※ 计算时,注意系数和正负号
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例
反应
rHm/kJ·mol-1 序号
2Cu2O(s)+O2(g) → 4CuO(s)
-292
1
CuO(s)+Cu(s) → Cu2O(s)
-11.3
2
计算 fHm (CuO,s)
解：(2)式×2，得： 2CuO(s)+2Cu(s)→2Cu2O(s) 3
(3)式+ (1)式，得： 2Cu(s)+O2(g)→2CuO(s) 4
(rHm)3=2(rHm)2=-22.6 kJ·mol-1
6
1.1 几个基本概念
❖ 状态：是指用来描述系统压力 p,体积 V, 质量 m和组成等各种宏观性质的综合表现；
❖ 状态函数：是用来描述系统状态的物理量，如 p,V T,以及内能 U,焓 H,熵 S ；
状态一定,状态函数确定状态函数之间的关系称为状态方程;

2. 3 热化学

对于同一化学反应方程式，例
如方程式（1）
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3
不论以 N2，H2 或 NH3 来计
算，同一时刻的都是相等的。
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3 例如，依上述方程式，某一
时刻消耗掉 10 mol 的 N2
则有 10 mol = = 10 mol N2 1
用来改变体系的热力学能。
根据关系式 QV = rU QV 和状态函数的改变量 rU 建立了数量关系。于是为求得 QV 提供了方便的条件。
根据 QV = rU
当 rU > 0 时， QV > 0，是吸热反应，
rU < 0 时，
QV < 0，是放热反应。
2. 恒压反应热恒压反应，有 rU = Qp + W
当然这种由于温度变化而产生的热效应是可以计算出来的。而且计算化学反应的热效应经
常涉及这类计算。
化学反应中，体系的热力学能
的改变量写成 rU r：reaction
它等于生成物的 U生减去反应物的 U反 rU = U生－ U反
rU = U生－ U反由第一定律 rU = Q + W
搅拌器电加热器保温杯盖温度计反应物保温杯外套
保温杯
杯式热量计的构造原理、测量方法及热量计算均与中学化学和物理课程中介绍过的热量计较接近。只是温度的测量更加精确。
（2）弹式热量计恒容热效应 QV，如燃烧、爆
炸等反应热的测量，使用的仪器称
为弹式热量计。
引燃线
搅拌器绝热外套氧弹气孔温度计样品台水
C6H12（l）+ 9 O2（g） —— 6 CO2（g）+ 6 H2O（l）

热化学

热力学标态没有对温度有限定，所以它不同于环境状态（298 K，101325Pa），也不同于理想气体标准状态（273 K, 101325 Pa）。许多物质的热力学数据多是在T=298 15K下得到的。本书中涉及的热力学函数均以298 15K为参考温度。
2、热化学方程式
表示化学反应及其反应的标准摩尔焓变关系的方程式叫做热化学方程式。例如：
△U=QV QP=△H H=U+PV
QP = QV +P△V
= QV + △
式中△ 是反应前后气体物质计量数的变化量
2.3.3
化学反应的反应热大小与反应进度有关。因此引入反应的摩尔热力学能（变）△rUm和反应的摩尔焓（变）△rHm的概念：
上式分别表明了反应进度为1mol时，热力学能的变化量和焓的变化量。
H是状态函数；H与热力学能的单位相同，同样也不能测定它的绝对值。在实际应用中涉及到的都是焓变△H。对于吸热反应，△H﹥0；放热反应，△H﹤0。
H只是温度的函数。通常温度对化学反应的焓变影响很小。在本课程范围内，一般不考虑温度变化对焓变的影响。
化学反应的定压反应热可以用杯式量热计测量。
恒压反应热与恒容反应热的关系：
△U=Q+W
规定：体系吸热， Q>0，放热则Q<0；
体系对环境做功W <0；环境对体系做功W >0；
这是一个经验定律，可统的过程：因为Q=0、W=0，所以，△U=0。即隔离系统的热力学能U是守恒的。
●循环过程：系统由始态经一系列变化由回复到原来状态的过程叫做循环过程。△U=0，所以，Q=-W。
C（石墨.298 15K. ）+H2（g. 298 15K. ）+O2（g.298 15K. ）=CH3OH（g. 298 15K. ）

高二化学热化学

反应中的能量变化◎重难点1.热化学方程式的书写2. 盖斯定律3.反应体系能量示意图◎本章知识网络知识点1热化学方程式1.书写热化学方程式时的注意点（1）要注明，但中学化学中所用ΔH的数据一般都是在101kPa和25℃时的数据，因此可不特别注明；（2）需注明ΔH的“+”与“—”，“+”表示，“—”表示；比较ΔH的大小时，要考虑ΔH的正负。

（3）要注明反应物和生成物的状态。

g表示，l表示，s表示;（4）各物质前的化学计量数表示，可以是整数也可以是分数。

2.热化学方程式时的意义⑴表示单位物质的量的反应完全反应时的热量变化⑵表示反应完全进行时的热量变化⑶所采用单位为物质的量。

〖例1〗已知：H2(g)＋F2(g)= 2HF(g)＋270kJ △H= —270KJ/mol，下列说法正确的是( ) A．2L氟化氢气体分解成1L的氢气和1L的氟气吸收270kJ热量B．1mol氢气与1mol氟气反应生成2mol液态氟化氢放出的热量小于270kJC．在相同条件下，1mol氢气与1mol氟气的能量总和大于2mol氟化氢气体的能量D．1个氢气分子与1个氟气分子反应生成2个氟化氢分子放出270kJ〖变式训练1〗已知298K时， N2(g)+3H2(g) 2 NH3(g)；△H＝－92.4kJ/mol, 在相同条件下，向密闭容器中加入1molN2和3molH2，达到平衡时放出的热量为Q1，向另一容积相同的密闭容器中通入0.95molN2、2.85molH2和0.1molNH3，达到平衡时放出的热量为Q2，则下列关系式正确的是（）A. Q1 = Q2 = 92.4kJB. Q2 ＜ Q1 = 92.4kJC. Q2＜Q1＜92.4kJD. Q2 = Q1＜92.4kJ3.知识应用要知道能量与物质有关,与状态有关,与多少有关,且与物质多少成正比。

〖例2〗已知在25、101Kpa下，1g C8H18（辛烷）燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40KJ热量。

高考化学主干核心知识：专题四热化学反应和热化学方程式

专题四热化学反应和热化学方程式【主干知识整合】一．化学反应中的能量变化１、化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化：１吸热反应：化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。

如C+CO２２CO为吸热反应。

２放热反应：化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。

如２H ２+O２２H２O为放热反应。

２、化学反应中能量变化的本质原因化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。

如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。

３、反应热、燃烧热、中和热１反应热：在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用△H表示。

单位：kJ·mol–１２燃烧热：在１0１kPa时１mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。

如：１0１kPa时lmol H２完全燃烧生成液态水，放出２8５．５kJ·mol–１的热量，这就是H２的燃烧热。

H２（g）+１２O２（g）=H２O（l）；△H=–２8５．５kJ·mol–１３中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成１mol H２O，这时的反应热叫做中和热。

H+（aq）+OH–（aq）=H２O（１）；△H=–５7．３kJ·mol–１（强酸和强碱的中和热）二、热化学方程式１、定义：表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学方程式。

２、热化学方程式书写注意事项：（１）．△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“；”隔开。

若为放热反应，△H为“—”；若为吸热反应，△H为“＋”。

△H的单位一般为kJ/mol。

（２）．注意反应热△H与测定条件（温度.压强等）有关。

因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件绝大多数△H是在２５℃.１0１３２５Pa下测定的，可不注明温度和压强。

（３）．注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数。

热化学方程式,燃烧热,中和热

热化学方程式盖斯定律燃烧热中和热【考点透视】一、正确理解“三热”概念1、反应热：在化学反应过程中反应本身放出或吸收的热量。

在恒温恒压条件下的反应热用△H 表示，单位是kJ/mol ，并规定放热反应的△H<0，吸热反应的△H>0。

2、标准燃烧热与热值燃烧热是反应热的一种形式，使用燃烧热的概念时要理解下列要点。

① 规定是在101 kPa 压强下测出热量。

书中提供的燃烧热数据都是在101kPa 下测定出来的。

因为压强不同，反应热有所不同。

② 规定可燃物的物质的量为1mol （这样才有可比性）。

因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。

例如，C 8H 18的燃烧热为5518 kJ ·mol -1，用热化学方程式表示则为C 8H 18（l ）+252O 2（g ）= 8CO 2（g ）+9H 2O （l ）；△H=－5518 kJ ·mol -1 ③ 规定生成物为稳定的氧化物．例如C→ CO 2、H →H 2O(l)、S →SO 2等。

C （s ）+12O 2（g ）=CO （g ）；△H=－110.5 kJ·mol -1 C （s ）+O 2（g ）=CO 2（g ）；△H=－393.5 kJ·mol -1C 的燃烧热为393.5 kJ ·mol -1，而不是110.5 kJ ·mol -1。

④ 叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用△H 表示时取负值。

例如，CH 4的燃烧热为890.3 kJ ·mol -1，而△H ＝－890.3 kJ ·mol -1且必须以1mol 可燃物燃烧为标准。

⑤要与热值概念进行区别。

热值：1g 物质完全燃烧的反应热叫该物质的热值。

3、中和热：把在稀溶液中酸跟碱发生中和反应而生成1molH 2O 时的反应热叫中和热，单位是kJ/mol 。

无机化学-热化学

ECC
2 EOH ]
[5 ECH ECC EOH ECO ]
53.5kJ mol1
化学反应热计算小结
依据实验测定（ Q p 和 Q v )
应用热化学原理
1、盖斯定律：
r
H
θ m
r
H
θ m1
Δ
r
H
θ m
2
......
2、由标准生成焓计算反应焓
rHm = i f Hm ( 生 ) － i f Hm ( 反 )
凡注明反应热的反应方程式，称为热化学方程式
H2(g) + ½ O2(g) ½ N2(g) + O2(g)
H2O(l) NO2(g )
rHm(298K) = -286kJ·mol-1 rHm(298K) = +34kJ·mol-1
表示热力学标准状态
对单一气体——气体处于标准压力下 1atm=101325Pa 对混合气体——每种气体的分压都出于标准压力下凝聚态物质——纯液体或固体的标态则指出于标准压力下的纯物质。溶液的标态——溶度为1mol ·dm-3
Thermochemical data
指的是能直接用量热计测定的那些反应
应用热化学原理
★ 正反应和逆反应的
r
H
θ m
数值相等, 但符号相反
★ 盖斯定律: 一个化学反应的总焓变与该反应可能涉
及的中间步骤的数目和涉及哪些中间步骤无关
思路和技巧
选择和设计合理、简捷的热化学循环至关重要！
测量恒容反应热的装置
求 C ( 石墨 ) + 1/2 O2 ( g ) —— CO ( g )的 rHm 。
解：
C ( 石墨 ) + O2 ( g )

热化学的基本概念与计算方法

热力学第三定律：绝对零度不能达到原理，即一个系统不可能被冷却到绝对零度以下，因为达到绝对零度时，系统的熵为零，这是不可能的。
热力学函数：描述系统热力学性质的物理量，如内能、熵、焓等。
热化学的计算方法
焓变计算
焓变定义：焓变是指系统在等温、等压条件下化学反应吸收或释放的热量。
焓变计算公式：ΔH=ΣΔHₘ(反应物) - ΣΔHₘ(生成物)，其中ΔHₘ为标准摩尔燃烧焓。
新能源开发：热化学可以为新能源的开发和利用提供理论支持和实践指导，如燃料电池、太阳能热利用等。
THANK YOU
汇报人：XX
焓变的正负号：放热反应的焓变为负值，吸热反应的焓变为正值。
焓变计算的意义：焓变计算可以帮助我们了解反应过程中的能量变化，从而更好地理解和控制化学反应。
熵变计算
熵变定义：熵变是指系统混乱度的变化，用于衡量系统无序度的变化计算公式：熵变计算公式为 ΔS = Σ (ΔSi) 其中 ΔSi 为系统各组分的熵变影响因素：熵变受系统温度、压力、相变等因素影响意义：熵变计算对于热力学过程的分析和判断具有重要意义
燃烧反应的效率和稳定性是工业生产中需要考虑的重要因素，涉及到燃烧器的设计、燃料的选择和配比等方面。
热力循环
热力循环在热力发电站中的应用
热力循环的概念和原理
热力循环在制冷技术中的应用
热力循环在汽车发动机中的应用
化学反应动力学
定义：研究化学反应速率以及反应速率受哪些因素影响的学科
重要性：帮助我们了解和控制化学反应过程，优化反应条件，提高产物的质量和产量
热化学的基本概念与计算方法
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热化学的基本概念热化学的计算方法热化学的应用

分子热力学与热化学

分子热力学与热化学分子热力学是热力学的一个重要分支，主要研究气体分子在宏观上的热力学性质与微观上的分子结构和动力学之间的关系。

通过对物质内部微观结构与粒子之间相互作用的理解，我们能够更深入地认识热力学规律与现象。

同时，热化学则是分子热力学在化学反应中的应用，研究化学反应的热力学性质与能量转化。

1. 热力学基础热力学是研究能量与能量转化的一门学科，其中包括热力学系统、热力学过程、热力学平衡等基本概念。

在分子热力学中，我们将焦点放在理想气体的行为上，通过引入气体分子的运动方式和排列方式，研究气体的理想状态方程、分子动能与温度之间的关系，以及内能、焓、熵等热力学函数的定义和计算方法。

2. 分子结构与能量分子热力学研究中，我们需要了解气体分子之间的相互作用和排列方式所带来的能量变化。

通过各种实验技术和计算方法，我们可以确定分子之间的位能曲线，了解分子的振动、转动和鸣谐振动等方式对分子内能和分子熵的贡献。

这些研究为理解分子的热力学性质提供了重要的基础。

3. 热化学的应用热化学是分子热力学的一个重要应用领域，它研究的是化学反应中的能量变化和热力学性质。

在化学反应中，热力学参数如焓变、熵变和自由能变化等反映了化学反应的能量转化过程。

利用热化学的方法，我们可以计算反应的焓变和熵变，从而预测反应的热力学性质和反应方向。

同时，热化学也与实际应用息息相关，如化学能源的利用、材料的合成与性能调控等方面。

4. 热化学计算与实验方法热化学的研究需要实验数据和计算方法的支持。

实验方法主要包括热量计法、容量比热法、微量热法等多种技术，用于测定反应的焓变和熵变。

而计算方法则通过量子化学、统计力学等理论模型，基于分子力学和量子力学的计算程序，来计算反应的能量和熵变。

这些方法的综合应用，为热化学的发展提供了丰富的实验数据和理论模型。

5. 分子热力学的应用领域分子热力学的研究和应用涉及到许多领域，如化学工程、环境科学、能源材料等。

在化学工程中，通过分子热力学的计算和实验方法，可以了解反应的能量转化和热力学性质，为工业过程的优化和改进提供理论依据。

热化学吸热反应与放热反应的热量变化计算

热化学吸热反应与放热反应的热量变化计算热化学反应是指在化学反应中伴随着能量的转化，其中最重要的一项是热量的转化。

热化学反应可以分为两种类型，即吸热反应和放热反应。

在本文中，我们将探讨吸热反应和放热反应的热量变化计算方法。

一、吸热反应的热量变化计算吸热反应是指在化学反应发生过程中，系统从周围吸收热量。

吸热反应通常伴随着温度的升高。

计算吸热反应的热量变化需要以下步骤：1. 确定所需反应的化学方程式，并标注反应物和生成物的摩尔数。

2. 查找该反应物和生成物的标准摩尔生成焓（ΔHf）值。

这些数值可以在相关的参考资料中找到。

3. 计算反应物和生成物的摩尔生成焓的差值（ΔHr）。

ΔHr = ΣΔHf（生成物）- ΣΔHf（反应物）4. 确定所需反应的摩尔数，并将其乘以ΔHr，以计算出反应的热量变化。

热量变化 = 反应的摩尔数× ΔHr注意：在计算吸热反应的热量变化时，反应的摩尔数必须与ΔHr的单位相匹配。

如果ΔHr是以J/mol给出的，那么反应的摩尔数也应以mol为单位。

二、放热反应的热量变化计算放热反应是指在化学反应发生过程中，系统向周围释放热量。

放热反应通常伴随着温度的降低。

计算放热反应的热量变化需要以下步骤：1. 确定所需反应的化学方程式，并标注反应物和生成物的摩尔数。

2. 查找该反应物和生成物的标准摩尔生成焓（ΔHf）值。

这些数值可以在相关的参考资料中找到。

3. 计算反应物和生成物的摩尔生成焓的差值（ΔHr）。

ΔHr = ΣΔHf（反应物）- ΣΔHf（生成物）4. 确定所需反应的摩尔数，并将其乘以ΔHr，以计算出反应的热量变化。

热量变化 = 反应的摩尔数× ΔHr注意：在计算放热反应的热量变化时，反应的摩尔数必须与ΔHr的单位相匹配。

如果ΔHr是以J/mol给出的，那么反应的摩尔数也应以mol为单位。

结论：热化学吸热反应和放热反应的热量变化可以通过计算反应物和生成物的摩尔生成焓差值来进行。

第3章热化学

解：M (C6H6）= 78.11×10-3kg.mol-1 , 对反应 1）ν苯= -1,ΣB（g）= -1.5有
ξ = nB/νB = -0.5320 ×10-3kg /(-1×78.11×10-3kg.mol-1)
= 6.811 ×10-3 mol 由题给条件，燃烧过程定容，W = 0。因此有
解：由附录可查得298.15K时各物质的标准摩尔燃烧焓数据，
c H my( (COOCH3)2，s ) = –1678.0 kJ· －1 mol c H my( CH3OH，l ) = –726.5 kJ· －1 mol c H my( (COOH)2，s ) = –120.2 kJ· －1 mol 代入式（6-5-2）得： r Hmy (298.15K) = –120.2 – 2 ×726.5 – (–1678.0 ) =104.8 kJ· －1 mol kJ· －1 mol
T,V, W`=0 rUm=QV 根据状态函数的性质有：
rHm– rUm = PU + P（pV）– rUm = P（pV）+ TU
对理想气体 TU = 0，对实际气体，固体、液体TU ≈0。所以有 rHm– rUm = P（pV） = p V
对固体、液体物质可略去体积变化，对理想气体（实际气
注意：热力学标准态的温度T 是任意的。不过，许多物质的
热力学标准态时的热数据是在T＝298.15K下的值。对于混合组分的标准态的定义，见前。
3 . 1 . 5 标准摩尔生成焓{变}
定义：在温度T 的标准状态下，由参考状态的单质生成1mol 指定相态的B物质时的标准摩尔反应焓变称为该物质B的标准摩尔生成焓，用 fHmy（T）表示。例如甲醇的生成反应
yY(γ) + zZ(δ) H 2