1化学反应热效应测量与计算
化学反应的能量变化的实验演示热效应与焓变的测量与计算
化学反应的能量变化的实验演示热效应与焓变的测量与计算化学反应中的能量变化是化学性质与热力学性质紧密联系的重要内容之一。
热效应和焓变作为描述化学反应能量变化的基本概念，通过实验测量和计算可以得到。
本文将介绍化学反应能量变化的实验演示以及测量与计算焓变的方法。
一、实验演示：燃烧反应的热效应测量为了展示化学反应的能量变化，我们可以选择燃烧反应实验来进行热效应测量。
这是因为燃烧反应通常具有较大的能量变化，便于测量和观察。
首先，准备一个恒温水槽，用以在反应中隔离温度变化。
在恒温水槽中放置一个燃烧酒精灯，并记录其初始温度。
接下来，选择适当的反应物，如固体镁带。
称量一定质量的镁带，并悬挂在燃烧酒精灯的火焰中。
点燃酒精灯，使镁带燃烧。
观察到镁带燃烧时，可以看到明亮的白色火焰，并感受到周围温度的升高。
同时，利用温度计在恒温水槽中测量水温的变化。
二、焓变的测量与计算根据热力学第一定律，焓变即化学反应过程中的能量变化，可以通过热效应的测量得到。
在实验中，我们通过测量恒温水槽中水温的变化来获得燃烧反应的热效应。
然后，利用以下公式计算焓变：ΔH = q/m其中，ΔH表示焓变的大小，q表示反应过程中释放或吸收的热量，m表示用于测量的物质的质量。
在这个公式中，我们需要确定反应过程中释放或吸收的热量。
对于燃烧反应，热量可以通过实验测量水温的变化来计算。
此外，根据燃烧反应的化学方程式和物质的质量，我们可以确定测量焓变所需的物质的质量。
通过实验测量得到的焓变值可以在很大程度上反映化学反应的能量变化情况。
而通过多个反应的焓变测量，我们可以进一步研究和分析不同化学反应之间的能量关系，为化学反应的研究提供重要的参考依据。
总结起来，热效应和焓变是描述化学反应能量变化的基本概念。
通过燃烧反应的实验演示，我们可以直观地感受到化学反应的能量变化。
而通过测量与计算焓变，我们可以获得更加准确的能量变化数值，为热力学及化学反应的研究提供重要的实验数据。
化学反应的热效应测定和分析
化学反应的热效应测定和分析化学反应是由化学物质之间的相互作用而引起的一种转化过程。
每个化学反应都伴随着能量变化，而能量变化通常是通过热效应来衡量的。
热效应是反应中吸热或放热的量，它是通过测量反应物质与周围环境之间的热交换来确定的。
在本文中，我们将探讨化学反应的热效应的测定和分析方法。
一、热效应的定义和计算方法热效应是指单位时间内物质和环境之间的能量交换，通常以焓变（ΔH）来表示。
焓变是反应所吸收或放出的热量，它可以通过热水法、量热器法、卡路里计法或燃烧热法来测定。
热水法是一种简单而精确的方法，它基于固定质量的热水和反应产物之间的温度差异来计算焓变。
量热器法是另一种常见的方法，它使用一种专门设计的设备来测量反应容器内的温度变化。
卡路里计法是一种非常敏感的方法，它使用电热元件来测量反应产生的热量。
燃烧热法是一种重要的方法，它测量有机化合物燃烧时所产生的热量。
二、热效应测定的应用热效应测定在许多化学领域中都是非常有用的，它被广泛用于研究反应的热动力学和热力学性质，例如反应速率、平衡常数和热力学热稳定性。
此外，热效应测定对于了解化学反应的机理和表征新化合物的热化学性质也非常关键。
热效应测定在行业中也有广泛的应用，例如煤炭、石油和天然气的燃烧热以及多种化学反应的燃烧热等。
三、热效应测定的实验步骤以下是测定反应物质间化学反应热效应的一种实验步骤：1.使用胶带将容量尽量一致的两个泡口瓶黏合在一起，并钳住垂直的胶带，使两瓶底座之间留有一定的距离。
2.在一瓶中加入约50毫升稀硫酸，将另一瓶充满冰水，将两个瓶子中间用固体醋酸钠加热至没有水珠产生为止。
3.将干燥试管中称取定量的反应物质加入容器中等待反应。
4.通电加热，发生反应，反应物变成了产物，该容器的温度也发生了变化。
5.使用温度计测量最终温度。
6.计算反应热值，并将结果与已知的热化学值比较。
四、热效应测定的误差分析热效应测定存在许多因素可能会导致实验误差，例如实验的不充分、试剂污染、温度测量不准确等等。
化学反应原理-反应热的测量与计算
燃烧热为393.5kJ/mol； 反应热为 －393.5kJ/mol
1g物质完全燃烧所放出的热量叫做该物质的热值
例1：判断正误：
× √
在生成BaSO4↓时放热，∴A放热大于57.3kJ/mol
例2： 1L1mol/L的H2SO4和2L1mol/L的NaOH完全反 应，放出114.6kJ的热量。 ①写出该反应的热化学方程式 H2SO4(aq)+2NaOH(aq)=Na2SO4(aq)+2H2O(l) △H=－114.6kJ/mol 反应热为－114.6kJ/mol； 中和热为 57.3kJ/mol ②中和热的热化学方程式
第一单元 化学反应的热效应 反应热的测量与计算
HCl(aq)+NaOH(aq)=NaCl(aq)+H2O(l) △H= — kJ/mol 不同的化学反应具有不同的反应热，人们可以 通过多种方法获得反应热的数据，其中最直接 的方法是通过实验进行测定。
一、中和反应反应热的测量 1、实验目的：测定强酸强碱反应的反应热 2、测量装置：量热计
∴ △H： △H1 > △H3 > △H2
例4：2molH2和1molO2完全反应生成H2O(l)， 放出571.6kJ的热量， ①书写H2燃烧的热化学方程式
2H2（g）+O2（g） =2H2O（l） △H=－571.6kJ/mol H2（g）+1/2O2（g） =H2O（l） △H=－285.8kJ/mol ②书写H2燃烧热的热化学方程式
（3）为了使反应进行完全，一般碱稍微过量。 用50mL0.55mol/LNaOH和 50mL0.50mol/LHCl进行上述实验 因为NaOH易吸收CO2变质，碱稍微过量 可以保证盐酸完全反应
（4）若把盐酸改为醋酸，结果怎样？
化学反应热效应的测定实验报告
化学反应热效应的测定实验报告实验名称：化学反应热效应的测定实验实验目的：通过对化学反应的热效应实验，学生掌握热化学方程式的集体意义，及热量的单位及计算方法，并能在实验中了解化学反应中的热效应相关知识。
实验原理：在常温下,反应物变为产物,反应所伴随的热量变化及其大小量称为反应热效应。
化学反应热效应的测定，一般采用恒压热量计法测定。
恒压热量计法基本原理是:在恒压条件下，反应热量等于反应体系放出的热量，即ΔrQp=-ΔH其中：ΔH——反应焓变ΔrQp——反应放出热量ΔrQp有如下公式：ΔrQp=CpΔTp其中：Cp——容器等各部件的热容ΔT——温度的变化量实验步骤：1. 取一定质量的HCl水溶液（注：摩尔浓度较浓），先加一定质量的NaOH固体，等其反应后记录下此时的最高温度Tp。
2. 取一定质量的NaOH水溶液（注：摩尔浓度较浓），先加一定质量的HCl固体，等其反应后记录下此时的最高温度Tp。
3. 根据实验数据计算出各组试样的ΔrQp。
4. 根据公式（1.1）计算出反应的焓变即为ΔH。
实验结果：试验数据：试验组别NaOH的质量/mg HCl的质量/mg NaOH的浓度/mol/L H Cl的浓度/mol/L 反应后温度/℃ΔT/℃ΔrQp/J1 405.8 503.52 2 2.68 2.15 -8698.282 251.2 501.5 1 2 2.61 2.07 -8873.15计算结果：试验组别ΔrQp/dm3/molΔH/kJ/mol1 -3449.14 -68.322 -4436.57 88.73实验总结：本实验通过恒压热量计测定了化学反应热效应，测出了各组反应释放的热量以及焓变。
通过实验我们发现，实验结果相对稳定且符合理论预期值。
本实验的顺利完成，加深了我们对化学反应热效应的理解，同时也提高认识到实验操作的重要性。
化学反应的热效应与焓变实验测定计算原理
化学反应的热效应与焓变实验测定计算原理热效应是指化学反应过程中吸热或放热的现象。
热效应的大小可以用焓变来表示，即化学反应前后系统焓的变化。
为了测定化学反应的焓变，科学家们设计了一系列实验方法和计算原理。
一、热效应的测定方法1. 火焰法：该方法适用于气态反应物和产物。
实验中，将反应物放置在燃烧器中，在反应物燃烧过程中，测量升温或降温的大小，并结合燃烧热的计算公式，计算出焓变值。
2. 溶解法：该方法适用于固态反应物的溶解反应。
实验中，将固态反应物溶解于溶剂中，测量溶解过程中温度的变化，并结合溶解热的计算公式，计算出焓变值。
3. 量热法：该方法适用于各种类型的反应。
实验中，使用量热计测量反应过程中吸热或放热的大小，并结合量热计的测温数据和热容量的计算公式，计算出焓变值。
二、焓变的计算原理1. 标准焓变：焓变的计算通常以标准状况下的焓变为基准。
标准状况是指温度为298K（25℃）和压强为1 atm（标准大气压）的状态。
标准焓变可以通过实验测定的反应热效应与标准状况下的热容量之积得到。
2. 热容量：热容量是指物质在吸收或放出单位热量时温度的变化量。
热容量可以根据物质的特性和性质进行计算。
在焓变的计算中，需要根据反应物和产物的热容量以及摩尔数的比例关系，计算出整个反应过程中的热容量变化。
3. 热效应计算公式：热效应可以通过反应物和产物的焓值之差来计算。
在计算焓变时，需要根据反应的化学方程式和各组分的两个物质之间的摩尔比例关系，将各组分的焓值相加或相减，得到最终的焓变值。
三、实验条件的控制在进行化学反应的热效应测定实验时，需注意以下几点：1. 实验温度：实验应该在恒定的温度条件下进行，以保证测得的温度变化是由于反应本身产生的热效应。
2. 实验时间：实验过程中应尽量缩短反应时间，以减少其他因素对热效应测定的影响。
3. 单位量的控制：在实验中，需要按照一定的比例控制反应物的量，以便正确计算热效应。
总之，化学反应的热效应与焓变的实验测定及计算原理是通过一系列实验方法和计算公式来确定化学反应过程中的热效应大小。
化学反应的热效应与热力学计算
化学反应的热效应与热力学计算化学反应是一种基本的物理现象，它涉及到能量的转化和传递。
化学反应的热效应是指化学反应过程中产生或吸收热量的现象，它是化学反应的一个重要物理性质。
本文将介绍化学反应的热效应及其热力学计算方法。
一、化学反应的热效应化学反应的热效应可以分为两类，即放热反应和吸热反应。
放热反应是指在化学反应中放出热量，使周围环境温度升高，而吸热反应则相反，是指在化学反应中吸收热量，使周围环境温度降低。
化学反应的热效应常用符号ΔH表示，单位是焦耳/摩尔（J/mol）。
例如，将氧气和氢气混合并点燃，可以发生燃烧反应生成水，反应式为：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)这个反应是放热反应，它的热效应ΔH为-484kJ/mol，表示每摩尔氢气和氧气反应放出484kJ的热量。
化学反应的热效应与反应物的摩尔数有关，通常也与反应物的物态、反应温度、反应压力等条件有关。
例如同样是燃烧反应，但是在不同的温度下，热效应可能有所不同。
二、热力学计算在实际应用中，我们需要计算化学反应的热效应，以便预测反应的实际结果。
常用的计算热效应的方法有热量平衡法、焓变计法、卡路里计法等。
1. 热量平衡法热量平衡法是通过测量反应前后的温度差来计算热效应的一种方法。
例如，可以将反应物溶液和溶剂溶液分别放在两个烧杯中，然后将它们混合起来，在混合过程中记录反应前后的温度变化，从而计算热效应。
2. 焓变计法焓变计法是通过测定反应前后的焓值差来计算热效应的一种方法。
它利用焓变的基本性质，即在恒压下，焓变等于热量变化。
焓变可以通过热容、温度和反应物的物态等因素计算得出。
3. 卡路里计法卡路里计法是通过测定反应物和产物的热值来计算热效应的一种方法。
它利用的是卡路里定律，即在固定温度下，每克物质增温1摄氏度所需的热量是一定的。
通过测定反应前后物质的热值变化，可以计算出反应的热效应。
三、总结化学反应的热效应是衡量化学反应中能量变化的物理参数，它可以通过热量平衡法、焓变计法、卡路里计法等多种方法计算得出。
化学反应的热效应的实验测定与计算
化学反应的热效应的实验测定与计算热效应是指化学反应过程中释放或吸收的能量，常用于描述反应的放热或吸热特性。
测定和计算化学反应的热效应是化学研究中重要而基础的实验工作。
本文将介绍测定和计算化学反应热效应的基本原理与方法。
一、实验测定热效应的方法1. Calorimeter（量热计）法：Calorimeter法是测定热效应最常用的方法之一。
实验中，将反应物加入到称量好的中性溶剂中进行反应，然后用量热计测定溶液在化学反应过程中释放或吸收的热量。
通过测量溶液的温度变化，可以计算出反应的热效应。
2. 燃烧热法：燃烧热法通常用于测定燃烧反应的热效应。
实验中，将反应物完全燃烧释放出的热量通过燃烧装置传输到水中，用温度计测量水的温度变化，然后计算出反应的热效应。
3. 直接测定法：直接测定法是通过测量反应物的焓变来确定热效应。
实验中，将待测反应物与已知热效应的反应物共同反应，测量反应前后的焓变，然后计算出待测反应的热效应。
二、热效应的计算1. 热效应的计算公式：热效应可以通过下列公式来计算：热效应 = (热量变化) / (物质的摩尔数)其中，热量变化可以通过测定温度变化或燃烧产生的热量来获得，而物质的摩尔数可以通过化学方程式和已知物质的摩尔数比较得出。
2. 反应焓变的计算：反应焓变是指化学反应中物质的焓变化。
在常压下，反应焓变可以通过下列公式计算：ΔH = Σ(反应物的摩尔数 * 反应物的生成焓) - Σ(生成物的摩尔数 * 生成物的生成焓)其中，Σ表示对所有参与反应的物质求和，反应物的生成焓是指反应物化学键断裂所吸收的能量，生成物的生成焓是指生成物化学键形成所释放的能量。
三、实验注意事项1. 实验过程中需要控制反应物的摩尔数、反应物的浓度以及温度等因素，以确保实验结果的准确性。
2. 使用量热计进行测量时，需要注意量热计的初始温度与最终温度之间的温度差，以确保测量的准确性。
3. 在进行燃烧实验时，要注意安全，确保实验室通风良好，并戴好防护装备。
化学反应的热效应与焓变实验测定计算
化学反应的热效应与焓变实验测定计算一、引言化学反应的热效应是指反应过程中释放或吸收的热量。
了解化学反应的热效应对于许多化学过程的设计和优化具有重要作用。
本实验旨在通过测定化学反应的热效应来计算反应的焓变。
二、实验仪器和试剂1. 实验仪器：热量计（卡计），量热器，温度计，计时器等。
2. 试剂：盐酸(HCl)溶液，氢氧化钠(NaOH)溶液。
三、实验步骤1. 实验前准备：(1) 将卡计器用纱布擦拭干净，确保表面洁净。
(2) 用温度计测量室温，并记录下来。
2. 实验操作：(1) 取量热器，加入一定体积的盐酸溶液。
(2) 在热量计中加入适量的NaOH溶液，并记录其体积。
(3) 将量热器中的盐酸溶液倒入热量计中，然后立即盖上热量计的盖子。
(4) 轻轻摇晃热量计，使反应充分进行。
(5) 观察并记录温度随时间的变化，直到温度稳定为止。
四、数据处理与计算1. 温度变化的数据处理：(1) 根据实验记录的温度值，绘制温度随时间变化的曲线。
(2) 在温度曲线的起始点和终点之间选择一段稳定的温度变化，计算该段时间间隔内的温度变化ΔT。
2. 计算热量变化：(1) 根据热量计的热容量，计算出热量计的热容量C，单位为卡/℃。
(2) 根据热量计的热容量C和温度变化ΔT，计算出反应过程中释放或吸收的热量q，单位为卡。
3. 计算反应的焓变：(1) 根据NaOH的摩尔浓度和反应的体积关系，计算出反应涉及的NaOH的摩尔数。
(2) 根据反应物或生成物的摩尔比例，计算出反应物或生成物的摩尔数。
(3) 根据反应物或生成物的摩尔数和反应过程中释放或吸收的热量q，计算出反应的焓变ΔH，单位为千焦/摩尔。
五、实验注意事项1. 实验中应注意安全，化学试剂和实验仪器使用前应了解相关的安全操作规程。
2. 实验中应注意准确测量和记录温度变化和体积变化的数据。
3. 实验过程中应注意避免热量的损失，尽量减小外界环境对实验的影响。
六、实验结果与分析通过实验测定得到的温度变化和热量变化数据可以用来计算反应的焓变。
化学反应的热效应与焓变的计算方法与热化学方程式
化学反应的热效应与焓变的计算方法与热化学方程式化学反应的热效应是指在一定条件下，反应物与生成物之间的物质热力学性质的变化。
焓变则是反应所伴随的热效应。
本文将介绍化学反应热效应的计算方法以及热化学方程式的编写。
1. 热效应的计算方法化学反应的热效应计算主要涉及到焓变的计算，常见的计算方法有以下几种：1.1 通过热量平衡定律计算根据热量平衡定律，可以通过测量反应前后系统热量的变化来计算焓变。
这种方法也称为量热法。
一般来说，实验室中我们会使用量热器来进行测量，通过测量得到的温度变化等数据来计算焓变。
1.2 标准焓值的计算标准焓值是指在标准状态下化学反应焓变的值。
常用的标准焓值是标准反应焓变（ΔH°）。
通过查阅相关文献或者数据库，可以找到许多常见化学反应的标准焓值。
根据反应物和生成物的摩尔数以及标准焓值，可以计算出反应的焓变。
1.3 反应热效应的计算公式一般化学反应的热效应可以通过以下公式计算：ΔH = Σ ΔHf(生成物) - Σ ΔHf(反应物)其中，ΔH表示焓变，ΔHf表示标准生成焓。
2. 热化学方程式的编写热化学方程式是指将化学反应过程中涉及的物质和热效应写成一个方程式。
一般来说，热化学方程式的编写需要遵循以下几个原则：2.1 化学方程式的平衡编写热化学方程式时，首先要确保方程式是平衡的。
即反应物的摩尔数要与生成物的摩尔数相等，化学键的数量也要相等。
2.2 按照热效应的符号写出方程式热化学方程式的编写中，要根据反应的热效应符号（放热或吸热）决定生成物和反应物的位置顺序。
放热反应中生成物的位置应放在方程式的右侧，而吸热反应则相反。
2.3 标明热效应的数值在热化学方程式中，应该标明焓变的数值。
可以使用ΔH表示焓变数值，并将其放在方程式的顶部或者右上角。
下面通过一个具体的例子来说明热化学方程式的编写方法：对于以下反应：C(graphite) + 2H2(g) -> CH4(g)该反应是吸热反应，焓变为ΔH = +74.6 kJ/mol。
化学反应的热效应计算
化学反应的热效应计算化学反应的热效应是指在化学反应过程中释放的热量或吸收的热量。
了解和计算化学反应的热效应对于理解反应过程的热力学性质和化学平衡有着重要的作用。
本文将介绍热效应的概念及其计算方法。
一、热效应的概念热效应是化学反应中热量的变化量，可分为两种情况：吸热反应和放热反应。
吸热反应是指在反应过程中吸收热量，反应物的内能增加；放热反应是指在反应过程中释放热量，反应物的内能减少。
根据热力学第一定律，热效应可以用以下公式计算：ΔH = H(生成物) - H(反应物)其中，ΔH表示热效应，H(生成物)表示生成物的焓，H(反应物)表示反应物的焓。
二、热效应的计算方法根据化学反应的平衡方程式，可以通过化学方程式中物质的摩尔系数和热效应的关系来计算热效应。
1. 单一物质热效应对于单一物质的热效应，可以通过该物质的标准热效应计算。
标准热效应是指在标准状态下，1摩尔物质完全反应产生的热效应。
2. 化学反应热效应对于化学反应的热效应计算，需要根据反应方程式中物质的摩尔系数和标准热效应来计算。
以以下反应为例：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)可以根据反应方程式中的摩尔系数和标准热效应来计算热效应：ΔH = 2ΔH(H2O) - [2ΔH(H2) + ΔH(O2)]其中，ΔH(H2O)表示水的标准热效应，ΔH(H2)表示氢气的标准热效应，ΔH(O2)表示氧气的标准热效应。
三、热效应计算的实例以氯化钠的溶解反应为例进行热效应的计算。
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)根据该反应方程式和已知的标准热效应数据，可以计算出热效应的值。
ΔH = [ΔH(Na+(aq)) + ΔH(Cl-(aq))] - ΔH(NaCl(s))其中，ΔH(Na+(aq))表示钠离子在水溶液中的标准热效应，ΔH(Cl-(aq))表示氯离子在水溶液中的标准热效应，ΔH(NaCl(s))表示氯化钠晶体的标准热效应。
化学反应热效应的测定和计算方法
化学反应热效应的测定和计算方法化学反应热效应是指化学反应过程中放出或吸收的热量。
在化学反应中，反应物总能量与生成物总能量不相等，反应过程中会有能量的变化。
化学反应热效应的测定和计算方法有以下几种：1.实验测定法：通过实验测量反应过程中放出或吸收的热量，常用的实验装置有量热计、热流量计等。
实验测定法可以准确地求得反应热效应的数值。
2.标准生成焓法：根据标准生成焓的数据，计算反应热效应。
标准生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质从最稳定形态的元素生成时的焓变。
通过查找相关物质的 standard enthalpy of formation，可以计算反应的热效应。
3.盖斯定律：根据反应物和生成物的摩尔数，以及它们的标准生成焓，可以计算反应的热效应。
反应热效应与反应途径无关，只与反应物和生成物的初始和最终状态有关。
4.反应热计算公式：反应热效应（ΔH）可以用以下公式表示：ΔH =Σ(n × ΔHf(产物)) - Σ(m × ΔHf(反应物))。
其中，ΔHf表示标准生成焓，n和m 分别为产物和反应物的摩尔数。
5.热化学方程式：热化学方程式可以表示反应热效应。
在方程式中，反应物和生成物的摩尔数应与它们的标准生成焓相对应。
热化学方程式中的反应热效应值为反应物和生成物标准生成焓的差值。
6.热量传递：在实际应用中，热量可以通过传导、对流和辐射等方式传递。
在测定和计算化学反应热效应时，需要考虑热量传递的影响，以保证实验结果的准确性。
7.误差分析：在实验测定化学反应热效应时，可能会受到各种因素的影响，如热量损失、设备误差等。
为了保证实验结果的可靠性，需要对实验数据进行误差分析，以评估实验结果的准确性。
通过以上方法，我们可以准确地测定和计算化学反应热效应。
这对于研究化学反应的本质、能量变化以及化学工艺的优化具有重要意义。
习题及方法：1.习题：某学生进行了一次实验，测得1摩尔H2(g)与1摩尔Cl2(g)反应生成2摩尔HCl(g)时放出的热量为-184.6 kJ。
化学反应的热效应的计算方法
化学反应的热效应的计算方法化学反应的热效应是指在化学反应过程中，反应物发生转化为生成物所释放或吸收的热量。
热效应的计算对于了解反应过程的能量变化以及热力学性质的研究具有重要意义。
本文将介绍几种常见的计算化学反应热效应的方法。
一、焓变法（热量差法）焓变法是一种常见且简便的计算热效应的方法。
它基于热力学第一定律，即能量守恒定律。
焓变表示反应物到生成物之间的能量变化，可以通过实验测定反应物和生成物的温度差来计算。
1. 手持焓计的测定方法手持焓计是一种便携式仪器，可用于测定物质在化学反应中的焓变。
首先，测量反应前后的温度差ΔT。
然后，根据热容量C和升温ΔT的关系，计算物质的热量变化。
最后，通过单位物质的焓变和反应的摩尔数，计算得出反应的焓变。
2. 引用热化学数据的方法对于一些常见的化学反应，其焓变的热化学数据已经被测定和归纳，并被收录在热化学数据手册中。
通过查阅手册，可以得到反应物和生成物的标准摩尔焓变。
然后，根据化学反应的平衡方程和反应的摩尔数，可以计算得出反应的总焓变。
二、燃烧热法燃烧热法是一种通过测定化学物质的燃烧反应释放的热量来计算热效应的方法。
它适用于燃烧反应和氧化反应等放热反应。
1. 线性燃烧热计的使用线性燃烧热计是一种专门用于测定燃料的燃烧热量的仪器。
通过将待测燃料放在燃烧炉中燃烧，测量燃料的燃尽热量，就可以得到燃料的燃烧热量。
通过比较不同燃料的燃烧热量，可以计算出不同物质的热效应。
2. 应用热化学数据的方法类似于焓变法，对于常见燃料或氧化反应，其燃烧热量的热化学数据已经被实验测定。
通过查阅热化学数据手册，可以得到对应反应的标准燃烧热量。
然后，根据反应的平衡方程和摩尔数，可以计算得出反应的总热效应。
三、格氏定律格氏定律是一种通过测量化学反应在不同温度下的热效应，来推导反应焓变与温度的关系的方法。
格氏定律基于热力学第二定律，即焓变（ΔH）与温度（T）的关系可以用线性函数表示。
格氏定律的公式为：ΔH = ΔH0 + aT其中，ΔH为反应的焓变，ΔH0为标准状态下的焓变，a为格氏系数，T为反应进行的温度。
反应热的测量和计算
反应热的测量和计算反应热是化学反应中释放或吸收的热能的度量。
测量和计算反应热是化学热力学中重要的实验和计算方法，它们对于理解化学反应的能量变化和反应动力学有着重要的意义。
本文将介绍反应热的测量和计算的方法，并探讨其在化学研究和工业生产中的应用。
一、反应热的测量方法1.常压热量计法：这是一种常见的实验测量方法，通常使用酒精热量计或水热量计。
实验中，将反应物放置在绝热容器中，并且将温度计插入容器中。
开始反应后，测量温度的变化，通过计算温度变化和热容量的乘积，可以得到反应的热变化。
这种方法适用于常压下的反应热测量。
2.压量法：有些反应在常压下不能发生，需要在一定的压力下进行测量。
在这种情况下，可以使用压量法。
实验中，反应物和催化剂放置在高压容器中，然后通过控制反应物的压力和测量它的体积变化，计算出反应热。
这种方法适用于高压条件下的反应热测量。
3.燃烧热测量法：这是一种适用于液体、固体和气体的反应热测量方法。
在实验中，将反应物燃烧，并通过燃烧释放的热量来测量反应热。
这种方法通常使用热量计和温度计进行测量。
这种方法适用于燃烧反应的热量测量。
4.微型反应热计法：这是一种用于反应热测量的高灵敏度方法。
在实验中，反应物和试剂通过微量注射器快速混合，生成反应物，然后通过热电偶来测量反应热。
这种方法适用于反应速度快的反应热测量。
二、反应热的计算方法除了实验测量外，反应热还可以通过计算来获得。
以下是几种常用的反应热计算方法：1.平均键键能法：根据反应物和生成物的键能，可以计算出反应的热变化。
该方法假设化学键的热力学性质是相互独立的，通过求和反应物和生成物的键能之差，可以得到反应热。
这种方法适用于分子结构相似的反应物和生成物的反应热计算。
2.热力学循环法：热力学循环法利用热力学性质的循环关系来计算反应热。
在实验中，反应热可以通过反应物和生成物之间的一系列物理和化学过程来计算。
这种方法的优点是可以测量困难的反应的热变化。
高二化学反应热的测量与计算
5、判断下列实验操作对中和热测定的数 值有如何影响？填变大变小或者不变。 ①大烧杯上没有盖硬纸板 变小 ②用相同浓度和体积的氨水代替NaOH 溶液进行实验 变小 ③用相同浓度和体积的醋酸代替稀盐酸 溶液进行实验 变小 ④实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行实验
减少热量损失
【问题探究】
3、实验中能否用环形铜丝搅拌棒代替 环形玻璃搅拌棒？为什么？
不能。因为铜丝易导热，使热量损 失较大
【问题探究】
4、有人建议用50mL0.55mol/LNaOH 进行上述实验，测得的中和热数值会 更加准确。为什么？
可以保证盐酸完全反应。 使测得的热量更加准确。
【问题探究】
【活动与探究】 二、中和热的测定
⑴实验药品： 50 mL0.50 mol/L的盐酸 50 mL0.50 mol/L的氢氧 化钠溶液
⑵实验仪器：简易量热计
简易量热计
(3)实验步骤：
1.组装量热器 在大烧杯底部垫泡沫塑料 （或纸条），使放入的小烧杯杯 口与大烧杯杯口相平。然后再在 大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料 （或纸条），大烧杯上用泡沫塑 料板（或硬纸板）作盖板，在板 中间开两个小孔，正好使温度计 和环形玻璃搅拌棒通过，如上图 所示。
专题1
第一单元 化学反应中 的热效应
反应热的测量与计算
2课时
【交流与讨论】 热化学方程式中,提供了反应 热的数据,那么,这些数据是通过什 么途径获得的呢?
量热计
【实 验 原 理】
公式一: Q=Cm△t 公式二: △H=Q÷n C为比热容,为定值。 m为质量,可以测定。 n为物质的量。
一、中和热：
在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而 生成1mol水时放出的热量。 研究条件：稀溶液 反应物：酸与碱 生成物及其物质的量：1mol H+(aq)+OH－(aq)=H2O(l)； H = -57.3 kJ/mol 注：强酸与弱碱反应，强碱与弱酸、弱酸和弱 碱反应生成1molH2O放出的热小于57.3KJ/mol
化学反应的热效应和热平衡的计算
化学反应的热效应和热平衡的计算化学反应可视为能量的转化过程，其中包含了一定的热效应。
热效应是指化学反应所放出或吸收的热量，它可以反映化学反应过程中能量的变化。
在化学工业上，了解热效应对于反应的设计和控制非常重要。
本文将讨论热效应的定义、测定方法和热平衡的计算方法。
一、热效应的定义热效应（Heat Effect）是指在常压和常温下，化学反应中生成物和反应物所包含的内能的差值。
化学反应可以放热或者吸热，放热反应是指反应前的内能高于反应后的内能，反过来，吸热反应是指反应前的内能低于反应后的内能。
二、测定热效应的方法1. 量热法量热法是通过直接测定化学反应中所放出或吸收的热量，来求得反应热效应的方法。
实验室通常采用量热器测定反应热效应，量热器常用水量热计和氧弹量热计。
水量热计是利用水的特性，即水吸热能力较高，通过测量水的升温量和进出热量差来求出反应热效应。
氧弹量热计是利用一种密闭式实验装置，其原理是把反应体系装入氧弹中，通过引燃试样产生的热量来计算反应热效应。
量热法的精确度较高，但是需要使用专业仪器和技术，并且实验操作较为繁琐。
2. 化学计量法化学计量法是利用以下化学计量关系求出反应热效应：当反应物在成分和数量上满足化学方程式时，则此时化学反应发生最为充分且不会出现气液体积变化，反应前后的热焓变就等于反应热焓变。
化学计量法的主要问题在于无法考虑混合物体积变化、热容变化和压力变化等因素对反应热效应的影响，因此其精度较低。
三、热平衡的计算方法热平衡（Thermal Equilibrium）是指在恒温、恒压下，化学反应达到热平衡状态，不再放出或吸收热量的状态。
在这个状态下，反应物和生成物的浓度不再发生变化。
化学反应的热效应可以用以下公式计算：ΔH = Q / n其中，ΔH是反应焓变，Q是反应中所放出或吸收的热量，n是反应所涉及的物质量。
热平衡常数（K）是指在恒温下，反应物和生成物的活度乘积之比，即：K = [products] / [reactants]其中，[products]和[reactants]分别表示反应物和生成物的浓度，K是恒温下的情况下热平衡常数。
化学反应的热效应与热量计算
化学反应的热效应与热量计算化学反应中的热效应是指在化学反应中放出或吸收的能量。
热效应是热力学研究中的重要概念，对于了解化学反应的热力学特性以及工业应用具有重要意义。
本文将介绍化学反应的热效应的计算方法。
1. 热效应的定义化学反应的热效应是指在恒压条件下，化学反应时放出或吸收的能量。
热效应的计量单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。
2. 热效应的计算方法热效应可以通过实验测量或计算两种方法得到。
2.1 实验测量法实验测量法是通过测量反应前后温度的变化来确定热效应。
实验中一般使用量热器（也称热量计）来测量反应的温度变化。
热量计的原理是将反应释放或吸收的热量传递给水，通过测量水的温度变化来确定热量的大小。
2.2 热效应的计算如果实验测得的热效应为反应放热（即温度升高），则热效应的数值为负值；如果实验测得的热效应为反应吸热（即温度降低），则热效应的数值为正值。
3. 热效应的计算公式热效应可以通过反应物和生成物的热化学方程式来计算。
通常使用标准热效应计算反应的热效应。
下面是标准热效应计算的公式：ΔH = ∑ΔHf(生成物) - ∑ΔHf(反应物)其中，ΔH表示热效应，ΔHf表示生成物或反应物的标准反应焓变。
4. 标准热效应的定义标准热效应是指在标准状况下，摩尔物质从单质状态转化为标准状态（一般是1mol/L浓度、1atm压力、298K温度）时所伴随的热效应变化。
标准热效应的计量单位也是焦耳或千焦。
5. 热量计算的例子例如，对于甲烷燃烧生成二氧化碳和水的反应：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O假设该反应在常压常温条件下进行，根据标准热效应的计算公式，我们可以得到：ΔH = [ΔHf(CO2) + 2ΔHf(H2O)] - [ΔHf(CH4) + 2ΔHf(O2)]根据标准热效应表中可得到ΔHf(CO2) = -393.5 kJ/mol，ΔHf(H2O) = -285.8 kJ/mol，ΔHf(CH4) = -74.9 kJ/mol，ΔHf(O2) = 0 kJ/mol。
化学反应热力学的热效应测定与计算
化学反应热力学的热效应测定与计算热力学是研究能量转化和传递的科学，而热效应是热力学的一个重要概念。
热效应指的是化学反应过程中的能量变化，可分为热放出（放热反应）和热吸收（吸热反应）。
热效应的测定和计算对于了解化学反应的热特性以及工业过程的设计与控制至关重要。
1. 实验方法测定化学反应的热效应可以通过燃烧、溶解、中和、氧化还原等反应进行。
以下以燃烧反应为例，介绍热效应的测定方法。
首先，选择适当的反应物并确定其摩尔数。
然后，在实验室中搭建一个恒压测量装置，将反应物放置于反应容器中，并与燃烧热量计相连。
通过点火使反应发生，并测量升温的过程中燃烧热量计所示的温度变化。
根据燃烧热量计的灵敏度和标定系数，可以计算出在该反应过程中释放或吸收的热能量。
2. 热效应的计算热效应的计算可以根据反应物的化学方程式和热效应的定义进行。
例如，对于一个化学反应：A + B → C ΔH = ?（反应物A和B转变为产物C，热效应为？）。
若实验测得反应过程中放出的热能量为q（单位为焦耳），则可以根据定义得到：ΔH = -q（若q为负值，则反应为放热反应）。
利用化学方程式中的摩尔比例，可以将实验测得的热能量（焦耳）转换为热效应（焦耳/摩尔）。
因此，可以通过测定的热能量计算出热效应，并与理论值比较，评估反应的能量变化和热力学特性。
3. 热效应的应用热效应的测定和计算在许多领域有着广泛而重要的应用。
以下是几个典型的应用示例：3.1 化学工程：在化学工程中，热力学的热效应是设计和优化反应器和炉膛的重要依据。
热效应的测定可以帮助确定适当的反应条件和最佳的能量利用方式。
3.2 药物研发：化学反应的热效应对于药物合成的安全性和效率至关重要。
热效应的测定可以帮助药物研发人员评估合成过程中可能出现的副反应和反应过程中的能量变化。
3.3 能源开发：热效应的测定也对能源开发和利用有着重要意义。
例如，燃烧反应的热效应可以用来评估不同燃料的能量含量，从而指导能源的选择和使用。
化学反应的热效应与焓变计算
化学反应的热效应与焓变计算化学反应的热效应是指在恒压条件下反应所伴随的热量变化，是研究化学反应热力学性质的重要指标之一。
而焓变是指在恒压条件下，化学反应发生过程中反应物至产物之间焓的变化。
本文将介绍化学反应的热效应的概念、测定方法及焓变的计算方法。
一、化学反应的热效应概念化学反应的热效应是指在化学反应过程中，反应物与产物之间所释放或吸收的热量。
化学反应的热效应可以用来判断反应是否放热或吸热，以及反应的热力学性质。
热效应可以通过实验测定或计算来获得。
二、化学反应热效应的测定方法1. 火焰法：该方法是利用火焰温度升高导致试料燃烧或氧化的方法，通过测量温度变化来确定热效应。
这种方法常用于测定有机化合物的燃烧热效应。
2. 恒温法：该方法是在恒定温度下进行反应，通过测量反应前后溶液的温度变化来推算热效应。
这种方法常用于测定溶解反应或中性化反应的热效应。
3. 酸碱滴定法：该方法通过在酸碱滴定过程中测量溶液温度的变化来确定热效应。
这种方法常用于测定酸碱中和反应的热效应。
三、焓变的计算方法焓变（ΔH）是指化学反应发生过程中反应物至产物之间焓的变化。
焓变可以通过热效应的测定结果得到。
一般情况下，焓变可根据反应热效应的性质进行计算。
1. 平衡态焓变计算：当反应在标准状态下进行（温度为298K，压强为1 atm），且反应物和产物之间的摩尔数一致时，焓变可以通过反应的热效应直接计算得到。
2. 反应热效应符号的转化：在实际实验中，可以根据焓变的定义，通过改变反应方程式的正反号来确定焓变的值。
根据热效应的性质，当反应方程式翻转时，焓变的值应取相反数。
3. 焓变的计算公式：若反应发生在非标准状态下，可以使用反应焓变的计算公式：ΔH = Σ(nHf(产物)) - Σ(nHf(反应物))，其中ΔH为反应焓变，n为各组分的摩尔数，Hf为标准态生成焓。
该公式是根据焓变的定义，通过计算反应物和产物的摩尔数差异乘以标准态生成焓的差来求得。
新教材2023版高中化学专题1化学反应与能量变化第一单元化学反应的热效应第2课时反应热的测量与计算课
5．注意同素异形体
如C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－c kJ/mol； C(金刚石，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－d kJ·mol－1
提升点三 盖斯定律的应用
例3. 发射卫星时可用肼(N2H4)为燃料和二氧化氮(NO2)作氧化剂，两 者反应生成氮气和气态水。已知：
状元随笔 中和热测定时，为了保证酸(或碱)完全反应，应加入过 量的碱(或酸)；酸和碱的用量多少会影响产生的热量多少，但不会影 响中和热，因为中和热是以生成1 mol H2O为标准。
关键能力 中和反应的实质是H＋和OH－结合生成水，因而理解中和热时要注意 以下几点： (1)条件 稀溶液，因浓酸和浓碱稀释时会放出热量。 (2)反应物 酸与碱(在中学化学中，只讨论强酸和强碱反应的中和 热)。 (3)生成物及其物质的量 1 mol H2O(l) (4)表述 用文字叙述中和热时，不带“－”；用ΔH表示时，带上 “－”。如强酸与强碱反应的中和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。
【即学即练】
1．在测定中和热的实验中，使用下列用品不是为了减小实验误差的
是( )
A．碎泡沫塑料 B．环形玻璃搅拌棒
C．硬纸板
D．两个量筒
答案：D 解析：碎泡沫塑料起到保温效果，减少热量散失，从而减小实验误差，A项不 符合题意；环形玻璃搅拌棒搅拌能加快反应速率，减少热量散失，从而减小实验
误差，B项不符合题意；硬纸板覆盖于反应装置上起隔离作用，能减少热量散失， 从而减小实验误差，C项不符合题意；两个量筒用来分别盛放和量取酸和碱，对 实验误差无影响，因此不是为了减小实验误差，D项符合题意。
(2)应用实例 ①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ/mol， ②CO(g)＋12O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0 kJ/mol， 求C(s)＋12O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。 根据盖斯定律，知：
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以下例子说明：当系统由始态变到终态时，系统的状态 函数压力p和体积V的变化量与途径无关。
外压从3pº变为p°
3pº
V T
一、反应热的测量
（4）过程与可逆过程
在物理或化学变化的过程中，系统与环境 存在温度差而交换的能量称为热。
热的符号规定： 系统吸热为正，系统放热为负。
热量q不是状态函数
二、反应热的测量
1. 反应热的实验测量方法
化学反应热指化学反应过程中系统放出或吸收的热量。
化学规定：系统放热为负，系统吸热为正。
摩尔反应热指当反应进度为1 mol时系统放出或吸收的热量。 （等容）反应热可在弹式量热计中精确地测量。
学习情境一 化学反应热效应的测量与计算
北京电子科技职业学院 生物技术系
单元要点
了解若干热力学基本概念（如状态函数、 1 热力学标准态、反应进度、焓等）
了解用弹式热量计测量定容热效应 2 的原理, 掌握反应热的测量方法
3 了解热力学第一定律，掌握qv的实验计算法
一、反应热的测量
1. 基本概念
（1）系统与环境
一、反应热的测量
（3） 状态与状态函数
状态就是系统一切性质的总和。有平衡态和非平衡态之 分。
如系统的宏观性质都处于定值，则系统为平衡态。 状态变化时，系统的宏观性质也必然发生部分或全部变 化。
状态函数 用于表示系统性质的物理量X 称状态函数，如气体的 压力p、体积V、温度T 等。
一、反应热的测量
qm q / n
二、反应热的测量
2. 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 。其标准写法是：先写出反应方程，再写出相应反应热，两 者之间用分号或逗号隔开。例如：
N2H4(l)+O2(g)=N2 (g) +2H2O (l)；qV,m 620kJ mol 1 2H2(g)+O2(g)=2H2O (l)；q p,m 570kJ mol 1
（1） 热力学标准态：
➢ 气体物质的标准态：标准压力p 下表现出理想 气体性质的纯气体状态 ➢ 溶液中溶质B的标准态是:标准压力p 下，质 量摩尔浓度为m (1.0mol.kg-1),并表现出无限稀溶 液中溶质的状态; 本书采用近似c =1.0 mol.dm-3) ➢ 液体或固体的标准态是:标准压力p 下的纯液 体或纯固体。
系统：作为研究对象的那一部分物质和空间。 环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间。
开放系统 有物质和能量交换
封闭系统 只有能量交换
系统的分类[观看动画1-1]
隔离系统 无物质和能量交换
一、反应热的测量
（2） 相
系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分称为相。 根据相焓 标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质 B时反应的焓变称为标准摩尔生成焓，记作 f Hm 。
298.15K时的数据可以从手册及教材的附录3中查到。
指定单质通常指标准压力和该温度下最稳定的单质。如 C：石墨(s)；Hg：Hg(l) 等。但P为白磷(s)，即P（s，白）。
一、反应热的测量
（5） 功和热
物理或化学变化的过程中，系统与环境除热 以外的方式交换的能量都称为功。
功的符号规定：（注意功符号的规定尚不统一） 系统得功为正，系统作功为负。
由于系统体积发生变化而与环境所交换的功称 为体积功w体。所有其它的功统称为非体积功w ′。
w = w体+ w ′
一、反应热的测量
➢单相（均匀）系统 ➢多相（不均匀）系统
相与相之间有明确的界面。 思考： ① 101.325kPa，273.15K(0°C)下，H2O(l), H2O(g)和H2O(s)同时共存时系统中的相数为多少。② CaCO3(s)分解为CaO (s)和CO2(g)并达到平衡的系统中的 相数。 答： ① 在此条件下，存在3相（气、液、固各一相； ② 3相（气体1相，固体2相）。
显然，标准态指定单质的标准生成焓为0。生成焓的负值越 大，表明该物质键能越大，对热越稳定。
二、反应热的测量
1.3.4.2 反应标准摩尔焓变
标准状态下,反应进度ξ = 1mol的焓变称为反应的
标准摩尔焓变:记作 r Hm, (T )
测定原理： 由于qp =ΔH 所以可以通过在标准状态下测定恒温恒压 条件下的反应热得到反应标准摩尔焓变。
二、反应热的测量
设有n mol物质完全反应，所放出的热量使弹式量热 计与恒温水浴的温度从T1上升到T2，弹式量热计与恒温水 浴的热容为Cs(J·K-1)， 比热容为cs(J·K-1kg-1 )，则：
q cs ms (T2 T 1) Cs T
由于完全反应，ξ = n 因此摩尔反应热：
ΔH – ΔU = qp – qV = p(V2 – V1)
对于理想气体反应，有：
qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT
对于有凝聚相参与的理想气体反应，由于凝聚相相 对气相来说，体积可以忽略，因此在上式中，只需考虑 气体的物质的量。
小结
对于没有气态物质参与的反应或Δn(g) 0的反应，qV qp 对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)0的反应，qV qp
二、反应热的测量
定压反应热与焓 ➢ 定压反应热
恒压过程，不做非体积功时， w体= – p(V2–V1)，所以 qp = ΔU + p(V2–V1)
思考：这两个公式有什么用处？
答：可以利用这两个公式计算反应热。
二、反应热的测量
已知
定容反应热：qV = ΔU； 定压反应热：qp = ΔUp + p(V2 – V1) 等温过程， ΔUp ΔUV，则：
∵ qP =△U + p(V2 – V1)
= (U2 - U1)+ p(V2 – V1) = (U2 + p 2V2) – (U1 + p 1V1) 令H = U + p V 则qp =H2 – H1=ΔH
H 称为焓，是一个重要的热力学函数。
公式qp =ΔH 的意义：
① 等压热效应即为焓的增量，故qP也只决定于始终态， 而与途径无关。 ② 可以通过ΔH的计算求出的qP值。
二、反应热的测量
注意事项 应用物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应 焓时需要注意 ➢ 物质的聚集状态，查表时仔细 ➢ 公式中化学计量数与反应方程式相符 ➢ 数值与化学计量数的选配有关 ➢ 温度的影响 r Hm (T ) r Hm (298.15 K)
二、反应热的测量
例 设反应物和生成物均处于标准状态，计算1mol乙炔完全 燃烧放出的能量。
即热化学方程式可像代数式那样进行加减运算。
二、反应热的测量
盖斯定律示例
例 已知反应 C O2 CO2 和
计算
C
1 2
O2
CO
的反应焓，
CO
1 2
O
2
CO2
的反应焓，
解：
C O2 CO2
CO
1 2
O2
CO2
r H m,1 393.5 kJ mol 1 r H m,2 283.0 kJ mol 1
解：从手册查得298.15K时Fe2O3和Al2O3的标准摩 尔生成焓分别为–824.2和–1675.7kJ·mol-1。
r H m (298.15K) f H m (Al2O3, 298.15K) f H m (Fe2O3, 298.15K) [(1675.7) (842.2)]kJ mol 1 851.5 kJ mol 1
二、反应热的测量
（2） 化学反应的反应热与焓
通常把反应物和生成物具有相同温度时，系统吸 收或放出的热量叫做反应热。
根据反应条件的不同，反应热又可分为： 定容反应热定压反应热
➢ 定容反应热 恒容过程，体积功w体 = 0，不做非体积功 w ′=0时，
所以， w= w体+ w ′=0 ，qV = ΔU
二、反应热的测量
二、反应热的测量
（3） 盖斯定律
化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有 关而与变化的途径无关。
始态 C(石墨) + O2(g)
r H m, 1
终态 CO2(g)
中间态
r H m, 2 CO(g) + ½ O2(g) r Hm, 3
r Hm, 1 r Hm, 2 r Hm, 3
C
1 2
O2
CO
式(1) -式(2)
r H m, 3 r H m,1 r H m,2 [393.5 (283)]kJ mol 1
100.5kJ mol 1 由盖斯定律知：若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。
二、反应热的测量
3. 反应标准摩尔焓变的计算
实验过程中无法控制生成产物完全是CO。
因此，只能用理论方法来计算反应热。
二、反应热的测量
（1） 热力学第一定律
封闭系统，不做非体积功时，若系统从环
境吸收热q，从环境得功w，则系统热力学能的
增加ΔU (U2 – U1)为：
ΔU = q + w
热力学第一定律的实质是能量守恒定律在 热力学中的的应用。
其中，热力学能从前称为内能。
若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下。 书写热化学方程式时应注意：
➢ 标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态。
二、反应热的测量
3. 反应热的理论计算 并不是所有的反应热都可以实验测定。例如 反应： 2C(s) + O2(g) = 2CO(g) 思考：为什么上述反应的反应热无法实验测定？