反应热计算
六、溶解热和稀释热
（三）积分摩尔稀释热 在恒温恒压的条件下，将一定量的溶剂加到一定 浓度的溶液中，使稀释成另一浓度的溶液。此过程 的热效应为积分稀释热，则积分稀释热定义为： idilHm=idilH/nB 显然，从浓度1到浓度2的积分摩尔稀释热为： 1 2 idilHm=isolHm(浓度2)- isolHm(浓度1) 即积分摩尔稀释热为稀释后的与稀释前的积分 摩尔溶解热之差。
O -1 f H m (HCl, g,298.15K) = -92.31 kJ mol
二、由标准的摩尔生成焓计算rHm 由标准的摩尔生成焓计算
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：
aA+dD
T, pθ
O r H m
gG+hH T, pθ
H 1
最稳定单质
一、赫斯定律
例如：求C(s)和O 2 (g)生成CO(g)的反应热。 已知：（1） C(s) + O 2 ( g ) = CO 2 (g) （2） CO(g) + 1 O 2 (g) = CO 2 (g) 2 则（1）-（2）得（3） （3） C(s) +
1 2
r H m,1
r H m,2
O 2 ( g) = CO(g) r H m,3
H 2 O(g) = H(g)+OH(g) OH(g) = H(g)+O(g) r H m (1) = 502.1 kJ mol-1 r H m (2) =423.4 kJ mol-1
则O-H（g）的键焓等于这两个键能的平均值
H m (OH,g) = (502.1 + 423.4) kJ mol1 / 2 = 462.8 kJ mol-1
1
六、溶解热和稀释热
（一）摩尔积分溶解热 许多物质在溶解过程中产生热效应，它是破坏晶 格的晶格能、电离能和溶剂化热效应的总和。 在恒温恒压且非体积功为零的条件下，摩尔 积分热定义为： isolHm=isolH/nB /n 即为1摩尔溶质形成一定浓度的溶解热。其大 小与溶质、溶剂的种类、与温度、压力及所形成 的溶液的浓度有关。
二、由标准的摩尔生成焓计算rHm 由标准的摩尔生成焓计算
例如：在298.15 K时
1 1 O O O H 2 g , p + Cl 2 g , p = HCl 2 g , p 2 2
反应焓变为：
O -1 r H m (298.15K) = -92.31 kJ mol
(
)
(
)
(
)
这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：
五、由离子标准摩尔生成焓计算rHm 由离子标准摩尔生成焓计算
2O 例如： HCl(g, p O ) H → H + (∞, aq) + Cl + (∞, aq)
O O O O sol H m (298K) = f H m (H + , ∞, aq) + f H m (Cl , ∞, aq) - f H m (HCl, g)
应当指出，用键焓估算是不够精确的，只是作出初 步的估算的方法。
五、由离子标准摩尔生成焓计算rHm 由离子标准摩尔生成焓计算
有离子参加的反应，如果能知道每种离子的摩尔生 成焓，则可计算出其反应的热效应 但因为溶液是电中性的，正、负离子总是同时存 在，不可能得到单一离子的生成焓。 所以，规定相对标准：标准压力下，在无限稀薄的 + 水溶液中，H 的摩尔生成焓等于零： fHθm(H+,aq,∞)=0 其它离子生成焓都是与这个标准比较的相对值。
三、由标准的摩尔燃烧焓计算rHm 由标准的摩尔燃烧焓计算
绝大多数的有机化合物不能由稳定的单质直接合 成，因而标准摩尔生成焓无法直接测得。但通过实验 可测得燃烧过程的热效应。 θ 在标准压力P =100KPa和指定温度下，1摩尔某 种物质完全燃烧的恒压热效应称为该物质的标准摩尔 燃烧焓：
O 用符号 c H m
H 1
r H m (T2 )
T2
r H m (T1 )
gG+hH
H 2
aA+dD
若反应物与产物在T1与T2之间无相变化，则
H1 = ∫T aC p , m (A) + dC p , m (D) dT = ∫T
2
T1
gG+hH
T1
[
]
T1
2
∑ (C p )反应物 dT
H 2 = ∫T 2 gC p , m (G ) + hC p , m (H) dT = ∫T 2 ∑ (C p )产物 dT
二、由标准的摩尔生成焓计算rHm 由标准的摩尔生成焓计算
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：
O r H m
（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。
1
T2
（1 ）
式（1）称为基尔霍夫定律。 式中 C p 为产物恒压热容总和与反应物恒压热容总和 之差，即 C p = gC p ,m (G ) + hC p , m (H ) [aC p , m (A) + dC p ,m (D)]
= ∑ ν BC p , m ( B)
B
七、不同温度的rHm——基尔霍夫定律
H 2
T, pθ
二、由标准的摩尔生成焓计算rHm 由标准的摩尔生成焓计算
因为焓是状态函数，所以：
O H1 + r H m = H 2
O r H m = H 2 H1
O ( rB f H m )反应物 O O H 1 = a f H m ( A ) + d f H m ( D ) =
∑ B O O O H 2 = g f H m ( G ) + h f H m ( H ) = ∑ ( pB f H m )产物
T T
1 1
[
]
H 是状态函数，所以：
七、不同温度的rHm——基尔霍夫定律
r H m (T2 ) = H1 + r H m (T1 ) + H 2
= r H m (T1 ) + ∫T
T2
1
[ ∑ (C )
p 产物
∑ (C p )反应物 dT
]
= r H m (T1 ) + ∫T C p dT
四、由键焓估算rHm 由键焓估算
从原则上讲，只要能知道化学键能和反应中的 化学键的变化情况，就可以算出化学反应的热效应。 但到目前为止，化学键的键能数据既不完善，也不 够精确。通常采用键焓的方法来解决这一问题。 某个键的键焓是诸种化合物中该键键能的平均 值。
四、由键焓估算rHm 由键焓估算
例如：在298.15 K时，自光谱数据测得气相水分 子分解成气相原子的两个键能分别为：
七、不同温度的rHm——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：
七、不同温度的rHm——基尔霍夫定律 aA +dD
(物质、相态、温度)表示。
下标“c”表示combustion。
三、由标准的摩尔燃烧焓计算rHm 由标准的摩尔燃烧焓计算
所谓完全燃烧是指被燃物质变成最稳定的氧化物或 单质（即最稳定的产物）。 指定产物通常规定为：
C → CO 2 (g) S → SO 2 (g)
Cl → HCl(aq)
H → H 2 O(l) N → N 2 (g) 金属→ 游离态
由上式可见： 若 C p = 0 ，则反应热不随温度而变； 若 C p > 0 ，则当温度升高时，反应热将增大； 若 C p < 0 ，则当温度升高时，反应热将减小。 若温度变化范围不大时，可将视为常数，则式（1 ）可写成:
r H m (T2 ) = r H m (T1 ) + C p (T2 T1 )
rH°m= ΣνBfH°m ° ° rHm,2=rHm,1+∫CpdT ∫
第九节 化学反应热效应的计算
一、赫斯定律
1840年，赫斯提出了一个定律： 反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变 化途径无关。不管反应是一步完成的，还是分几步 完成的，其热效应相同。 应用：对于无法直接测定反应热的化学反应，可 以用赫斯定律，利用容易测定的反应热来 计算不容易测定的反应热。
r H m,3 = r H m,1 r H m,2
二、由标准的摩尔生成焓计算rHm 由标准的摩尔生成焓计算
等温等压下化学反应的热效应等于生成物焓的 总和减去反应物焓的总和：
r H = Q p = (ΣH
Hale Waihona Puke )产物 (ΣH )反应物若能知道各个物质的焓值，利用上式可求得等 温等压下任意化学反应的热效应。但如前所述，物 质的焓的绝对值无法求得。为此，人们采用了如下 相对标准来进行计算。
四、由键焓估算rHm 由键焓估算
显然,一个化学反应的热效应:
O r H m =
∑
O (H b, m )反应物
∑
O (H b, m ) 产物
等于反应物的总键焓减去产物的总键焓。实际上, 只要考虑起变化的化学键的键焓 ：
O r H m =
∑
O (H b, m ) 断裂
∑
O (H b, m ) 形成
七、不同温度的rHm——基尔霍夫定律
若反应物和产物的恒压热容与温度有关，其函数关 系式为： 2
C p , m = a + bT + cT
化学反应热的常用计算方法是什么
化学反应热的常用计算方法是什么化学反应热是指一个化学反应在标准状态下吸收或释放的热量。
热量是一种能量形式，通常以焦耳(J)为单位表示。
在化学反应过程中，化学键的形成与断裂会引起能量的变化，从而产生热量。
因此，化学反应热是反应前后能量变化的差值，可以根据化学反应方程式计算出来。
目前，化学反应热的常用计算方法包括：物理法、热量计定量法、焓变计量法和燃烧热法等。
下面将逐一介绍这些方法。
一、物理法物理法的基本原理是根据热力学第一定律的能量守恒原理，用热量平衡来计算化学反应热。
该方法常用于高温下的物理化学反应，如固态反应、化学气相传递和放热物质的熔融等反应。
物理法的优点是测量简单，不需要专门的化学实验室，成本低廉。
但是该方法需要一定的实际经验和专业知识，实验操作不太方便，误差较大。
二、热量计定量法热量计定量法是一种直接测量化学反应热的方法。
该方法基于热量计原理，将反应物与试剂混合后，通过测量它们间产生的热量来计算化学反应热。
常用的热量计包括恒温容器热量计、差示扫描量热法和大气压缩量热计。
其中，恒温容器热量计是最常用的测量化学反应热的设备。
该方法测量精度较高、可靠性较强，也比较容易操作。
但是该方法需要专业的实验室和设备，成本较高。
三、焓变计量法焓变计量法是一种定量测量化学反应热的方法。
该方法通过测量反应物的吉布斯自由能变化量，并利用焓—吉布斯定理计算化学反应热。
焓变计量法的优点是测量精度高，误差较小，不受外部环境影响。
同时，该方法还可以用于热力学性质的研究，具有一定的理论意义。
但是，该方法需要专业的实验室和设备，成本较高。
四、燃烧热法燃烧热法是一种常用的测量有机化合物化学反应热的方法。
该方法基于燃烧产生的热量计算化学反应热。
通常将样品在氧气中燃烧，产生的热量通过水进行吸收，利用热量平衡计算化学反应热。
燃烧热法的优点是该方法测量简单，误差较小，可以比较准确地测量化学反应热。
但是该方法需要针对具体样品和反应方程式进行一定的优化，不适用于水溶液反应，且能耗较高。
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)。
化学反应热计算
化学反应热计算一、化学反应热的原理化学反应热是由化学反应过程中的键能变化引起的。
在化学反应中，化学键的形成或断裂都会伴随着能量的变化。
当反应物中的键断裂时，吸收能量，反应物吸热；当产物中的键形成时，释放能量，产物放热。
化学反应热可正可负，取决于反应的特性。
二、化学反应热的计算方法1. 基于焓变的计算方法化学反应热可通过焓变计算得到，即反应物与产物之间的焓差。
焓变是物质在恒压下发生化学反应时吸热或放热的能力。
根据热力学第一定律，焓变等于系统对外界做的功加上吸收或释放的热量。
2. 基于反应热量计的计算方法反应热量计是一种专门用于测量化学反应热的仪器。
它包括一个反应容器和一个热量计，通过测量反应容器内的温度变化来计算反应热。
这种方法适用于无法直接测量焓变的情况。
三、化学反应热的应用1. 燃烧热燃烧热是指物质完全燃烧所释放的热量。
燃烧热的计算可以帮助我们了解燃料的热效应，对于选择和优化燃料具有重要意义。
2. 反应热的热力学性质化学反应热是研究反应的热力学性质的重要参数。
通过测量反应热，可以确定反应的放热或吸热性质，进而分析反应的热力学特征。
3. 工业过程优化在工业生产中，热量的释放和吸收对工艺过程的控制至关重要。
通过计算和控制化学反应热，可以优化工业过程，提高生产效率和经济效益。
4. 新材料研究化学反应热的计算对于新材料的研究也具有重要意义。
通过计算反应热，可以评估新材料的热稳定性和热分解特性，为新材料的设计和应用提供理论依据。
化学反应热计算是研究化学反应热力学性质的重要手段。
通过计算和测量反应热，可以了解反应的能量变化和热力学特性，为工业生产和新材料研究提供理论依据和技术支持。
化学反应热计算的应用前景广阔，有助于推动化学工程和材料科学的发展。
盖斯定律 反应热的计算(高中化学选修4)
如图1所示，反应的始态到达终态有三个不同的途径： 途径1：经过一步反应直接达到终态，反应热为△H 途径2：经过两步反应达到终态，反应热分别为△H1、 △H2，总反应热为： △H1 + △H2 途径3：经过三步反应达到终态，反应热分别为△H3、 △H4、△H5，总反应热为：△H3+△H4+△H5
中间产物1 △H 1 △H 2
解析：根据“化学反应的能量变化与反应物消耗量、 生成物的生成量成正比”。可知： (1)生成1mol NaCl消耗的金属Na的质量是1g的多少倍， 则反应放出的热量就是17.87kJ的多少倍。 (2)消耗22.4LCl2时消耗的金属Na的质量是1g的多少倍， 则反应放出的热量就是17.87kJ的多少倍。
应用时要注意调整化学计量数，设法抵消中间产物。
课堂练习 1.已知热化学方程式：
①C(s)+O2(g)=CO2(g)
△H=－393.5kJ/mol
②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=－566.0kJ/mol 求C(s)+ 1 O2(g)=CO(g)的反应热。 2 2.已知热化学方程式：
例3：已知热化学方程式：
①C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.5kJ/mol
②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=－566.0kJ/mol 求C(s)+ 1 O2(g)=CO(g)的反应热。 2 分析： 欲求2C(s)+O2(g)=2CO(g)的反应热，可以认 为C(s)先是燃烧生成CO(g)，然后由CO(g)燃烧生成 CO2(g)。转化关系表示如下：
热化学方程式1 ± 热化学方程式2 ＝ 热化学方程式3 (△H1) (△H2) (△H3)
化学化学反应热的计算
化学化学反应热的计算化学反应热的计算化学反应热是指化学反应在一定条件下的热变化量，即反应前后吸收或放出的能量差。
根据热力学第一定律，化学反应热可以表示为反应物和生成物的内能差与外界做功的和。
本文将介绍化学反应热的计算方法。
一、化学反应热的定义化学反应热可以用热量单位热焓（enthalpy）表示，也可以用能量单位焓（enthalpy）表示。
在实际应用中，通常使用热量单位热焓来表示化学反应热。
热焓是物质在常压下的热量变化，表示为ΔH。
化学反应热的计算需要注意以下几点：1、化学反应的状态方程必须已知，并且反应方程的物质量比要确定。
2、在实际条件下，反应物和生成物之间存在着热量交换，包括气体扩散、液体膨胀、固体变形等。
这些不可逆过程会使得实验结果产生误差，因此计算化学反应热时应该考虑到这些过程的影响。
3、反应时需要考虑反应物和生成物的相对热力学稳定性，因为它们的稳定性不同，热变化量也会不同。
二、计算化学反应热的方法计算化学反应热的最常用方法是利用反应热热量变化定律：ΔH = ∑ΔHf(生成物) - ∑ΔHf(反应物)其中，ΔHf表示标准生成焓，是在标准状态下单位物质生成的热焓变化量。
标准状态是指温度为298K，压力为1 atm （标准大气压），物质浓度为1 mol/L。
化学反应的热焓变化量ΔH可以通过测量反应中放热或吸热的热量来确定。
这种方法被称为热计法。
热计法的基本原理是利用热量转换原理，将反应放出的或吸收的热量转化为热量变化量。
热计法的具体实施流程如下：1、反应器的温度、压力、物质浓度等各项指标应调节好。
2、将反应物加入反应器中，测量反应物的温度。
3、根据反应物的初始温度和反应前后温度变化，测量反应放出或吸收的热量。
4、利用反应热热量变化定律，计算反应热。
三、化学反应热的计算举例以2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)为例，计算其反应热。
1、查表得到反应物和生成物的标准生成焓：∑ΔHf(2H2(g)) = 0 kJ/mol∑ΔHf(O2(g)) = 0 kJ/mol∑ΔHf(2H2O(g)) = -483.6 kJ/mol2、代入反应热热量变化定律，计算反应热：ΔH = ∑ΔHf(2H2O(g)) - ∑ΔHf(2H2(g) + O2(g))ΔH = (-483.6) - (0 + 0) = -483.6 kJ/mol因此，2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)反应放出的热量为483.6 kJ/mol。
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！。
化学反应热的计算
6. 在100 g 碳不完全燃烧所得气体中，CO占1/3 体积，CO2占2/3体积，且
C(s)+1/2O2(g)=CO(g) △H=－110.35kJ/mol
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H=－282.57kJ/mol
你知道神六的火箭燃料是什么吗？
5：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成 N2、液态H2O。已知： ①N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol ②N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol 假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学 方程式。
8.已知 ① CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol ② H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol ③C2H5OH(l)+ 3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) ΔH3=1370 kJ/mol 试计算④2CO(g)＋4H2(g)=H2O(l)＋C2H5OH(l)的 ΔH
⑤NH4Cl(s)= NH4Cl(aq) △H5=？
则第⑤个方程式中的反应热△H是________。 根据盖斯定律和上述反应方程式得：
⑤=④+③+②＋①的逆写，
即△H5 = +16.3kJ/mol
4：同素异形体相互转化但反应热相当小而且转化速率 慢，有时还很不完全，测定反应热很困难。现在可根据 盖斯提出的观点“不管化学反应是一步完成或分几步完 成，这个总过程的热效应是相同的”。已知：
1.9反应热计算
B
六、不同温度的ΔrHm——基尔霍夫定律
(1)若温度变化范围不大时，可将视为常数，则可写成:
rH m ( T 2 ) rH m ( T 1 ) C p ( T 2 T 1 )
·若ΔCp = 0 ，则反应热不随温度而变； ·若ΔCp > 0 ，则当温度升高时，反应热将增大； ·若ΔCp < 0 ，则当温度升高时，反应热将减小。
一、赫斯定律
例如：求C(s)和O2 (g)生成CO(g)的反应热。
已知：（1） C(O s2 )(g)C2O (g) H r m,1
（2） C O (g ) 1 2O 2(g ) C O 2(g )
r Hm,2
则（1）-（2）得（3）
（3） C( s1 2 )O2(g)CO(rHg m,3 )
rH m ,3 rH m ,1 rH m,2
• 只有条件（如温度、压力）相同的反应，聚集状态相同的 同一物质才能相消或合并；
• 将反应式乘以（或除以）某数时，ΔH也必须同时乘（或除） 以该数。
例11：在298.15K，100kPa下，已知
① C(石)墨 1/2O 2(g)C(O g) ;rHm ,1(29 .18 K 5)11 .5k0J /mol ② 3F(se)2O 2(g)F3O e4(s) ;rHm ,2(29 .18 K 5)11.41 k8 J /mol
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：
aA+dD
T, p
r
H
O m
gG+hH T, p
H 1
最稳定单质
T, p
H 2
ΔH1ΔrHm OΔH2 rHm OH2H1
考点精讲：反应热的计算
反应热的计算【考点精讲】反应热的计算是化学概念和化学计算的一个结合点。
反应热的大小与反应的条件、反应物、生成物的种类、状态及物质的量有关。
反应热计算的类型及方法：（1）根据热化学方程式计算：反应热与反应物的物质的量成正比。
（2）根据反应物和生成物的能量计算：ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和。
（3）根据反应物和生成物的键能计算：通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol－1。
方法：ΔH＝∑E（反应物）－∑E（生成物），即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。
如反应H2（g）＋Cl2（g）＝2HCl（g）ΔH＝E（H—H）＋E（Cl—Cl）－2E（H—Cl）。
（4）根据盖斯定律计算：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，而与反应的途径无关。
可以采用虚拟路径法或方程式加合法计算。
（5）根据物质的燃烧热数值计算：Q（放）＝n（可燃物）×｜ΔH｜。
（6）根据比热公式进行计算：Q＝cmΔt。
【典例精析】例题1 在一定条件下，甲烷与一氧化碳的燃烧的热化学方程式分别为：CH4（g）＋2O2（g）＝CO2（g）＋2H2O（l）△H ＝－890kJ/mol2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）△H＝－mol一定量的甲烷与一氧化碳的混合气完全燃烧时，放出的热量为kJ，生成的CO2用过量的饱和石灰水完全吸收，可得到50g白色沉淀。
求混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比。
思路导航：由所给热化学方程式可知，甲烷与一氧化碳的燃烧热分别为890kJ/mol、283kJ/mol。
设混合气体中甲烷与一氧化碳的物质的量分别为x mol和y mol。
50g白色沉淀即的碳酸钙，由碳的守恒可知：x＋y＝两气体燃烧放出的热量可列等式：890x＋283y＝解得：x＝y＝故混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比为2：3。