反应热的计算
解析： (1)根据燃烧热的概念可知：H2、C3H8的燃烧热 分别为285.8 kJ/mol、2220 kJ/mol. (2)释放总热量的计算式为： Q放＝1 mol×285.8 kJ/mol＋2 mol×2220 kJ/mol＝ 4725.8 kJ. 答案： (1)285.8 kJ/mol kJ 2220 kJ/mol (2)4725.8
B．反应O3＋O === 2O2的ΔH＝E2－E3
C．O3＋O === 2O2是吸热反应
Dபைடு நூலகம்ΔH＝ΔH1＋ΔH2
解析：O3＋O的总能量高于2O2的能量，反应O3＋O === 2O2为放热反应，ΔH＜0，ΔH＝E3－E2，故A、 B、C错误；根据盖斯定律可得ΔH＝ΔH1＋ΔH2，D正 确．
答案： D
(g) === 3CO2(g)＋3H2O(l)
ΔH＝－1 400 kJ· mol－1
解析：A 项，没有指明 H2SO4、Ba(OH)2 的浓度和体积，
2 所以无法确定反应热的大小，况且反应 SO4 ＋Ba2 = = =
－ ＋
BaSO4↓也放热；B 项中氢元素并未转化为稳定的氧化 物；C 项中的水应为液态．
答案：D
2．(2010· 西安质量检测)氯原子对O3的分解有催化作用： O3＋Cl === ClO＋O2 ΔH1；ClO＋O === Cl＋O2
ΔH2；大气臭氧层的分解反应是O3＋O === 2O2
的是 (
ΔH，
该反应的能量变化示意图如图所示，下列叙述中正确 )
A．反应O3＋O === 2O2的ΔH＝E1－E3
一、燃烧热 1．定义：在25℃、101 kPa时， 1 mol 纯物质完全燃烧
生成 稳定的氧化物 时所放出的热量．
2．单位： kJ/mol .
3．意义：CH4的燃烧热为890.31 kJ/mol，表示 在25℃、 101 kPa条件下，1 mol CH4完全燃烧生成CO2和液 态水时，放出890.31 kJ的热量 ． 用热化学方程式表示为：CH4(g)＋2O2(g) === CO2 (g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.31 kJ/mol .
C3H8(g)＋5O2(g) === 3CO2(g)＋4H2O(l) ΔH＝－2220 kJ/mol 根据上面两个热化学方程式，试回答下列问题： (1)H2的燃烧热为________，C3H8的燃烧热为_______．
(2)1 mol H2和2 mol C3H8组成的混合气体完全燃烧释放
的热量为________．
式是CH3OH(g)＋1/2O2(g) === CO2(g)＋2H2(g)
ΔH＝－192.9 kJ· mol－1，则CH3OH的燃烧热为 192.9 kJ· mol－1
C．H2(g)的燃烧热是285.8 kJ· mol－1，则2H2O(g) === 2H2(g) ＋O2(g) ΔH＝＋571.6 kJ· mol－1 D．葡萄糖的燃烧热是2 800 kJ· mol－1，则1/2C6H12O6(s)＋3O2
C．ΔH3＝ΔH1－2ΔH2
D．ΔH3＝ΔH1－ΔH2
解析：本题考查盖斯定律，意在考查考生对盖斯定律 的运用能力及对反应热的计算能力．设提供的三个热 化学方程式分别为①、②、③，根据盖斯定律，由① ＋②×2可以得到③，故ΔH1＋2ΔH2＝ΔH3，A项正 确． 答案：A
4．2H2(g)＋O2(g) === 2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ/mol
第二节 燃烧热 能源 反应热的计算
全局性掌控
全局性掌控 本节重要知识点有燃烧热的概念，盖斯定律，反 应热的计算，能源的利用．主要考查燃烧热的概念及 有关热化学方程式的判断，应用盖斯定律进行有关反 应热的计算，比较反应热的大小．化学反应与能量是
高考的新增热点，预测2012年高考还会继续考查燃烧
热、反应热的计算、盖斯定律在反应热计算的应用.
选项式诊断 诊断 × √ × 判断正误，在诊断一栏内打“√”或“×” 1.发展氢能和太阳能违背发展低碳经济(2010· 天津高考 T1－A) 2.对于同一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完 成，其反应的焓变相同(2010· 福建高考T8－B)
×
3.实现化石燃料清洁利用，就无需开发新能源(2010· 江 苏高考T1－C) 4.甲烷完全燃烧放出的热量为890.3 kJ· mol－1，则甲烷燃 烧的热化学方程式可表示为：CH4(g)＋2O2(g) === CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－890.3 kJ· mol－1(2010· 浙 江高考T12－A)
三、盖斯定律 1．内容：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其 反应热是相同的，即化学反应的反应热只与反应体系 的 始态和终态 有关，而与反应的途径无关． 2．应用：间接计算某些反应的反应热．
3．举例：如
ΔH＝ ΔH1＋ . ΔH2
1．下列关于热化学反应的描述中正确的是
(
)
A．已知H＋(aq)＋OH－(aq) === H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ· mol－1，则H2SO4和Ba(OH)2反应的反应热ΔH＝ 2×(－57.3) kJ· mol－1 B．燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的热化学方程
3．(2010· 广东高考)在298 K、100 kPa时，已知： 2H2O(g) === O2(g)＋2H2(g) ΔH1
Cl2(g)＋H2(g) === 2HCl(g) ΔH2
2Cl2(g)＋2H2O(g) === 4HCl(g)＋O2(g) ΔH3 则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是 A．ΔH3＝ΔH1＋2ΔH2 B．ΔH3＝ΔH1＋ΔH2 ( )
如何理解燃烧热定义中的稳定的氧化物？ 提示： C―→CO2(g) H ―→ H2O(l) SO2(g) S ―→
二、能源
1．化石燃料 (1)种类： 煤 、石油 、天然气． (2)特点：蕴藏量有限，属于 不可再生 能源． (3)解决化石燃料枯竭的办法：开源节流，即开发新的能 源和节约现有的能源．
2．新能源 (1)种类：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生 物质能等． (2)特点：资源丰富，可以 再生 ，没有污染或污染很小．
1.9反应热计算
ΔrH m= Σ(nΔf H°m )产物–Σ(nΔf H°m )反应物ΔrH m,2= Δr H m,1+ ∫ΔC p dT制作：陈纪岳第九节反应热的计算返回第九节反应热的求算获得反应热方法（1）实验测定（2）赫斯定律计算（3）生成焓、燃烧焓、键焓等热力学数据返回化合物的焓绝对值未知，但若人为规定一个零点，其相对值就可以确定。
规定：标准压力下（101.325 kPa ），稳定单质的焓为零。
标准压力下，由稳定单质生成1 mol 化合物时的热效应，为该化合物的标准生成焓：Δf H °m稳定单质如C （石墨），C （金刚石）Br 2（l ），Br 2（g ）查表：可得298K 时，各种化合物的Δf H °m 生成反应：如)s (O Fe )g (O 23)s (Fe 2322=+计算公式：返回任意反应aA + bB Δr H m = ?gG + hH Δf H °m , A Δf H °m , BΔf H °m , G Δr H 0= 0稳定单质稳定单质Δr H m = Σ(n Δf H °m )产物–Σ(n Δf H °m )反应物Δr H m = Σνi Δf H °mΔf H °m , H返回一．由化合物的标准生成焓求算Δr H m = Σ(n Δf H °m )产物–Σ(n Δf H °m )反应物Δr H m = Σνi Δf H °m例求Fe 2O 3(s) + 3SO 2(g) ⎯→Fe 2(SO 4)3 (s) 的Δr H °m,298= ?–822.2–395.18–2733.91 （kJ ⋅mol –1）查表Δf H °mΔr H °m = Σνi Δf H °m= –(–822.2 –3×395.18 ) +(–2733.91)= –726.19 kJ ⋅mol –1返回规定：标准压力下，有机物燃烧后最终产物的焓为零。
反应热计算的类型及练习
反应热计算的类型及练习一、反应热的几种计算方法:1．根据反应物和生成物的能量总和计算：ΔH＝生成物的能量总和－反应物的能量总和。
2.根据反应物和生成物的活化能计算：ΔH＝反应物的活化能－生成物的活化能。
3．根据反应物和生成物的键能和计算：ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和。
4．根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×ΔH。
5．根据比热公式进行计算：Q＝cmΔT。
6．根据盖斯定律计算：①化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
②化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应的途径无关。
【盖斯定律计算反应热的技巧】(1)虚拟路径法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：①由A直接变成D，反应热为ΔH；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，如图所示：，则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)加和法：①确定待求反应的热化学方程式。
②找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)。
③利用同侧相加、异侧相减进行处理。
④根据待求方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物。
⑤实施叠加并确定反应热的变化。
【推论】①任何化学反应的反应热和其逆反应的反应热大小相等，符号相反。
②任何化学反应，当各物质系数发生变化时，反应热的数值也随之发生变化。
反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
③方程式相加减时，左边和左边相加减，右边和右边相加减，反应热也要跟着进行加减。
二、配套练习1. 在化学反应中，只有极少数能量比平均能量高得多的反应物分子发生碰撞时才可能发生化学反应，这些分子称为活化分子，使普通分子变成活化分子所需提供的最低限度的能量叫活化能，其单位通常用kJ/mol表示。
请认真观察下图，然后回答问题：(1)图中所示反应是________(填“吸热”或“放热”)反应，该反应的ΔH＝________(用含E1、E2的代数式表示)。
化学反应热的计算例题及解析
化学反应热的计算例题及解析化学反应热的计算例题及解析一、概念回顾化学反应热是指在化学反应中释放或吸收的热量。
通常用ΔH表示，其中Δ表示变化。
当一个化学反应发生时，原料物质被转变成了产物，这一过程中涉及到了键的断裂和形成，从而释放或吸收了热量。
化学反应热的计算对于理解化学反应的热力学特性非常重要。
二、计算方法1. 利用平均原子键能计算化学反应热前提条件：将反应物中的原子键全都断裂，并形成等数量的产物的原子键。
计算式：ΔH = ΣE(断裂键) - ΣE(形成键)其中，ΣE(断裂键)是断裂反应物中所有原子键需要的能量总和，ΣE(形成键)是形成产物中所有原子键释放的能量总和。
2. 利用生成物的标准生成焓和反应物的标准生成焓计算化学反应热计算式：ΔH = ΣnΔHf(生成物) - ΣmΔHf(反应物)其中，ΣnΔHf(生成物)是生成物中每种物质的标准生成焓乘以其摩尔数的总和，ΣmΔHf(反应物)是反应物中每种物质的标准生成焓乘以其摩尔数的总和。
三、实例分析对于以下反应：2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l)假设已知：nΔHf(H2O(l)) = -285.8 kJ/molmΔHf(H2(g)) = 0 kJ/molΣmΔHf(O2(g)) = 0 kJ/mol则根据第二种计算方法，可得：ΔH = 2nΔHf(H2O(l)) - (2mΔHf(H2(g)) + ΣmΔHf(O2(g)))= 2(-285.8 kJ/mol) - (2*0 kJ/mol + 0 kJ/mol)= -571.6 kJ四、个人观点和总结化学反应热的计算是化学热力学的基础，通过计算可以深入理解化学反应中的热量变化规律。
在实际应用中，需要根据具体情况选择合适的计算方法，并且在计算过程中需要注意单位的统一和平衡化学方程式。
通过实例分析我们可以看到，化学反应热的计算需要综合运用热力学和化学知识，对于深入理解化学反应过程具有重要意义。
利用盖斯定律计算反应热的方法
利用盖斯定律计算反应热的方法盖斯定律（Gibbs' Law）是热力学中非常重要的定律之一，它可以用来计算化学反应的热力学热变化。
该定律可以表示为以下方程式：ΔG=ΔH-TΔS其中，ΔG表示反应的自由能变化，ΔH表示反应的焓变化，ΔS表示反应的熵变化，T表示温度。
1.确定反应物和生成物：首先确定化学反应中的反应物和生成物。
这些物质在反应方程式中是明确的。
例如，对于A+B→C+D的反应，A和B 是反应物，C和D是生成物。
2.确定反应的热化学方程式：根据反应物和生成物，建立反应的热化学方程式。
这些方程式描述了反应物与生成物之间的化学反应关系，同时还包括反应的系数和状态标识。
3.确定反应的焓变化：利用已知的标准生成焓（ΔH°）值，计算反应的焓变化。
标准生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质形成的过程中放出或吸收的热量。
通过查阅化学手册或热化学数据库确定反应物和生成物的标准生成焓，然后根据反应方程中的系数计算反应的焓变化。
4.确定反应的熵变化：确定反应的熵变化也需要一些信息。
从反应物到生成物的熵变可以通过已知的标准摩尔熵（ΔS°）值计算得出。
标准摩尔熵是指在标准状态下，1摩尔物质的熵变。
5. 确定温度：在应用盖斯定律计算反应热时，还需要确定反应发生的温度。
温度的单位通常是Kelvin（K）。
6.应用盖斯定律计算反应热：根据以上确定的ΔH，ΔS和温度值，应用盖斯定律进行计算。
7.解释结果：根据计算所得的反应热ΔG值，可以判断反应是自发进行的还是不自发进行的。
当ΔG<0时，反应是自发进行的，反应具有较大的发生倾向性。
当ΔG>0时，反应是不自发进行的，需要提供能量才能发生。
需要注意的是，在进行计算时要确保所有物质的标准生成焓和标准摩尔熵都是在相同温度下进行计算的。
此外，这种计算方法适用于理想气体和溶液的状态，对于其他复杂的体系可能需要考虑更多因素。
总而言之，利用盖斯定律计算反应热的方法是根据盖斯定律的方程式和已知的物质的焓变化和熵变化，应用热力学原理进行计算，以确定反应的自发性和热力学热变化。
化学反应热量的计算与反应焓
化学反应热量的计算与反应焓一、化学反应热量的概念1.化学反应热量：化学反应过程中放出或吸收的热量，简称反应热。
2.放热反应：在反应过程中放出热量的化学反应。
3.吸热反应：在反应过程中吸收热量的化学反应。
二、反应热量的计算方法1.反应热的计算公式：ΔH = Q（反应放出或吸收的热量）/ n（反应物或生成物的物质的量）2.反应热的测定方法：a)量热法：通过测定反应过程中温度变化来计算反应热。
b)量热计：常用的量热计有贝克曼温度计、环形量热计等。
三、反应焓的概念1.反应焓：化学反应过程中系统的内能变化，简称焓变。
2.反应焓的计算：ΔH = ΣH（生成物焓）- ΣH（反应物焓）四、反应焓的计算方法1.标准生成焓：在标准状态下，1mol物质所具有的焓值。
2.标准反应焓：在标准状态下，反应物与生成物标准生成焓的差值。
3.反应焓的计算公式：ΔH = ΣH（生成物）- ΣH（反应物）五、反应焓的应用1.判断反应自发性：根据吉布斯自由能公式ΔG = ΔH - TΔS，判断反应在一定温度下的自发性。
2.化学平衡：反应焓的变化影响化学平衡的移动。
3.能量转化：反应焓的变化反映了化学反应中能量的转化。
六、反应焓的单位1.标准摩尔焓：kJ/mol2.标准摩尔反应焓：kJ/mol七、注意事项1.反应热与反应焓是不同的概念，但在实际计算中常常相互关联。
2.反应热的测定应注意实验误差，提高实验准确性。
3.掌握反应焓的计算方法，有助于理解化学反应中的能量变化。
综上所述，化学反应热量的计算与反应焓是化学反应过程中重要的知识点。
掌握这些知识，有助于深入理解化学反应的本质和能量变化。
习题及方法：1.习题：已知1mol H2(g)与1mol O2(g)反应生成1mol H2O(l)放出285.8kJ的热量，求0.5mol H2(g)与0.5mol O2(g)反应生成1mol H2O(l)放出的热量。
解题方法：根据反应热的计算公式ΔH = Q/n，其中Q为反应放出的热量，n为反应物或生成物的物质的量。
化学反应热的计算方法
化学反应热的计算方法
以下是 6 条关于化学反应热的计算方法：
1. 直接测量法呀，这就像你直接用温度计测量体温一样简单！比如说，咱可以通过实验装置直接测量反应过程中热量的变化。
就好像你想知道自己发烧没，直接拿体温计一量就清楚啦，多直白呀！
2. 利用热化学方程式计算，这就跟搭积木一样！比如氢气燃烧的热化学方程式，你根据方程式中的系数和已知的反应热，就能算出其他情况下的反应热啦。
这不就像你知道了搭一个小房子需要几块积木，那搭个大一点的房子，不就能轻松算出需要多少积木嘛！
3. 通过生成焓来计算，哇哦，这就好像给每个物质都标上一个特别的“价格标签”呢！比如说碳燃烧生成二氧化碳，我们知道各种物质的生成焓，那就可以通过它们之间的差值来计算反应热，就跟你知道每种商品的价格，然后很容易算出买一堆东西要花多少钱一样，神奇吧！
4. 利用键能来计算，这就如同了解每个化学键的“力量”哟！比如氮气和氢气反应生成氨气，知道了各种化学键的键能，就能算出反应热啦。
就好像你知道了每个弹簧的弹力大小，那多个弹簧组合起来产生的力量变化不也就清楚啦！
5. 还可以用 Hess 定律来算呢，哈哈，这就好像走迷宫找到了一条捷径！通过一些已知的反应热，利用这个定律就能巧妙地算出所求反应的热呀。
就
像你在迷宫里绕来绕去找不到出口，突然发现有个通道能直接带你出去，那感觉多棒呀！
6. 还有绝热反应来计算呀，这可真有意思，就像给反应穿上了“绝热衣”！比如某些特殊情况下的反应，咱可以通过绝热条件来分析和计算反应热呢。
想想看，就像给一个东西裹上了特殊的保护套，然后去研究它的变化，多新奇呀！
我觉得呀，这些计算方法都各有各的神奇之处，学会了就能轻松搞定化学反应热的计算啦，大家可得好好掌握呀！。
反应热的测量和计算
1、实验直接测定 2、计算获得 根据公式△H=E反应物总键能-E生成物总键能计 算
9
整理ppt
活动与探究
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成
1molH20，这时的反应热叫做中和热. 思考：１mol H2SO4 与 2 mol NaOH 完全反应 放出114.6 KJ 的热量，此反应的中和热 为114.6 KJ /mol。对吗？Ｗｈｙ？
=
3
0.025
31
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(4)实验步骤：
a、药品取用
用一个量筒最取50 mL 0.50 mol/L盐酸， 倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度， 记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干
净。 用另一个量筒量取50 mL 0.50 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液
的温度，记入下表。
Q = 0.418（t2－t1）kJ ③ 4、③式表示的是中和热吗？为什么？
ΔH= － 0.418 （t2－t1） kJ/mol
12
0.025
整理ppt
活动与探究
13
活动与探究
请算出中和热△H=
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温度 实验次数
1 2 3
起始温度t1/℃ HCl NaO 平均值 24.50 25H.00 24.75
答： 不对，不是生成1 mol 水，中和热 是57.3 KJ /mol
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活动与探究
1、请大家观察简易量 热计的构造，分析一下， 量热计直接测定的数据是 什么？是焓变的数值吗？
整理ppt
Q:中和反应放出是的体热系量（。溶液）温度的变化
二、反应热的计算
进行反应热计算常用的几种方法
1．列方程或方程组法。 2．平均值法。 3．极限分析法。
4．十字交叉法。 5．估算法(仅适于选择题)。
反应热的计算 1．由化学反应的本质(旧键断裂－新键生成)及化学反应 能量变化的原因(反应物的总能量与生成物的总能量不等)可 得： (1)反应热＝断裂旧键所需的能量－生成新键释放的能量 (2)反应热＝生成物的总能量－反应物的总能量 2．根据盖斯定律计算：不管化学反应是一步完成或分 几步完成，其反应热是相同的。也就是说，化学反应的反应 热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。 所以，可将热化学方程式进行适当的“加”、“减”等变形， ΔH进行相应的变化后来计算反应热。 3．其他相关计算 根据比热容公式ΔH＝CmΔt进行计算；由生成反应的焓 变计算:反应热＝生成物生成焓之和－反应物生成焓之和。
－1
方法二(估算排除法)： 因C3H8的燃烧热为2220.0 kJ· －1，而两者燃烧共放热 mol 3847 kJ，故H2 和C3H8 的体积比一定大于1∶1，而四个选项 中唯有B选项3∶1＞1∶1符合题意。 两者放出的热量之比也只需列出方法一中的计算式，再 估算并对照选项便可选定D选项为答案。 答案 B；D 跟踪练习2 一定条件下，2CO(g) ＋ O2(g)＝2CO2(g) ΔH＝－566.0 kJ· －1，CH4(g)＋2O2(g)＝CO2(g)＋2H2O(l) mol ΔH＝－890 kJ· －1，则1 mol CO和3 mol CH4组成的混合 mol 气在上述条件下完全燃烧放出热量为 ( ) A．2912 kJ B．2953 kJ C．3236 kJ D．3836 kJ 答案 B
答案： B
已知： ①CH4(g)＋2O2(g)＝CO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－Q1； ②2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) ΔH2＝－Q2； ③2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l) ΔH3＝－Q3。 室 温 时 取 体 积 比 为 4∶1 的 甲 烷 和 氢 气 的 混 合 气 体 11.2 L(标准状况)，经完全燃烧后恢复至室温 ，放出的热量为 ( ) A．0.4 mol×Q1 ＋0.05 mol×Q3 B．0.4 mol×Q1 ＋0.05 mol×Q2 C．0.4 mol×Q1 ＋0.1 mol×Q3 D．0.4 mol×Q1 ＋0.1 mol×Q2
1.10化学反应热的计算
H2
g, pO
1 2
Cl2
g, pO
HCl2 g, pO
反应焓变为：
Δ
r
H
O m
(298.15K)
-92.31
kJ
mol-1
这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：
Δf
H
O m
(HCl,g,298.15K)
-92.31kJ
mol-1
由物质的标准摩尔生成焓，可以计算化学反应的热 效应。例如，对于某化学反应可设计成：
若反应物和产物的恒压热容与温度有关，其函数关
系式为：
Cp,m a bT cT 2
Cp a bT cT 2
（2）
a Ba(B)
B
b Bb(B)
B
c Bc(B)
B
将式（2）代入式（1）积分可得：
r Hm (T2 ) r Hm (T1) a(T2 T1)
S SO 2 (g)
Cl HCl(aq)
H H2O(l) N N 2 (g) 金属 游离态
燃烧热在氧弹量热计中测定即等容热QV。 298.15 K时的燃烧焓值见附录3。
例如：在298.15 K及标准压力下：
CH 3COOH(l) 2O 2 (g) 2CO 2 (g) 2H 2O(l)
Δ
r
H
O m
298K
Bc
H
O m
(B,298.15K)
B
例如：在298.15 K和标准压力下，有反应：
(COOH) 2 (s) 2CH 3OH(l) (COOCH 3 )2 (s) 2H 2O(l)
化学反应热的计算
在标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合 成标准状态下一摩尔物质的焓变，称为该物质的标准 摩尔生成焓，用下述符号表示：
Δr HmO （物质，相态，温度）
• 生成焓是个相对值，相对于稳定单质的焓值等于零。 • 一般298.15 K时的数据有表可查。
例如：在298.15 K时
1 2 H 2g ,p O 1 2 C 2g ,lp O H 2g C ,p Ol
aA+dD
T, prຫໍສະໝຸດ HO mgG+hH T, p
H 1
最稳定单质
T, p
H 2
因为焓是状态函数，所以：
ΔH1ΔrHm OΔH2
rHm OH2H1
H 1 a fH m O (A ) d fH m O (D )(r B fH m O ) 反应物
B
H 2 g fH m O (G ) h fH m O (H )(p B fH m O ) 产物
aA+dD
T, p
r HmO
gG+hH T, p
H 1
完全燃烧产物
T, p
H 2
三、标准摩尔反应焓与温度的关系——基尔霍夫定律
一般从手册上只能查得298.15K 时的数据, 但要 计算其他反应温度的热效应，必须知道反应热效应与 温度的关系。
在等压条件下，若已知下列反应在T1时的反应热效 应为rHm(T1)，则该反应在T2时的热效应rHm(T1)，可 用下述方法求得：
C p g p , m ( G C ) h p , m ( H C ) [ a p , m ( A C ) d p , m ( D C )]
BCp,m(B)
B
由上式可见： ·若 Cp 0 ，则反应热不随温度而变；