第3讲《化学热力学基础》
2024《化学热力学基础》PPT课件
《化学热力学基础》PPT课件目录CONTENCT •引言•热力学基本概念与定律•热化学与化学反应的热效应•熵与熵增原理•自由能与化学平衡•相平衡与相图•结论与展望01引言化学热力学的定义与重要性定义化学热力学是研究化学变化过程中热量和功的相互转化以及有关热力学函数的科学。
重要性化学热力学是化学、化工、材料、能源等领域的重要基础，对于理解化学反应的本质、优化化学反应条件、开发新能源等具有重要意义。
化学热力学的发展历史早期发展19世纪初，随着工业革命的发展，热力学理论开始形成，并逐步应用于化学领域。
经典热力学建立19世纪中叶，经典热力学理论建立，包括热力学第一定律、热力学第二定律等基本定律被提出。
现代热力学发展20世纪以来，随着量子力学、统计力学等理论的发展，化学热力学在微观层面上的研究取得了重要进展。
课程目标与学习内容课程目标掌握化学热力学的基本概念、基本原理和基本方法，能够运用热力学知识分析和解决实际问题。
学习内容包括热力学基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律、化学平衡、相平衡、化学反应热力学等。
通过学习，学生将了解热力学在化学领域的应用，培养分析和解决化学问题的能力。
02热力学基本概念与定律80%80%100%系统与环境系统是指我们研究对象的那一部分物质或空间，具有明确的边界。
环境是指与系统发生相互作用的其他部分，是系统存在和发展的外部条件。
系统与环境之间通过物质和能量的交换而相互影响。
系统的定义环境的定义系统与环境的相互作用状态是系统中所有宏观物理性质的集合，用于描述系统的状况。
状态的概念状态函数的定义常见状态函数状态函数是描述系统状态的物理量，其值只取决于系统的始态和终态，与路径无关。
温度、压力、体积、内能等。
030201状态与状态函数热力学第一定律热力学第一定律的表述热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。
热力学第一定律的数学表达式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表示外界对系统所做的功。
化学热力学的基本概念
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。
2024版大学化学热力学基础课件
大学化学热力学基础课件contents •热力学基本概念与定律•热力学基本量与计算•热力学过程与循环•热力学在化学中的应用•热力学在物理化学中的应用•热力学在材料科学中的应用目录01热力学基本概念与定律孤立系统与外界既没有物质交换也没有能量交换的系统。
开放系统与外界既有能量交换又有物质交换的系统。
封闭系统与外界有能量交换但没有物质交换的系统。
热力学系统及其分类状态函数与过程函数状态函数描述系统状态的物理量，如内能、焓、熵等。
状态函数的变化只与系统的初、终态有关，与过程无关。
过程函数描述系统变化过程的物理量，如热量、功等。
过程函数的变化与具体的路径有关。
能量守恒定律能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式，或者从一个物体转移到另一个物体。
热力学第一定律表达式ΔU = Q + W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统与外界交换的热量，W表示外界对系统所做的功。
热力学第二定律的表述不可能从单一热源吸热并全部转化为有用功而不引起其他变化。
熵增原理在孤立系统中，一切不可逆过程必然朝着熵增加的方向进行。
熵是描述系统无序度的物理量，熵增加意味着系统无序度增加。
02热力学基本量与计算温度是表示物体冷热程度的物理量，是热力学中最重要的基本量之一。
温度的概念温标的定义温度的测量温标是用来衡量温度高低的标准，常见的有摄氏温标、华氏温标和开氏温标等。
温度的测量通常使用温度计，其原理是利用物质的热胀冷缩性质或其他物理效应来测量温度。
030201温度与温标压力的概念压力是单位面积上受到的垂直作用力，是描述气体状态的重要物理量。
体积的概念体积是物体所占空间的大小，对于气体而言，体积通常是指气体所充满的容器的容积。
压力与体积的关系在温度不变的情况下，气体的压力与体积成反比关系，即波义耳定律。
压力与体积030201热量的概念热量是物体之间由于温差而传递的能量，是热力学中重要的基本概念之一。
功的概念功是力在力的方向上移动的距离的乘积，是描述系统能量转化或传递的物理量。
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℃。
化学热力学基础素材PPT课件
1. 定容热
∵ △V = 0
∴ △U = QV
在此条件下，体系吸收的热量，只用于改变内能。
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2. 等压热与焓变
external
2.2.2 内能与热力学第一定律
内能U ：
又称热力学能，它是体系内部物质各种微观形式能量的总 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），用符号 U 表示。 内能是体系的状态函数。且具有加和性。 体系内能的绝对值至今尚无法知道。
热力学中将内能作为一个整体来讨论，研究的是内能的变
3 过程与途径
过程： 体系状态发生变化的经过称为过程。 途径： 完成过程的具体步骤称为途径。
1 ×105 Pa 2L
0.5 ×105 Pa 4L
途径Ⅰ
途径Ⅱ
4 ×105 Pa 0.5 第L13页/共89页
2 ×105 Pa 1L
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按过程发生时的条件，热力学中基本过程有：
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孤立体系：
体系与环境之间，既无物质交换，又无能量交换。 孤立体系也称为隔离体系。(体系+环境)
绝热装置盛水 体系：水+水蒸气+绝热装置
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孤立体系
敞开体系
封闭体系
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热力学：
研究物理的和化学的变化过程中能量变化规律的科学。
化学热力学：
chapter3化学热力学基础讲解
例： 在大气中的反应均为等压反应。 根据热力学第一定律：ΔU = Q + W 在等温等压，W = -pΔV
ΔU = Qp- pΔV 移项展开得： Qp=(U2+P2V2)-(U1+P1V1) 令 H=U+PV 引入一个新的状态函数H，称为焓 则 ΔH =H2-H1= Qp ΔH称为焓变 结论：在等温等压，不作非体积功的过程中，反应 吸收的热全部用来增加系统的焓。
= 1364 kJ
2018/10/24
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小结
热力学第一定律： ΔU =Q+W
在等温等容，不作非体积功的封闭系统中：ΔU=Qv 在等温等压，不作非体积功的封闭系统中：ΔH=Qp ΔH 与ΔU的关系： ΔH =ΔU + p外ΔV ΔH 与ΔU的近似换算式：（有气体参与的反应） ΔH =ΔU + n RT
系统对环境做功，功取负值（W<0，系统能量降低）
2018/10/24
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热力学能
热力学能 即内能，它是系统内部各种形式能量的总和，用
符号U表示，单位J或kJ ，包括系统中分子的平动能、转动
能、振动能、电子运动和原子核内的能量以及系统内部分子 与分子间的相互作用的位能等。 在实际化学过程中，U的绝对值不可能得到!!!!!
例如： 反应 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 反应过程中有1mol N2和3molH2完全反应生成2molNH3。 反应进度变化以N2的物质的量改变量来计算: (0 1) ＝ 1mol
1
以H2的物质的量改变量来计算:
(0 3) ＝ 1mol 3
以NH3的物质的量改变量来计算:
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化学热力学初步(无机化学)-课件PPT
重点:
☺ 基本概念；
☺ 化学反应焓变、熵变、自由能变的计算；
☺ 反应方向判据及其应用
☺ 平衡常数及平衡移动
2
3.1 热力学概论
一、什么是热力学？
热力学： 研究某过程中不同形式的能量之间相互转 化时遵循的规律。 热力学的理论基础：热力学第一、二定律。 是人类长期科学实践的经验总结，是不能以任何其他定 理、定律为基础进行推导或论证的。
若反应中无气体参加： W = –p V=0 故 △U＝ △H
若反应是有气体参加,可认为理想气体 P△V ＝
△ngRT
那么 △U ＝ △H - △nRT
ng 为所有产物和所有反应物气体的物质的量之差。
注意 适用条件： 封闭体系，等温等压条件，只做体积功的化学反应。
例1 1atm，298.15K下水的摩尔蒸发热为43.98
可逆(理想)过程：无限接近平衡态的过程。该过程由始态到终
态，再由终态到始态构成的循环，不留下任何痕迹。
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始态
298 K，101.3 kPa
途 径
恒 压 过
(I)
程
途径(II)
298K，506.5 kPa
恒温过程
实 际 过
程
恒
压 过
(II)
程
375 K，101.3 kPa
恒温过程 (I)
375 K，506.5 kPa
量热计每升高1℃所需的热量。
1）恒容过程-恒容反应热 Qv
封闭体系中,在恒容过程中完成的化学反应所产生的 热效应。 由于恒容过程 体积功： W = - P·△V= 0,
据△U＝ Qv + W 得 △U＝Qv
意义: 当化学反应在等温等容下发生，体系与环境无功 （膨胀功和有用功）交换，恒容反应热等于反应前后体 系的热力学能（内能）的变化量。
化学热力学基础PPT课件
相平衡条件
在三组分系统中，除了温度、压 力恒定外，还需要满足各相中三 组分的摩尔分数相等。
三组分系统
含有三个组分的系统。
相图复杂性
由于三组分系统的自由度增加， 相图的复杂性也显著增加，需要 借助计算机模拟等手段进行分析 。
应用领域
三组分系统相图在石油化工、冶 金、陶瓷等领域有广泛应用，用 于指导多组分体系的分离、提纯 和合成等过程。
热力学第一定律
能量守恒定律
能量不能凭空产生或消失，只能从一种形式转化为另一种 形式。
热力学第一定律的表述
热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能 或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保 持不变。
热力学第一定律的数学表达式
ΔU = Q + W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统 与外界交换的热量，W表示外界对系统所做的功。
工业生产应用
氯碱工业、电解冶炼、有机电化学合成、电化学分析等。
06
界面现象与胶体性质探讨
表面张力和表面能概念引入和计算方法
表面张力定义
作用于液体表面，使液体表面积 缩小的力。
表面能定义
恒温恒压下，增加单位表面积时， 体系自由能的增加值。
计算方法
通过测量液体表面张力或表面能相 关的物理量，如接触角、表面张力 系数等，利用相关公式进行计算。
01
胶体性质
丁达尔效应、电泳现象、布朗运 动等。
02
03
稳定性影响因素
分析方法
电解质种类和浓度、pH值、温 度等。
通过实验研究不同因素对胶体稳 定性的影响，利用相关理论进行 解释和预测。
界面现象在日常生活和工业生产中应用举例
日常生活应用
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高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第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H2O，则H2O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N2和O2混合气体中的O2作为体系，则N2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 dm3，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。
p =2×105 Pa V = 1 dm 3恒温过程这种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 )= (U 2 －U 1) + (p 2V 2 － p 1V 1)= (U 2 + p 2V 2) － (U 1 + p 1V 1)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) + O2 (g) = CO2 (g) △r H m= －393.5 kJ·mol－1②C (金刚石) + O2 (g) = CO2 (g) △r H m= －395.4 kJ·mol－1③H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O(g) △r H m= －241.8 kJ·mol－1④H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O(l) △r H m= －285.8 kJ·mol－1⑤2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O(l) △r H m= －571.6 kJ·mol－1⑥H2O(g) = H2 (g) + 1/2 O2 (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 + 1/2O2 = 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) + O2 (g) = CO2 (g) （1）△r H)1(m= －393.5 kJ·mol－1CO (g) + 1/2 O2 (g) = CO2 (g) （2）△r H)2(m= －238.0 kJ·mol－1（1）式－（2）式，得C (石墨) + 1/2 O2 (g) = CO2 (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。