无机化学中标准摩尔反应焓变的计算
《无机化学》第2章化学基础知识
p1
p2
②蒸汽压下降的规律
拉乌尔定律： 一定温度下难挥发性非电解质
稀溶液的蒸汽压下降值（△p）与
溶液质量摩尔浓度的关系： △p=K·b（B）
蒸汽压下降公式：△p=K·b（B）
△p ：蒸汽压的下降值
K：比例常数 b(B)：溶液的质量摩尔浓度
n (B ) b (B )＝ m (A )
（2)沸点升高
p总Vi = niRT
Vi ni pi φi＝ ＝x i＝ ＝ V总 n 总 p总
结论： 体积分数=摩尔分数=压力分数
课本P17：
例题2-1： 在0.0100 m3容器中含有2.50×10-3 mol
H2、1.00×10-3 mol He和3.00×10-4 mol Ne，
在35℃时，各气体分压是多少？总压为多
m (B ) ρ(B )＝ V
单位：g/L
各种浓度表示方法比较
浓度表示方法 概念∑ 公式 单位
1、物质的量浓度 单位体积溶液中所含溶质B的物质的量
c (B )＝
ρ(B )＝
b (B )＝
n (B ) mol/L V
m (B ) g/L V
n (B ) m (A )
mol/kg
2、质量浓度
单位体积溶液中所含溶质B的质量。
凝固点的降低与溶液的质量摩尔 浓度成正比：
△Tf=Kf·b（B）
凝固点降低公式：△Tf=Kf·b（B）
△Tf ：凝固点降低数值。
Kf：凝固点降低常数。 b(B)：质量摩尔浓度。
（Kf只随溶剂不同而不同 ）
例题2-3：
溶解2.76 g甘油于200 g水中，测得凝 固点为-0.279℃，已知水的Kf=1.86 K· Kg· mol-1，求甘油的相对分子质量。
无机化学——释疑与习题解析上
无机化学——释疑与习题解析(第二版)上(总29页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--第二章热化学（自测试题）1、填空题（每空一分，共20分）（1）热是能量传递的一种形式，系统吸热，Q>0；系统放热，Q<0；定压下气体所做的体积功W=-p ex(V2-V1)；气体膨胀时，体积功W<0。
若NaOH溶液与HCl溶液正好中和时，系统的焓变Δr HΘ=a ，则其热力学能的变化Δr UΘ = a -1。
这是一个均（单）相反应。
（2）反应进度§的单位是mol ;反应计量式中反应物B的计量数vB<0。
生成物的vB>0。
（3）由石墨制取金刚石的焓变Δr H mΘ>0,燃烧相同质量的石墨和金刚石，石墨燃烧放出的热量更多。
Δf H mΘ(O3,g,298K) 0。
（4）已知298K时下列热化学方程式:○12NH3（g） N2（g）+3H2（g）Δr H mΘ= ○2H2（g）+1/2O2（g） H2O(g) Δr H mΘ= ○34NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g) Δr H mΘ= 试确定Δf H mΘ(NH3,g,298K)=；Δf H mΘ(H2O,g,298K)=。
由NH3（g）生产(g)则放出热量为× 103kJ。
（5）已知反应HCN(aq)+OH-（aq） CN-(aq)+H2O(l)的Δr H mΘ=反应H+（aq）+OH-（aq） H2O(l)的Δr H mΘ=。
Δf H mΘ(OH-,aq)=则Δf H mΘ(H+,aq)= ,HCN(aq)在水中的解离反应方程式为HCN（aq）H+(aq)+CN-(aq),该反应的Δr H mΘ=。
2、选择题（每小题一分，共7分）（1）下列物理量中，属于状态函数的是（ A ）（A）H （B）Q （C）ΔH （D）ΔU（2）按化学热力学中的规定,下列物质中标准摩尔生成焓为零的是（ B ）（A）Na(l) (B) P4（白磷，s） (C)O3(g) （D）I2（g）(3)298K时反应C（s）+CO2(g) 2CO(g)的Δr H mΘ=a ,则在定温定压下，该反应的Δr U mΘ=( C )。
无机化学 第五版第二章 热化学
4
热力学的标准状态
(1) 气体物质的标准状态，是气体在指定温度T，压力p ＝ p的状态， p＝100 kPa; (2) 纯固体和液体的标准状态，分别是在指定温度T，压 力p ＝ p时纯固体和纯液体的状态； (3) 溶液中溶质B的标准状态，是在指定温度T，压力p ＝
p，质量摩尔浓度b ＝ b时溶质的状态， b ＝ 1
l
热和功均不是状态函数 ① 热和功是与过程相联系的物理量，系统不发生变
化，就没有热或功，故热和功均不是状态函数。
② 在处理热和功的问题时，不仅要考虑过程，还必
须考虑途径。
一定量的理想气体，从压强 p1 ＝ 16×105 Pa，体积 V1＝ 1×10 －3 m3 经过两个途径分别恒温膨胀至压强 p2 ＝ 1×105 Pa，体积 V2 ＝ 16×10－3 m3 的状态。
U Q p pex V
U 2 U1 Q p pex V2 V1 U 2 U1 Q p p2V2 p1V1 Q p (U 2 p2V2 ) U1 p1V1
令：U + pV = H ——焓，状态函数
H = H2 - H1 ——焓变
U 2 U1 U
热力学能变化只与始态、终态有关， 与变化途径无关。
2.2.3 热力学第一定律
热力学第一定律的实质是能量守恒与 转化定律。
U1 Q U W 2
U2 = U 1 + Q + W U2 - U1 = Q + W
V1
pex
l
对于封闭系统热力学第一定律的数学 表达式为： U Q W
统的热焓
焓Ｈ ① 焓是系统的状态函数，其数值的大小只与始态和
终态有关，与途径无关；
无机化学应知应会
无机化学应知应会班级___________姓名___________ _第一章化学反应中的质量关系和能量关系基本要求：1．化学计量数和反应进度的概念2．状态函数及其特征3．状态函数焓（Ｈ）及焓变（ΔＨ）4．标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）和标准摩尔生成焓（ΔfＨ°m，298）；5．标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）的计算。
重点：状态函数焓、标准摩尔生成焓的概念和标准摩尔反应焓变的计算。
难点: 标准摩尔生成焓和标准摩尔反应焓变的区别。
标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）及计算：（１）．标准摩尔生成焓ΔfＨ°m，298每种物质i有标准摩尔生成焓，其定义为：在标准态（Ｐ°＝１０１３２５ｐａ）和２９８Ｋ，由稳定单质生成单位物质的量某物质时的焓变（即恒压热），称为该物质的标准摩尔生成焓，H°m，298，ｉ，单位为ｋＪ²ｍｏｌ－１．表示为Δf稳定单质的标准摩尔生成焓为０．（２）．标准摩尔反应焓变ΔrＨ°m，298的计算根据各反应物和生成物的标准摩尔生成焓ΔfＨ°m，298求反应的标准摩尔焓变ΔrＨ°m，298ΔrH°m,298＝Σ(νΔf H°m298，i)生成物＋Σ(νΔf H o,m298，i)反应物练习题判断练习：1、系统的焓变等于恒压反应热。
.....................（+）2、在恒温恒压下，某化学反应的热效应Q p=△H＝H2－H1，因为H是状态函数，故Q p也是状态函数。
答：（--）3、系统的焓等于系统的热量。
答：（--）4、在一玻璃球内装有气体（可视作理想气体），连接着另一真空的玻璃球，打开两球之间的活塞使之相通，则系统（取两玻璃球为系统）的熵值增大。
答：（+）5、∆r H大，并不预示其反应速率快。
答：（+）6、同一聚集状态的物质B的标准熵值与所处温度有关，其规律为S(B，高温)>S(B，低温)。
无机化学中标准摩尔反应焓变的计算
无机化学中标准摩尔反响焓变的计算热力学是无机化学课程的重要组成局部,它是以热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律为根底,主要解决化学反响中能量转化及化学反响进行的方向和程度问题,其中焓变计算是解决等压情况下反响中能量转化问题、进行吉布斯自由能变变计算进而判断反响进行程度和方向的根底。
在无机化学课程中,通常忽略温度、压力对焓变的影响,同时,对于非标准状态下的反响来说,反响焓变还没有一定的计算公式。
本文对无机化学中标准状态下反响焓变的计算方法进行了归纳和总结,便于学生更好地理解和掌握。
一、计算标准摩尔反响焓变的理论根底计算标准摩尔反响焓变的理论根底是Hess定律,即在恒容或恒压条件下,一个化学反响不管是一步完成或分几步完成,其反响热(即摩尔反响焓变)完全相同。
Hess定律的实质是指出了反响只取决于物质的初、终状态,而与经历的具体途径无关。
其重要意义在于能使热化学方程式像代数方程式一样进行加、减运算,从而可以应用化学反响的热效应,间接算得未知化学反响的热效应,解决那些难以测量或根本不能测量的反响热效应问题。
应用时要注意:将的热化学方程式进行线性组合的结果必须与欲求的未知化学反响的状态完全相同,包括温度、压力及各物质的相态,并且这些化学反响都是在等温、等压或等温、等容条件下进行的,都不做其他功能[1]。
焓的绝对值是无法确定的,但可以采用相对焓值。
焓是状态函数,状态函数的最主要特点是其变化值只取决于系统的始态和终态,而与系统变化的途径无关。
因此,以Hess定律为理论根底,可以求得反响的摩尔焓变。
三、结语标准摩尔反响焓变的计算是无机化学热力学局部计算的根底,焓的绝对值不可测,只能测其相对值,其概念多、计算公式多,学生掌握起来有一定的难度。
通过以上的归纳和总结,使化学反响标准摩尔焓变的计算系统化,有助于大学生对焓变计算的理解和掌握,有助于提高无机化学课程教学的质量。
化学反应标准摩尔焓变
化学反应标准摩尔焓变在化学反应中，摩尔焓变是一个重要的物理量，它描述了化学反应过程中物质的热力学变化。
摩尔焓变是指在标准状态下，1摩尔物质参与化学反应时所吸收或释放的热量。
化学反应的摩尔焓变可以通过实验测定得到，也可以通过热力学计算得到。
本文将介绍化学反应的标准摩尔焓变的概念、计算方法以及其在化学领域中的重要意义。
化学反应的标准摩尔焓变是指在标准状态下，1摩尔物质参与化学反应时所吸收或释放的热量。
标准状态是指气体在1大气压下，液体和固体在1标准大气压下，温度为298K。
标准状态下的摩尔焓变用ΔH°表示。
ΔH°可以为正值，表示吸热反应，也可以为负值，表示放热反应。
化学反应的标准摩尔焓变可以通过实验测定得到。
实验测定的方法通常是在恒压条件下，将反应物加热至反应温度，然后测定反应前后的温度变化，根据热容和温度变化计算出反应热量。
实验测定得到的摩尔焓变可以用于热力学计算和工程实践中的应用。
化学反应的标准摩尔焓变也可以通过热力学计算得到。
热力学计算的方法通常是利用热力学数据和反应平衡常数，根据热力学定律和化学反应的热力学方程计算出摩尔焓变。
热力学计算得到的摩尔焓变可以用于预测化学反应的热力学性质和优化化学工艺。
化学反应的标准摩尔焓变在化学领域中具有重要的意义。
首先，它可以用于研究化学反应的热力学性质，包括反应热、反应焓、反应熵等。
其次，它可以用于设计和优化化学工艺，例如在工业生产中确定反应条件、提高反应产率、降低能耗等。
最后，它还可以用于研究新材料的合成和储能材料的设计，例如电池、催化剂等。
总之，化学反应的标准摩尔焓变是化学热力学的重要概念，它描述了化学反应过程中物质的热力学变化。
摩尔焓变可以通过实验测定和热力学计算得到，它在化学领域中具有重要的应用价值，对于理解化学反应的热力学性质、优化化学工艺、研究新材料等都具有重要意义。
希望本文对化学领域的研究和工程实践有所帮助。
标准摩尔生成焓计算
标准摩尔生成焓计算摩尔生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质生成的焓变化量。
它是化学反应热力学性质的重要参数，对于理解化学反应的热力学过程具有重要的意义。
在实际应用中，我们经常需要计算物质的摩尔生成焓，以便进行工艺设计、燃烧热分析等方面的工作。
本文将介绍如何计算标准摩尔生成焓的方法，并举例说明。
首先，我们需要了解标准状态的定义。
在化学中，标准状态通常指物质处于1大气压（1 atm）和25摄氏度（298.15K）的状态。
在这种状态下，物质的摩尔生成焓可以通过以下公式进行计算：ΔH° = ΣnΔHf°(产物) ΣmΔHf°(反应物)。
其中，ΔH°表示标准摩尔生成焓，ΔHf°表示标准生成焓，n和m分别表示产物和反应物的摩尔数。
在实际计算中，我们需要首先确定反应物和产物的化学方程式，并且查找它们在标准状态下的标准生成焓数值。
然后，根据上述公式，将这些数值代入计算，即可得到标准摩尔生成焓的数值。
举例说明，以CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)为例，计算该反应的标准摩尔生成焓。
首先，我们需要查找每种物质在标准状态下的标准生成焓数值，然后代入公式进行计算，最终得到结果。
通过以上步骤，我们可以得到该反应的标准摩尔生成焓为-802.3 kJ/mol。
这个数值告诉我们，在标准状态下，1摩尔CH4生成CO2和H2O所释放的热量为-802.3 kJ。
这个结果对于工业生产、燃烧热分析等方面具有重要的应用价值。
总之，标准摩尔生成焓的计算是化学热力学研究中的重要内容，掌握这一计算方法对于理解化学反应的热力学过程、进行工艺设计和燃烧热分析等方面具有重要意义。
通过本文的介绍和举例，相信读者对于标准摩尔生成焓的计算方法有了更深入的了解，希望本文对您有所帮助。
标准摩尔反应焓变
标准摩尔反应焓变
摩尔反应焓变是指在化学反应中，反应物和生成物之间的热力
学变化。
在标准状态下，摩尔反应焓变可以用来描述化学反应的热
力学性质，对于理解和预测化学反应过程具有重要意义。
首先，我们来看一下摩尔反应焓变的定义。
摩尔反应焓变（ΔH）是指在标准状态下，反应一摩尔物质所释放或吸收的热量。
它可以
用来描述化学反应的放热或吸热性质。
当ΔH为负值时，表示反应
放热；当ΔH为正值时，表示反应吸热。
摩尔反应焓变的计算可以通过热化学方程式来实现。
热化学方
程式是化学反应方程式的一种，它不仅包括了化学反应的物质变化，还包括了反应过程中的热量变化。
通过热化学方程式，我们可以计
算出反应的摩尔反应焓变。
在实际应用中，摩尔反应焓变可以用来计算化学反应的热效应。
比如，在工业生产中，我们可以通过摩尔反应焓变来计算反应过程
中的热量变化，从而确定反应的热效应，为工艺设计和控制提供重
要依据。
此外，摩尔反应焓变还可以用来预测化学反应的热力学性质。
通过对反应物和生成物的摩尔反应焓变进行比较，我们可以判断反应是放热还是吸热的，从而对反应过程有一个初步的了解。
总之，摩尔反应焓变在化学领域中具有重要的应用价值。
它不仅可以用来描述化学反应的热力学性质，还可以用来计算热效应和预测反应的热力学行为。
通过对摩尔反应焓变的研究和应用，我们可以更深入地了解化学反应过程，为化学工程和工艺控制提供理论支持和技术指导。
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无机化学中标准摩尔反应焓变的计算
热力学是无机化学课程的重要组成部分，它是以热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律为基础，主要解决化学反应中能量转化及化学反应进行的方向和程度问题，其中焓变计算是解决等压情况下反应中能量转化问题、进行吉布斯自由能变变计算进而判断反应进行程度和方向的基础。
在无机化学课程中，通常忽略温度、压力对焓变的影响，同时，对于非标准状态下的反应来说，反应焓变还没有一定的计算公式。
本文对无机化学中标准状态下反应焓变的计算方法进行了归纳和总结，便于学生更好地理解和掌握。
一、计算标准摩尔反应焓变的理论基础
计算标准摩尔反应焓变的理论基础是hess定律，即在恒容或恒压条件下，一个化学反应不论是一步完成或分几步完成，其反应热（即摩尔反应焓变）完全相同。
hess定律的实质是指出了反应只取决于物质的初、终状态，而与经历的具体途径无关。
其重要意义在于能使热化学方程式像代数方程式一样进行加、减运算，从而可以应用已知化学反应的热效应，间接算得未知化学反应的热效应，解决那些难以测量或根本不能测量的反应热效应问题。
应用时要注意：将已知的热化学方程式进行线性组合的结果必须与欲求的未知化学反应的状态完全相同，包括温度、压力及各物质的相态，并且这些化学反应都是在等温、等压或等温、等容条件下进行的，都不做其他功能[1]。
焓的绝对值是无法确定的，但可以采用相对焓值。
焓是状态函数，状态函数的最主要特点是其变化值只取决于系统的始态和终态，而与系统变化的途径无关。
因此，以hess定律为理论基础，可以求得反应的摩尔焓变。
三、结语
标准摩尔反应焓变的计算是无机化学热力学部分计算的基础，焓的绝对值不可测，只能测其相对值，其概念多、计算公式多，学生掌握起来有一定的难度。
通过以上的归纳和总结，使化学反应标准摩尔焓变的计算系统化，有助于大学生对焓变计算的理解和掌握，有助于提高无机化学课程教学的质量。