14化学热力学基础
化学热力学基础
Qp = ΔU +Δ (pV) = (U2 - U1) +p(V2 -V1) = (U2 + p2V2) - (U1 + p1V1)
ΔH 称为焓变。ΔH > 0，表明体系从环境吸热； ΔH < 0, 表明体系向环境放热。
4பைடு நூலகம்
1、“焓”不是系统所含的热量。QP与ΔH只是数值上相等， QP不是状态函数,而ΔH是状态函数 。 特别提醒
恒压过程、恒容过程，绝热过程和循环过程。
2
途径
完成这一过程的具体步骤。
4、热与功
体系与环境之间因为温度差而进行的能量交换形式。 热（Q） 体系从环境吸热：Q > 0 ；体系向环境放热：Q < 0 特点：不是状态函数 体系与环境之间除热以外的其它能量交换形式。
功（W）
环境对体系做功：W > 0 ；体系对环境做功：W < 0
7
对于任意的化学反应：aA ＋ bB ＝ gG ＋ dD 标准摩尔反应焓变 rHm = H = g fHm(G)+ d fHm(D)- a fHm(A)- b fHm(B)
标准摩尔燃烧焓变 C H m
Θ
1mol纯物质在标准状态和指定温度下完全燃烧时的标准焓变。 完全燃烧是指C、H、N、S等分别被氧化为CO2(g)、H2O(l)、N2(g)、SO2(g) 。 规定：完全燃烧产物的 CHm= 0 。即： CHm(CO2,g) = CHm(H2O,l) = CHm(N2,g)= CHm(SO2,g) = CHm(O2,g) = 0 对于任意的化学反应：aA ＋ bB ＝ gG ＋ dD rHm = H = a CHm(A)+ b CHm(B)- g CHm(G)- d CHm(D)
化学热力学基础
W = pΔV
第2章 化学热力学基础
§2.1 热力学第一定律
例：圆筒内装有理想气体，其截面积为 A，圆桶 上有活塞，外压为 p，有一热源使气体膨胀，把活塞 推出ΔL，问系统对外作功多少？
解： -WFΔL
因为 p F ，所以 F = pA A
代入上式 -W = pAL= pV= p(V2-V1) W = -pV （求体积功的公式）
第2章 化学热力学基础
§2.1 热力学第一定律
难点：
1、盖斯定律的运用，标准摩尔生成热的含义以及 化学反应热效应的计算；
2、熵的含义、熵值大小的一般规律、标准摩尔熵 的含义及化学反应熵变的计算，熵判断化学反 应进行方向的判断原则及适用条件；
3、吉布斯自由能的含义、标准摩尔吉布斯自由能 的含义以及化学反应吉布斯自由能变的计算， 吉布斯自由能判断化学反应进行方向的判断原 则及适用条件。
§2.2 热化学
反应热的测量： 弹式量热计：
弹式量热计适用于气体以及有机化合物的燃烧 反应。测得的反应热是恒容反应热QV。
杯式量热计： 适用于测量恒压热效应Qp ，如液相反应的反应
热，溶解热，中和热等。
第2章 化学热力学基础
§2.2 热化学
3、反应进度概念
（1） 定义
n B n B 0 ν B ξ
第2章 化学热力学基础
§2.2 热化学
正、逆反应的 H值大小相等，符号相反
H2(g)
+
1 2
O2(g) → H2O(l)
ΔrHm285.m 8 k o 1 Jl
H2O(l)
→
H2(g)
+
1 2
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点—大众化学补充一、热力学基础（研究化学反映方向、程度（进行的可能性），反映涉及的能量） 对于化学反映：其中B ν为物质B 的化学计量数。
反映物的化学计量数为负，产物的化学计量数位正。
反映进度： 单位为mol.反映进度必需对应的化学计量方程式。
热和功1.2.1热---系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。
系统吸热：Q >0； 系统放热：Q <0。
功---系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量；系统对环境做功，W <0（失功）；环境对系统做功，W >0（得功）。
功的分类：体积功（膨胀功）、非体积功（如表面功、电功）。
1.2.2热力学第必然律： 焓： 1.3.1反映的标准摩尔焓变：r △,一个反映的焓变必需对应的化学计量方程式。
标准状态：气体：T ，p =100kPa ；液、固体：T ，1个大气压下，纯物质；溶液：溶质B ，b B =1mol·kg -1，,C B =1mol·L -1，1.3.2 f H △(B,相态,T )，单位是kJ·mol -1:在温度T 下,由参考状态单质生成物质B(νB =+1)的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔生成焓。
参考态单质的标准摩尔生成焓为零。
1.3.3 c △相态,T )，单位是kJ·mol -1：在温度T 下, 物质B (νB = -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔燃烧焓。
燃烧产物和O2的标准摩尔燃烧焓均为零。
1.3.4 Hess 盖斯定律:化学反映无论是一步完成仍是分几步完成，其反映焓变老是相同的对于化学反映：a A + b B → y Y + z Zr △T ) = ∑νBf H △:焓变=生成物的生成焓之和—反映物的生成焓之和；r △T ) =- ∑νB焓变=反映物的燃烧焓之和—生成物的燃烧焓之和； 自发转变：在没有外界(即没有非体积功)作用下，系统自身发生转变的进程。
化学热力概论20140208
A
(状态 函数) Ⅱ (过程量)
B
(状态 函数)
Ⅰ和Ⅱ的过程量一般不同：QⅠ≠ QⅡ， WⅠ≠ WⅡ Ⅰ和Ⅱ的状态函数变化相同：YⅠ＝ YⅡ
课堂练习
1. 均是强度性质的一组是：（
B）
A. P﹑U﹑T﹑
C. P﹑T﹑m﹑ A. m﹑V﹑H﹑U C. H﹑m﹑﹑C
B. P﹑T﹑﹑
液相
§1－1 热力学概论
二、热力学状态函数
（一）状态函数的概念
2.状态函数： 用来描述系统状态的物理量。 如：m、T、P、V、U、H、S、G (T、P、V可直接测量) 3.状态函数的分类：
容量性质（广延性质）：与n成正比，有加和性。 例如m，V，U，H； 强度性质：与n无关，无加和性。 例如T，p，Vm，
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
函数的方法，建立物质体系平衡的热力学函数及函数间
的定量关系，不涉及物质的微观结构。 化学热力学研究以下问题，如： N2 (g) + 3H2(g) = 2 NH3 (g) 1.反应的方向(△rGm ø ﹤0 ) 2.反应过程的能量转换——放热？吸热？（ △rHm﹤0，放 热; △rHm﹥0，吸热）
第一章 化学热力学基础
§1－1 热力学概论
一、热力学系统
1. 定义：系统——研究对象(也称体系)
环境——与系统有相互影响的外界
例如，研究结晶硫酸铜 的溶解过程时，可将结 晶硫酸铜和水溶液作为 系统，环境就是三角瓶 及瓶外的周围物质
敞开系统 封闭系统 孤立系统
开放系统 有物质和 能量交换
封闭系统 只有能量 交换
孤立系统 无物质和 能量交换
D. V﹑T﹑﹑H B. m﹑V﹑﹑C D. U﹑T﹑P﹑V
化学热力学的基本定律
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表示系统对外界做功。
根据热力学第一定律，系统吸收的热量等于系统内能的增加与对外界所做的功之和。
热力学第一定律的一个重要应用是热力学循环的分析。
在热力学循环中，系统经历一系列的热力学过程，最终回到初始状态。
根据热力学第一定律，整个热力学循环中系统的内能变化为零，即ΔU = 0。
这意味着系统在一个完整的热力学循环中，吸收的热量等于对外界所做的功，系统的总能量保持不变。
热力学第二定律是热力学中另一个重要的定律，也称为熵增定律。
热力学第二定律表明在一个孤立系统中，熵永远不会减少，只会增加或保持不变。
熵是描述系统无序程度的物理量，熵增定律可以解释为自然趋向于混乱的方向。
热力学第二定律还提出了热力学不可逆过程的概念，即在不可逆过程中系统的总熵必定增加。
熵增定律对于化学反应的方向和速率有着重要的影响。
在化学反应中，如果系统的总熵增加，那么这个反应是自发进行的；反之，如果系统的总熵减少，那么这个反应是不自发进行的。
通过熵增定律，我们可以预测化学反应的进行方向，以及了解反应的自发性和不可逆性。
除了热力学第一定律和热力学第二定律外，熵增定律也是化学热力学中的重要定律之一。
熵增定律指出在一个孤立系统中，熵的总变化永远大于等于零，即ΔS ≥ 0。
这意味着孤立系统中的熵永远不会减少，只会增加或保持不变。
熵增定律也可以解释为自然趋向于混乱的方向，系统总是倾向于朝着熵增加的方向发展。
化学热力学基础
Q 和W 都不是状态函数
体积功
体积功是体系在反抗外压发生体积变 化时而引起的体系与环境间能量的传递。 W体= p外ΔV
p内 P内 ΔV
P外 p外
第二节 热力学第一定律和热化学
热力学第一定律
能量只能从一种形式转化为另一种形式，从一个 物体传递给另一个物体，但在转化和传递过程中，能 量的总数量不变。 它的另一种表达形式就是：不供给能量而连续不 断的对外做功的第一类永动机是不可能造成的。
CaCO3 (方解石)
CaO(s)+ CO2(g)
△ rH m
CaO(s)+ CO2(g)
Ca(s)+ C (石墨)+ O2
标准生成焓
温度T下,由标准态的各元素的稳定单质生成 标准态下1mol某纯物质的热效应称为该物质的标 准摩尔生成焓(standard molar enthalpy of formation)简称标准生成焓。
example
例：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)
△rHm(298.15K)＝-483.6 kJ· -1 mol H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)
△rHm(298.15K)＝-241.8 kJ· -1 mol
标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓
CaCO3 (方解石) Qp =△rH=H2 - H1 =∑H(生成物) - ∑H(反应物)
练习题 求H2O(l)→H2O(g) ΔrHm
ΔfHm
1 查表： H2(g) + O2(g) = H2O(l) 2
H2O(l) = -285.8 kJ· -1 mol
1 H2(g) + O2(g) = H2O(g) 2
ΔfHm H2O(g) = -241.8 kJ· -1 mol ΔrHm = ΔfHm H2O(g)-ΔfHm H2O(l) ΔrHm = -241.8+285.8 = 44.0 kJ· -1 mol
化学热力学基础概念
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
4. Thermodynamics does not apply to systems that contain only a few molecules; a system must contain a great many molecules for it to be treated thermodynamically.
In thermodynamics, the total store of energy in a system is called its internal energy, U.
当体系的状态发生变化时，体系与环境之间必然伴随着能 量的交换， “热”和“功” 。
热：由于温度差引起的能量从环境到体系的流动或者热 交换过程中，体系发生化学变化或相变(变化过程中，温 度不变)。热用符号Q 表示， SI单位为J。
Energy is the capacity of a system to do work (and ultimately, to lift a weight). If a system can do a lot of work, we say that it possesses a lot of energy.
变；如果其性质发生改变，则称为“稳态”(steady state)。
“稳态”举例：两端温度不同的金属棒，一端40C，另 一端50C，给予足够条件，其温度不随时间而改变，但 是，在环境中移动时，其温度就会发生改变 。
三、状态和状态函数
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δQ Байду номын сангаасδQ = T0 T
定温-定压反应， 定温-定压反应，T=T0, p=p0，Tds=d(Ts)， W = pdV = d( pV) δ 由上式可得 由上式可得
δWu ≤ d(U + pV TS) = d(H TS)
定义：吉布斯自由能（函数） 为状态参数。 定义：吉布斯自由能（函数） G＝H－TS，为状态参数。则有 δWu ≤ dG 对于可逆的定温-定压反应，系统可作出最大的有用功。 对于可逆的定温-定压反应，系统可作出最大的有用功。即 可逆的定温
Qp = HP HR = Hm, CO2 (Hm, C + Hm, O2 )
燃烧在标准状态下进行， 燃烧在标准状态下进行，实验测得1mol碳燃烧时放出热量393520J。 按规定，标准状态下Hm,C＝0、Hm,O2＝0，故由上式可得CO2在标准 按规定， 状态下焓的数值， 状态下焓的数值，即标准生成焓的值为
由于理想气体的焓值仅与温度有关， 由于理想气体的焓值仅与温度有关，并利用热容与焓的关系有
T 0 0 Hm(T ) = Hm,f + Hm(298K T ) = Hm,f + ∫298KCp0,mdT →
可见，只要已知反应物及生成物的标准生成焓， 可见，只要已知反应物及生成物的标准生成焓，就可求得反应 物及生成物的焓或热力学能，从而可按能量方程式分析化学反应过 物及生成物的焓或热力学能， 程中的能量转换关系。 程中的能量转换关系。
dS0 =
代入孤立系统熵增原理的表达式， 代入孤立系统熵增原理的表达式，有 TdS δQ ≥0 δQ = dU + δWtot = dU + δW + δWu 按第一定律 可得化学反应过程有用功表达式： 可得化学反应过程有用功表达式： δWu ≤ (dU TdS) δW
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 11
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 10
14-4 热力学第二定律在化学反应中的应用 第二定律用于化学反应， 第二定律用于化学反应，即要判断反应的方向及确定达到化学 平衡的条件。对于燃烧过程，是确定温度、 平衡的条件。对于燃烧过程，是确定温度、压力和过量空气量对燃 烧完全程度的影响，以及计算燃烧不完全的程度。 烧完全程度的影响，以及计算燃烧不完全的程度。 对由系统及周围物质组成的孤立系统，有 对由系统及周围物质组成的孤立系统， dS+dS0≥0 对于大多数可以按定温-定压或定温-定容分析的化学反应， 对于大多数可以按定温-定压或定温-定容分析的化学反应，系 统的温度一定且与周围环境温度相同， 统的温度一定且与周围环境温度相同，因而有
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 9
14-3 理论燃烧温度 给定条件下的理论燃烧温度 定压或定容条件下， 给定条件下的 理论燃烧温度 —定压或定容条件下 ， 燃料在给 定的过量空气中绝热完全燃烧时，生成物所达到的温度。 定的过量空气中绝热完全燃烧时，生成物所达到的温度。 对定压绝热燃烧过程，按定压燃烧能量转换关系，有 定压绝热燃烧过程，按定压燃烧能量转换关系， 燃烧过程 HP ＝ HR 即绝热条件下进行定压燃烧时， 即绝热条件下进行定压燃烧时 ， 反应物的焓全部转变成生成物的 根据焓和温度的关系，可按照生成物的焓值， 焓 。 根据焓和温度的关系， 可按照生成物的焓值 ， 确定定压燃烧 系统的理论燃烧温度。 系统的理论燃烧温度。 定容绝热燃烧过程，按定容燃烧的能量转换关系， 燃烧过程 对定容绝热燃烧过程，按定容燃烧的能量转换关系，有 UP ＝UR 即在绝热条件下进行定容燃烧时， 即在绝热条件下进行定容燃烧时 ， 反应物的热力学能全部转变成 生成物的热力学能。根据热力学能和温度的关系， 生成物的热力学能 。 根据热力学能和温度的关系 ， 可按照生成物 的热力学能的数值，确定定容燃烧的理论燃烧温度。 的热力学能的数值，确定定容燃烧的理论燃烧温度。
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 7
实际燃烧反应均在定压或定容条件下进行。 实际燃烧反应均在定压或定容条件下进行。 定温-定压条件下， 定温-定压条件下，燃料完全燃烧所释放的热量称为该燃料的 定压燃烧热， 定压燃烧热，显然 Qp＝ HP－HR 定温-定容条件下，燃料完全燃烧所释放的热量称为该燃料的定容 定温-定容条件下，燃料完全燃烧所释放的热量称为该燃料的定容 燃烧热， 燃烧热，显然 QV＝UP－UR 发热量或 燃烧热的绝对值也称为燃料的发热量 热值。 燃烧热的绝对值也称为燃料的发热量或热值。 燃烧产物中有水蒸气时，热值可分为高热值 低热值。 高热值和 燃烧产物中有水蒸气时，热值可分为高热值和低热值。 燃烧生成物中水为气态时所得的热值。 低热值—燃烧生成物中水为气态时所得的热值。 燃烧生成物中水分凝结时所得热值。 高热值—燃烧生成物中水分凝结时所得热值。 一般热值测定装置测得的为高热值， 一般热值测定装置测得的为高热值，但动力设备中燃烧产物温 度较高，其中的水分以气态形式存在，所利用的为低热值。 度较高，其中的水分以气态形式存在，所利用的为低热值。
第十四章 化学热力学基础
14-1 化学反应的质量守恒分析 14-2 热力学第一定律在化学反应中的应用 14-3 理论燃烧温度 14-4 热力学第二定律在化学反应中的应用 14-5 化学平衡和平衡常数 14-6 化学平衡和温度、压力及组成的关系 化学平衡和温度、 14-7 离解和离解度 14-8 绝对熵和热力学第三定律
及
Q′′ = HCO2 (HO2 + HCO ) = Hm, CO2 (Hm, CO + 0.5Hm, C ) p
Q 显然有， 即无论是一步实施还是两步实施， 显然有， p = Q′ + Q′′，即无论是一步实施还是两步实施，碳燃烧生 p p 成二氧化碳的定压反应过程， 反应热相同。 成二氧化碳的定压反应过程，其反应热相同。
Qp = HCO2 (HO2 + HC ) = Hm, CO2 (Hm, O2 + Hm, C )
式中， 物质的焓(摩尔焓 式中，Hm为1mol物质的焓 摩尔焓 。分两步实施该过程时有 物质的焓 摩尔焓)。
Q′ = HCO (HO2 + HC ) = Hm, CO (Hm, C + 0.5Hm, O2 ) p
0 Hm,f,CO2 = 393520J/m ol
常用物质的标准状态焓可由热工手册查得。 常用物质的标准状态焓可由热工手册查得。
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 6
任意状态下的焓 ，可按下式求得： 可按下式求得：
0 Hm(T, p) = Hm,f + Hm(298K T,0.101325 →p) MPa →
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 2
过量空气量少时，出现不完全燃烧。 过量空气量少时，出现不完全燃烧。如过量空气量为10%，5% 不完全燃烧 的碳生成一氧化碳， 的碳生成一氧化碳，则甲烷燃烧化学反应方程式为
CH4 +1.1× 2O2 +1.1× 2× 3.76N2 = 0.95CO2 + 0.05CO + 2H2O + 0.225O2 + 8.27N2
ol ol 摩尔空气燃料比： 摩尔空气燃料比： Z = na = 2 m + 7.52 m = 9.52 0
质量空气燃料比： 质量空气燃料比：
'
nf 0
1m ol
ma 2m ×32 kg/m + 7.52m ×28 kg/m ol ol ol ol Z0 = = =17.2 m 1m ×16 kg/m ol ol f 0
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 8
如果反应物和生成物中气态物质都可作为理想气体处理， 如果反应物和生成物中气态物质都可作为理想气体处理，则对 于同一种燃烧反应， 于同一种燃烧反应，在相同温度下其定压燃烧热和定容燃烧热之间 存在一个简单的关系。 存在一个简单的关系。定压燃烧热的关系式可以表示为 Qp＝ HP－HR ＝(UP－UR)+p(VP－VR) 对于理想气体上式可以写成 Qp＝QV+ p(VP－VR) 按理想气体状态方程， 按理想气体状态方程，有 p(VP－VR) ＝(nP－nR)RT 则 Qp＝QV+ (nP－nR)RT 根据此式，可依 的实验数据求取另一个的数值。 根据此式，可依QV或Qp的实验数据求取另一个的数值。一般情况 可近似取定压燃烧热和定容燃烧热相等。 下，可近似取定压燃烧热和定容燃烧热相等。工程手册中可查得 标准状态下定压热值。 标准状态下定压热值。
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 1
14-1 化学反应的质量守恒分析 化学反应方程式 反应物质的质量守恒关系式。 化学反应方程式—反应物质的质量守恒关系式。如甲烷在氧中 燃烧， 燃烧，其化学反应方程式为
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
工程上，燃烧总是在空气中进行，空气： 工程上，燃烧总是在空气中进行，空气： yO2 = 21%， yN2 = 79%。 甲烷在空气中完全燃烧，有 甲烷在空气中完全燃烧，
CH4 + 2O2 + 2 × 3.76N2 = CO2 + 2H2O + 7.52N2
过量空气量：空气量大于其理论值的百分率。 过量空气量：空气量大于其理论值的百分率。 当过量空气量为50%时，甲烷燃烧的化学反应方程式为
CH4 + 1.5 × 2O2 + 1.5 × 2 × 3.76N2 = CO2 + 2H2O + O2 + 11.28N2
2010年9月24日 第十四章 化学热力学基础 5
分析化学反应的能量转换时，需确定反应前后系统热力学能变 析化学反应的能量转换时， 化或焓变，因此需确定不同物质的焓及热力学能数值间的关系。 化或焓变，因此需确定不同物质的焓及热力学能数值间的关系。 规定：标准状态( ℃ 规定：标准状态(25℃、0.101325 MPa)下各种稳定元素的焓的 下各种稳定元素的焓的 数值为零。 数值为零。 标准生成焓—通过典型化学反应确定的各种物质在标准状态下 标准生成焓 通过典型化学反应确定的各种物质在标准状态下 0 的焓的数值。 表示。 的焓的数值。每1mol物质标准生成焓用符号 Hm, f 表示。 物质标准生成焓用符号 例如，根据碳定压燃烧过程 例如，根据碳定压燃烧过程C+O2＝CO2，按其能量转换关系有