标准摩尔反应焓的计算.ppt

热力学是无机化学课程的重要组成部分，它是以热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律为基础，主要解决化学反应中能量转化及化学反应进行的方向和程度问题，其中焓变计算是解决等压情况下反应中能量转化问题、进行吉布斯自由能变变计算进而判断反应进行程度和方向的基础。

在无机化学课程中，通常忽略温度、压力对焓变的影响，同时，对于非标准状态下的反应来说，反应焓变还没有一定的计算公式。

本文对无机化学中标准状态下反应焓变的计算方法进行了归纳和总结，便于学生更好地理解和掌握。

一、计算标准摩尔反应焓变的理论基础计算标准摩尔反应焓变的理论基础是Hess定律，即在恒容或恒压条件下，一个化学反应不论是一步完成或分几步完成，其反应热（即摩尔反应焓变）完全相同。

Hess定律的实质是指出了反应只取决于物质的初、终状态，而与经历的具体途径无关。

其重要意义在于能使热化学方程式像代数方程式一样进行加、减运算，从而可以应用已知化学反应的热效应，间接算得未知化学反应的热效应，解决那些难以测量或根本不能测量的反应热效应问题。

应用时要注意：将已知的热化学方程式进行线性组合的结果必须与欲求的未知化学反应的状态完全相同，包括温度、压力及各物质的相态，并且这些化学反应都是在等温、等压或等温、等容条件下进行的，都不做其他功能[1]。

焓的绝对值是无法确定的，但可以采用相对焓值。

焓是状态函数，状态函数的最主要特点是其变化值只取决于系统的始态和终态，而与系统变化的途径无关。

因此，以Hess定律为理论基础，可以求得反应的摩尔焓变。

二、标准摩尔反应焓变（驻r H⊖m）的计算方法（一）利用热化学方程式的组合计算Δr H⊖m已知一些分反应的标准摩尔反应焓变，利用热方程式的组合可以求得总反应的标准摩尔反应焓变。

例如计算碳和氧气反应生成CO2的反应焓变。

碳和氧可以一步直接生成CO2，也可以先生成CO，再使CO与氧气继续反应生成CO2，根据Hess定律，这二种途径的反应热效应是完全相同的。

1．标准摩尔生成焓（1）定义：在T 的标准态下，由稳定相态的单质生成化学计量数νB =1的β相态的化合物B(β)，该生成反应的焓变即为该化合物B(β)在T 时的标准摩尔生成焓符号：稳定相态单质：①25℃及标准压力下；②希有气体的稳定单质为单原子气体；③氢，氧，氮，氟，氯的稳定单质为双原子气体；④溴和汞的稳定单质为液态Br 2(l)和Hg(l)；⑤其余元素的稳定单质均为固态；但碳的稳定态为石墨即C(石墨)，非金刚石；硫的稳定态为正交硫即S(正交)，非单斜硫。

●稳定相态单质标准摩尔生成焓为零●同一物质，相态不同，标准摩尔生成焓不同f m ∆(B,β,)H T \（kJ·mol -1）r m f m 2r m f m 24r m f m 22∆=∆(CO ,g)∆=∆(H SO ,l)∆=∆(Hg Cl ,s)H H H H H H \\\\\\由状态函数法得知:（2）由计算f m ∆H \r m∆H \●溶液中离子的标准摩尔生成焓从稳定单质生成无限稀释水溶液中1mol 该离子时的焓变人为规定氢离子H ＋（aq ）的标准摩尔生成焓为零符号：f m ∆(,aq)H ∞\2、标准摩尔燃烧焓（1）定义在温度为T 的标准态下，由化学计量数νB = －1的β相态的物质B(β)与氧进行完全氧化反应时，该反应的焓变即为该物质B(β)在温度T 时的标准摩尔燃烧焓。

单位：kJ·mol －1※“完全氧化”是指在没有催化剂作用下的自然燃烧，即燃烧物中C 变为CO 2(g); H 变为H 2O(l); N 变为N 2(g);S 变为SO 2(g)。

C(石墨)＋O 2(g) = CO 2(g)C(石墨)＋O 2(g)＝CO 2(g)C 2H 5OH(l)＋3O 2(g)=2 CO 2(g) ＋3H 2O(l)符号：c m ∆H \※CO 2(g)、H 2O(l)、N 2(g)、SO 2(g) 、O 2(g)的c m ∆0H =\r m c m ∆=∆(,298.15K)H H \\石墨r mc m 25C H OH ∆=∆(,g,298.15K)H H \\H 2(g) + 1/2 O 2(g) = H 2O(l)c m 2f m 2∆(H ,g, 298.15K)∆(H O,l, 298.15K)H H =\\※c m f m 2∆[C(),s, 298.15K]∆(CO ,g, 298.15K)H H =石墨\\※（2）由标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔反应焓2m r 1H H H ∆+∆=∆21m r H H H ∆−∆=∆∴()反应物m c 1H H ∆=∆∵()产物m c 2H H ∆=∆∵r m c m 25∆∆(C H OH,l)H H =\\由状态函数法得知:r m r m 12∆()∆(298.15K)∆∆H T H H H =++\\298.15K 1,m ,m ∆(A,)(B,)d p p T H aC bC T α⎡⎤=+⎣⎦∫β)](B,+)(A,[-)],(+)(Y,[=m ,m ,m ,m ,m ,r βαδγp p p p p C b C a Z C z C y C ∆B ,B (B,)p m νC =∑β基希霍夫公式r m r m r ,m 298.15K ∆()∆(298.15K)∆d T p H T H C T =+∫\\2,m ,m 298.15K ∆(Y,)(Z,)d T p p H yC zC T ⎡⎤=+⎣⎦∫γδr m ∆()H T \r m ∆(298.15K)H \讨论：①若摩尔定压热容是温度的函数②公式的适用范围：※所讨论的温度区间所有反应物及产物均不发生相变化※若发生相变化，按照状态函数法，设计途径，分段积分，求算另一温度下的标准摩尔反应焓。

标准摩尔焓所谓焓，就是热量和能量的相对比例，即：热量=该物质的标准摩尔焓。

上述式子，表示某一物质的温度与其标准摩尔焓的关系，如将该物质的温度从1K升高到1T，则其标准摩尔焓由1×1000升高到1×1100，即由23.5K升高到26.2K。

这说明，从1K降到1K，物质温度每升高1K，其标准摩尔焓下降了23.5。

这就是在1K时，这种物质含有热量为1J的物质的标准摩尔焓。

显然，这个式子中， 1为比热容，单位为J/(kgK)。

标准摩尔焓、定压比热、定体积比热这三者之间存在着一定的联系，我们可以用图表示出来。

图1中，表示了三者之间的数量关系。

图1表明：任何一种物质都可以由上述的数量关系导出标准摩尔焓的计算公式。

因此，在实际工作中，为了方便起见，可用温度T作为标准， 1T=23.5K，但我们不必拘泥于此，因为这是简化了的计算。

当然，也可以用热力学第一定律的普遍适用条件——热量可以自发地从高温物体传递给低温物体而使其温度升高这一原理来导出标准摩尔焓的计算公式。

在热力学中，物质与气体的摩尔焓不能直接从实验测得，需要利用它们的相对比热来求得，或利用定压比热容计算出标准摩尔焓。

具体步骤如下：(1)在研究物质的性质时，常需要知道气体的相对比热。

对气体状态参数进行修正后，可以将气体的相对比热作为待求参数; (2)在求取待求参数的热力学函数值时，如果只知道两个物体的相对比热，则可将其比热的值代入(1)式，求得另外一个物体的热力学函数值;(3)根据待求参数在温度T下的定压比热值，将定压比热代入(2)式，求得另外一个物体的比热。

本节课主要讲了摩尔焓的单位，如千卡/摩尔、焦耳/摩尔等，并介绍了在不同温度下气体的标准摩尔焓，还讲了化学反应焓的变化规律，即化学反应焓随着反应的进行逐渐增大。

通过讲解这些基础知识，使学生掌握在学习化学时，要牢记基本概念和基本理论，不断巩固基础知识，打好基础，才能获得事半功倍的效果。