化学反应过程的热效应
《化学反应的热效应》知识清单
《化学反应的热效应》知识清单一、什么是化学反应的热效应化学反应的热效应，简单来说，就是在化学反应过程中所释放或吸收的热量。
当反应物转化为生成物时，由于化学键的断裂和形成，会导致能量的变化，这种能量变化以热量的形式表现出来，就是化学反应的热效应。
比如，燃烧煤炭时会释放出大量的热，这就是一个典型的化学反应热效应的例子。
二、热效应的分类1、放热反应在放热反应中，反应体系向周围环境释放热量，导致体系的温度升高。
常见的放热反应有燃烧反应（如甲烷燃烧）、中和反应（如盐酸和氢氧化钠的反应）、大多数的化合反应（如生石灰与水的反应）等。
2、吸热反应与放热反应相反，吸热反应是从周围环境吸收热量，使得体系的温度降低。
例如，碳酸钙的分解反应、氯化铵与氢氧化钡的反应等。
三、热效应的表示方法1、焓变（ΔH）焓变是用来描述化学反应热效应的重要物理量。
它的定义为：在恒温、恒压条件下，化学反应的反应热等于生成物的焓减去反应物的焓。
如果ΔH 为负值，表示反应为放热反应；如果ΔH 为正值，则表示反应为吸热反应。
2、热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
书写热化学方程式时，要注明物质的状态（如气态、液态、固态），还要在方程式后面注明焓变的值和单位。
例如：H₂(g) ＋ 1/2O₂(g) ＝ H₂O(l) ΔH ＝－2858 kJ/mol四、影响热效应的因素1、反应物和生成物的能量差这是决定热效应是吸热还是放热的根本因素。
如果生成物的能量低于反应物的能量，反应就会放热；反之，如果生成物的能量高于反应物的能量，反应就会吸热。
2、反应物和生成物的化学键能化学键的断裂需要吸收能量，化学键的形成会释放能量。
反应过程中化学键能的变化也会影响热效应。
3、反应条件比如温度、压强等条件的改变，可能会影响反应的热效应。
但对于在常温常压下进行的大多数反应，这种影响相对较小。
五、热效应的计算1、利用热化学方程式进行计算根据热化学方程式中给出的焓变数值和物质的化学计量数，可以计算出一定量物质反应时放出或吸收的热量。
化学反应中的热效应
化学反应中的热效应热效应是指化学反应伴随的热量变化。
在化学反应中，反应物之间的化学键在断裂和形成的过程中，会吸收或释放热量。
这种热量变化可以对反应速率、平衡态、产物质量等产生重要影响。
下面将介绍几种常见的化学反应热效应。
一、焓变与焓变反应例子在热力学中，焓变（ΔH）是指反应物到产物之间焓（H）的变化。
焓变可以根据反应条件的不同分为不同类型。
常见的焓变类型包括焓变为正的吸热反应，焓变为负的放热反应，以及焓变为零的等焓反应。
例子1：燃烧反应C6H12O6（葡萄糖）+ 6O2 → 6CO2 + 6H2O这是一种放热反应，即焓变为负。
在这个反应中，葡萄糖和氧气通过燃烧生成二氧化碳和水，放出大量的热能。
这种热能的释放使得我们可以利用葡萄糖作为能源。
例子2：溶解反应NaCl（固体）→ Na+（水溶液）+ Cl-（水溶液）这是一种吸热反应，即焓变为正。
在这个反应中，固态的氯化钠溶解于水中，过程中吸收了周围的热量。
这也是为什么我们在用食盐腌制肉类时，会感觉容器变冷的原因。
二、热效应对反应速率的影响热效应对化学反应速率有很大影响。
根据反应速率理论，温度的升高可以增加反应物的反应活性，加快反应速率。
这是因为加热会增大反应物的平均动能。
当反应物之间的化学键断裂，新的键形成时，伴随着热量的吸收或释放。
如果反应是吸热的，那么加热将提供所需的能量，促进反应进行。
反之，如果反应是放热的，加热将导致反应物的温度升高，增加反应活性，加快反应速率。
因此，热效应可以通过改变反应温度来控制化学反应的速率。
三、热效应对平衡态的影响化学反应可能会达到一个平衡态，在平衡态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
热效应可以影响化学反应达到平衡态所需的温度。
根据Le Chatelier原理，当加热一个化学系统时，平衡将移动到吸热反应的方向，以吸收多余的热量。
反之，当冷却一个化学系统时，平衡将移动到放热反应的方向，以释放多余的热量。
因此，通过控制温度并利用热效应，我们可以调节平衡态的位置。
§3热化学化学反应过程的△u和△h
质完全燃烧时的热效应。记为：
c
H
m
(B,
T
)
特别提醒：
(1)可燃物：要分清是燃烧物还是助燃物。
(2) 1mol可燃物：燃烧物的计量系数必须为1。
CO(g) + 0.5O2(g) ==== CO2(g)
c
H
m
[CO(g)
,
T
]
2CO(g) + O2(g) ==== 2CO2(g)
r
H
m
T1，p Qp=△rHm= 0 T2，p
△H1
△H2
aA+eE △rHm(298K) f F+hH
298K，p
298K ，p
△rHm= △H1+ △rHm(298K) +△H2=0
298K
H1 T1
| B | C p,m dT 作用物
H2
T2 298K
B C p,m
(T
)
(3) 完全燃烧：通常指产物达到最高氧化态。如：
C CO2，H H2O，等等。此外，N N2， Cl Cl2，……。规定完全燃烧产物和不可燃物的 标准燃烧热 = 0 。
▲利用标准燃烧热计算化学反应的热效应
aA + dD + ·······
r
H
m
(T
)
xX + yY + ·······
T，pΘ
C
p,1dT
trsHm (1)
C dT H (2) C dT Ttrs(2)
Ttr s( 1 )
p,2
trs m
化学反应中的热效应与热反应计算知识点总结
化学反应中的热效应与热反应计算知识点总结在化学的世界里，化学反应中的热效应和热反应计算是非常重要的知识点。
理解和掌握这些内容，对于深入理解化学反应的本质以及实际应用都具有关键意义。
一、化学反应中的热效应热效应指的是在化学反应过程中，由于反应物和生成物的能量差异而导致的热量变化。
这一变化可以通过实验测量，通常以热的形式表现出来，要么吸收热量，要么放出热量。
1、吸热反应当化学反应需要从外界吸收热量才能进行时，我们称之为吸热反应。
在吸热反应中，反应物的总能量低于生成物的总能量。
例如，碳酸钙在高温下分解生成氧化钙和二氧化碳的反应就是吸热反应。
2、放热反应与之相反，放热反应是在反应过程中向外界释放热量的反应。
在这类反应中，反应物的总能量高于生成物的总能量。
常见的放热反应有燃烧反应，如甲烷燃烧生成二氧化碳和水。
影响化学反应热效应的因素有很多，其中包括反应物和生成物的化学键能、物质的状态以及反应条件等。
二、热化学方程式热化学方程式是用来表示化学反应与热效应关系的化学方程式。
它不仅表明了反应物和生成物的种类和数量，还明确了反应的热效应。
在热化学方程式中，需要注明反应的焓变（ΔH），焓变的单位通常是千焦每摩尔（kJ/mol）。
如果是放热反应，ΔH 为负值；如果是吸热反应，ΔH 为正值。
例如，氢气和氧气反应生成水的热化学方程式可以表示为：2H₂(g) ＋ O₂(g) ＝ 2H₂O(l) ΔH ＝－5716 kJ/mol需要注意的是，热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，它表示的是参加反应的物质的量与反应热之间的对应关系。
三、盖斯定律盖斯定律是热化学中的一个重要定律，它指出：在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，而与变化途径无关。
这意味着，无论一个化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
利用盖斯定律，可以通过已知的热化学方程式来计算难以直接测量的反应的热效应。
例如，已知反应 C(s) ＋ O₂(g) ＝ CO₂(g) ΔH₁＝－3935 kJ/molCO(g) ＋ 1/2O₂(g) ＝ CO₂(g) ΔH₂＝－2830 kJ/mol要计算反应 C(s) ＋ 1/2O₂(g) ＝ CO(g) 的焓变，可以通过盖斯定律进行计算。
有关化学反应的热效应
有关化学反应的热效应化学反应的热效应指的是化学反应在过程中放出或吸收的热量。
化学反应热效应分为放热反应和吸热反应。
二、放热反应放热反应是指在化学反应过程中，系统向外界放出热量的现象。
常见的放热反应有：燃烧反应、金属与酸反应、金属与水反应、中和反应等。
三、吸热反应吸热反应是指在化学反应过程中，系统从外界吸收热量的现象。
常见的吸热反应有：分解反应、化合反应（如C和CO2）、置换反应（如C和H2O）等。
四、热效应的衡量化学反应的热效应通常用反应热（ΔH）来衡量，单位为焦耳（J）或卡路里（cal）。
反应热可以是正值也可以是负值，正值表示吸热，负值表示放热。
五、盖斯定律盖斯定律是化学热力学的基本定律之一，表述为：在恒压条件下，一个化学反应的反应热等于反应物和生成物的标准生成焓之差。
六、化学反应的热效应的应用化学反应的热效应在工业生产、能源转换、环境保护等方面具有重要意义。
例如，利用放热反应制造蒸汽驱动涡轮机发电，利用吸热反应进行制冷等。
化学反应的热效应是化学反应中的一种重要现象，反映了化学反应过程中能量的变化。
通过研究化学反应的热效应，我们可以更好地理解化学反应的本质，为实际应用提供理论依据。
习题及方法：1.习题：判断以下反应是放热反应还是吸热反应。
答案：燃烧反应、金属与酸反应、金属与水反应、中和反应均为放热反应；分解反应、化合反应（如C和CO2）、置换反应（如C和H2O）均为吸热反应。
2.习题：计算下列反应的反应热（ΔH）：H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l)；ΔH = -285.8 kJ/mol答案：根据反应物和生成物的标准生成焓，反应热为-285.8 kJ/mol。
3.习题：根据下列反应，判断哪个反应符合盖斯定律。
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)答案：第二个反应符合盖斯定律，因为它是第一个反应的逆反应，且在恒压条件下。
4.习题：解释为什么燃烧反应是放热反应。
化学反应中的热效应
化学反应中的热效应化学反应中的热效应是指在化学反应过程中释放出或吸收的能量的变化。
这个热效应对于我们理解和掌握化学反应过程具有重要的意义。
了解热效应可以帮助我们预测反应的进行方向，研究反应的速率，以及优化反应条件等。
本文将从热效应的定义、测量方法和应用角度进行论述。
1. 热效应的定义热效应是指化学反应过程中伴随着能量的变化。
通常分为两种情况：放热反应和吸热反应。
放热反应是指反应过程中系统向周围释放能量，使得周围温度升高；吸热反应则是指反应过程中系统从周围吸收能量，使得周围温度降低。
2. 热效应的测量方法热效应的测量方法主要有燃烧法、量热器法和恒温法。
燃烧法是指将反应物燃烧放出的热量转化为温度变化来测量热效应。
量热器法是指利用量热器来测定反应过程中的温度变化，从而得到热效应。
恒温法是指通过在恒定温度下进行反应，然后测定反应前后温度的差值，从而计算出热效应。
3. 热效应的应用热效应在化学反应中具有广泛的应用。
首先，热效应可以用于判断反应的放热性质还是吸热性质，从而来预测反应的进行方向。
放热反应通常是自发进行的，而吸热反应则需要提供能量才能进行。
其次，热效应可以用于研究反应的速率。
反应的速率通常与温度有关，通过测量反应过程中的热效应可以确定反应速率的变化规律。
此外，热效应还可以用于优化反应条件。
对于吸热反应，可以通过控制温度和提供足够的能量来促进反应进行；对于放热反应，可以通过降低温度和控制反应速率来提高反应的选择性和产率。
4. 热效应的实例让我们以常见的酸碱中和反应为例来说明热效应的应用。
例如，当我们将盐酸和氢氧化钠溶液混合在一起时，会产生盐和水的反应。
这是一个放热反应，即反应过程中系统向周围释放能量。
我们可以通过测量混合溶液的温度变化来确定热效应。
实验结果表明，该反应的热效应为负值，即放热反应。
总结：化学反应中的热效应是指在反应过程中伴随着能量变化的现象。
热效应的测量可以通过燃烧法、量热器法和恒温法来实现。
化学反应的热效应
化学反应的热效应化学反应的热效应是指在化学反应过程中释放或吸收的热量。
它是研究化学反应的重要参数之一，对于了解反应的热力学特性以及工业生产和环境保护等方面具有重要意义。
本文将就化学反应的热效应进行探讨。
一、化学反应的热效应类型化学反应的热效应可以分为两种类型：放热反应和吸热反应。
1. 放热反应放热反应是指在反应中释放热量的化学反应。
放热反应常常伴随着能量的向周围环境传递，反应物的能量高于生成物的能量。
这种反应通常感觉到温度的升高，如燃烧反应。
例子：燃烧反应CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g) + 热量2. 吸热反应吸热反应是指在反应中吸收热量的化学反应。
吸热反应常常需要从周围环境吸收能量，反应物的能量低于生成物的能量。
这种反应通常感觉到温度的降低，如化学制冷反应。
例子：化学制冷反应NH₄NO₃(s) + H₂O(l) → NH₄⁺(aq) + NO₃⁻(aq) + 冷量二、热效应的测量方法热效应可以通过测量实验中的温度变化来进行研究。
实验中常用的测量方法有以下两种：1. 酒精灯法酒精灯法是一种常用的测量化学反应热效应的方法。
该方法的原理是将反应物放置于容器内，其上方放置一个温度计，并点燃酒精灯。
通过测量反应前后温度的变化，可以计算出反应的热效应。
2. 热流量计法热流量计法是一种更准确的测量热效应的方法。
该方法利用了热流量计的原理，测量反应过程中环境与反应体系之间的热交换。
通过记录热流量计的读数，可以得到反应的热效应。
三、热效应在实际应用中的意义热效应在实际生产和环境保护中具有重要的意义。
1. 工业生产热效应对于控制工业生产中的温度变化非常重要。
在一些工业生产过程中，通过控制反应的热效应，可以实现反应的高效进行。
例如，在石油精炼过程中，合理调节反应的热效应可以提高产物的纯度和质量。
2. 环境保护化学反应的热效应也与环境保护密切相关。
一些放热反应可能导致环境温度的升高，而吸热反应则可能导致局部温度的降低。
化学反应热效应
化学反应热效应化学反应热效应是指化学反应中伴随着能量的吸收或释放。
对于任何一种化学反应来说，热效应是一个重要的物理性质。
了解和研究化学反应热效应不仅可以帮助我们理解反应过程中能量转化的规律，还对于工业生产和环境保护等方面有着重要的应用。
本文将重点介绍化学反应热效应的概念、计算方法以及相关应用。
一、化学反应热效应的概念化学反应热效应是指化学反应过程中伴随着的能量变化。
在一定条件下，化学反应发生时，会伴随着能量的转变，即反应物与生成物间的键能或化学势能的差异。
根据能量的转变方向，化学反应热效应可以分为吸热反应和放热反应两种类型。
吸热反应是指在反应中，反应物吸收了外界的热量，使得反应物的内能增加。
吸热反应常伴随着温度的升高，反应过程需要外界提供能量。
常见的吸热反应包括溶解固体、蒸发液体等。
放热反应则是指在反应中，反应物向外界释放热量，使得反应物的内能减少。
放热反应通常伴随着温度的降低。
大多数常见的化学反应都是放热反应，例如燃烧反应、酸碱中和反应等。
二、计算化学反应热效应的方法计算化学反应热效应的方法主要有燃烧热计算法、生成焓计算法和平衡态焓变计算法。
燃烧热计算法是通过将反应物完全燃烧得到的热量来计算反应热效应。
该方法要求反应物能够完全燃烧，并且燃烧产物相对稳定。
这种方法常用于有机化合物的热量计算。
生成焓计算法是通过已知反应物和生成物的标准生成焓来计算反应热效应。
标准生成焓是指在标准状态下，1mol物质生成的焓变。
通过测量标准生成焓的数值，可以计算反应热效应。
平衡态焓变计算法是基于反应物和生成物的标准熵和标准焓的关系来计算反应热效应。
根据熵变原理，可以得出平衡态焓变与标准熵和标准焓的关系，从而计算反应热效应。
三、化学反应热效应的应用化学反应热效应在许多领域有着广泛的应用，以下将介绍其中几个重要的应用。
1. 工业生产在工业生产过程中，化学反应热效应的应用非常广泛。
许多工业反应需要加热或者冷却才能顺利进行，因此对反应热效应的准确测定对于工业生产至关重要。
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化学反应过程的热效应第四章化学反应过程的热效应物质世界的各种变化总是伴随着各种形式的能量变化。
定量的研究能量相互转化过程中所遵循规律的学科称为热力学。
热力学只能预测变化发生的可能性及其限度，不能告知变化所需的时间及其历程。
化学热力学是把热力学基本原理用于研究化学现象以及与化学有关的物理现象，是用能量转换的基本规律预测化学反应起始时的变化方向和终止时的平衡位置。
化学平衡是化学反应在指定条件下达最大限度时的热力学平衡状态，对于有关化学平衡问题的定量描述是热力学基本原理在酸碱反应、沉淀反应、氧化还原反应、配位反应等化学反应中最重要的应用。
4.1基本概念4.1.1系统和环境为了明确讨论的对象，把被研究的那部分物质或空间称为系统，系统以外与系统相联系的其它部分称为环境。
系统和环境是相互依存、相互制约的。
如研究BaCl2和Na2S O4在水溶液中的反应，含有这两种物质及其反应产物的水溶液是系统，溶液之外的烧杯和周围的空气等就是环境。
按照系统和环境之间物质和能量的交换关系，可把系统分为三种：系统与环境之间既无能量交换又无物质交换的系统称为孤立系统或隔离系统；只有能量交换而无物质交换的系统称为封闭系统；既有能量交换又有物质交换的系统称为敞开系统。
4.1.2. 状态和状态函数系统的状态是由其一系列宏观性质所确定的。
例如气体的状态可由温度（T）、压力（p）、体积（V）及各组分的物质的量（n）等宏观性质确定。
确定系统状态的宏观性质称为状态函数。
上述的T、p、V、n等都是状态函数。
系统的状态一定，状态函数的数值就有一个相应的确定值（状态一定,值一定）。
如果状态发生变化，只要始态和终态一定，状态函数（如T）的变化量（ΔT）就只有唯一的数值，不会因始态至终态所经历的途径不同而改变。
也就是说，从始点（T1）经不同途径到达终点（T2）时的变化量（ΔT=T2–T1）是相等的（殊途同归变化等）。
如果变化的结果是仍回到了始态，则其变化量为零（周而复始变化零）。
状态函数的这些特征，对本章将要介绍的新的状态函数热力学能（U ）、焓（H ）、熵（S ）、吉布斯自由能（G ）等的数据处理有着重要的作用。
根据系统的状态函数（宏观性质）与系统中物质数量的关系，可将这些性质分为两类。
一类称为广度性质，如体积、质量等。
加和性是广度性质的基本特征，即其数值与系统中物质的数量成正比。
例如在等温定压下将体积为V 1的氮气与体积为V 2的氖气混合后，系统的总体积为（V 1+V 2）。
另一类称为强度性质，取决于系统自身的性质，没有加和性。
例如两杯温度均为T K 的水混合后，其温度不会是2T K ，而仍然是T K 。
有些广度性质彼此相除后得到的是强度性质，例如密度、摩尔质量、物质的量浓度等。
系统中有些性质间是有一定依赖关系的，所有性质中只有几个性质是独立的，只要这几个独立性质确定后，其余性质也就随之而定。
例如，对于理想气体，压力p 、体积V 、物质的量n 和温度T 间有pV =nRT 的函数关系，只要知道这四个变量中的任意三个，就可以求出第四个。
又如水的温度T 一经确定，则水的蒸气压，密度等性质也就被确定了。
4.1.3 过程和途径系统状态发生变化的经过称为过程。
例如液体的蒸发、固体的溶解、化学反应、气体的膨胀或压缩等都是不同的过程。
如果系统状态的变化中系统的温度保持不变，且始终与环境温度相等，则称此变化为等温过程；如果是在压力保持不变的条件下进行的，则称此变化为定压过程；过程中体积不变的为定容过程；系统状态变化过程中系统与环境之间没有热交换时称为绝热过程。
系统由始态到终态的变化，可以经由不同的方式来完成，这种由同一始态变到同一终态的不同方式就称为不同的途径。
例如1mol 氧气由温度300K ，压力100kPa 的始态变化到温度400K ，压力200kPa 的终态，可通过不同的途径实现。
例如，先是等温过程后为定压过程的途径Ⅰ，或先为定压过程后为等温过程的途径Ⅱ：途径Ⅰ−−−→−等温过程 −−−→−定压过程 1mol O 2，300K ，1mol O 2，300K ，1mol O 2，400K ，−−−→−定压过程 −−−→−等温过程始态 终态途径Ⅱ图4-1不同途径的示意图由此可知，只要系统的始终态一定，无论系统变化的途径如何，其状态函数的变化值是相同的。
实际的变化过程往往比较复杂，但根据上述状态函数的性质，可以设想出其它比较简单的途径来计算状态函数的变量，其结果与实际进行的过程一样。
化学热力学的内容，实际上就是在一定的条件下，利用一些特定的状态函数变量来解决变化过程中能量交换以及变化方向和限度问题。
状态函数的这种特性可使复杂问题大大简化。
4.1.4热和功系统和环境之间由于温度差的存在而传递的能量称为热，用符号Q 表示，并规定系统吸热Q 为正值，系统放热Q 为负值。
热是因能量传递而表现出来的，它总是与途径相联系的，即与途径有关。
不能说系统含有多少热，而只能说系统在变化时吸收或放出了多少热。
所以，热不是状态函数。
在热力学中，除热以外，系统与环境之间以其它形式交换或传递的能量称为功，以符号W 表示。
功的数值和热一样是以系统的实际得失来衡量的，规定系统从环境得功W 为正值，系统对环境做功W 为负值。
在给定系统的始态和终态后，W 的数值与系统所经历的途径有关，所以功也不是状态函数。
热力学中将功分为体积功（无用功）和非体积功两类。
体积功是由于系统体积变化时反抗外力做功而与环境交换的能量。
在有气体参加的反应中，若始终态的压力p 均等于环境压力p ，则体积功W= -p ΔV，ΔV 为终态气体体积V 2与始态气体的体积V 1之差（V 2–V 1）。
热力学中把除体积功以外的各种形式的功统称为非体积功，也称为其它功或有用功，如电功、表面功、机械功等。
热和功的单位为J 或kJ 。
4.1.5 热力学能热力学能是热力学系统内各种形式的能量总和，所以也称为内能。
它包括组成1mol O 2，400K ，系统的各种粒子（如分子，原子，电子，原子核等）的动能（如分子的平动能、振动能、转动能等）以及粒子间相互作用的势能（如分子的吸引能、排斥能，化学键能等）。
热力学能用符号U表示，单位为J或kJ。
热力学能的大小与系统的温度、体积、压力以及物质的量有关。
温度反映系统中各粒子运动的激烈程度，温度越高，粒子运动越激烈，系统的能量就越高。
体积（或压力）反映粒子间的相互距离，因而反映了粒子间的相互作用势能。
物质与能量两者是不可分割的，所以系统中所含物质的量越多，系统的能量就越高。
可见，热力学能是温度、体积（或压力）及物质的量的函数，因而是状态函数。
虽然热力学能是系统的状态性质，但其绝对值无法得知，只能利用热力学方法求出始终态热力学能的改变值，而这正是解决热力学实际问题的基本方法。
4.1.6 热力学的标准状态状态函数中热力学能U及焓H和吉布斯自由能G等热力学函数的绝对值是无法确定的。
为了便于比较不同状态时它们的相对值，需要规定一个状态作为比较的标准。
所谓标准状态，是在指定温度T和标准压力pθ（100kPa）下该物质的状态，简称标准态。
对具体系统而言，纯理想气体的标准态是该气体处于标准压力pθ下的状态；混合理想气体的标准态是指任一气体组分的分压力为pθ的状态；纯液体（或纯固体）物质的标准态是标准压力pθ下的纯液体（或纯固体）。
溶液中溶质的标准态，是在指定温度T和标准压力pθ，质量摩尔浓度bθ=1 mol·kg-1的状态。
因压力对液体和固体的体积影响恒很小，故可将溶质的标准态浓度改用cθ=1 mol·L-1代替。
应当注意的是，由于标准态只规定了压力pθ，而没有指定温度，所以与温度有关的状态函数的标准状态应注明温度。
为了便于比较，国际理论和应用化学联合会（IUPAC）推荐选择298.15K作为参考温度。
所以，通常从手册或专著查到的有关热力学数据大都是298.15K 时的数据。
298.15K时，标准态的温度条件可不注明。
4.2化学反应的反应热4.2.1热力学第一定律人们经过长期的科学实验和生产实践，在19世纪中叶总结出了能量守恒和转化定律：“自然界的一切物质都具有能量；能量有各种不同的形式，能够从一种形式转化为另一种形式；在转化过程中，能量不生不灭，总值不变”。
能量守恒与转化定律应用于热力学系统，就称为热力学第一定律。
热和功是热力学中能量交换的两种形式，在封闭系统中，若环境对系统做功W ，系统从环境吸热Q ，则系统的能量必有增加。
根据能量守恒与转化定律，这部分能量必然使系统的热力学能增加。
系统热力学能的改变值ΔU 为W 与Q 之和。
ΔU =Q +W （4-7）式（4-7）就是封闭系统中热力学第一定律的数学表达式，Q 和W 分别表示变化过程中系统与环境传递或交换的热和功。
热力学能的绝对值虽然难以确定，但可以通过热和功求出。
热力学能是广度性质的状态函数，具有加和性。
例4-1 2mol 氢气和1mol 氧气在373K 和100kPa 下反应生成水蒸气，放出483.6kJ 的热量。
求生成1mol 水蒸气时的Q 和ΔU 。
解： ① 2H 2(g )+O 2(g )=2 H 2O(g ) Q 1= -483.6kJ·mol -1 ② H 2(g )+ 21O 2(g )= H 2O(g ) Q 2=21Q 1= -241.8kJ·mol -1 设反应物和生成物都具有理想气体的性质，pV =nRT ，则系统的体积功 W = -p ΔV = -ΔnRT其中Δn 为系统中气体物质的量的变化值，Δn =n （H 2O ）–[n （H 2）+21n （O 2）]=1mol –（1mol+0.5mol ）= -0.5mol故 W = -ΔnRT = -（-0.5mol ）×373K ×8.314J ·K -1·mol -1=1.50kJ即对每摩尔反应来说， W =1.50kJ ·mol -1所以 ΔU m =Q = -241.8kJ·mol -1+1.50kJ ·mol -1= -240.3kJ ·mol -1 4.2.2 化学反应热为了定量研究化学反应过程中的热量变化，提出了反应热的概念。
反应热是指化学反应发生后，使产物的温度回到反应物的温度，且系统不做非体积功（有用功）时，所吸收或放出的能量。
由于热与过程有关，在讨论反应热时不但要明确系统的始、终态，还应指明具体的过程。
通常最重要的过程是定容过程和定压过程。
1.定容热若系统在变化过程中保持体积恒定，此时的热称为定容热，用符号Q v 表示。
ΔU =Q +W =Q v -p ΔV =Q v (4-8)在定容不做其它功的条件下，系统热力学能的改变量在数值上等于定容热。