下载文档原格式
标准摩尔生成焓计算摩尔生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质生成的焓变化量。
它是化学反应热力学性质的重要参数，对于理解化学反应的热力学过程具有重要的意义。
在实际应用中，我们经常需要计算物质的摩尔生成焓，以便进行工艺设计、燃烧热分析等方面的工作。
本文将介绍如何计算标准摩尔生成焓的方法，并举例说明。
首先，我们需要了解标准状态的定义。
在化学中，标准状态通常指物质处于1大气压（1 atm）和25摄氏度（298.15K）的状态。
在这种状态下，物质的摩尔生成焓可以通过以下公式进行计算：ΔH° = ΣnΔHf°(产物) ΣmΔHf°(反应物)。
其中，ΔH°表示标准摩尔生成焓，ΔHf°表示标准生成焓，n和m分别表示产物和反应物的摩尔数。
在实际计算中，我们需要首先确定反应物和产物的化学方程式，并且查找它们在标准状态下的标准生成焓数值。
然后，根据上述公式，将这些数值代入计算，即可得到标准摩尔生成焓的数值。
举例说明，以CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)为例，计算该反应的标准摩尔生成焓。
首先，我们需要查找每种物质在标准状态下的标准生成焓数值，然后代入公式进行计算，最终得到结果。
通过以上步骤，我们可以得到该反应的标准摩尔生成焓为-802.3 kJ/mol。
这个数值告诉我们，在标准状态下，1摩尔CH4生成CO2和H2O所释放的热量为-802.3 kJ。
这个结果对于工业生产、燃烧热分析等方面具有重要的应用价值。
总之，标准摩尔生成焓的计算是化学热力学研究中的重要内容，掌握这一计算方法对于理解化学反应的热力学过程、进行工艺设计和燃烧热分析等方面具有重要意义。
通过本文的介绍和举例，相信读者对于标准摩尔生成焓的计算方法有了更深入的了解，希望本文对您有所帮助。
标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓的关系标准摩尔生成焓（standard molar enthalpy of formation）是指在标准状态下，物质从其组成元素的标准状态转变为一摩尔该物质的生成反应的焓变。
标准状态指温度为298K（25摄氏度）和1 atm压力下。
标准摩尔生成焓常用符号ΔHf0表示。
标准摩尔生成焓的单位是焦耳/摩尔（J/mol）。
根据热力学第一定律，一个化学反应的能量变化等于该化学反应进行过程中吸收的热量和对外做功的总和。
即ΔU=Q+W其中，ΔU表示系统的内能变化，Q表示吸热量，W表示对外做功量。
对于一个摩尔物质的生成反应，它的标准摩尔生成焓可以表示为：ΔHf0 = Σ(ΔHf0(products)) - Σ(ΔHf0(reactants))其中，ΔHf0(products)表示生成物的标准摩尔生成焓，ΔHf0(reactants)表示反应物的标准摩尔生成焓。
上式中的Σ表示对所有生成物和反应物进行求和。
类似地，对于一个物质的燃烧反应，它的标准摩尔燃烧焓可以表示为：ΔHc0 = Σ(ΔHf0(products)) - Σ(ΔHf0(reactants))这种关系使得我们可以通过已知物质的标准摩尔生成焓来确定其燃烧焓，或者通过已知物质的标准摩尔燃烧焓来确定其生成焓。
总结起来，标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓是热力学中描述化学反应能量变化的重要概念。
它们之间的关系通过能量守恒定律可以解释。
一个物质的标准摩尔生成焓等于其反应物的标准摩尔生成焓之和减去生成物的标准摩尔生成焓之和，而标准摩尔燃烧焓则可以通过对生成物和反应物标准摩尔生成焓之差求和得到。
这种关系使得我们可以通过已知物质的标准摩尔生成焓来确定其燃烧焓，或者通过已知物质的标准摩尔燃烧焓来确定其生成焓。
标准摩尔生成焓计算公式在热力学中，生成焓是指在标准状态下，一摩尔物质在其构成元素的标准状态下的吸热或放热量。
生成焓是评估化学反应热效应的一个重要参数。
标准摩尔生成焓是指在标准状态下，一摩尔物质生成时吸热或放热的焓变化量。
标准状态是指物质在1 atm和25℃时的状态。
标准状态下的生成焓是化学反应热效应的重要参数，可以用来计算化学反应的热效应，从而评估化学反应的可行性。
标准摩尔生成焓计算公式是用来计算一摩尔物质在标准状态下生成时的焓变化量的公式。
其公式为：ΔH°f = ΣnΔH°f(products) - ΣmΔH°f(reactants)其中，ΔH°f是标准摩尔生成焓，n和m分别是生成物和反应物的摩尔数，ΔH°f(products)是生成物的标准摩尔生成焓，ΔH°f(reactants)是反应物的标准摩尔生成焓。
标准摩尔生成焓计算公式的推导基于热力学第一定律，即能量守恒定律。
根据热力学第一定律，能量的变化等于吸热或放热量与做功量之和。
在化学反应中，可以将做功量视为零，因为化学反应通常是在恒容条件下进行的，没有体积变化，也就没有做功量。
因此，化学反应的焓变化等于吸热或放热量。
标准摩尔生成焓计算公式中的ΔH°f(products)和ΔH°f(reactants)是标准状态下，生成物和反应物的标准摩尔生成焓。
标准摩尔生成焓是指在标准状态下，一摩尔物质生成时吸热或放热的焓变化量。
标准状态是指物质在1 atm和25℃时的状态。
标准摩尔生成焓是化学反应热效应的重要参数，可以用来计算化学反应的热效应，从而评估化学反应的可行性。
标准摩尔生成焓计算公式的应用非常广泛。
在化学工程、材料科学、生物化学等领域，标准摩尔生成焓计算公式被广泛应用于化学反应的热效应计算、燃烧热计算、热解反应计算等方面。
通过计算标准摩尔生成焓，可以预测化学反应的热效应，从而优化反应条件，提高反应效率。
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。
《物理化学》48学时教学学时分配与教学要求教材：天津大学王正烈等修订，《物理化学》，第4版，高教社版华南理工大学物理化学教研室，2007年1月说明：*内容为不作教学要求的内容绪论(1学时)§0.1 物理化学课程的内容§0.2 学习物理化学的要求及方法§0.3 物理量的表示及运算1. 物理量的表示2. 对数中的物理量3. 量值计算第一章气体的pVT关系（1学时,介绍）§1.1理想气体状态方程1. 理想气体状态方程2. 理想气体模型3. 摩尔气体常数§1.2理想气体混合物1. 混合物的组成2. 理想气体状态方程对理想气体混合物的应用3. 道尔顿定律4. 阿马加定律§1.3 气体的液化及临界参数1. 液体的饱和蒸气压2. 临界参数3. 真实气体的p一V m图及气体的液化§1.4真实气体状态方程1. 真实气体的pV m一p图及波义尔温度2. 范德华方程3. 维里方程4. 其它重要方程举例*§1.5 对应状态原理及普遍化压缩因子图1. 压缩因子2. 对应状态原理3. 普遍化压缩因子图第二章热力学第一定律（8学时）§2.l 热力学基本概念1. 系统和环境2. 状态和状态函数3. 过程和途径§2.2热力学第一定律1. 功2. 热3. 热力学能4. 热力学第一定律§2.3恒容热、恒压热，焓1. 恒容热2. 恒压热3. 焓4. Q V = △U, Q p=△H两关系式的意义§2.4热容，恒容变温过程、恒压变温过程1. 热容2. 气体恒容变温过程3. 气体恒压变温过程4. 凝聚态物质变温过程§2.5 焦耳实验，理想气体的热力学能、焓1. 焦耳实验2. 焦耳实验的讨论，理想气体的热力学能3. 理想气体的焓§2.6 气体可逆膨胀压缩过程，理想气体绝热可逆过程方程式1. 可逆传热过程2. 气体可逆膨胀压缩过程3. 理想气体恒温可逆过程4. 理想气体绝热可逆过程§2. 7相变化过程1. 相变焓2. 相变焓与温度的关系*§2.8溶解焓及混合焓1. 溶解焓2. 稀释焓3. 混合焓§2.9化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓1. 化学计量数2. 反应进度3. 摩尔反应焓4. 标准摩尔反应焓§2.10 由标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓1. 标准摩尔生成焓及由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓*2. 溶液中溶质和离子的标准摩尔生成焓3. 标准摩尔燃烧焓和由标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓4. 标准摩尔反应焓随温度的变化——基希霍夫公式5. 恒容反应热与恒压反应热之间的关系*6. 燃烧和爆炸反应的最高温度§2.1l 节流膨胀与焦耳一汤姆逊效应1. 焦耳一汤姆逊实验*2. 节流膨胀的热力学特征及焦耳一汤姆逊系数*3. 焦耳一汤姆逊系数正负号的热力学分析*§2.12 稳流过程的热力学第一定律及其应用1. 稳流过程热力学第一定律的数学式2. 稳流过程热力学第一定律应用举例第三章热力学第二定律（8学时）§3.1 卡诺循环§3.2热力学第二定律1. 自发过程举例2. 自发过程逆向进行必须消耗功3. 自发过程的共同特征4. 热力学第二定律§3.3熵、熵增原理*1.卡诺定理*2.卡诺定理的推论3. 熵4. 熵的物理意义5. 克劳修斯不等式6. 熵判据——熵增原理§3.4 单纯pVT变化熵变的计算1. 环境熵变的计算2. 凝聚态物质变温过程熵变的计算3. 气体恒容变温、恒压变温过程熵变的计算4. 理想气体pVT变化过程熵变的计算§3.5相变过程熵变的计算1. 可逆相变2. 不可逆相变§3.6 热力学第三定律和化学变化过程熵变的计算1. 能斯特热定理2. 热力学第三定律3. 规定熵和标准熵4. 标准摩尔反应熵的计算5. 标准摩尔反应熵随温度的变化§3.7 亥姆霍兹函数和吉布斯函数1. 亥姆霍兹函数2. 吉布斯函数3. 对亥姆霍兹函数判据和吉布斯函数判据的说明4- 恒温过程亥姆霍兹函数变，吉布斯函数变的计算§3.8热力学基本方程1. 热力学基本方程2. 由热力学基本方程计算纯物质pVT变化过程的△A，△G*3. 多组分多相平衡系统恒温变压过程中的应用§3.9克拉佩龙方程1. 克拉佩龙方程2. 固一液平衡、固一固平衡积分式3. 液一气、固一气平衡的蒸气压方程——克劳修斯一克拉佩龙方程*4. 外压对液体饱和蒸气压的影响§3.10 吉布斯一亥姆霍兹方程和麦克斯韦关系式1. 吉布斯一亥姆霍兹方程*2. 麦克斯韦关系式*3. 热力学函数关系式的推导和证明第四章多组分系统热力学（4学时）§4.1 偏摩尔量1. 问题的提出2. 偏摩尔量*3. 偏摩尔量的测定法举例4. 偏摩尔量与摩尔量的差别*5. 吉布斯一杜亥姆方程*6. 偏摩尔量之间的函数关系§4.2 化学势1. 多组分单相系统的热力学公式2. 多组分多相系统的热力学公式3. 化学势判据及应用举例§4.3 气体组分的化学势1. 纯理想气体的化学势2. 理想气体混合物中任一组分的化学势3. 纯真实气体的化学势4. 真实气体混合物中任一组分的化学势§4.4 拉乌尔定律和亨利定律1. 拉乌尔定律2. 亨利定律*3. 拉乌尔定律和亨利定律的微观解释4. 拉乌尔定律与亨利定律的对比§4.5 理想液态混合物1. 理想液态混合物2. 理想液态混合物中任一组分的化学势*3. 理想液态混合物的混合性质§4.6 理想稀溶液（介绍）1. 溶剂的化学势2. 溶质的化学势*3. 其它组成标度表示的溶质的化学势*4. 溶质化学势表示式的应用举例——分配定律§4.7 稀溶液的依数性（介绍，掌握公式）1. 溶剂蒸气压下降2. 凝固点降低(析出固态纯溶剂)3. 沸点升高(溶质不挥发)4. 渗透压*§4.8 逸度与逸度因子1. 逸度及逸度因子2. 逸度因子的计算及普遍化逸度因子图3. 路易斯一兰德尔逸度规则*§4.9活度及活度因子（介绍活度概念）1. 真实液态混合物2. 真实溶液*3. 绝对活度第五章化学平衡（4学时）§5.1 化学反应的等温方程1. 摩尔反应吉布斯函数与化学反应亲和势2. 摩尔反应吉布斯函数与反应进度的关系，平衡条件3. 化学反应的等温方程§5.2 理想气体化学反应的标准平衡常数1. 标准平衡常数2. 有纯凝聚态物质参加的理想气体化学反应3. 相关化学反应标准平衡常数之间的关系4. 标准平衡常数K 的测定5. 平衡组成的计算6. 其它的平衡常数§5.3 温度对标准平衡常数的影响1. 范特霍夫方程2. △r H m为定值时范特霍夫方程的积分式3. △r H m为温度的函数时范特霍夫方程的积分式§5.4其它因素对理想气体化学平衡的影响1. 压力对于平衡转化率的影响2. 惰性组分对平衡转化率的影响3. 反应物的摩尔比对平衡转化率的影响*§5.5 同时反应平衡组成的计算*§5.6真实气体反应的化学平衡*§5.7混合物和溶液中的化学平衡*1. 常压下液态混合物中的化学平衡*2. 常压下液态溶液中的化学平衡*3. 高压下液态混合物中的化学平衡*4. 高压下液态溶液中的化学平衡第六章相平衡（6学时）§6.1 相律1. 自由度数2. 相律的推导3. 组分数4. 几点说明5. 相律的意义§6.2杠杆规则（建议不介绍或自学）§6.3单组分系统相图1. 水的相平衡实验数据2. 水的相图3. 相图的说明§6.4 二组分理想液态混合物的气一液平衡相图1. 压力一组成图2. 温度一组成图§6.5 二组分真实液态混合物的气一液平衡相图1. 蒸气压一液相组成图2. 压力一组成图3. 温度一组成图4. 小结-*§6.6精馏原理§6.7 二组分液态部分互溶系统及完全不互溶系统的气一液平衡相图（略讲）1. 部分互溶液体的相互溶解度2. 共轭溶液的饱和蒸气压3. 部分互溶系统的温度一组成图4. 完全不互溶系统的温度一组成图§6.8 二组分固态不互溶系统液一固平衡相图1. 相图的分析2. 热分析法3. 溶解度法§6.9 二组分固态互溶系统液一固平衡相图1. 固态完全互溶系统2. 固态部分互溶系统§6.10 生成化合物的二组分凝聚系统相图1. 生成稳定化合物系统2. 生成不稳定化合物系统*§6.11 三组分系统液一液平衡相图1. 三组分系统的图解表示法2. 三组分系统一对液体部分互溶的恒温液一液相图3. 温度对相平衡影响的表示法第七章电化学（6学时）§7.1 电解质溶液的导电机理及法拉第定律1. 电解质溶液的导电机理2. 法拉第定律*§7.2 离子的迁移数1. 离子迁移数的定义2. 离子迁移数的测定方法§7.3 电导、电导率和摩尔电导率1. 定义2. 电导的测定3. 摩尔电导率与浓度的关系4. 离子独立运动定律和离子的摩尔电导率5. 电导测定的应用§7.4 电解质的平均离子活度因子及德拜一休克尔极限公式1. 平均离子活度和平均离子活度因子（介绍）*2. 离子强度*3. 德拜一休克尔极限公式§7.5可逆电池及其电动势的测定1. 可逆电池*2. 韦斯顿标准电池*3. 电池电动势的测定§7.6 原电池热力学1. 由可逆电动势计算电池反应的摩尔吉布斯函数变2. 由原电池电动势的温度系数计算电池反应的摩尔熵变3. 由电池电动势及电动势的温度系数计算电池反应的摩尔焓变4. 计算原电池可逆放电时的反应热5. 能斯特方程§7.7电极电势和液体接界电势1. 电极电势*2. 液体接界电势及其消除§7.8 电极的种类（介绍）1. 第一类电极2. 第二类电极3. 氧化还原电极*§7.9原电池设计举例*§7.10分解电压§7.11极化作用（了解）1. 电极的极化2. 测定极化曲线的方法3. 电解池与原电池极化的差别*§7.12 电解时的电极反应教学重点：电解质溶液的电性质，给出电池写电池反应及相关的热力学、电化学性质的计算，设计电池为次要内容。
