化学反应热效应的计算.pptx

化学反应一般为敞口容器，即恒压下反应，故讨论化学反应焓变ΔH很重要。
利用盖斯定律进行求算
1840年Hess .(1802-1850年）根据一系列的实验事实提出了盖斯定律：
不管化学反应是一步完成或是分几步完成，过程中的热效应总是相同的。或者说，总反应的热效应等于各分反应热效应之和。
Q
A+B → G+H
Q1↓ ↑Q2
→ C+D →
下面是一个应用盖斯定律计算热效应的实际例子:
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例1-1：在恒压()和恒温()下，求下反应的热效应:
C (石墨)+1/2O2(g) = CO (g)
试问,该反应的热效应是否能用实验测量得到?
采用何办法来测算?
根据盖斯定律，我们可以设计如下反应途径：
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Q= Q1+ Q2
Q1 = Q-Q2=[(-)-(-)]kJ·mol-1
= - kJ·mol-1
C(s) + O2(g)
Q
CO(g) + O2(g)
12
Q1
Q2
CO2(g)
测得　Q = - kJ·mol-1, Q2 = - kJ·mol-1
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用标准摩尔生成热求算
标准摩尔生成焓（标准生成热）：在标准态下、298K时，由最稳定的单质生成1mol化合物时的焓变，用ΔｆHｍӨ表示．最稳定的碳是?
　　其中“ｆ”表示生成反应，m表示反应进度为1mol，其单位为kJ·mol–1。
例如，NaCl(s)、CaCO3(s)、NO(g) 的标准生成焓         应分别是下述反应的标准焓变：
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= –·mol –1
Ca(s)+C(石墨)+3/2O2(g) → CaCO3(s),
1/2N2(g)+1/2O2(g) → NO(g),
= +·mol-1
Na(s)+1/2Cl2(g) →NaCl(s),
= –·mol –1
● 关于生成焓的几点注意：
1) 稳定态单质的生成焓ΔHfө ＝0
2) 生成焓并非一个新概念，而只是一种特定的焓变。
3) 物质焓的绝对值H无法测定，生成焓是一种相对值，有些是实验测定的，有些则是间接计算的。当知道了各种物质的生成焓，就可以容易地计算许多化学反应的焓变。
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利用标准摩尔生成热求反应热
ΔfHｍ,2Ө= ΔrHｍӨ + ΔｆHｍ,1Ө
或 ΔrHｍӨ = ΔｆHｍ,2Ө - ΔｆHｍ,1Ө
标准状态,298K,反应物
标准状态,298K,产物
ΔrHｍӨ
标准状态,298K,稳定单质
ΔfHｍ,2Ө
ΔfHｍ,1Ө
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例1-2  利用标准生成焓，计算下列反应的标准热效应：
Al2O3(s)+6HCl(g)=2AlCl3(s)+3H2O(g)
解 自附录二中分别查出反应中各物质的标准生成焓（        ）；注意各物质的聚集态；代入数值时不要忘记各物质化学式前的计量系数：
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Al2O3(s)+6HCl(g)=2AlCl3(s)+3H2O(g)
kJ/mol - - - -
热效应为正值，表明该反应吸热；主要原因是生成物H2O为气态，吸收了相当数量的热。
= kJ·mol-1
kJ·mol-1
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用燃烧热求反应热
标准摩尔燃烧热(ΔｃHｍӨ )：
×105Pa 下，1mol物质完全燃烧时的热效应。
反应物
产 物
各种燃烧产物
(反)
(产)
（1-6）
有机物燃烧时释放出热量，因此可以利用其标准摩尔燃烧热来求算反应热．
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例:已知甲醇和甲醛的燃烧热分别为mol-1及mol-1，求反应
CH3OH(l) + 1/2O2(g) → HCHO(g) + H2O(l)
的反应热。
解：
HCHO(g) + O2 (g) = CO2 (g) + H2O(l) （1）
rHq1 = 56