第6章化学热力学
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6时44分
石墨)+0.5O2(g)===CO(g)的∆rH =？ 例1：求C(石墨 ： 石墨 的 ？ 因为产物的纯度不好控制，可能在生成CO的同时 因为产物的纯度不好控制，可能在生成 的同时 的生成。下列两个反应的热效应容易测。 也有少量CO2的生成。下列两个反应的热效应容易测。 也有少量 C(石墨 石墨)+O2(g)===CO2(g) ∆rH 2=-393.5kJ·mol-1 石墨 CO(g)+0.5O2(g)===CO2(g) ∆rH 3=-283.０kJ·mol-1 ０ 始态 C石墨+O2(g) ∆rH
没有热交换
2011年3月20日 6时44分
常见过程：可以是上述基本过程及其合理的 常见过程 组合。 如：等温等压过程，等容绝热过程等等。
注意： 注意：
孤立体系发生变化的过程一定是绝热过程， 但发生绝热过程变化的体系不一定是孤立体系。
2011年3月20日 6时44分
四、 热和功
热量──体系和环境之间存在温差时所发生的能量交换。 热量
如：反应热、溶解热等
功──体系和环境之间除热之外的其它能量交换。
如：体积功，非体积功（电功、表面功等）
热和功都是能量的传递形式。 热量用 q 表示，功用 w 表示。
2011年3月20日 6时44分
规定： 规定：
1、体系吸热 q ＞0 ，体系放热 q ＜0。 2、体系对环境做功 Ｗ ＜ 0 ，环境对体系做功 Ｗ ＞ 0。 3、热和功不是状态函数，因此其数值大小与变化途径有关 如：在外压（p）恒定的条件下，体积功由体系体积的 变化量（△V）来决定。 即 W = p△V
2011年3月20日 6时44分
或 ∆H = ∑(νi ∆H
0 0 f ,生成物
) − ∑(νi ∆H
0 f ,反应物
)
即：标准反应热△Ho等于生成物标准生成焓之和 与反应物标准生成焓之和的差。
2011年3月20日 6时44分
6-4-3 化学反应热的计算
根据化学反应热与标准生成焓的关系以及盖斯 定律，通过设计适当的反应途径，可以计算各类化 学反应的反应热。
4、热和功的单位：J 或 KJ
2011年3月20日 6时44分
五、热力学能 １、热力学能──体系中一切形式能量的总和，
用Ｕ表示。
２、热力学能是状态函数，其变化值与变化途径
无关。
３、热力学能的绝对值无法知道，但只要知道热 力学能的变化值（∆ U）就可以了。 4 、热力学能的单位：J 或 KJ
2011年3月20日 6时44分
注意：恒温是指反应体系的始态和终态的温度恒定， 恒温是指反应体系的始态和终态的温度恒定， 而反应体系变化过程中的温度不一定始终保持 不变。
盖斯定律是热化学的基础，它能使热化学方程 式像普通代数方程式那样进行计算，从而可以 使我们从易测的热效应来求算难于测量或不能 测量的热效应。 2011年3月20日
0 4
2011年3月20日 6时44分
解：设计的反应途径如下
根据盖斯定律：
0 0 0 ∆H 4 = ∆H10 × 3 + ∆H 2 × 4 + (−∆H 3 )
=(-393.5×3)+(-285.8 × 4)+(+2219.9) = -103.8 KJ · mol-1
2011年3月20日 6时44分
6—2 热力学第一定律 2 ── 能量守恒定律
在任何过程中，能量不能消灭也不能创生， 只能从wk.baidu.com种形式转化成另一种形式，从一个物体 传给另一个物体。
2011年3月20日 6时44分
如：在一封闭体系中 始态：体系的热力学能为U1 过程：体系从环境中吸收热q， 同时对环境做功W。 终态：体系的热力学能为U2 则根据能量守恒定律： U2 = U1 +（q + W） W） 或：△U = U2 - U1 = q + W △ 上式说明：体系从始态到终态的变化过程，其 热力学能的改变（△U ）等于体系吸收的能量和 消耗的能量之差。
1
∆rH
终态
2
CO2(g)
3
CO(g)+0.5O2(g)
∆rH
∆rH 2=∆rH 1+∆rH ∆ ∆ 解得∆ 解得∆rH 1=-110.5kJ·mol-1
3
2011年3月20日 6时44分
6—4 4
生成焓和燃烧焓
6-4-1 生成焓(△Hf)和标准生成焓(△Hf0) 生成焓( 和标准生成焓( 和标准生成焓
标准状态下,由稳 2、标准生成焓── 标准生成焓──在一定温度、标准状态 ── 标准状态 定的纯态单质生成1mol化合物时，体系的焓变 称为该化合物的标准生成焓，以△Hf 中查得。 3、生成焓和标准生成焓的单位是： KJ · mol-1 4、显然，稳定的纯态单质的标准生成焓为0。
2011年3月20日 6时44分
2011年3月20日 6时44分
2. 恒压条件下的化学反应热
如果体系变化是恒压过程即p为定值， 由 变成V 如果体系变化是恒压过程即 为定值，V由V1变成 2，Qp 为定值 表示恒压过程的热量(V 时是体系对环境做功W为负 为负)。 表示恒压过程的热量 2>V1时是体系对环境做功 为负 。 ∆U=Qp+W=Qp-p(V2-V1) U2-U1=Qp-p(V2-V1)=Qp-pV2+pV1 Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1) U、p、V都是体系的状态函数，它们的组合 都是体系的状态函数， 、 、 都是体系的状态函数 它们的组合(U+pV)也 也 是状态函数在热力学上将(U+pV)定义为新的状态函数， 定义为新的状态函数， 是状态函数在热力学上将 定义为新的状态函数 叫做焓， 来表示： 叫做焓，用H来表示： 来表示 H=U+pV Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=∆H ∆
2011年3月20日 6时44分
二、状态和状态函数
状态──指用来描述该体系的温度、压力、体积、 状态 质量、组成等物理和化学性质的物理量 的总和。 即：状态是体系的一切客观性质的总和。 状态函数──能确定体系状态性质的物理量， 状态函数 只与体系所处的状态有关。
2011年3月20日 6时44分
注意： 注意：
表示。
部分物质的标准生成焓△Hf 可以从有关表
6-4-2 化学反应热与标准生成焓的关系
由于在恒压条件下，体系的焓变△H等于化 学反应热q。所以
q = ∆H
0 0 f (G)
= (g∆H
+ d∆H
0 f (D)
) −(a∆H
0 f ( A)
+b∆H
0 f (B)
)
2011年3月20日 6时44分
２、由于在恒温、恒压下，化学反应的热效应等于反应物 和生成物的焓差（△H）。而焓是状态函数，它只与 体系的始态和终态有关，与变化的具体途径无关。 因此：如某一反应可以设想分多步进行，，则其总反应过 程的焓变（热效应）就等于各分步的焓变之和。 即： △H= △H1+ △H2+ △H3+ ······ 由此， 由此，根据盖斯定律就可以计算出一些不能用实验方法 直接测定的热效应值；同时也可以对热化学方程式进行 加减。
溶液是体系； 而与溶液有关联的其它部分 （如烧杯、搅棒、 溶液上方的空气等）是环境。
2011年3月20日 6时44分
按体系和环境之间物质和能量的交换情况的不 同，可将体系分为： 敞开体系 ──体系与环境之间既有物质交换,又有能量交换 封闭体系 ──体系与环境之间没有物质交换,只有能量交换 孤立体系 ──体系与环境之间没有物质和能量交换
1、状态函数的变化值只与体系变化的始末状态 有关，而与变化途径无关。
∆T = T2-T1 = 50-25 = 25℃ ℃
2011年3月20日 6时44分
2、同一体系的状态函数之间是相互关联和相互 制约的，如确定了其中的几个，其它的也就 随之确定了。 如气体状态方程式：PV = n RT
2011年3月20日 6时44分
三、过程和途径 过程──体系状态发生变化的经过。
基本过程包括： 基本过程包括 等温过程： 等温过程 体系状态在温度恒定 温度恒定的条件下发生变化。 温度恒定 等压过程： 等压过程 体系状态在压力恒定 压力恒定的条件下发生变化。 压力恒定 等容过程： 等容过程 体系状态在体积恒定 体积恒定的条件下发生变化。 体积恒定 绝热过程： 绝热过程 体系状态变化过程中，体系和环境之间
1、热力学标准状态 、
气体——P （100kPa）压力下处于理想气体状态 的气态纯物质 液体和固体——P 压力下的液态和固态纯物资 2、生成焓── 生成焓──在恒定温度和压力下，由稳定的纯 ── 态单质生成1mol化合物时，体系的焓变称为 该化合物的生成焓（或称为生成热），以 △Hf 表示。
2011年3月20日 6时44分
此反应是吸热反应。 热化学反应方程式书写时应注意：
−1
１、要注明反应条件。若不注明者则认为是标准 状态。 ２、要注明物质聚集状态（S、l、g、aq）
2011年3月20日 6时44分
6-3-3 盖斯定律
１、盖斯定律──在恒压或恒容条件下，一个
化学反应不论是一步完成或分几步完成， 其热效应总是相同的。
2011年3月20日 6时44分
6—3 3
化学反应热效应
讨论和计算化学反应热量变化问题的学科， 讨论和计算化学反应热量变化问题的学科，称 热化学。 为热化学。 在恒压或恒容条件下而且不做其它功的条件 下，当一个化学反应发生后若使反应的温度回 到反应物的起始温度，这时体系放出或吸收的 到反应物的起始温度， 热量称为反应热。 通过实验测得的。 热量称为反应热。(通过实验测得的。)
= 0 + 0 - (-241.8) = 241.8 KJ ⋅ mol
-1
2011年3月20日 6时44分
6-4-4
标准燃烧焓
在一定温度和标准状态下 1 mol 有机物质完全燃 烧时的焓变，称为该物质的摩尔燃烧焓，用符号 △H c 表示。 通常指定物质中的C燃烧后变为CO2(g), H变为 H2O(l), S变为SO2(g), N变为 N2(g), 金属如银等都 变为游离状态。
[例3] 计算下列反应的标准反应热
H 2O( g ) → H 2 (g )
解：查表得
1 + O2 (g ) 2
H 2O( g ) ∆H 0 (KJ ⋅ mol-1 ) f - 241.8
H 2( g ) 0
O2 ( g ) 0
∴
− ∆H r0
− − = ∑ (ν i ∆H 0 ,生成物 ) − ∑ (ν i ∆ H 0 ,反应物 ) f f
6-3-2
∆H
又如
o
热化学反应方程式
2(g )
例如 : C ( S ) + O 2 ( g ) → CO = − 393 . 5 kJ ⋅ mol
−1
;
此反应为放热反应。 此反应为放热反应。
CaCO(S ) → CaOs) + CO2( g ) ; ∆H = +179.2 kJ ⋅ mol 3 (
第六章
6—1 1 6—2 2 6—3 3 6—4 4
热力学第一定律和热化学
化学反应中的能量关系 热力学第一定律 化学反应热效应 生成焓和燃烧焓
2011年3月20日 6时44分
6—1 1
化学反应中的能量关系
一、体系和环境
体系──人们所选取的研究对象。 环境── 环境──体系以外的但又与体系密切相关的物质的全部 如： 溶液中的化学反应。
2011年3月20日 6时44分
1、因 U 的绝对值无法测，所以 H 的绝对值亦无 法测，我们也只研究焓变(∆H)。 规定：放热反应时，∆H＜0 2、规定 规定 吸热反应时：∆H＞0 ∴ 对吸热反应：H生成物＞H反应物 对放热反应：H生成物＜ H反应物 3、 ∆H的单位：KJ · mol-1
2011年3月20日 6时44分
2011年3月20日 6时44分
6-3-1 恒压或恒容条件下的化学反应热
1. 恒容条件下的化学反应热 若体系变化是恒容过程(体积不变 ， 若体系变化是恒容过程 体积不变)，即没 体积不变 有体积功则W=0，∆U=Qv 有体积功则 ， Qv为恒容过程的热量，此式表示在不 为恒容过程的热量， 做体积功的条件下体系在恒容过程中所吸 收的热量全部用来增加体系的内能。 收的热量全部用来增加体系的内能。
2011年3月20日 6时44分
[例2] 已知：
C(s) + O2( g) →CO ( g) 2
0 ∆H1 = −3935 KJ⋅ mol-1 .
1 0 H2( g) + O2( g) → H2O(l ) ∆H2 = −2858 KJ⋅ mol-1 . 2 0 C3H8(s) + 5O2( g) →3CO ( g) + 4H2 O(l) ∆H3 = −22199 KJ⋅ mol-1 . 2 求下列反应的反应热 3C(s) + 4H2( g) →C3H8(s) ∆H = ?
石墨)+0.5O2(g)===CO(g)的∆rH =？ 例1：求C(石墨 ： 石墨 的 ？ 因为产物的纯度不好控制，可能在生成CO的同时 因为产物的纯度不好控制，可能在生成 的同时 的生成。下列两个反应的热效应容易测。 也有少量CO2的生成。下列两个反应的热效应容易测。 也有少量 C(石墨 石墨)+O2(g)===CO2(g) ∆rH 2=-393.5kJ·mol-1 石墨 CO(g)+0.5O2(g)===CO2(g) ∆rH 3=-283.０kJ·mol-1 ０ 始态 C石墨+O2(g) ∆rH
没有热交换
2011年3月20日 6时44分
常见过程：可以是上述基本过程及其合理的 常见过程 组合。 如：等温等压过程，等容绝热过程等等。
注意： 注意：
孤立体系发生变化的过程一定是绝热过程， 但发生绝热过程变化的体系不一定是孤立体系。
2011年3月20日 6时44分
四、 热和功
热量──体系和环境之间存在温差时所发生的能量交换。 热量
如：反应热、溶解热等
功──体系和环境之间除热之外的其它能量交换。
如：体积功，非体积功（电功、表面功等）
热和功都是能量的传递形式。 热量用 q 表示，功用 w 表示。
2011年3月20日 6时44分
规定： 规定：
1、体系吸热 q ＞0 ，体系放热 q ＜0。 2、体系对环境做功 Ｗ ＜ 0 ，环境对体系做功 Ｗ ＞ 0。 3、热和功不是状态函数，因此其数值大小与变化途径有关 如：在外压（p）恒定的条件下，体积功由体系体积的 变化量（△V）来决定。 即 W = p△V
2011年3月20日 6时44分
或 ∆H = ∑(νi ∆H
0 0 f ,生成物
) − ∑(νi ∆H
0 f ,反应物
)
即：标准反应热△Ho等于生成物标准生成焓之和 与反应物标准生成焓之和的差。
2011年3月20日 6时44分
6-4-3 化学反应热的计算
根据化学反应热与标准生成焓的关系以及盖斯 定律，通过设计适当的反应途径，可以计算各类化 学反应的反应热。
4、热和功的单位：J 或 KJ
2011年3月20日 6时44分
五、热力学能 １、热力学能──体系中一切形式能量的总和，
用Ｕ表示。
２、热力学能是状态函数，其变化值与变化途径
无关。
３、热力学能的绝对值无法知道，但只要知道热 力学能的变化值（∆ U）就可以了。 4 、热力学能的单位：J 或 KJ
2011年3月20日 6时44分
注意：恒温是指反应体系的始态和终态的温度恒定， 恒温是指反应体系的始态和终态的温度恒定， 而反应体系变化过程中的温度不一定始终保持 不变。
盖斯定律是热化学的基础，它能使热化学方程 式像普通代数方程式那样进行计算，从而可以 使我们从易测的热效应来求算难于测量或不能 测量的热效应。 2011年3月20日
0 4
2011年3月20日 6时44分
解：设计的反应途径如下
根据盖斯定律：
0 0 0 ∆H 4 = ∆H10 × 3 + ∆H 2 × 4 + (−∆H 3 )
=(-393.5×3)+(-285.8 × 4)+(+2219.9) = -103.8 KJ · mol-1
2011年3月20日 6时44分
6—2 热力学第一定律 2 ── 能量守恒定律
在任何过程中，能量不能消灭也不能创生， 只能从wk.baidu.com种形式转化成另一种形式，从一个物体 传给另一个物体。
2011年3月20日 6时44分
如：在一封闭体系中 始态：体系的热力学能为U1 过程：体系从环境中吸收热q， 同时对环境做功W。 终态：体系的热力学能为U2 则根据能量守恒定律： U2 = U1 +（q + W） W） 或：△U = U2 - U1 = q + W △ 上式说明：体系从始态到终态的变化过程，其 热力学能的改变（△U ）等于体系吸收的能量和 消耗的能量之差。
1
∆rH
终态
2
CO2(g)
3
CO(g)+0.5O2(g)
∆rH
∆rH 2=∆rH 1+∆rH ∆ ∆ 解得∆ 解得∆rH 1=-110.5kJ·mol-1
3
2011年3月20日 6时44分
6—4 4
生成焓和燃烧焓
6-4-1 生成焓(△Hf)和标准生成焓(△Hf0) 生成焓( 和标准生成焓( 和标准生成焓
标准状态下,由稳 2、标准生成焓── 标准生成焓──在一定温度、标准状态 ── 标准状态 定的纯态单质生成1mol化合物时，体系的焓变 称为该化合物的标准生成焓，以△Hf 中查得。 3、生成焓和标准生成焓的单位是： KJ · mol-1 4、显然，稳定的纯态单质的标准生成焓为0。
2011年3月20日 6时44分
2011年3月20日 6时44分
2. 恒压条件下的化学反应热
如果体系变化是恒压过程即p为定值， 由 变成V 如果体系变化是恒压过程即 为定值，V由V1变成 2，Qp 为定值 表示恒压过程的热量(V 时是体系对环境做功W为负 为负)。 表示恒压过程的热量 2>V1时是体系对环境做功 为负 。 ∆U=Qp+W=Qp-p(V2-V1) U2-U1=Qp-p(V2-V1)=Qp-pV2+pV1 Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1) U、p、V都是体系的状态函数，它们的组合 都是体系的状态函数， 、 、 都是体系的状态函数 它们的组合(U+pV)也 也 是状态函数在热力学上将(U+pV)定义为新的状态函数， 定义为新的状态函数， 是状态函数在热力学上将 定义为新的状态函数 叫做焓， 来表示： 叫做焓，用H来表示： 来表示 H=U+pV Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=∆H ∆
2011年3月20日 6时44分
二、状态和状态函数
状态──指用来描述该体系的温度、压力、体积、 状态 质量、组成等物理和化学性质的物理量 的总和。 即：状态是体系的一切客观性质的总和。 状态函数──能确定体系状态性质的物理量， 状态函数 只与体系所处的状态有关。
2011年3月20日 6时44分
注意： 注意：
表示。
部分物质的标准生成焓△Hf 可以从有关表
6-4-2 化学反应热与标准生成焓的关系
由于在恒压条件下，体系的焓变△H等于化 学反应热q。所以
q = ∆H
0 0 f (G)
= (g∆H
+ d∆H
0 f (D)
) −(a∆H
0 f ( A)
+b∆H
0 f (B)
)
2011年3月20日 6时44分
２、由于在恒温、恒压下，化学反应的热效应等于反应物 和生成物的焓差（△H）。而焓是状态函数，它只与 体系的始态和终态有关，与变化的具体途径无关。 因此：如某一反应可以设想分多步进行，，则其总反应过 程的焓变（热效应）就等于各分步的焓变之和。 即： △H= △H1+ △H2+ △H3+ ······ 由此， 由此，根据盖斯定律就可以计算出一些不能用实验方法 直接测定的热效应值；同时也可以对热化学方程式进行 加减。
溶液是体系； 而与溶液有关联的其它部分 （如烧杯、搅棒、 溶液上方的空气等）是环境。
2011年3月20日 6时44分
按体系和环境之间物质和能量的交换情况的不 同，可将体系分为： 敞开体系 ──体系与环境之间既有物质交换,又有能量交换 封闭体系 ──体系与环境之间没有物质交换,只有能量交换 孤立体系 ──体系与环境之间没有物质和能量交换
1、状态函数的变化值只与体系变化的始末状态 有关，而与变化途径无关。
∆T = T2-T1 = 50-25 = 25℃ ℃
2011年3月20日 6时44分
2、同一体系的状态函数之间是相互关联和相互 制约的，如确定了其中的几个，其它的也就 随之确定了。 如气体状态方程式：PV = n RT
2011年3月20日 6时44分
三、过程和途径 过程──体系状态发生变化的经过。
基本过程包括： 基本过程包括 等温过程： 等温过程 体系状态在温度恒定 温度恒定的条件下发生变化。 温度恒定 等压过程： 等压过程 体系状态在压力恒定 压力恒定的条件下发生变化。 压力恒定 等容过程： 等容过程 体系状态在体积恒定 体积恒定的条件下发生变化。 体积恒定 绝热过程： 绝热过程 体系状态变化过程中，体系和环境之间
1、热力学标准状态 、
气体——P （100kPa）压力下处于理想气体状态 的气态纯物质 液体和固体——P 压力下的液态和固态纯物资 2、生成焓── 生成焓──在恒定温度和压力下，由稳定的纯 ── 态单质生成1mol化合物时，体系的焓变称为 该化合物的生成焓（或称为生成热），以 △Hf 表示。
2011年3月20日 6时44分
此反应是吸热反应。 热化学反应方程式书写时应注意：
−1
１、要注明反应条件。若不注明者则认为是标准 状态。 ２、要注明物质聚集状态（S、l、g、aq）
2011年3月20日 6时44分
6-3-3 盖斯定律
１、盖斯定律──在恒压或恒容条件下，一个
化学反应不论是一步完成或分几步完成， 其热效应总是相同的。
2011年3月20日 6时44分
6—3 3
化学反应热效应
讨论和计算化学反应热量变化问题的学科， 讨论和计算化学反应热量变化问题的学科，称 热化学。 为热化学。 在恒压或恒容条件下而且不做其它功的条件 下，当一个化学反应发生后若使反应的温度回 到反应物的起始温度，这时体系放出或吸收的 到反应物的起始温度， 热量称为反应热。 通过实验测得的。 热量称为反应热。(通过实验测得的。)
= 0 + 0 - (-241.8) = 241.8 KJ ⋅ mol
-1
2011年3月20日 6时44分
6-4-4
标准燃烧焓
在一定温度和标准状态下 1 mol 有机物质完全燃 烧时的焓变，称为该物质的摩尔燃烧焓，用符号 △H c 表示。 通常指定物质中的C燃烧后变为CO2(g), H变为 H2O(l), S变为SO2(g), N变为 N2(g), 金属如银等都 变为游离状态。
[例3] 计算下列反应的标准反应热
H 2O( g ) → H 2 (g )
解：查表得
1 + O2 (g ) 2
H 2O( g ) ∆H 0 (KJ ⋅ mol-1 ) f - 241.8
H 2( g ) 0
O2 ( g ) 0
∴
− ∆H r0
− − = ∑ (ν i ∆H 0 ,生成物 ) − ∑ (ν i ∆ H 0 ,反应物 ) f f
6-3-2
∆H
又如
o
热化学反应方程式
2(g )
例如 : C ( S ) + O 2 ( g ) → CO = − 393 . 5 kJ ⋅ mol
−1
;
此反应为放热反应。 此反应为放热反应。
CaCO(S ) → CaOs) + CO2( g ) ; ∆H = +179.2 kJ ⋅ mol 3 (
第六章
6—1 1 6—2 2 6—3 3 6—4 4
热力学第一定律和热化学
化学反应中的能量关系 热力学第一定律 化学反应热效应 生成焓和燃烧焓
2011年3月20日 6时44分
6—1 1
化学反应中的能量关系
一、体系和环境
体系──人们所选取的研究对象。 环境── 环境──体系以外的但又与体系密切相关的物质的全部 如： 溶液中的化学反应。
2011年3月20日 6时44分
1、因 U 的绝对值无法测，所以 H 的绝对值亦无 法测，我们也只研究焓变(∆H)。 规定：放热反应时，∆H＜0 2、规定 规定 吸热反应时：∆H＞0 ∴ 对吸热反应：H生成物＞H反应物 对放热反应：H生成物＜ H反应物 3、 ∆H的单位：KJ · mol-1
2011年3月20日 6时44分
2011年3月20日 6时44分
6-3-1 恒压或恒容条件下的化学反应热
1. 恒容条件下的化学反应热 若体系变化是恒容过程(体积不变 ， 若体系变化是恒容过程 体积不变)，即没 体积不变 有体积功则W=0，∆U=Qv 有体积功则 ， Qv为恒容过程的热量，此式表示在不 为恒容过程的热量， 做体积功的条件下体系在恒容过程中所吸 收的热量全部用来增加体系的内能。 收的热量全部用来增加体系的内能。
2011年3月20日 6时44分
[例2] 已知：
C(s) + O2( g) →CO ( g) 2
0 ∆H1 = −3935 KJ⋅ mol-1 .
1 0 H2( g) + O2( g) → H2O(l ) ∆H2 = −2858 KJ⋅ mol-1 . 2 0 C3H8(s) + 5O2( g) →3CO ( g) + 4H2 O(l) ∆H3 = −22199 KJ⋅ mol-1 . 2 求下列反应的反应热 3C(s) + 4H2( g) →C3H8(s) ∆H = ?