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22化学反应的热效应 ppt课件

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化学反应中的热效应PPT教学课件

化学反应中的热效应PPT教学课件
下列问题：
（1）中学化学实验中的中和热的测定所需的玻璃仪器有：_______ _____________。结合日常生活的实际该实验也可改在_________ __中进行效果会更好。 （2）该实验常用0．50 mol·L－1 HCl和0．55 mol·L－1的NaOH溶 液各50 mL。NaOH的浓度大于HCl的浓度作用是___________。当 室温低于10℃时进行，对实验结果会造成较大的误差其原因是_____ ______。 （3）用相同浓度和相同体积的氨水代替氢氧化钠溶液进行上述实验 为什么测得中和热的数值偏低？ [答案] （1）量热计(烧杯)、温度计、量筒、环形玻璃搅拌棒； 保温杯 （22）020使/12/盐11 酸快速完全反应；温差太大，造成热量损失增大，产生8较 大误差（3）一水合氨电离吸热
CaO(s)＋H2O(l)＝Ca(OH)2(s)；△H8
A①
B④
C ②③④
D ①②③
2020/12/11
7
二、反应热的测量：
例3：中和热的测定实验的关键是要比较准确地配制一定的物质的量 浓度的溶液，量热器要尽量做到绝热；在量热的过程中要尽量避免
热量的散失，要求比较准确地测量出反应前后溶液温度的变化。回答
△H=反应物键能总和-生成物键能总和
2020/12/11
2
5.常见的放热反应：
①所有燃烧反应； ②中和反应； ③大多数化合反应； ④金属与酸反应；
6.常见的吸热反应： ①碳与二氧化碳及水蒸气反应；
②多数持续加热反应；
③多数铵盐与碱的反应 ；
④氢气与氧化铜（金属氧化物）的反应； ⑤大多数分解反应。
2020/12/11
24
22
20 0 10 20 30 40 50 V1/ mL

化学人教版(2023)选择性必修1 1.2.1盖斯定律 课件(共22张ppt)

化学人教版(2023)选择性必修1 1.2.1盖斯定律 课件(共22张ppt)

化学人教版（2023）选择性必修1 1.2.1盖斯定律课件（共22张ppt）(共22张PPT)第一章化学反应的热效应第二节反应热的计算第一课时盖斯定律0102运用盖斯定律进行简单计算理解盖斯定律的概念学习目标回顾旧知【回忆一】有哪些方法可以确定一个反应的反应热？① 实验法（量热计测量）----中和反应反应热的测定②宏观角度焓变计算公式：△H=H(生成物总焓）-H(反应物总焓)③微观角度焓变计算公式：△H=E(反应物断键吸收的总能量）- E(生成物成键释放的总能量)△H>0，吸热反应，焓值增大△H<0，放热反应，焓值减小【回忆二】如何判断一个化学反应是吸热反应或放热反应？方法一回顾旧知方法二：图示法判断放热反应吸热反应导入新知【思考】对于化学反应的反应热是否都可通过实验法测得？判断以下反应是否可通过实验法直接测定其反应热。

C(s)+(g)=CO (g)不能,因为燃料碳固体燃烧不可能完全转化为CO，一定有一部分碳会转化为CO2【思考】我们如何得到该反应的反应热呢？盖斯定律新知讲解1、定义：化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热相同。

【思考】什么是盖斯定律？2、多角度理解：（爬山）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。

反应热一：盖斯定律理解3、能量守恒的角度理解始态(S)终态(L)△H1 +△H2 = 0推论：同一个热化学反应方程式，正向反应H1与逆向反应H2大小相等，符号相反，即：H1= – H2对于任何一个反应，无论反应的途径如何，其反应的能量不会凭空消失，也不会凭空产生，只会发生形式的转换。

1．反应原理H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH=-57.3 kJ·mol-1通过测定一定量的酸、碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此得中和热。

一：盖斯定律理解4.图例说明从反应途径角度：A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；从能量守恒角度：ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。

化学反应的热效应PPT精品课件

化学反应的热效应PPT精品课件
C. 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);△H=-Q1 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H=-Q2
D. S(g)+O2(g)=SO2 (g);△H=-Q1 S(s)+O2(g)=SO2 (g);△H=-Q2
２、已知在1×105Pa，298K条件下，2mol氢气燃烧生 成水蒸气放出484kJ热量，下列热化学方程式正确的是
• (3)宜使用有0.1℃刻度的温度计。读数尽可能 准确，且估读至小数点后二位。同时应注意水 银球部位要完全浸没在溶液中，而且要稳定一 段时间后再读数，以提高所测的精度。
• (4)记录最高温度。 • (5)进行反应热的计算式进行了以下处理： • a、忽略量热记的热容； • b、认为稀溶液与水的比热相同； • c、认为热容不随温度的变化而变化。
[练习] 1、下列变化中，属于放热反应的是( B )
A.Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 B.点燃的镁条在二氧化碳中继续燃烧 C.灼热的碳与二氧化碳的反应 D.氯化铝的水解
2、下列变化中，属于吸热反应的是( D ) A.氮气与氢气合成氨 B.酸碱中和 C.二氧化硫与氧气反应生成三氧化硫 D.焦炭与高温水蒸气反应
1）、概念：能够表示物质变化与焓变的做 化Cl2(g)=2HCl(g)； H= -184.6 kJ/mol
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)； H= -890.3 kJ/mol
NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)；H = -57.3 kJ/mol
当∆H为“－”（ ∆H<0）时，为放热反应 当∆H为“＋”（ ∆H>0）时，为吸热反应
二、化学反应的焓变

化学反应中的热效应优质课件PPT

化学反应中的热效应优质课件PPT

一、化学反应过程中能量变化的分类
1、常见的放热反应
2、常见的吸热反应
⑴多数分解反应，如CaCO3 高温 CaO+CO2↑
⑵2NH4Cl（s）+Ba(OH)2·8H2O （s）== BaCl2+2NH3 ↑+10H2O ⑶C(s)+H2O(g) 高温 CO+H2 ⑷CO2+C 高温 2CO
二、反应热和焓变
1、反应热 化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同的温度时， 所吸收或放出的热量
2、焓变 (1)焓变： 在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热量 (2) 符号：ΔH
(3) 单位：kJ/mol
三、化学反应中能量变化的原因
化学反应放出热量还是吸收热量，与反应物和生成的能量有关。请思考： 化学反应的能量变化与反应物和生成物的能量存在什么关系？
则氢气的标准燃烧热为：＿-2＿8＿5.＿8 ＿kJ＿/＿m＿ol
2、燃烧热的理解：
① 燃烧的条件是在101kPa； ② 可燃物以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，
其它物质的化学计量数可用分数表示； ③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的
△H均为负值； ④燃烧要完全，如H2S的标准燃烧热是指生成SO2，而不
六、化学反应中能量变化的本质原因
化学反应本质上是旧的化学键断裂、新的化学键形成的过程，请思考： 1、化学键的断裂、化学键的形成过程中能量如何变化？ 2、键能与物质的能量、物质的稳定性有何关系？ 3、△H与反应物的键能、生成物的键能存在何关系？
△H E — E = (反应物总键能 )
(生成物总键能)
完成表格（填“＞”或“ <”）放热反应吸热反应反应物总能量 生成物总能量

化学反应的热效应完整版本ppt课件

化学反应的热效应完整版本ppt课件

.
例题1 ［例1］ 下列说法正确的是( CD)
A.需要加热才能发生的反应一定是吸热反应 B.放热反应在常温下一定很容易发生 C.反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所具有的
总能量的相对大小 D.吸热反应大一定的条件下也能发生
例2 ［例2］下列反应属于放热反应的是( AD)
A.Al+HCl(稀)
(1)反应热的意义: 描述化学反应释放或吸收热量的物理量.
(2)反应热的定义: 化学反应在一定温度下进行时,反应所释放或吸收的热量.
(3)反应热的符号: Q.
吸热反应Q为正值,放热反应Q为负值.
(4)反应热的单位: kJ·mol-1.
2.反应热数据的实验测定 (1)仪器: 量热计 (2)步骤(以测定HCl+NaOH=NaCl+H2O中和反应的反应热为例):
B.Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl(s) C.KClO3受热分解 D.CaO+H2O
例1 [例3]50mL 0.5mol/L盐酸与50mL 0.55mol/LNaOH溶液在如图所示的装 置中进行中和反应.通过测定反应过程中放出的热量可计算中和热,回答下
列问题:
温度计
硬纸板
碎纸屑
(1)从实验装置上看,图中尚缺少的一种玻璃用品是 环形玻璃搅拌棒 .
当∆H为“－”（ ∆H<0）时，为放热反应 当∆H为“＋”（ ∆H>0）时，为吸热反应
二、化学反应的焓变 (二)热化学方程式
1.热化学方程式的定义： 表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。 2.热化学方程式的意义： 不仅表示反应中物质变化而且表示反应中的能量变化。
示例：C（石墨）+O2（g）= CO2 （g） ； △ H = -393.5kJ/mol 3.书写热化学方程式应注意的问题：

【高考】化学化学反应中的热效应ppt课件

【高考】化学化学反应中的热效应ppt课件

热化学方程式
导学诱思
写出1 mol C(s)与适量水蒸气反应,生成CO(g)和H2(g)吸收131.5
kJ热量的热化学方程式:
。
答案: C(s)+H2O(g)
CO(g)+H2(g)
ΔH=+131.5 kJ·mol-1
-18-
第八单元
考点一
必备知识•自主预诊
考点二
核心素养专项提升
关键能力•考向突破
落实基础
(8)H2(g)的标准燃烧热 ΔH=-285.8 kJ·mol-1,则 2H2O(g)
2H2(g)+O2(g) ΔH=+571.6 kJ·mol-1
(× )
第八单元
考点一
必备知识•自主预诊
考点二
核心素养专项提升
关键能力•考向突破
解析:(1)中,汽油、甲醇本身热值不同,错误;(2)中,没有注明完全
燃烧、生成液态水,错误;(3)中,化学反应过程中一定伴随着能量的
第1讲
化学反应中的热效应
第八单元
考点一
考点二
核心素养专项提升
考纲要求:1.了解化学反应中能量转化的原因及常见的能量转化形
式。
2.了解化学能与热能的相互转化。了解吸热反应、放热反应、反
应热等概念。
3.了解热化学方程式的含义,能正确书写热化学方程式。
4.了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。了解化学在解决
与酸或水的反应,④大多数化合反应,⑤铝热反应。
常见的吸热反应有:①盐的水解,②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应,
③C与CO2、C与H2O的反应,④大多数分解反应。
第八单元
考点一
必备知识•自主预诊

化学反应的热效应PPT课件

化学反应的热效应PPT课件
物质的量，可为整数或分数。 普通化学方程式中化学计量数宏观上表示各物质的物
质的量，微观上表示原子分子数目，只能为整数，不 能为分数。
5、若化学方程式中各物质的系数加倍，则△H的数值也 加倍；若反应逆向进行，则△H改变符号，但绝对值不变
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反 应 生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热
燃料的燃烧 ,中和反应 , 活泼金属与酸、碱 ,大多数化合反应
思考 2、你所知道的化学反应中有哪些是吸热 反应？
大多数分解反应, C+CO2 , H2+CuO, C+H2O , Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl ,CaCO3高温分解
我们已经认识了反应热，那么如何在化 学方程式中正确反映其热量的变化？
二、热化学方程式: 1、概念：能够表示反应热的化学方程式叫 做热化学方程式。
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) H= -184.6 kJ/mol
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) H= -890.3 kJ/mol
NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l) H = -57.3 kJ/mol
C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H=+131.3KJ/mol
（2）0.5molCu(固态) 与适量O2(气态) 反应, 生成CuO(固态), 放出78.5 kJ的热量
2Cu(s)+O2(g)=2CuO(s) △H= - 314KJ/mol
250C (1.01×105)Pa下，4g CO在氧气中燃烧生成CO2， 放出 9. 6kJ热量，写出CO燃烧的热化学反应方程式。

化学反应的反应热PPT课件

化学反应的反应热PPT课件
授课：XXX
点睛之笔——常见的吸热反应和放热反应 1．常见的吸热反应 多数分解反应，如石灰石分解；铵盐与碱反应，如：NH4Cl 与 Ba(OH)2 反应。 以 C、H2、CO 作还原剂的氧化还原反应，如：制水煤气。 2．常见的放热反应 多数化合反应，如：CaO 与水反应。 活泼金属与酸反应，如：Mg 与稀 H2SO4 反应。 酸碱中和反应，如：NaOH 与稀盐酸反应。 燃烧反应，如：C、CO、H2 的燃烧。
授课：XXX
(2)计算 ①热容：当物质吸收热量温度升高时，温度每升高 1 K 所吸收 的热量，称为该物质的热容，用符号 C 表示，单位 J·K－1 。 ②比热：单位 质量 的物质的热容，单位是 kJ·K－1·kg－1。常温 下，液态水的比热为：4.18 kJ·K－1·kg－1。 ③计算公式：Q＝ －C(T2－T1) 。 C 表示溶液及量热计的热容，T1、T2 分别表示反应前后体系的 温度，T 为热力学温度，单位为 K，T(K)＝t(℃)＋273.15。
授课：XXX
特别提醒：燃烧热和中和热都是反应热的一种类型，单位都是 kJ·mol－1，对以上两个概念要准确掌握其限定条件。
授课：XXX
5．反应热的测定 (1)仪器——量热计 用于测定反应热的仪器称为 量热计 ，如图所示，量热计由内、 外两个筒组成，内筒是 反应容器 ，外筒起 保温 作用。将反 应物加入内筒并使之迅速混合，测量反应后溶液温度的变化值。
授课：XXX
3．“摇摇冰”是一种即用即冷的饮料。吸食时将饮料罐隔离 层中的化学物质和水混合后摇动即会制冷。该化学物质是
()
A．氯化钠
B．固体硝酸铵
C．生石灰
D．蔗糖
解析：硝酸铵溶解过程为吸热过程。
答案：B
授课：XXX

反应热、焓变-ppt课件

反应热、焓变-ppt课件
①焓:与内能有关的物理量 符号:H
②焓变:等压条件下，反应热也可称为焓变 符号:△H 单位：kJ/mol
3 . 规定
反应体系的能量降低(即放热反应)，则△H为“－” 反应体系的能量升高(即吸热反应)，则△H为“＋”
规定：当△H为“－”（△H < 0）时，为放热反应 当△H为“＋”（△H > 0）时，为吸热反应
【课堂练习】 1. 1.0L 1.0mol/L H2SO4溶液与2.00L 1.0mol/L NaOH溶液完全反应， 放出114.6kJ的热量，该反应的反应热为△H= _-1_1_4_._6_k_J_/m。ol
2. 1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收 131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H=_＋__1_3_1_.5_k__J_/m__o_l 。
反应的ΔH = +183 kJ/mol
总结：反应热、焓、焓变的比较
概念
符号 单位 数值 联系 注意
反应热
焓变
焓
化学反应释放或从吸收的热量 △H=H生成物－H反应物 物质具有的能
量
Q
ΔH
H
kJ/mol
正值表示反应吸热；负值表示反应放热
只有正值
反应热 = 焓变（等压）；ΔH=H(生成物)－H(反成物)
➢ 环境：与体系相互影响的其它部分(如试管、空气等)
➢ 热量 : 指因为温度不同而在体系与环境之间交换 或传递等能量。
一、反应热
1.定义:在等温条件下，化学反应过程中释放或吸收的热量 2.符号:Q 3.单位:kJ/mol 或 kJ.mol-1
二、焓变
1.内能(U):体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集 状态等影响。 2.焓与焓变

反应热pp课件

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ΔH=反应物的总键能(E吸)-生成物的总键能(E放)
②宏观角度
反应物总能量(焓)大于生成物总能量(焓)，反应放热
反应物总能量(焓)小于生成物总能量(焓)，反应吸热
放热反应
△H＜0
吸热反应
△H>0
ΔH=生成物的总能量(H生)-反应物的总能量(H反)
反应物的总能量>生成物的总能量
放热反应→焓变为负值
反应是吸热反应。由于反应时吸收环境能量(环境降温)而使反应体系的能
量升高，故ΔH>0，即ΔH为＋
注意：
①放热反应的∆H为“-””吸热反应的∆H为“＋”，即：放热反应的
∆H<0，吸热反应的∆H>0；
②△H表示必须带有“+”“-”，不能省略，比较大小要注意“+”“-”
常见的放热反应
a．所有的燃烧反应
b．所有的酸碱中和反应
第一章 化学反应的热效应
第一节 反应热
1.1.1 反应热
焓变
学习目标
1.掌握烩变与反应热的含义，理解化学反应过程中发生能量变
化的原因
2.掌握测定中和热的实验原理和操作
化学反应的过程，既是物质的转化过程，也是化学能与热、
电等其他形式能量的转化过程。
化学反应既遵守质量守恒定律，
也遵守能量守恒定律。
化学反应中的能量变化是以物
②符号:∆H
③单位:kJ·mol-1(或kJ/mol)
(2)焓变
内能(符号为U)：体系内物质的各种能量的总和，受
温度、压强和物质的聚集状态等影响
①焓(H):是与内能有关的物理量
②焓变(∆H):是指在一定条件下，生成物与反应物的焓值差，其数
值等于恒压条件下化学反应热，即:∆H=H(生成物)—H(反应物)

第一节化学反应的热效应(共15张PPT)

第一节化学反应的热效应(共15张PPT)
反应吸热时，反应体系能量升高，Q>0
“大吸小放"
第四页，共15页。
3.测量方法： （1）仪器：量热计
结构：
作用：
内筒
外筒
反应容器 保温
温度计 测定反应前后溶液温度
简易量热计 示意图
搅拌器 使反应充分进行体系温
度均匀
第五页，共15页。
（2）公式 Q= — C(T2 - T1)
T —热力学温度，也叫开尔文温度，
(2)酸或碱略稍过量 使中和反应进行完全 (3)酸和碱的浓度宜小不宜大
为了使测得的中和热更准确 (4)记录最高温度。
第九页，共15页。
各组按要求实验记录数据计算各反应的反应热
试 实验 验 组
1 NaOH溶液与盐酸
溶液初 溶液最高 反应热/J 始温度T1 温度T2
2 KOH溶液与盐酸
3 NaOH溶液与硝酸
第二页，共15页。
为了定量的描述一个化学反应释放 或吸收的热量我们引入了反应热这
个概念。
一、化学反应的反应热
1.定义：
化学上规定，当化学反应在一定的温度下进行时， 反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的
热效应，简称反应热。
第三页，共15页。
2. 符号：Q
规定：
反应放热时，反应体系能量降低，Q<0
第十页，共15页。
结论
三个中和反应的反应热相同
原因 ⑴ 反应的实质相同
H+ + OH- = H2O
⑵溶液的体积相同 ⑶H+和OH-浓度均相同
第十一页，共15页。
补充： 1、中和热：在稀溶液中，强酸和强碱 发生中和反应生成1moL H2O(液)时所
释放的热量。其值为57.3KJ。
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气体混合物 气体的特征。
2. 标准摩尔生成焓和标准摩尔反应焓
定义： 1）由稳定单质生成某化合物的反应称为该化合物的
生成反应。
2）由稳定单质生成1mol某化合物的焓变称为该化合物 的生成焓（生成热）。
例题P17
四、生成热与反应热
1.热力学标准态
目的：建立一套通用的热数据，规定了S、l、g 纯物质 在T时的标准状态（标准态）：
纯固体的标准态:压力为 pθ的纯固体， pθ=100Kpa 纯液体的标准态：压力为 pθ的纯液体， 纯气体的标准态：压力为 pθ的纯理想气体。
纯气体
纯物质在标准压为pθ下表现出理想
中间产物 （2） C （3）
反应 A 物
（1）
B 产物
（4）
D (5) E 中间产物
（6）
A B,三条不同的反应途径，由盖斯定律知，不同 途径的反应热效应总值相等。即：
Q1 = Q2 + Q3 = Q4 + Q5 + Q6
重大应用和意义：
求算
从已知热效应的反应
未知热效应的反应
对于进行得太慢的或反应程度不易控制而无法直接 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。
∵状态（3）为非化学反应，ΔU微不足道,
ΔrUm,1≈ΔrUm,2
若产物为理想气体，热力学能仅是温度的函数，与压力和体积无关 ΔU (ΔH) =0，
ΔrUm,1 = ΔrUm,2 ∴Qp - Qv
aA+bB
恒容反应Qv =ΔrUm,1
（1）
gG + dD
T1 p1V1
T1 p2V1
=ΔrHm,2 - ΔrUm,1 =ΔrUm,2 + Δ(pV) 2 -ΔrUm,1 = (pΔV )2
2）恒压热效应 Qp rH
dQ=dU+pdV=dH-pdV-VdP+pdV =dH-Vdp ====dH dp=0
3）Qp与Qv之间的关系
aA+bB (T1 p1V1)
恒容反应Qv =ΔrUm,1
（1）
gG + dD (T1 p2V1)
（2）等压
Qp=ΔrHm,2
（3） 恒温 gG + dD (T1 p1V2)
单位：mol
=νB-1ΔnB
n B,0 代表任一组分B 在起始时刻的物质的量
n B 分别代表任一组分B 在t 时刻的物质的量。 B 是任一组分B的化学计量数，
对反应物取负值，对生成物取正值。
设某反应
D D E E F F G G
t0,0 n D,0
n E,0
n n F,0
例如：
H2 C2l2HCl
当 都等于1 mol 时，
两个方程所发生反应的物
1 2H 21 2C l2H C l 质的量显然不同。
例题：10 mol N2与20 mol H2混合，多次循环通过 合成氨塔反应，最终有5 mol NH3 生成，试 分别按 （1）N2 + 3H2 = 2NH3 （2）1/2N2 + 3/2H2 = NH3 两种反应计量方程式，计算反应进度各为多大？
即按所给化学反应方程式进行了 =1时的焓变.
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，即： dd n D Dd n E Ed n F Fd n G G
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。
注意：应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。
G,0
tt, n D n E
nF nG
说明：
1) 当 =0时，反应没有进行；
2) 对于aA + bB = gG + dD 当a mol A和b mol B消耗，
g molG和d mol D生成时， =1
3）恒温恒压下 ΔrH=ΔrHmΔ ΔrHm=ΔrH/Δ = ΔBrH/Δn
ΔrH测量的焓变; ΔrHm摩尔焓变
三、盖斯定律
1840年，根据大量的实验事实盖斯提出了一个定律：
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，当然要保持反应条件（如温度、 压力等）不变。
热力学定律对盖斯定律的描述：一个化学反应，若满 足恒容、无其它功或等压、无其它功的条件，则无论 经过怎样不同的具体步骤，其总的反应热效应的值一 定都是相同的。
（2）
等压
Qp=ΔrHm,2
（3）恒温
gG + dD
T1 p1V2
若反应中无气体产生，pΔV ≈0 则 Qp = Qv 或ΔrHm,2 = ΔrUm,1
若反应物中有气体参与，设为理想气体：
(pΔV )2=pΔ(ν(g)RT/p)2 =RTΔν(g) =ΣBνB(g) RT
则 Qp – Qv= ΔrHm,2 - ΔrUm,1 = ΣBνB(g) RT
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∵U为状态函数，ΔrUm,1=ΔrUm,2 -ΔrUm,3
§2.2 化学反应的热效应与标准热力学函数
一、化学反应热效应
1. 定义：当体系的始终态温度相同，且反应过程中 只做体积功时，发生化学反应所吸收或放出 的热称为此过程的反应热效应，或称反应热。
即，T始=T终，
W
=0时，吸收或放出的热。
f
2.反应热的分类
1）（等温）恒容热效应 QV rU
dQ=dU+pdV====dU dV=0 氧弹量热计中测定的是Qv
νB(g)-----气态反应物或产 物在反应方程式中的化学 计量数. 产物 νB取正值 反应物νB取负值 ΣBνB(g)----化学计量
数的代数和
注：已知一个，可计算另一个。 Qv可直接测出。
二、反应进度
20世纪初比利时的Dekonder引进反应进度 ，定义为：
nB nB,0 B
d dnB B
例如：求C(s)和O2 (g)生成CO(g)的反应热。
已知：（1） C(O s2)(g)C2(O g) （2） C O (g ) 1 2 O 2 (g ) C O 2 (g )
r Hm,1 r Hm,2
则 （1）-（2）得（3）
（3） C( s1 2 )O2(g)CO(rHg m,3 )
rH m ,3 rH m ,1 rH m,2