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化学热力学的基本定律化学热力学是研究化学反应中热现象的科学，它揭示了物质在化学反应中的热变化规律。
在化学热力学的研究中，有一些基本定律被广泛应用，帮助我们理解和预测化学反应中的热现象。
本文将介绍化学热力学中的基本定律，包括热力学第一定律、热力学第二定律和熵增定律。
热力学第一定律是热力学的基本定律之一，也称为能量守恒定律。
它表明在一个系统中，能量的总量是守恒的，能量既不能被创造也不能被毁灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学第一定律的数学表达式可以写为ΔU = q + w，其中ΔU表示系统内能的变化，q表示系统吸收或释放的热量，w表示系统对外界做功。
根据热力学第一定律，系统吸收热量时内能增加，释放热量时内能减少；系统对外界做功时内能减少，被外界做功时内能增加。
热力学第一定律的一个重要应用是热力学循环的分析。
热力学循环是指一系列经过一定步骤后最终回到原始状态的过程，常见的热力学循环包括卡诺循环、斯特林循环等。
通过热力学第一定律，我们可以分析热力学循环中能量的转化过程，计算循环的效率等重要参数，为工程实践提供理论依据。
热力学第二定律是热力学中的另一个基本定律，它揭示了自然界中热现象发生的方向性。
热力学第二定律有多种表述方式，其中最常见的是克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出热量不可能自发地从低温物体传递到高温物体，即热量不可能自发地从热源吸收而完全转变为功。
开尔文表述则指出在一个孤立系统中，不可逆过程的熵总是增加的，系统朝着熵增的方向发展。
熵增定律是热力学第二定律的一个重要推论，它表明在一个孤立系统中，不可逆过程的熵总是增加的。
熵是描述系统无序程度的物理量，熵增定律指出自然界中的过程总是朝着无序性增加的方向进行。
熵增定律也被称为熵不减定律，它揭示了自然界中熵增加的普遍趋势，是热力学第二定律的一个重要体现。
总的来说，化学热力学的基本定律包括热力学第一定律、热力学第二定律和熵增定律。
这些定律揭示了能量守恒、热现象发生方向性和熵增加的规律，帮助我们理解和预测化学反应中的热现象。
化学中的化学热力学知识点化学热力学是研究化学反应中能量的转化与变化的学科，它对我们理解化学现象和反应行为起着重要的作用。
本文将介绍化学热力学的一些基本知识点，包括热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等。
1. 热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在化学反应中的应用。
热力学第一定律表明，系统的内能变化等于系统吸收的热量与对外做功之和。
这可以表示为以下公式：ΔU = q + w其中，ΔU表示系统的内能变化，q表示系统吸收的热量，w表示系统对外做的功。
2. 热力学第二定律热力学第二定律是热现象的方向性规律。
它表明自发过程在整个宇宙中是朝熵增加的方向进行的。
热力学第二定律可以通过熵的概念来描述，熵是衡量系统无序程度的物理量。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加，直到达到最大值。
3. 焓焓是一个物质在常压条件下的热力学函数，通常用H表示。
在常压下，焓的变化可以表示为下式：ΔH = q焓变表示物质的热量变化，正值表示系统吸热，负值表示系统放热。
4. 熵熵是衡量系统无序程度的物理量，通常用S表示。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加。
熵的变化可以表示为下式：ΔS = q/T其中，ΔS表示系统的熵变，q表示系统吸收的热量，T表示系统的温度。
5. 自由能自由能是描述系统在恒温、恒压条件下能量转化的热力学函数，通常用G表示。
自由能包括内能和对外做功两个方面的能量，可以表示为以下公式：G = H - TS其中，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
当系统的自由能变化ΔG为负值时，表示该过程是自发进行的。
总结：化学热力学是研究化学反应中能量转化与变化的学科，主要涉及热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等知识点。
热力学第一定律描述了能量守恒定律在化学反应中的应用，热力学第二定律说明了自发过程进行的方向性规律。
焓是在常压下物质的热力学函数，熵是衡量系统无序程度的物理量，自由能描述了系统在恒温、恒压条件下的能量转化情况。
化学热力学的基本概念
化学热力学是研究化学体系能量转化和热效应的学科。
本文将介绍化学热力学的基本概念。
1. 热力学系统
热力学系统是指研究对象，可以是一个物质样品或一组物质。
系统与周围环境通过能量交换进行相互作用。
2. 热力学第一定律
热力学第一定律是能量守恒定律的应用，它指出热力学系统的内能是由热和功所做的贡献之和。
3. 热力学第二定律
热力学第二定律是能量转化的过程中自发方向的判据。
它表明在孤立系统中，热量不能自发从低温物体传递到高温物体，而是自发地从高温物体传递到低温物体。
这个定律还提供了熵增原理，描述了熵的不可逆增加趋势。
4. 焓和焓变
焓是描述系统能量的状态函数，定义为内能与压力乘积的和。
焓变则是描述物质转化过程中能量变化的函数。
焓变可以通过热量和功来描述，常用于反应热和燃烧热的计算。
5. 自由能和自由能变
自由能是描述系统可用能量的状态函数，定义为系统的内能减去温度乘以熵。
自由能变则是描述系统自由能变化的函数。
自由能变的符号判断了系统处于平衡态还是非平衡态。
6. 反应熵和反应焓
反应熵和反应焓用于描述化学反应的热力学性质。
反应熵是指反应过程中系统熵的变化，反应焓是指反应过程中系统焓的变化。
根据反应焓和反应熵的正负判断反应是否自发进行。
以上就是化学热力学的基本概念，希望对您有所帮助。
化学热力学基础概念化学热力学是研究化学反应中能量变化的学科，它是化学的一个重要分支。
在化学反应中，物质的能量会发生变化，热力学正是研究这种能量变化的规律和原理。
本文将介绍化学热力学的基础概念，包括能量、焓、熵和自由能等。
一、能量能量是物质存在的基本属性，是物质运动和相互作用的结果。
在化学反应中，能量的变化可以分为两类：热能和化学能。
热能是指物质的温度和热量的能量，而化学能是指物质分子之间的化学键能量。
二、焓焓是热力学中常用的一个物理量，表示系统的热能。
在化学反应中，焓的变化可以用来描述反应的放热或吸热过程。
焓的变化可以通过测量反应物和生成物的温度变化来确定。
三、熵熵是热力学中描述系统无序程度的物理量，也可以理解为系统的混乱程度。
在化学反应中，熵的变化可以用来描述反应的自发性和方向性。
熵的变化越大，反应越倾向于自发进行。
四、自由能自由能是热力学中描述系统能量状态的物理量，也是判断反应是否进行的重要指标。
自由能的变化可以用来判断反应的可逆性和方向性。
当自由能变化为负时，反应是可逆的；当自由能变化为正时，反应是不可逆的。
五、热力学第一定律热力学第一定律是热力学的基本定律之一，也被称为能量守恒定律。
它表明能量在物质转化过程中不会凭空消失或产生，只会从一种形式转化为另一种形式。
热力学第一定律可以用数学公式表示为ΔU = Q - W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外界做的功。
六、热力学第二定律热力学第二定律是热力学的另一个基本定律，也被称为熵增定律。
它表明在孤立系统中，熵总是增加的，即系统的无序程度总是增加的。
热力学第二定律还提出了熵增定律的两个等价表述：卡诺定理和熵不减原理。
七、热力学第三定律热力学第三定律是热力学的最后一个基本定律，也被称为绝对零度定律。
它表明在绝对零度下，系统的熵为零。
热力学第三定律还提出了绝对零度的概念，即绝对零度是温度的最低限度，为0K或-273.15℃。
化学热力学基础教学设计一、引言化学热力学是化学领域的重要基础知识，它研究物质在化学反应中吸收或放出的热量变化与反应物之间的关系。
具备化学热力学的基础知识，对于理解化学反应的能量变化和反应速率等方面具有重要意义。
本篇文档旨在设计一份基础的化学热力学教学计划，帮助学生理解和掌握这一知识领域。
二、教学目标1. 理解化学热力学的基本概念，如焓、熵、自由能等；2. 掌握化学反应中的能量变化计算方法；3. 理解化学热力学对于化学反应速率和平衡的影响；4. 能够应用化学热力学知识解决实际问题。
三、教学内容1. 概念介绍1.1 热力学的定义和基本假设1.2 焓、熵、自由能的概念介绍1.3 热力学第一定律和第二定律的意义2. 焓的计算2.1 焓的定义和计算公式2.2 焓变的计算方法2.3 焓变在化学反应中的应用3. 熵的计算3.1 熵的定义和计算公式3.2 熵变的计算方法3.3 熵变在化学反应中的应用4. 自由能的计算4.1 自由能的定义和计算公式 4.2 自由能变化的计算方法4.3 自由能在化学反应中的应用5. 热力学与化学反应速率5.1 热力学的能量图解5.2 热力学对于反应速率的影响6. 热力学与化学反应平衡6.1 热力学平衡的判断条件6.2 热力学对于反应平衡的影响7. 应用案例分析7.1 应用化学热力学解决能量转化问题7.2 应用化学热力学解决反应速率和平衡问题四、教学方法1. 理论讲授：通过讲解概念和计算方法，帮助学生理解化学热力学的基本原理和应用。
2. 实验演示：通过简单的实验演示，展示化学反应中的能量变化和热力学平衡的实际情况。
3. 小组讨论：组织学生进行小组讨论，共同探讨热力学在化学反应中的应用，并分享解决问题的方法和策略。
4. 课堂练习：设计有针对性的课堂练习，帮助学生巩固所学知识，提高解决问题的能力。
五、教学评估1. 参与度评估：观察学生在课堂上的参与情况，评估学生对于教学内容的掌握程度。
2. 课堂小测验：定期进行简单的课堂小测验，检测学生对于理论知识的理解和运用能力。
第三章化学热力学基础——反应方向与反应限度3.1 什么是化学热力学Fe 2O 3(s) + 3 CO(g) →2 Fe(l) + 3 CO 2(g)为什么不能用同样的方法进行高炉炼铝？NO ，CONO 和CO 是汽车尾气中的有毒成分，它们能否相互反应生成无毒的N 2和CO 2？2NO (g) + 2CO(g) →N 2(g) + 2CO 2 (g)石墨金刚石C (石墨) →C (金刚石)库里南1号？化学热力学的作用：●体系(System)●环境(Surrounding)(一)The system is the sample or reaction mixture in which we are interested. Outside the system are the surroundings. The system plus its surroundings is sometimes called the universe.体系环境能量敞开体系封闭体系孤立体系●封闭体系(closed system)：●敞开体系(open system)：●孤立体系(isolated system)：(二)●热(heat, Q)：Q的符号——体系吸热取正值，放热取负值。
●功(work, W)：Work = (Force) ×(Distance)体积膨胀功W的符号——环境对体系做功取正值，体系对环境做功取负值。
●体积膨胀功：The gas does work as it expands isothermally, but heat flows in torestore the energy lost as work.The gas does no work as it expands isothermally into a vacuum.W = －F ⋅d =－(P ⋅A ) ⋅h = －P ⋅ΔV W =－P ext ⋅ΔV(三)——恒压反应热(Q p)和恒容反应热(Q v)铝热剂(thermite)可引发强烈的放热反应(Al + Fe2O3)，其可熔化所产生的金属铁，并产生“铁花”。
化学热力学基础概念热力学是研究能量转化和能量传递规律的科学，而化学热力学则是热力学在化学领域的应用。
化学热力学基础概念是学习化学热力学的第一步，掌握这些基础概念对于深入理解化学反应过程和能量变化至关重要。
一、热力学系统在化学热力学中，我们首先要了解的概念是热力学系统。
热力学系统是指我们研究的对象，可以是封闭系统、开放系统或孤立系统。
封闭系统是与周围环境隔绝但能交换能量的系统，开放系统可以与周围环境交换能量和物质，而孤立系统则与外界完全隔绝，既不能交换能量也不能交换物质。
二、热力学过程热力学过程描述了系统从一个状态变化到另一个状态的过程。
常见的热力学过程包括等温过程、绝热过程、等压过程和等体过程。
在等温过程中，系统的温度保持不变；在绝热过程中，系统与外界没有热量交换；在等压过程中，系统的压强保持不变；在等体过程中，系统的体积保持不变。
三、热力学状态函数热力学状态函数是描述系统状态的函数，与系统的过程无关，只与系统的初末状态有关。
常见的热力学状态函数包括内能、焓、熵和自由能等。
内能是系统的热力学状态函数，表示系统的总能量；焓是在恒压条件下的状态函数，表示系统的热力学状态；熵是系统的无序程度的度量，是一个状态函数；自由能是系统能量的一种表达形式，包括吉布斯自由能和哈密顿量等。
四、热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在热力学中的表述，它指出能量可以从一种形式转化为另一种形式，但总能量守恒。
数学表达式为ΔU = q + w，即系统内能的变化等于系统吸收的热量与对外界做的功的和。
其中，ΔU表示内能的变化，q表示吸收的热量，w表示对外界做的功。
五、热力学第二定律热力学第二定律是热力学中最重要的定律之一，它规定了自然界中热现象发生的方向。
热力学第二定律有多种表述形式，其中最著名的是克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出热量不会自发地从低温物体传递到高温物体，而开尔文表述则指出不可能制造出一个只吸收热量而不做功的系统。
浙江⼤学普通化学知识点总结⼆普通化学知识点总结⼆．化学热⼒学基础本章研究化学反应进⾏的⽅向及限度问题。
1.热⼒学第⼀定律(1)体系：根据体系与环境之间能量、物质交换的情况，将体系分类。
①开放体系：既有物质交换，⼜有能量交换②封闭体系：没有物质交换，但有能量交换③孤⽴体系：既没有物质交换，⼜没有能量交换。
(2)过程：①可逆(reversible)过程：热⼒学系统从状态A出发，经过过程p到达另⼀状态B；如果存在另⼀过程p*，它能使系统和环境完全复原，即系统回到原来状态A，同时消除原来过程p对环境产⽣的影响，则过程p称为可逆过程。
②准静态过程(平衡过程)：若系统从⼀个平衡状态连续经过⽆数个中间的平衡状态过渡到另⼀个平衡状态，在任意有限的时间内，系统状态不发⽣改变，该过程称为准静态过程。
准静态过程是可逆过程的必要条件(可逆过程要求没有⾮平衡损失和耗散损失，准静态过程只满⾜前者)。
在⼀般讨论中，认为两者等价。
③⾃发过程：⾃发过程是由于体系与环境不平衡引起的，故⾃发过程都是不可逆过程。
综上，在以下讨论中，可以粗糙地认为：“不可逆(irreversible)，⾮平衡，⾃发”三者等价，“可逆，平衡，⾮⾃发”三者等价。
(3)热⼒学第⼀定律：，式中①为内能增量。
内能是体系内部所有能量的总和，包括分⼦动能，分⼦间势能，分⼦内部的能量(转动、振动、电⼦和核运动)，但不包括体系整体运动的能量。
内能是状态函数，U = f((n,T,V))。
②W为体系对外界做功，分为⾮体积功和体积功，即。
注意当环境压⼒与体系压⼒不等时，应该⽤环境压⼒，因为体系处于⾮平衡态时，压⼒p没有意义。
可以证明，恒温膨胀或压缩，可逆过程⽐不可逆过程的功(代数值)⼤。
③Q为体系吸热量。
分物理过程和化学过程讨论如下：物理过程：相变潜热(熔化热，汽化热，升华热等)：单位质量的物质在等温等压情况下，从⼀个相变化到另⼀个相吸收或放出的热量。
利⽤T1、T2温度下的饱和蒸⽓压，可以计算出摩尔蒸发热(焓)。
第3讲 化学热力学基础【竞赛要求】热力学能（内能）、焓、热容、自由能和熵的概念。
生成焓、生成自由能、标准熵及有关计算。
自由能变化与反应的方向性。
吉布斯-亥姆霍兹方程极其应用。
范特霍夫标准熵及其应用。
热化学循环。
【知识梳理】一、基本概念1、体系和环境体系：我们研究的对象，称为体系。
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H 2O ，则H 2O 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N 2和O 2混合气体中的O 2作为体系，则N 2是环境，容器也是环境。
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、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，是状态函数。
例：某理想气体体系n = 1 mol ，p = 1.013×105 Pa ，V = 22.4 dm 3，T = 273 K 这就是一种存在状态（我们称其处于一种标准状态）。
是由 n ，p ，V ，T 所确定下来的体系的一种状态，因而 n ，p ，V ，T 都是体系的状态函数。
状态一定，则体系的状态函数一定。
体系的一个或几个状态函数发生了变化，则体系的状态也要发生变化。
始态和终态：体系变化前的状态为始态；变化后的状态为终态。
状态函数的改变量：状态变化始态和终态一经确定，则状态函数的改变量是一定的。
例如：温度的改变量用 △T 表示， 则 △T = T 终－ T 始 同样理解 △n ， △p ， △V 等的意义。
3、过程和途径过程：体系的状态发生变化，从始态到终态，我们说经历了一个热力学过程。
简称过程。
若体系在恒温条件下发生了状态变化，我们说体系的变化为“恒温过程”，同样理解“恒压过程”、“恒容过程”。
若体系变化时和环境之间无热量交换，则称为之“绝热过程”。
途径：完成一个热力学过程， 可以采取不同的方式。
我们把每种具体的方式，称为一种途径。
过程着重于始态和终态；而途径着重于具体方式。
例如：某理想气体， 经历一个恒温过程：可以有许多不同的途径：状态函数改变量，取决于始终态，无论途径如何不同。
如上述过程的两种途径中：△p = p 终－p 始= 2×105 Pa －1×105 Pa = 1×105 Pa △V = V 终－V 始= 1dm 3－2dm 3 = －1dm 34、体积功化学反应过程中，经常发生体积变化。
体系反抗外压改变体积，产生体积功。
设：在一截面积为 S 的圆柱形筒内发生化学反应，体系反抗外压 p 膨胀，活塞从 I 位移动到 II 位。
这种 W = p ·△V 称为体积功，以 W 体表示。
若体积变化 △V = 0，则 W 体= 0我们研究的体系与过程，若不加以特别说明，可以认为只做体积功。
即：W = W体5、热力学能（内能）体系内部所有能量之和，包括分子原子的动能，势能，核能，电子的动能……，以及一些尚未研究的能量，热力学上用符号U表示。
虽然体系的内能尚不能求得，但是体系的状态一定时，内能是一个固定值，因此，U是体系的状态函数。
体系的状态发生变化，始终态一定，则内能变化（△U）是一定值，△U = U终－U始理想气体是最简单的体系，可以认为理想气体的内能只是温度的函数，温度一定，则U一定。
即△T = 0，则△U = 0。
二、热力学第一定律1、热力学第一定律的表示某体系由状态I 变化到状态II，在这一过程中体系吸热Q，做功(体积功) W，体系的内能改变量用△U表示，则有：△U = Q–W（3-1）体系的内能变化量等于体系从环境吸收的热量减去体系对环境所做的功。
显然，热力学第一定律的实质是能量守恒例如：某过程中，体系吸热100 J，对环境做功20 J，求体系的内能改变量和环境的内能改变量。
由第一定律表达式：△U = Q －W = 100 J －20 J = 80 J 从环境考虑，吸热－100 J，做功－20 J，所以：△U环= (－100 J) －(－20 J) = －80 J 体系的内能增加了80 J，环境的内能减少了80 J。
2、功和热（1）功和热的符号规定Q是指体系吸收的热量。
体系吸热为正；放热为负。
W是指体系对环境所做的功。
体系对环境做功为正；环境对体系做功为负。
（2）功和热与途径有关体系由同一始态经不同途径变化到同一终态时，不同途径作的功和热量变化不同，所以功和热不是状态函数。
只提出过程的始终态，而不提出具体途径时，是不能计算功和热的。
3、理想气体向真空膨胀——理想气体的内能法国盖·吕萨克在1807年，英国焦耳在1834年做了此实验：连通器放在绝热水浴中，A 侧充满气体，B 侧抽成真空。
实验时打开中间的活塞，使理想气体向真空膨胀。
结果发现，膨胀完毕后，水浴的温度没有变化，△T= 0，说明体系与环境之间无热交换，Q = 0。
又因是向真空膨胀，p外= 0，所以W = p外·△V = 0。
根据热力学第一定律：△U = Q－W = 0－0 = 0三、热化学1、化学反应的热效应当生成物的温度恢复到反应物的温度时，化学反应中所吸收或放出的热量，称为化学反应热效应，简称反应热（无非体积功）。
（1）恒容反应热恒容反应中，△V = 0，故W = p·△V = 0则有：△r U = Q v- W = Q v即：△r U = Q v（3-2）Q v是恒容反应中体系的热量，从△r U = Q v可见，在恒容反应中体系所吸收的热量，全部用来改变体系的内能。
当△r U > 0 时，Q v> 0，是吸热反应△r U < 0 时，Q v< 0，是放热反应则Q v和状态函数的改变量△r U建立了联系。
（2）恒压反应热恒压反应中，△p = 0，则有：△r U = Q p－W = Q p－p·△V = Q p－△(pV)所以：Q p=△r U + △(pV)Q p= △r U +△(pV)= (U2－U1) + (p2V2－p1V1)= (U2 + p2V2) －(U1 + p1V1)U，p，V都是状态函数，所以U + pV也是一个状态函数，令 H = U + pV ，则 Q p =△(U + pV ) 即：△r H = Q p （3-3）H 称热焓，或焓，是一个新的状态函数。
关于焓 H ：H = U + pV ， 由于 U 不可求， 故焓H 不可求；是一种和能量单位一致的物理量；量度性质，有加合性。
对于理想气体，H 也只和T 有关。
Q p = △r H 说明，在恒压反应中，体系所吸收的热量Q p ，全部用来改变体系的热焓。
△r H > 0 时， Q p > 0，是吸热反应 △r H < 0 时， Q p < 0，是放热反应注意：△r U ，Q v ，△r H ，Q p 的单位均为焦耳 J 。
（3）Q p 和 Q v 的关系同一反应的 Q p 和 Q v 并不相等。
Q v = △r U ，Q p = △r U + p △V = △r H由于两个△r U 近似相等(对于理想气体，两个△r U 相等)，所以：Q p = Q v + p △V对于无气体参与的液体、固体反应，由于 △V 很小，故 p △V 可以忽略，则近似有：Q p = Q v对于有气体参加反应，△V 不能忽略，p △V=△nRT ，所以：Q p = Q v +△nRT （3-4）即 △r H = △r U +△nRT对于1摩尔反应在标态下进行，则有： △r H 0m = △r U 0m +(12νν-)RT （3-5）式中2ν是方程式中气态产物化学式前计量数之和，1ν是方程式中气态反应物化学式前计量数之和。
2、热化学方程式（1）要写明反应的温度和压强。
若不注明，则表示为：298K ，1.013×105 Pa ，即常温常压。
（2）注明物质的存在状态。
固相：s ，液相：l ，气相：g ，水溶液：aq 。
有必要时，要注明固体的晶形，如：石墨，金刚石等。
（3）方程的系数可以是整数，也可以是分数。
因系数只代表化学计量数，不表示分子个数。
（4）注明反应的热效应。
如：①C (石墨) + O 2 (g) = CO 2 (g) △r H m = －393.5 kJ·mol －1②C (金刚石) + O 2 (g) = CO 2 (g) △r H m = －395.4 kJ·mol －1③H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2O (g) △r H m = －241.8 kJ·mol －1④H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2O (l) △r H m = －285.8 kJ·mol －1⑤2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2O (l) △r H m = －571.6 kJ·mol －1⑥H 2O (g) = H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) △r H m = +241.8 kJ·mol －1从①和②对比， 可以看出写出晶形的必要性。
③和④对比，可以看出写出状态的必要性。
④和⑤对比，可以看出计量数不同的热量变化。
③和⑥对比，可以看出互逆反应热效应的关系。
3、盖斯定律1836年，Hess 提出定律，指出：一个化学反应，不论是一步完成，是分数步完成，其热效应是相同的。
前面讲过，热量的吸收和放出，是和途径相关的。
Hess 定律成立的原因，在于当时研究的反应，基本上都是在恒压下进行的。
即反应体系压强和外压相等。
这时，Q p = △r H ， H 是终态函数，故不受途径影响。
亦即，Hess 定律暗含的条件：每步均恒压。
Hess 定律的实际意义：有的反应虽然简单，但其热效应难以测得。
例如：C + 1/2O 2 = CO ，是很简单的反应，但是难于保证产物的纯度，所以，反应热很难直接测定。
应用 Hess 定律，可以解决这一难题。
已知：C (石墨) + O 2 (g) = CO 2 (g) （1） △r H )1(m = －393.5 kJ·mol －1CO (g) + 1/2 O 2 (g) = CO 2 (g) （2） △r H )2(m = －238.0 kJ·mol －1 （1）式 －（2）式，得 C (石墨) + 1/2 O 2 (g) = CO 2 (g)△r H m = △r H )1(m －△r H )2(m = －393.5 kJ·mol －1 －（－238.0 kJ·mol －1）= －110.5 kJ·mol －14、生成热（1）定义：某温度下，由处于标准态的各种元素的指定单质，生成标准态的 1 mol 某物质时的热效应，叫做该物质的标准摩尔生成热。
