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2.8标准摩尔反应焓的计算

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标准摩尔生成焓计算

标准摩尔生成焓计算

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。

在化学反应中，摩尔生成焓是一个重要的热力学参数，它可以帮助我们了解化学反应的热力学性质。

计算摩尔生成焓需要考虑反应物和生成物的热化学性质，以及反应的热力学过程。

本文将介绍如何计算标准摩尔生成焓，以及计算中需要考虑的一些关键因素。

首先，计算标准摩尔生成焓需要知道反应物和生成物的热化学性质。

这些性质包括标准生成焓、标准反应焓、标准燃烧焓等。

其中，标准生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质生成的焓变化；标准反应焓是指在标准状态下，反应进行的焓变化；标准燃烧焓是指在标准状态下，1摩尔物质完全燃烧生成的焓变化。

这些性质可以通过实验数据或者计算方法得到。

其次，计算标准摩尔生成焓还需要考虑反应的热力学过程。

在化学反应中，反应物和生成物之间会发生化学键的断裂和形成，这会伴随着能量的吸收或释放。

因此，我们需要考虑反应中化学键的能量变化，以及反应物和生成物之间的相互作用。

这些因素可以通过热力学原理和实验数据来确定。

最后，计算标准摩尔生成焓的方法可以通过以下步骤进行：1. 确定反应的化学方程式，包括反应物和生成物的化学式和摩尔数。

2. 根据反应物和生成物的热化学性质，计算反应的标准焓变化。

3. 根据热力学原理，考虑反应中化学键的能量变化和相互作用，得到反应的标准摩尔生成焓。

在实际计算中，我们还需要考虑温度、压力等因素对反应的影响，以及化学反应的放热或吸热特性。

因此，计算标准摩尔生成焓需要综合考虑多种因素，进行准确的计算和分析。

总之，标准摩尔生成焓是化学反应热力学性质的重要参数，它可以帮助我们了解化学反应的热力学过程。

计算标准摩尔生成焓需要考虑反应物和生成物的热化学性质，以及反应的热力学过程。

通过综合考虑多种因素，我们可以准确地计算标准摩尔生成焓，从而更好地理解化学反应的热力学特性。

希望本文的介绍可以帮助大家更好地理解标准摩尔生成焓的计算方法，同时也希望大家在化学反应研究中能够更加深入地了解热力学性质，为化学领域的发展做出更大的贡献。

标准摩尔焓

标准摩尔焓

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。

摩尔反应焓定义

摩尔反应焓定义

摩尔反应焓定义
摩尔反应焓是化学反应的热力学性质，表示在摩尔反应条件下，反应物与生成物之间转化过程中产生或吸收的热量变化。

在摩尔反应中，反应物和生成物的化学计量数一般为整数，这样可以使计算更加简单。

根据热力学第一定律，摩尔反应焓的变化量可以表示为：
△H = H(生成物) - H(反应物)
其中，H表示热量或焓，△H表示摩尔反应焓的变化量。

如果△H为负，则反应是放热的；如果△H为正，则反应是吸热的。

摩尔反应焓的值受反应条件的影响，例如反应的温度、压力、浓度、物态等。

反应条件的变化会改变反应物、生成物的热力学性质，从而影响反应的焓变量。

在化学工业生产中，摩尔反应焓是非常重要的性质。

通过对摩尔反应焓的测量和计算，可以计算出反应的热能效率、反应热、热平衡常数等参数，这些参数对于设计和控制化学反应过程非常关键。

摩尔反应焓的测量通常使用热量计或量热器。

这些仪器可以测量反应前后的温度变化和热量差异，从而计算出摩尔反应焓的值。

还有一些更高级的测量技术，如等温量热法、差示扫描量热法、等温流动量热法等，能够更加准确地测量摩尔反
应焓。

总之，摩尔反应焓是化学反应的重要热力学性质，在化学生产、科学研究等领域都有广泛的应用。

通过对摩尔反应焓的测量和计算，我们可以更好地理解和控制化学反应过程，提高反应效率和产物质量。

无机化学中标准摩尔反应焓变的计算

无机化学中标准摩尔反应焓变的计算

无机化学中标准摩尔反响焓变的计算热力学是无机化学课程的重要组成局部,它是以热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律为根底,主要解决化学反响中能量转化及化学反响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响中能量转化问题、进行吉布斯自由能变变计算进而判断反响进行程度和方向的根底。

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响来说,反响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响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、计算标准摩尔反响焓变的理论根底计算标准摩尔反响焓变的理论根底是Hess定律,即在恒容或恒压条件下,一个化学反响不管是一步完成或分几步完成,其反响热(即摩尔反响焓变)完全相同。

Hess定律的实质是指出了反响只取决于物质的初、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,从而可以应用化学反响的热效应,间接算得未知化学反响的热效应,解决那些难以测量或根本不能测量的反响热效应问题。

应用时要注意:将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响的状态完全相同,包括温度、压力及各物质的相态,并且这些化学反响都是在等温、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定律为理论根底,可以求得反响的摩尔焓变。

三、结语标准摩尔反响焓变的计算是无机化学热力学局部计算的根底,焓的绝对值不可测,只能测其相对值,其概念多、计算公式多,学生掌握起来有一定的难度。

通过以上的归纳和总结,使化学反响标准摩尔焓变的计算系统化,有助于大学生对焓变计算的理解和掌握,有助于提高无机化学课程教学的质量。

标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓课件

标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓课件

的应用。
通过实例演示如何利用标准摩尔 生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标
准摩尔反应焓。
培养学生运用热力学数据进行化 学计算的能力。
适用范围
01
本课件适用于化学、化工、材料 等相关专业的大学生及研究生。
02
对于从事化学研究、生产及教育 的科研人员、工程技术人员及教 师等也具有一定的参考价值。
CHAPTER 02
标准摩尔燃烧焓
在标准状态下，1mol物质完全 燃烧生成稳定氧化物时的反应 焓变。
计算标准摩尔反应焓
利用标准摩尔生成焓或标准摩 尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓 。
实验步骤
准备试剂和设备、测定反应物 和生成物的质量、测量温度变
化、计算反应焓变。
数据记录与处理
数据记录
记录实验过程中各物质的质量、温度变化等关键数据。
标准摩尔生成焓和标准 摩尔燃烧焓计算标准摩
尔反应焓课件
CONTENTS 目录
• 引言 • 标准摩尔生成焓 • 标准摩尔燃烧焓 • 标准摩尔反应焓 • 影响因素分析 • 实验验证及数据处理 • 结论与展望
CHAPTER 01
引言
目的和背景
阐述标准摩尔生成焓和标准摩尔 燃烧焓的概念及其在化学反应中
数据处理
利用公式计算标准摩尔反应焓变，进行数据分析和整理 。
结果分析与讨论
结果分析
对比实验值与理论值，分析误差来源及 可能原因。
VS
讨论
探讨影响实验结果的因素，提出改进实验 方法和数据处理方式的建议。
CHAPTER 07
结论与展望
主要结论总结
标准摩尔生成焓与标 准摩尔燃烧焓是计算 标准摩尔反应焓的基 础。
标准摩尔燃烧焓
定义与概念
标准摩尔生成焓计算

标准摩尔生成焓计算

标准摩尔生成焓计算摩尔生成焓是化学过程中一个重要的物理量，它描述了在标准状况下，1摩尔化合物生成的焓变化。

在化学工程、热力学等领域中，摩尔生成焓的计算具有重要的意义。

本文将介绍如何计算标准摩尔生成焓，以及一些常见化合物的标准摩尔生成焓数值。

首先，我们来看一下标准摩尔生成焓的定义。

标准状况是指在压力为1标准大气压，温度为298K（25摄氏度）下的状态。

摩尔生成焓是指在标准状况下，1摩尔化合物生成的焓变化，通常用ΔH°表示。

ΔH°的单位是千焦耳/摩尔（kJ/mol）。

计算标准摩尔生成焓的方法通常是利用热力学数据表中的数据。

对于一般的化学反应aA + bB → cC + dD，其标准摩尔生成焓的计算公式为：ΔH° = cΔH°(C) + dΔH°(D) (aΔH°(A) + bΔH°(B))。

其中，ΔH°(A)、ΔH°(B)、ΔH°(C)、ΔH°(D)分别表示反应物A、B和生成物C、D的标准摩尔生成焓。

在实际计算中，我们需要查阅热力学数据表，找到反应物和生成物的标准摩尔生成焓的数值，代入上述公式进行计算即可得到该化学反应的标准摩尔生成焓。

下面，我们来看一些常见化合物的标准摩尔生成焓数值。

以氧气（O2）、水（H2O）、二氧化碳（CO2）为例，它们的标准摩尔生成焓分别为0kJ/mol、-285.8kJ/mol、-393.5kJ/mol。

这些数值反映了这些化合物在标准状况下生成时释放或吸收的热量。

除了单一物质的标准摩尔生成焓，我们还可以计算化学反应的标准焓变。

对于一个化学反应，其标准焓变ΔH°可以通过反应物和生成物的标准摩尔生成焓之差来计算。

这个过程也是利用热力学数据表中的数据，根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓计算出反应的标准焓变。

总结一下，标准摩尔生成焓是描述化学反应在标准状况下的焓变化的物理量，计算方法是利用热力学数据表中的数据，根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算。

标准摩尔反应焓

标准摩尔反应焓

标准摩尔反应焓摩尔反应焓是指在一定条件下，反应物之间发生化学反应时，所释放或吸收的热量。

标准摩尔反应焓是指在标准状况下，1摩尔反应物在反应中所释放或吸收的热量。

标准状况是指温度为298K（25℃），压强为1atm，物质的浓度为1mol/L。

标准摩尔反应焓可以通过实验测定得到，也可以通过热力学数据计算获得。

在化学反应中，摩尔反应焓的计算是非常重要的。

它可以帮助我们了解反应的热力学特性，预测反应的热效应，指导工业生产中的化学反应过程等。

在实际应用中，我们经常需要计算和利用标准摩尔反应焓来解决问题。

计算标准摩尔反应焓的方法有多种，其中一种常用的方法是利用热力学数据进行计算。

热力学数据包括了各种物质在标准状态下的热力学性质，如标准生成焓、标准反应焓等。

通过这些数据，我们可以利用化学方程式和热力学定律来计算标准摩尔反应焓。

另外，实验测定也是确定标准摩尔反应焓的重要手段。

通过实验，我们可以测定反应前后系统的热量变化，从而得到反应的热效应。

通过实验测定得到的标准摩尔反应焓可以与理论计算结果进行对比，验证计算的准确性。

在工程实践中，我们经常需要利用标准摩尔反应焓来指导化工生产。

例如，在工业生产中，通过计算反应的标准摩尔反应焓，可以确定反应的热效应，从而确定反应的放热或吸热特性。

这对于控制反应过程、提高生产效率具有重要意义。

总之，标准摩尔反应焓在化学领域具有重要的意义。

它不仅可以帮助我们理解化学反应的热力学特性，还可以指导工程实践中的化学反应过程。

通过理论计算和实验测定，我们可以准确地获得标准摩尔反应焓的数值，为化学工程领域的发展和应用提供重要支持。

标准摩尔生成焓计算公式盖斯定律

标准摩尔生成焓计算公式盖斯定律

标准摩尔生成焓计算公式盖斯定律The standard molar enthalpy of formation can be calculated using Hess's Law, which states that the overall enthalpy change of a reaction is the same regardless of how it is carried out in several steps. This law allows us to calculate the enthalpy of a reaction by summing the enthalpy changes of individual reactions that lead to the desired reaction.The formula for calculating the standard molar enthalpy of formation (ΔHf°) of a compound is as follows:ΔHf° = ΣΔHrxn - ΣΔHprodwhere ΣΔHrxn represents the sum of the enthalpy changes of the reactants in their standard states, and ΣΔHprod represents the sum of the enthalpy changes of the products in their standard states. The standard state refers to the most stable form of a substance at a specified temperature and pressure, usually 25°C and 1 atm.To use this formula, you would need to know the enthalpy changes of the reactants and products involved in the reaction. These values can be found in reference tables or calculated through experiments. By summing the enthalpy changes of the reactants and subtracting the sum of the enthalpy changes of the products, you can obtain the standard molar enthalpy of formation for the compound of interest.Hess's Law allows us to calculate the enthalpy of formation even if direct measurements of the desired reaction are not available. By breaking down the reaction into a series of steps with known enthalpy changes, we can calculate the overall enthalpy change of the desired reaction using Hess's Law. This is a powerful tool in thermodynamics and allows us to predict and understand the energetics of chemical reactions.。

物理化学第二章3-1

物理化学第二章3-1

ν 所以， N 2 1, ν H 2 3, ν NH 3 2
1 3 但若写作： N 2 g H 2 g NH 3 g 2 2
1 3 则， ν N 2 , ν H 2 , ν NH 3 1 2 2
2. 反应进度 ：
例2.6.1 在100 °C的恒温槽中有一容积恒定为 50 dm3 的真 空容器,容器内底部有一小玻璃瓶,瓶中有液体水 50 g。 现将 小瓶打破，水蒸发至平衡态，求过程的Q，W，U及H。 已知：100 °C时水的饱和蒸气压为101.325 kPa，在此条 件下水H2O的摩尔蒸发焓为40.668 kJ · -1 。 mol 解：由容器容积及100 °C下 水的饱和蒸气压，可求出蒸 发的水的物质的量为： pV n RT 101.325 103 50 10 3 mol 8.3145 373.15 1.633 mol
1 3 而对于另一种写法的反应： N 2 g H 2 g NH 3 g 2 2
= n(N2)/ (N2)= -1mol/(-0.5) = 2 mol; 所以，当提到反应进度时，必须要指明它对应于哪一个化 学反应方程式。
3. 摩尔反应焓
定义:
反应焓: 在一定的温度压力下，化学反应产物的焓与反应 物的焓之差。符号： r H
W3＝ΔU3 ＝－5406 J ΔH3 ＝－9010 J Q3=0
T2＝174.7K
§2.6 相变焓
相的定义: 系统内性质完全相同的均匀部分称为相。 相与相之间在指定条件下有明显的界面，在界面上宏观性质 的改变是飞跃式的。 气体：不论有多少种气体混合，只有一个气相。 液体：按其互溶程度可以组成一相、两相或三相共存。 固体：一般有一种固体便有一个相。两种固体粉末无论混合 得多么均匀，仍是两个相（固体溶液除外，它是单相） 例如：某种固体盐与其饱和水溶液及水蒸气共存，系统共有 气、液、固三相。
物理化学上册天津大学第二章热力学第一定律第四部分讲解

物理化学上册天津大学第二章热力学第一定律第四部分讲解

将通过多孔塞向右侧膨胀。 实验后,气体位于多孔塞右侧。整个实验为一定量初态为( p1,V1 ,T1) 的气体，变成( p2,V2 ,T2) 的气体。 这种绝热条件下，气体始末态压力分别保持恒定条件下的膨 胀过程，称为节流膨胀过程。 16
2.节流膨胀的热力学特征及焦耳 –汤姆逊系数 ：
T1 T2
H n C p,m dT nC p,m （T2 - T1）
T1
T2
实际气体分子间有相互作用力，因而不服从理想气体状态 方程，不再有 U=f (T) 和 H= f(T) 的关系，而是: U=f (T，V) 和
H=f (T，p)。焦耳—汤姆逊实验对此给予了证明。
1. 焦耳 - 汤姆逊实验
1. 标准摩尔生成焓
定义：物质B在某温度的标准摩尔生成焓是，在一定温度T ， 由热力学稳定相态单质生成化合物B，而且B的化学计量数 νB=1的反应的标准摩尔反应焓，记为 f H m 。
几点说明：
1）所谓“一定温度”，一般指 25 °C。 2）所谓“稳定相态单质”：碳指 C(石墨)；硫指 S(正交) ；磷 ，过去指白磷，近年有些文献指红磷；溴指Br2(l)；汞指Hg(l) ；稀有气体指单原子气体；氢、氟、氧、氮等指双原子气体 3） 显然，稳定相态单质本身的标准摩尔生成焓为零。
反应物 H1 c Hm
产物 H2 c Hm
反 应 物 c H m 产 物 r H m c H m

反应物
ν H 反 应 物 ν H 反应物 c m 产 物 c m 产 物
产物
B νB c H m
四、绝热可逆过程: Qr=0 理想气体绝热可逆过程方程式：
B
B r H m νB c H m
摩尔反应焓定义

摩尔反应焓定义

摩尔反应焓定义
摩尔反应焓是一种物理化学概念，指物质从稳定态转变到另一稳定态所需要的能量。

它可以用来衡量一个化学反应的热力学效益。

摩尔反应焓定义：摩尔反应焓(ΔHrxn)是一种特殊的物理化学量，指当一定物质由反应前的稳定态转变到反应后的稳定态时所需要的
所有能量。

它表示物质从反应前的稳定态到反应后的稳定态之间所需要消耗掉的能量。

它可以通过反应前反应后的焓值(molar
enthalpies of reactants and products)之差计算出来：ΔHrxn = ∑ΔHfproducts - ∑ΔHfreactants
其中，ΔHf表示某一物质的标准摩尔焓(standard molar enthalpy of formation)，表示将这种物质从原子状态到标准状态（即标准状态下的1 mol）所消耗的能量。

二、摩尔反应焓的应用
1、摩尔反应焓可以用来检验某一化学反应的热力学效益，并估
算反应的热力学特性。

2、摩尔反应焓可以用来决定一定物质在何种状态下是最稳定的
状态，以及判断反应是否是可逆反应还是不可逆反应。

3、摩尔反应焓可以用来计算反应的逆温，即反应温度的大小。

4、摩尔反应焓可以用来估算反应中物质的形态转变，确定物质
是否可以以可逆的方式进行反应。

5、摩尔反应焓可以用来检测物质的形态变化，判断物质是否存
在化学可逆反应。

2.11 标准摩尔反应焓的计算


6C(s)+3H2 (g)
∆f Hm{C6H6 (g)}
∆
r
H
m
= ∆f Hm{C6H6 (g)} −
3∆f
Hm{C2H2 (g)}
∑ =
ν
B∆f
H
m
(B)
B
标准摩尔燃烧焓
在标准压力下，反应温度 T 时，物质 B 完全氧化成
相同温度的指定产物时的焓变称为标准摩尔燃烧焓。
用符号
∆
c
H
m
(物质、相态、温度)表示。
C(s)
+
2H 2
(g)
+
1 2
O2
(g)
=
CH 3 OH(l)
∆f
H
m
(CH3OH,l)
=∆
c
H
m
(C,s)
+
2∆c
H
m
(H
2
,g)
−∆c
H
m
(CH
3OH,l)
自键焓估算反应焓变
键的分解能：将化合物气态分子的某一个键拆散成 气态原子所需的能量，称为键的分解能即键能，可 以用光谱方法测定。 键焓：在双原子分子中，键焓与键能数值相等。在 含有若干个相同键的多原子分子中，键焓是若干个 相同键键能的平均值。
∆rCp=,m 0, T ↑ , ∆r Hm不变(反应热与温度无关)
基尔霍夫Kirchhoff’s Law
绝热反应-非恒温反应
根据状态函数的特点，分步进行热力学计算：
p,T1 dD + eE ∆r Hm=Q p =0→ fF + gG
p,T2 = ?
∆H (1)
∆H (2)

标准摩尔燃烧焓怎么算

标准摩尔燃烧焓怎么算标准摩尔燃烧焓是指在标准状态下，1摩尔某种物质完全燃烧生成的热量。

它是燃料在燃烧过程中释放热量的重要物理量，也是燃料燃烧热效率计算的关键参数。

那么，标准摩尔燃烧焓怎么算呢？下面我们来详细介绍一下。

首先，我们需要了解标准状态的定义。

标准状态是指气体在1大气压下，温度为298K（25摄氏度）时的状态。

在标准状态下，氧气和燃料完全燃烧时生成的热量就是标准摩尔燃烧焓。

其次，我们需要知道如何计算标准摩尔燃烧焓。

以烃类燃料为例，烃类燃料完全燃烧生成的热量，可以通过以下公式进行计算：ΔH = ΣnΔHf(生成物) ΣnΔHf(反应物)。

其中，ΔH表示燃料完全燃烧生成的热量变化，Σn表示生成物或反应物的摩尔数，ΔHf表示生成物或反应物的标准摩尔生成焓。

通过这个公式，我们可以计算出燃料在完全燃烧时释放的热量。

另外，对于燃料的燃烧过程，我们还需要考虑燃料的热值。

燃料的热值是指单位质量或单位体积燃料在完全燃烧时所释放的热量。

通常用kJ/g或MJ/m³来表示。

通过燃料的热值，我们可以计算出单位质量或单位体积燃料在完全燃烧时释放的热量，进而得到标准摩尔燃烧焓。

在实际应用中，我们可以通过实验测定燃料的热值，再结合上述公式，计算出标准摩尔燃烧焓。

这对于燃料的燃烧热效率分析和工程设计具有重要意义。

总之，标准摩尔燃烧焓是燃料在标准状态下完全燃烧生成的热量，它是燃料燃烧过程中的重要物理量。

我们可以通过公式ΔH = ΣnΔHf(生成物) ΣnΔHf(反应物)来计算标准摩尔燃烧焓，同时需要考虑燃料的热值。

通过对标准摩尔燃烧焓的计算和分析，可以更好地理解燃料燃烧过程中的能量转化，为工程实践提供重要参考。

希望本文能够帮助您更好地理解标准摩尔燃烧焓的计算方法，如果您有任何疑问或者补充，欢迎留言讨论。

冶金物理化学


v
B
C p ,m ( B)dT

——基希霍夫公式
习 题
已知CH3COOH(g), CH4(g), CO2 (g),的平均定压热容 C p,m分 别为52.3J· –1· –1, 37.7J· –1· –1，31.4J· –1· –1 。试由 mol K mol K mol K 附录中的各化合物的标准摩尔生成焓计算1000K时下列反应的 rHɵm。 CH3COOH(g)＝CH4(g)＋CO2 (g) 解： 1000K CH3COOH(g) rHɵm(1000K) 1000K CH4(g) H2
标准态：任意温度T，标准压力pɵ=100 kPa下的纯物质。
§ 2.8 标准摩尔生成焓的计算
标准摩尔反应焓— 在某温度下，各自处在标准态下的反应物
，反应生成同样温度下各自处于标准态下的产物，该过程的
摩尔反应焓即为标准摩尔反应焓。 用公式表示：
r H m νB H m (B)
B
在实际上，通过物质的标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓 来计算标准摩尔反应焓。
热力学第一定律即能量转化与守恒定律，利用它可解决过
程的能量衡算问题。 封闭体系热力学第一定律：
U Q W
在本章中，U、H、Q、W 等物理量被引入，其中U 和H 为状态函数， Q和W为途径函数，它们均具有能量单位。 为了计算过程的Q、U及H 等，本章重点介绍了三类基 础热数据： 摩尔定容（压）热容 摩尔相变焓
1. 标准摩尔生成焓
定义：物质B在某温度的标准摩尔生成焓是，在一定温度T ， 由热力学稳定相态单质生成化合物B，而且B的化学计量数 νB=1的反应的标准摩尔反应焓，记为 f H m 。
几点说明：
1）所谓“一定温度”，一般指 25 °C。 2）所谓“稳定相态单质”：碳指 C(石墨)；硫指 S(正交) ；磷 ，过去指白磷，近年有些文献指红磷；溴指Br2(l)；汞指Hg(l) ；稀有气体指单原子气体；氢、氟、氧、氮等指双原子气体 3） 显然，稳定相态单质本身的标准摩尔生成焓为零。

标准摩尔反应焓与标准摩尔燃烧焓的关系

标准摩尔反应焓与标准摩尔燃烧焓的关系一、概述标准摩尔反应焓和标准摩尔燃烧焓是热化学中常用的两个概念。

它们在研究化学反应和燃烧过程中起着至关重要的作用。

本文将分析和探讨标准摩尔反应焓与标准摩尔燃烧焓之间的关系，以帮助读者更好地理解这两个概念。

二、标准摩尔反应焓的概念1. 标准态和标准反应焓标准态指的是一定条件下物质的标准状态，通常是在1个大气压下、摄氏25摄氏度下的状态。

而标准反应焓则是在标准态条件下，反应物与生成物之间的焓变化。

标准反应焓通常用ΔH°表示，它是反应终了时的焓减去反应初时的焓。

标准反应焓可以通过热化学方程式来表示出来。

2. 标准摩尔反应焓的计算标准摩尔反应焓是指在标准态下，摩尔数量为1的反应物在化学反应中的焓变。

当我们知道了反应物和生成物的摩尔反应焓后，可以用化学方程式中的系数来计算标准摩尔反应焓。

三、标准摩尔燃烧焓的概念1. 标准摩尔燃烧焓的定义标准摩尔燃烧焓是指在标准态下，将摩尔数量为1的物质完全燃烧所释放出的焓变。

标准摩尔燃烧焓通常用ΔHb表示，它是燃烧终了时的焓减去燃烧初时的焓。

标准摩尔燃烧焓可以通过燃烧方程式来表示出来。

2. 标准摩尔燃烧焓的计算标准摩尔燃烧焓的计算通常需要知道燃料的反应热和生成物的反应热。

反应热是指物质在确定温度和压力下与氧气反应放出或吸收的能量。

燃料的反应热可以通过实验测定获得，而生成物的反应热可以通过计算的方法得到。

通过这些数据可以计算出燃料的标准摩尔燃烧焓。

四、标准摩尔反应焓与标准摩尔燃烧焓的关系1. 关系概述标准摩尔反应焓和标准摩尔燃烧焓都是在标准态下的热力学量，它们都描述了燃烧或反应过程中产生的焓变化。

两者在数值上有一定的关系，这种关系可以通过化学方程式来揭示。

2. 数值关系在化学反应中，燃料（A）与氧气（O2）反应生成二氧化碳（CO2）和水（H2O），其方程式可以表达为：CnHm + (n + m/4)O2 → nCO2 + m/2H2O在这个反应中，如果我们知道了燃料的标准摩尔燃烧焓和生成物的标准摩尔反应焓，就可以通过这个化学方程式来计算标准摩尔反应焓与标准摩尔燃烧焓之间的关系。

反应焓变的计算方法

反应焓变的计算方法反应焓变是化学反应过程中释放或吸收的能量变化。

它是描述反应热力学性质的重要参数。

在计算反应焓变时，我们可以使用以下几种方法：1. 标准反应焓变法标准反应焓变法是通过比较反应物和生成物的标准焓值来计算反应焓变。

标准焓是在标准状况下，1摩尔物质在压强为1大气压，温度为298K时的焓值。

标准反应焓变可以用下面的公式计算：ΔH° = Σ(n × ΔH°f, products) - Σ(m × ΔH°f, reactants)其中，ΔH°是反应焓变，n是生成物的系数，ΔH°f, products是生成物的标准生成焓，m是反应物的系数，ΔH°f, reactants是反应物的标准生成焓。

2. 键能法键能法是一种基于化学键能的计算方法。

它通过计算反应物和生成物中键的能量变化来计算反应焓变。

该方法的基本思想是：当键能变化时，反应焓变也会随之变化。

可以使用下面的公式计算键能法的反应焓变：ΔH° = Σ(bonds broken) - Σ(bonds formed)其中，Σ(bonds broken)是反应物中被断裂的键的能量总和，Σ(bonds formed)是生成物中形成的键的能量总和。

3. 热效应法热效应法是利用反应物和生成物的热容量差来计算反应焓变。

该方法基于热容量与焓的关系，可以用下面的公式计算热效应法的反应焓变：ΔH° = Σ(n × C°p, products) - Σ(m × C°p, reactants)其中，ΔH°是反应焓变，n是生成物的系数，C°p, products是生成物的摩尔热容，m是反应物的系数，C°p, reactants是反应物的摩尔热容。

4. 基于热力学数据的计算软件除了上述方法外，还可以利用基于热力学数据的计算软件来计算反应焓变。

第二章 热力学第一定律(一)


实边界
环境
固定边界
系统
虚边界
系 统
活 动 边
界
§2.1 基 本 概 念 及 术 语
无
物
质
、 能
系
量
统
交
换
环境
无物质交换 有能量交换
系 统
有
物
质
系
、 能
统
量
交
换
隔离系统
封闭系统
敞开系统
§2.1 基 本 概 念 及 术 语
状态： 系统一切性质的总和 状态函数： 系统的宏观性质，与系统的状态之间存在单值
对应关系 系统平衡状态的单值函数 状态函数性质： 改变量取决于系统的始、末态，与变化过程无关
状态确定，所有状态函数均确定; 有一个状态函数改变，状态即改变 状态改变，并不是所有状态函数均改变
在数学上：
① ∫ dX = 0
∫ ②
B
dX
A
=
Δ
B A
X
③ 若 X= f (x、y、z) 则
dX
=
∂X (
)dx
U= f (T、V)
dU
=
(∂U ∂T
)V
dT
+
(∂U ∂V
)T
dV
绝对值不可求
§2.2 热 力 学 第 一 定 律
1. 热力学第一定律
封闭系统： ΔE=Q+W
E(系统总能量)
整体运动的动能 外力场下的动能 热力学能
2. 封闭系统热力学第一定律的数学形式 (化学热力学)
ΔU=Q+W
宏观静止系统 无整体运动 无特殊外力场
∑ ⑥ 理想混合气体 Cp，m ＝
B yBC p,m (B)
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解：∑νB Cp, m(B) = －Cp, m(C,石墨 )－2Cp, m(H2,g ) + Cp, m(CH4,g ) 石墨,s 石墨 － = [－46.5 + 67.7×10−3(T / K) －15.06×10−6(T / K)2 ] J·K−1·mol−1 － × × ∆fHm (CH2 , g, T ) = ∆H0 + Cp, m(B) d T ∆ fHm (CH4,g, T ) / J·mol−1 = ∆H0 / J·mol−1－46.5(T / K)+ 33.9×10−3(T / K)2 + × 5.02×10−6 (T / K)3 × 将T = 298 K 及 ∆fHm (CH4 , g , 298K) = －75.25 J·K−1·mol−1 代入得 ∆H0 = －64 270 J·mol−1 故 ∆ fHm (CH4 , g , T) / J·mol−1 =－64 270－46.5(T / K) + 33.9×10−3(T / K)2 + 5.02×10−6 (T / － － × × 将 K)3 T= 500 K 代入 得 ∆ fHm (CH4 , g , 500 K ) / J·K−1·mol−1 = －79.67
∆ f H m [H 2O(l ), T ] = ∆ c H m [H 2 , T ]
θ
∆ c H m [H 2O(l ), T ] = 0
θ
$ $ (2)由 ∆ C H m 计算 ∆ r H m 由
p -νAA + 纯态
p -νBB 纯态
∆H1
p νYY + $ → ∆ r Hm 纯态 +xO2 +xO2 ∆H2
－1 286 kJ·mol−1 －0.758.314×10−3×298 K × = －1 288 kJ·mol−1
2.标准摩尔燃烧焓 2.标准摩尔燃烧焓 (1).定义 (1).定义
在温度T下化学计量数为 － 的 相态的物 在温度 下化学计量数为vB=－1的β相态的物 下化学计量数为 与氧气进行完全氧化 质B与氧气进行完全氧化反应生成规定的产物时的 与氧气进行完全氧化反应生成规定的产物时的 反应焓变，称为物质B在该温度下的标准摩尔燃烧 在该温度下的标准摩尔燃烧 反应焓变，称为物质 在该温度下的 焓 ∆C H m 。 注意物质的完全氧化产物及聚集状态。 注意物质的完全氧化产物及聚集状态。 完全氧化产物
p νZZ 纯态
相同数量各自处在标准压力 p 下的完全燃烧产物
∆ r H m = ∆H 1 − ∆H 2 = − ∑ ν B ∆ C H m (B )
B
p p p HCOOH + CH3OH HCOOCH3 + $→ ∆r Hm 纯态 纯态 纯态
∆H1
p H2O 纯态
+2O2
+2O2
∆H2
p 4NH3 纯态
+
p 5O2 纯态
∆H1
p 4NO $ → ∆ r Hm 纯态
+
p 6H2O 纯态
↖
↗∆H
2
相同种类相同数量各自 处在标准压力p 下的稳 定单质2N2,6H2,5O2
∆ r H m = ∆H 2 − ∆H 1 =
∑ν
B
B
∆ f H m (B )
已知： 例. 已知：
7 （1）C2H6(g) + O2(g) == 2CO2(g) + 3H2O(l) ， ） 2
T2
1
∑νBCp, m(B) =(－2.53 －18.09×10−3 )J·K−1·mol−1 － ×
则 ∆rH m =－19.23 － (393 K)
393k
kJ·mol−1 +
∫
298 k
－2.53 J·K−1·mol−1－18.09×10-3)J·K− 1·mol−1 × (
= －20.06 kJ·mol−1
相同数量各自处在标准压力p 的完全燃烧产物2CO2+3H2O
下
∆ r H m = ∆H 1 − ∆H 2 = − ∑ ν B ∆ C H m (B )
B
已知： ℃ 乙炔C 例. 已知：25℃时，乙炔 2H2(g)的标准摩尔生成 的标准摩尔生成 焓∆fHm (C2H2 , g) =－226.7 kJ·mol−1，标准摩尔燃烧 － . 及苯C 焓∆c Hm (C2H2 , g) =－1299.6 kJ·mol−1，及苯 6H6(l) － . 的标准摩尔燃烧焓∆ 的标准摩尔燃烧焓∆c Hm (C6H6 , l) =－3267.5kJ·mol−1 － . 。求25℃时苯的标准摩尔生成焓∆ fHm (C6H6 ,l)。 ℃时苯的标准摩尔生成焓∆ 。 解：∆ fHm (C6H6 , l)= 3∆ cHm (C2H2 , g) + 3∆cHm (C2H2 ∆ ∆ , g)－∆c Hm (C6H6 , l) － = [3 × (－226.7) + 3 × (－1299.6)－(－3267.5)] kJ·mol−1 － . － . －－ . = 48.8 kJ·mol−1 .
$ $ ∆ f H m 计算 ∆ r H m (2)由 由
p -νAA 纯态
+
p -νBB 纯态
∆H1
p νYY $ → ∆ r Hm 纯态
+
p νZZ 纯态
↖
↗∆H
2
相同种类相同数量各自 处在标准压力p 下的稳 定单质
∆ r H m = ∆H 2 − ∆H 1 =
∑ν
B
B
∆ f H m (B )
13 O 2 4
1 2
(2)式 得： 式
5 2
==
1 2
Cl2(g) + 2CO2(g) +
,4 + ∆rHm
H2O(g)
1 2
∆rHm (298 K) = ∆rHmHm
,3－
= －1 286 kJ·mol−1 (298 K) = ∆rHm (298 K) －[ ∑BνB(g) ]RT =
2 2
（4）C2H6(g) + Cl2(g) == C2H5Cl(g) + HCl(g) ， ） 求反应 C2H5Cl(g) 的∆rHm
13 + 4 O2
(298 K)，∆rUm (298 K)。 ， 。
1 == 2
Cl2(g) + 2CO2(g)
5 + H2O(g) 2
解： (1)式－(4)式 + (3)式 － 式 式 式 C2H5Cl(g) +
例.求下列反应在393 K 的反应的∆rHm 已知：
物质 C2H5Cl(g) H2O(g) C2H5OH(g) HCl(g) ∆f Hm (298 K) / kJ·mol−1
(393 K) ：
C2H5OH(g) + HCl(g) == C2H5Cl(g) + H2O(g)
Cp, m / J·K−1·mol−1 13.07 +188.5×10-3(T / K) 30.00 +10.71×10-3(T / K) 19.07 +212.7×10-3(T / K) 26.53 +4.62×10-3(T / K)
3.标准摩尔反应焓随温度的变化 3.标准摩尔反应焓随温度的变化 —基希霍夫公式(Kirchhoff’s Law) 基希霍夫公式( 基希霍夫公式 )
通过在不同温度间设计途径可推导得到
−ν A A − ν B B ν Y Y+ν Z Z →
T2 $ ∆ r H m ( T2 )
△ H1
T1 $ ∆ r H m ( T1 )
(
)
(
)
最稳定单质的标准摩尔生成焓， 最稳定单质的标准摩尔生成焓 ， 在任何温度T 时均为零。 在任何温度 时均为零。 例如： 例如：
θ ∆ f H m (C ,石墨 ,T ) = 0
θ ∆ f H m (B ,298 . 15 K ) 数 由教材和手册中可查得B的 由教材和手册中可查得 的 见本书附录九)。 据(见本书附录九 。 见本书附录九
－105.0 －241.84 －235.3 －92.31
解：∆r Hm
(298K) (H2O , g , 298K)
=－∆f Hm (C2H5OH , g , 298K)－∆f Hm (HCl , g , 298K) － － +∆f Hm (C2H5Cl , g , 298K) + ∆f Hm ∆ = －19.23 kJ·mol−1 ∆r Hm (393 K) = ∆r Hm (298K) + ∫T ∑ν BCp ,m (B)dT
1.标准摩尔生成焓 1.标准摩尔生成焓 (1).定义 (1).定义
的标准态下由稳定单质 稳定单质生成化学计量数 在温度T的标准态下由稳定单质生成化学计量数 νB=1的β相态的物质 的反应焓变，称为物质 (β) 在该 相态的物质 的反应焓变， 的 相态的物质B的反应焓变 称为物质B 温度下的标准摩尔生成焓
△ H2
−ν A A − ν B B ν Y Y + ν Z Z →
∆ r H m ( T 2 ) = ∆ r H m ( T1 ) +
其中
∆ rC
p ,m
∫
T2
T1
∆ r C p ,m dT
p ,m
=
∑ν
B
B
C
(B )
d ∆ r H m (T
)
d T = ∆ r C p ,m
已知： ℃ 乙炔C 例. 已知：25℃时，乙炔 2H2(g)的标准摩尔生成 的标准摩尔生成 焓∆fHm (C2H2 , g) =－226.7 kJ·mol−1，标准摩尔燃烧 － . 及苯C 焓∆c Hm (C2H2 , g) =－1299.6 kJ·mol−1，及苯 6H6(l) － . 的标准摩尔燃烧焓∆ 的标准摩尔燃烧焓∆c Hm (C6H6 , l) =－3267.5kJ·mol−1 － . 。求25℃时苯的标准摩尔生成焓∆ fHm (C6H6 ,l)。 ℃时苯的标准摩尔生成焓∆ 。 解：∆ fHm (C6H6 , l)= 3∆ cHm (C2H2 , g) + 3∆cHm (C2H2 ∆ ∆ , g)－∆c Hm (C6H6 , l) － = [3 × (－226.7) + 3 × (－1299.6)－(－3267.5)] kJ·mol−1 － . － . －－ . = 48.8 kJ·mol−1 .