物理化学第1章+热力学第一定律课件

物理化学物理化学本章目录本章目录 2.1 热力学概论热力学概论 2.2 几个基本概念几个基本概念 2.3 热力学第一定律热力学第一定律 2.4 体积功体积功 2.5 热热 2.6 热力学第一定律在理想气体体系中的应用热力学第一定律在理想气体体系中的应用 2.7 热力学第一定律在化学变化中的应用热力学第一定律在化学变化中的应用 2.8 反应热与温度的关系反应热与温度的关系基尔霍夫定律基尔霍夫定律 大纲大纲学习基本要求学习基本要求（1）理解热力学的一些基本概念，掌握）理解热力学的一些基本概念，掌握状态函数状态函数的特点；的特点；（2）掌握内能）掌握内能U和焓和焓H都是都是状态函数状态函数，热热Q和功和功W都是与都是与过程过程相联系的物理量；相联系的物理量；（3）掌握运用）掌握运用状态函数状态函数特点分析和处理特点分析和处理问题的方法；问题的方法；（4）理解）理解可逆过程可逆过程与最大功的概念；与最大功的概念；（5）掌掌握握热热力力学学第第一一定定律律的的表表述述与与数数学学表表达达式式，掌掌握握理理想想气气体体在在定定温温、定定压压、定定容容和和绝绝热过程中的热过程中的D DU、D DH、Q及及W的计算；的计算；（6）理理解解反反应应进进度度与与反反应应热热效效应应的的概概念念，掌掌握握热热力力学学第第一一定定律律与与盖盖斯斯定定律律的的关关系系，能能熟熟练练地地应应用用盖盖斯斯定定律律由由生生成成热热、燃燃烧烧热热等等热热力力学数据计算常温下的化学反应热；学数据计算常温下的化学反应热；大纲大纲学习基本要求学习基本要求2.1 热力学概论热力学概论 热力学是研究能量（热力学是研究能量（热和功热和功）相互）相互转化转化过程中所应遵循的规律的科学。过程中所应遵循的规律的科学。热力学第一定律热力学第一定律能量守恒能量守恒热力学第二定律热力学第二定律能量转化的方向能量转化的方向 和限度和限度热力学第三定律热力学第三定律热力学基本原理应用于化学变化过程及热力学基本原理应用于化学变化过程及与化学有关的物理变化过程，即构成与化学有关的物理变化过程，即构成化学化学热力学热力学。主要解决两大问题：主要解决两大问题：(1)化学过程中能量转化的衡算化学过程中能量转化的衡算(2)判断化学反应进行的方向和限度判断化学反应进行的方向和限度 2.1 热力学概论热力学概论 2.2 几个基本概念几个基本概念1.1.系统和环境系统和环境 在研究时被划分出来作为研究对象的在研究时被划分出来作为研究对象的物体称为物体称为系统（系统（System）；系统以外与系统以外与系统有相互作用的周围部分称为系统有相互作用的周围部分称为环境环境（Surroundings）。系统分类系统分类与环境的关系与环境的关系物质交换物质交换能量交换能量交换（1）敞开系统）敞开系统（2）密闭（封闭）系统）密闭（封闭）系统（3）隔绝（孤立）系统）隔绝（孤立）系统1.1.系统和环境系统和环境敞开系统敞开系统 密闭系统密闭系统 隔绝系统隔绝系统1.1.系统和环境系统和环境 2.2 几个基本概念几个基本概念2.2.状态和状态性质状态和状态性质系统的宏观性质如物质的质量系统的宏观性质如物质的质量m、压力压力p、温度温度T、体积体积V、浓度浓度c、粘度粘度等称为系统等称为系统的的状态性质状态性质，又称，又称状态函数状态函数。系统的系统的状态状态是系统的物理性质和化学是系统的物理性质和化学性质的综合表现。性质的综合表现。另包括热力学能另包括热力学能U，焓，焓H，亥姆霍兹函，亥姆霍兹函数数A，吉布斯函数，吉布斯函数G等等状态和状态性质的单值对应关系状态和状态性质的单值对应关系系统的所有性质确定之后，系统的系统的所有性质确定之后，系统的状态就完全确定。状态就完全确定。2.2.状态和状态性质状态和状态性质系统的状态确定之后，它的所有性系统的状态确定之后，它的所有性质均有唯一确定的值。质均有唯一确定的值。p系统的状态改变，至少会有一个状态性系统的状态改变，至少会有一个状态性质会改变？质会改变？p只要有一个状态性质变化，系统的状态只要有一个状态性质变化，系统的状态就会变化？就会变化？p系统的状态变化，所有状态函数都变化？系统的状态变化，所有状态函数都变化？状态性质（函数）的分类状态性质（函数）的分类（1）容量性质（广度性质）容量性质（广度性质）（2）强度性质）强度性质2.2.状态和状态性质状态和状态性质两个容量性质的比即为一强度性质。两个容量性质的比即为一强度性质。其数值其数值与与系统中所含系统中所含物质的量成正比物质的量成正比，具有简单加和性。具有简单加和性。如质量如质量m、体积体积V、内能内能U、熵熵S、焓焓H、热容量热容量Cp等等等等其数值其数值与与系统所含系统所含物质的量无关物质的量无关，不，不具有加和性。具有加和性。如温度如温度T、压力压力p、浓度浓度c等等。等等。状态函数的特征状态函数的特征2.2.状态和状态性质状态和状态性质状态函数的值状态函数的值只与系统当前的状态有只与系统当前的状态有关，与这个状态是怎样变化得来的无关，与这个状态是怎样变化得来的无关。关。系统经历某过程后，系统经历某过程后，状态函数的改变状态函数的改变值值只决定于过程的始态和终态，与所经只决定于过程的始态和终态，与所经历的具体途径无关。历的具体途径无关。状态函数之间相互关联状态函数之间相互关联对纯物质单相系统，确定系统的状态只对纯物质单相系统，确定系统的状态只需要需要3个状态函数的值，一般为个状态函数的值，一般为T，p，n2.2.状态和状态性质状态和状态性质系统的某一状态性质发生变化，至少会系统的某一状态性质发生变化，至少会引起另外一个（或多个）性质也变化。引起另外一个（或多个）性质也变化。确定系统的状态，只需要几个状态性质，确定系统的状态，只需要几个状态性质，其他性质由状态函数之间的相互关联决定。其他性质由状态函数之间的相互关联决定。2.2 几个基本概念几个基本概念3.过程和途径过程和途径 系统状态所发生的一切变化均系统状态所发生的一切变化均称为称为“过程过程”。定温过程定温过程定压过程定压过程循环过程循环过程过程过程途径途径系统由一个始态变化到另一终态，所系统由一个始态变化到另一终态，所经由的方式或具体步骤称为经由的方式或具体步骤称为途径途径。途径途径 途径途径 3.过程和途径过程和途径由同一始态到同一终态，可以有多种由同一始态到同一终态，可以有多种途径，如：途径，如：2.2 几个基本概念几个基本概念4.4.热力学平衡态热力学平衡态 系统与环境之间没有任何物质和能系统与环境之间没有任何物质和能量的交换，系统中各个状态性质均不量的交换，系统中各个状态性质均不随时间变化，则称系统处于随时间变化，则称系统处于热力学平热力学平衡态衡态。（1 1）热平衡热平衡：若系统内部无绝热壁存在，若系统内部无绝热壁存在，系统各部分温度相等。系统各部分温度相等。（2 2）机械平衡机械平衡：若系统内部无刚壁存在，若系统内部无刚壁存在，系统各部分压力相等。系统各部分压力相等。（3 3）相平衡相平衡：若系统内存在有几个相，相若系统内存在有几个相，相与相之间无物质转移。与相之间无物质转移。（4 4）化学平衡化学平衡：系统的组成不随时间而改系统的组成不随时间而改变，即没有宏观化学反应进行。变，即没有宏观化学反应进行。热力学平衡态包含内容热力学平衡态包含内容4.4.热力学平衡态热力学平衡态 2.3 热力学第一定律热力学第一定律热力学第一定律的表述热力学第一定律的表述“自然界中一切物质都具有一定能量，自然界中一切物质都具有一定能量，能量有各种不同形式，但不管如何转换，能量有各种不同形式，但不管如何转换，能量既不能创造，也不能消灭，在转换过能量既不能创造，也不能消灭，在转换过程中，总能量是保持不变的程中，总能量是保持不变的”。“第一类永动机不可能存在第一类永动机不可能存在”。热力学第一定律的实质就是热力学第一定律的实质就是能量守恒和能量守恒和转化转化定律。定律。2.3 热力学第一定律热力学第一定律热力学第一定律的数学表达式热力学第一定律的数学表达式U=Q W dU=Q W 2.3 热力学第一定律热力学第一定律1.内能的概念内能的概念内能的绝对值能否测量？内能的绝对值能否测量？不包括系统不包括系统整体的动能和位能整体的动能和位能。内能（内能（U）是系统内部各种运动形态的能是系统内部各种运动形态的能量的总和，包括量的总和，包括分子的平动能分子的平动能，振动能振动能，转转动能动能，以及，以及电子的能量电子的能量，原子核的能量原子核的能量，以，以及及分子间相互作用的位能分子间相互作用的位能等等。等等。内能是一种容量性质的内能是一种容量性质的状态函数状态函数，其单位为焦耳（其单位为焦耳（J）。）。？1.内能的概念内能的概念内能的特点内能的特点内能函数的改变值内能函数的改变值U只决定于系统只决定于系统的始末态，而与途径无关。的始末态，而与途径无关。内能的全微分内能的全微分对纯物质单相密闭系统，当把内能表示为：对纯物质单相密闭系统，当把内能表示为：U=f(T,V)对于系统的微小变化，则有对于系统的微小变化，则有1.内能的概念内能的概念 2.3 热力学第一定律热力学第一定律2.功和热的概念功和热的概念由于温度之差而在系统与环境之间传递由于温度之差而在系统与环境之间传递的能量称为的能量称为热热，以，以Q表示。表示。热热习惯：习惯：系统从环境吸收热量，系统从环境吸收热量，Q0 系统向环境放出热量，系统向环境放出热量，Q0除了热以外，能量传递的其它任何形除了热以外，能量传递的其它任何形式统称为式统称为功功，以，以W表示。表示。2.功和热的概念功和热的概念功功习惯：习惯：环境对系统作功，环境对系统作功，W0；系统对环境作功，系统对环境作功，W0。功和热都与系统所进行的具体功和热都与系统所进行的具体过程相联系，与途径有关。过程相联系，与途径有关。都不是状态函数。都不是状态函数。2.功和热的概念功和热的概念热和功的特点热和功的特点 2.4 体积功体积功功功体积功体积功We电功电功表面功表面功等等等等非体积功非体积功Wf或或W 2.4 体积功体积功1.体积功体积功因系统体积变化而引起的系统与环境因系统体积变化而引起的系统与环境间交换的功称为体积功。间交换的功称为体积功。几种膨胀过程的体积功几种膨胀过程的体积功（1）气体向真空膨胀（自由膨胀）气体向真空膨胀（自由膨胀）p外外=0,W=01.体积功体积功几种膨胀过程的体积功几种膨胀过程的体积功（2）恒外压膨胀）恒外压膨胀1.体积功体积功几种膨胀过程的体积功几种膨胀过程的体积功（2）恒外压膨胀）恒外压膨胀1.体积功体积功几种过程的体积功几种过程的体积功（3）p外外=p-dp1.体积功体积功几种过程的体积功几种过程的体积功（3）p外外=p-dp1.体积功体积功 2.4 体积功体积功2.可逆过程与不可逆过程可逆过程与不可逆过程W1W2W2 =W1 2.4 体积功体积功2.可逆过程与不可逆过程可逆过程与不可逆过程W2 =W1W2 =W1系统回复原状时，系统回复原状时，环境中没有功的得环境中没有功的得失；失；2.可逆过程与不可逆过程可逆过程与不可逆过程环境中也没有热环境中也没有热的得失。的得失。？系统回复到原状系统回复到原状时，环境亦回复到时，环境亦回复到原状。原状。2.可逆过程与不可逆过程可逆过程与不可逆过程 某过程进行之后，若系统恢复原某过程进行之后，若系统恢复原状的同时，环境也能恢复原状而未留状的同时，环境也能恢复原状而未留下任何永久性的变化，则该过程称为下任何永久性的变化，则该过程称为“热力学可逆过程热力学可逆过程”。恒外压膨胀恒外压膨胀2.可逆过程与不可逆过程可逆过程与不可逆过程系统和环境能否系统和环境能否同时恢复原状？同时恢复原状？2.可逆过程与不可逆过程可逆过程与不可逆过程定温的情况下，系统在定温的情况下，系统在可逆过程中所做的功为最可逆过程中所做的功为最大功。大功。定温情况下，环境在可定温情况下，环境在可逆过程中所消耗的功为最逆过程中所消耗的功为最小功。小功。2.可逆过程与不可逆过程可逆过程与不可逆过程热力学可逆过程的特征热力学可逆过程的特征系统始终无限接近平衡态系统始终无限接近平衡态过程的推动力无限小过程的推动力无限小系统和环境可由原过程逆方向同时恢复到系统和环境可由原过程逆方向同时恢复到原态，且复原后系统与环境之间没有热和功原态，且复原后系统与环境之间没有热和功的交换。的交换。变化无限缓慢，完成任一有限量的任务需变化无限缓慢，完成任一有限量的任务需要无限长时间。要无限长时间。2.可逆过程与不可逆过程可逆过程与不可逆过程可逆过程是一个极限的理想过程。可逆过程是一个极限的理想过程。研究可逆过程的用处：研究可逆过程的用处：（1）确定提高实际过程的效率的可能性。）确定提高实际过程的效率的可能性。（2）求解重要热力学函数的变化值。）求解重要热力学函数的变化值。2.4 体积功体积功3.可逆相变的体积功可逆相变的体积功s,lg:蒸气为理想气体：蒸气为理想气体：2.5 热和热容热和热容由于温度之差而在系统与环境之由于温度之差而在系统与环境之间间传递的能量传递的能量。1.热热不是状态函数。不是状态函数。系统所进行的具体过程相联系，与系统所进行的具体过程相联系，与途径有关。途径有关。没有非体积功、无相变、无化学没有非体积功、无相变、无化学变化，物质温度升高变化，物质温度升高1K所需要的热量。所需要的热量。某温度下的某温度下的热容：热容：2.5 热和热容热和热容2.热容热容平均热容：平均热容：热容也不是状态函数，与途径有关。热容也不是状态函数，与途径有关。定容热容：定容热容：2.2.热容热容定容热容和定压热容定容热容和定压热容摩尔定容热容：摩尔定容热容：JK-1mol-1JK-1定压热容：定压热容：JK-1摩尔定压热容：摩尔定压热容：JK-1mol-1定容热容和定压热容定容热容和定压热容CV,m、Cp,m都与温度有关。都与温度有关。Cp,m较多用，可用经验关系式表达：较多用，可用经验关系式表达：a,b,c,c为经验常量，可在相关手册中查到为经验常量，可在相关手册中查到2.2.热容热容 2.5 热和热容热和热容无非体积功时：无非体积功时：3.定容热定容热QV与内能与内能U定容时，定容时，dV=03.定容热定容热QV与内能与内能U适用范围：封闭系统、定容、无适用范围：封闭系统、定容、无Wf、无相变和化学变化。无相变和化学变化。4.定压热定压热Qp与焓与焓H定压过程，定压过程，p外外p1p2 2.5 热和热容热和热容Wf=0时时4.定压热定压热Qp与焓与焓H H：焓。焓。焓焓是状态函数，具有容量性质，量纲与是状态函数，具有容量性质，量纲与U同。同。其绝对值无法测算。其绝对值无法测算。定压且没有非体积功定压且没有非体积功的过程中，密闭系的过程中，密闭系统吸收的热量在量值上等于系统焓的增统吸收的热量在量值上等于系统焓的增加，即加，即Qp=H。4.定压热定压热Qp与焓与焓H适用范围：封闭系统、定压、无适用范围：封闭系统、定压、无Wf、无相变和化学变化。无相变和化学变化。4.定压热定压热Qp与焓与焓HU、H、D DU、D DH、Qp、QV的区别与联系的区别与联系1.是否状态函数？是否状态函数？2.能否测量？能否测量？3.有何关系？有何关系？2.5 热和热容热和热容 2.6 热一律在理想气体体系中的应用热一律在理想气体体系中的应用l盖吕萨克焦耳实验盖吕萨克焦耳实验l理想气体的理想气体的Cp和和CVl绝热过程绝热过程温度计温度计水浴水浴气气体体真真空空推论推论气体与环境无热交换，气体与环境无热交换，Q=0。向真空膨胀，向真空膨胀，p外外=0，W=0。据热力学第一定律：据热力学第一定律：U=Q+W=0。实验现象实验现象：气体向真空膨胀，：气体向真空膨胀，水浴水浴D DT=0。结论结论：温度一定时，理想气体的内能：温度一定时，理想气体的内能U是一定值，是一定值，与体积、压力无关。与体积、压力无关。盖吕萨克焦耳实验（理气的内能和焓）盖吕萨克焦耳实验（理气的内能和焓）焦耳实验中，焦耳实验中，dT=0,dU=0,而而dV 0,纯物质单相纯物质单相封闭系统：封闭系统：理想气体理想气体的内能只是温度的函数，与体积的内能只是温度的函数，与体积或压力无关。或压力无关。同理可证：同理可证：U=U(T)盖吕萨克焦耳实验（理气的内能和焓）盖吕萨克焦耳实验（理气的内能和焓）H=U+pV同理：同理：即：即：H=H(T)理想气体的焓也只是温度的函数，与体积或理想气体的焓也只是温度的函数，与体积或压力无关。压力无关。盖吕萨克焦耳实验（理气的内能和焓）盖吕萨克焦耳实验（理气的内能和焓）理想气体定温过程理想气体定温过程D DU=0 D DH=0 盖吕萨克焦耳实验（理气的内能和焓）盖吕萨克焦耳实验（理气的内能和焓）由于理想气体的由于理想气体的U和和H只是温度只是温度T的函数，当的函数，当T0时，有：时，有：Q=W由于由于U=Q+W，则，则W依据具体过程求解。依据具体过程求解。理想气体变温过程理想气体变温过程定容变温：定容变温：若体积也变化，若体积也变化，U=U(T)，与，与V、p无关，无关，因此因此V、p变化不会引起变化不会引起U的变化。的变化。理想气体变温过程，不论是否定容，理想气体变温过程，不论是否定容，都有都有同理同理:前提：封闭系统，前提：封闭系统，Wf=0，无化学变化，无相变。，无化学变化，无相变。理想气体的理想气体的Cp和和CVCp和和CV的关系：的关系：理气理气Cp,m和和CV,m的值的值单原子分子系统单原子分子系统双原子分子（或线型分子）系统双原子分子（或线型分子）系统多原子分子（非线型）系统多原子分子（非线型）系统理想气体的理想气体的Cp和和CV理想气体变温过程理想气体变温过程对于封闭系统中，对于封闭系统中，Wf=0，无化学变化，无相，无化学变化，无相变的理想气体变温过程：变的理想气体变温过程：由于理想气体的由于理想气体的CV,m、Cp,m是常数，与是常数，与T无无关，则关，则理想气体绝热过程理想气体绝热过程理想气体绝热可逆过程方程理想气体绝热可逆过程方程绝热可逆过程绝热可逆过程Vs定温可逆过程定温可逆过程绝热可逆过程绝热可逆过程Vs绝热不可逆过程绝热不可逆过程绝热过程绝热过程:理想气体绝热过程理想气体绝热过程温度温度T的变化：的变化：Q=0，则，则U=W绝热膨胀绝热膨胀，W0，U0，U0，U，则，则T。理想气体绝热可逆过程方程理想气体绝热可逆过程方程绝热可逆过程绝热可逆过程Vs定温可逆过程定温可逆过程过程方程过程方程绝热可逆绝热可逆定温可逆定温可逆常数常数常数常数绝热过程曲线较绝热过程曲线较“陡陡”。同一始态出发，降低相同一始态出发，降低相同的压力时，绝热过程终同的压力时，绝热过程终态体积较小；态体积较小；增大相同的体积时，绝增大相同的体积时，绝热过程终态压力也较小。热过程终态压力也较小。理气绝热不可逆过程理气绝热不可逆过程由同一始态出发，绝热可逆过程和绝热不可由同一始态出发，绝热可逆过程和绝热不可逆过程，达不到相同的终态。逆过程，达不到相同的终态。两个终态压力相同时，不可逆膨胀过程做功两个终态压力相同时，不可逆膨胀过程做功少，终态温度较高。少，终态温度较高。2.82.8 热力学第一定律在化学变化中的应用热力学第一定律在化学变化中的应用反应进度等压、等容热效应热化学方程式盖斯定律几种规定焓等压、等容热效应等压、等容热效应反应热效应反应热效应 当体系发生反应之后，使产物的温度回到反应前始态时的温度，体系放出或吸收的热量，称为该反应的热效应。等压热效应等压热效应Qp 反应在等压下进行所产生的热效应为Qp，如果不作非体积功，则Qp=rH。等容热效应等容热效应QV 反应在等容下进行所产生的热效应为QV,如果不作非体积功，QV=rU,氧弹量热计中测定的是QV。等压、等容热效应等压、等容热效应当反应进度为1 mol 时：式中 是生成物与反应物气体物质的量之差值，并假定气体为理想气体。或 Qp（H）与）与QV（U）的关系的关系2.定容反应热与定压反应热定容反应热与定压反应热D DrU与与D DrH的关系的关系=WeQp=2.定容反应热与定压反应热定容反应热与定压反应热反应体系中只有固体、液体时：反应体系中只有固体、液体时：反应中有气体，且视为理想气体时：反应中有气体，且视为理想气体时：D DrU与与D DrH的关系的关系反应进度（反应进度（extent of reaction ）20世纪初比利时的Dekonder引进反应进度 的定义为：和 分别代表任一组分B 在起始和 t 时刻的物质的量。是任一组分B的化学计量数，对反应物取负值，对生成物取正值。设某反应 单位：mol例：反应例：反应 ，起始时，起始时N2为为1mol，H2为为2mol，NH3为为3mol，反应一段反应一段时间后，时间后，N2剩余剩余0.5mol，求反应进度求反应进度。如果反应方程式为如果反应方程式为 反应进反应进度又是多少？度又是多少？反应进度（反应进度（extent of reaction ）起始起始 1mol 2mol 3mol结束结束 0.5mol 反应或生成反应或生成 0.5mol 1.5mol 1mol0.5mol 4molx x的值与选取哪的值与选取哪种物质参与计算无种物质参与计算无关。关。反应进度（反应进度（extent of reaction ）x x的值与计量方程式的写法有关。的值与计量方程式的写法有关。起始起始 1mol 2mol 3mol结束结束 0.5mol 反应或生成反应或生成 0.5mol 1.5mol 1mol0.5mol 4mol反应进度（反应进度（extent of reaction ）反应进度（反应进度（extent of reaction ）D DrUm与与D DrHm由于反应进度与方程式系数有关，因此DrUm与DrHm的数值也与方程式系数有关。热化学方程式热化学方程式 表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方程式。因为U，H的数值与体系的状态有关，所以方程式中应该注明物态、温度、压力、组成等。对于固态还应注明结晶状态。例如：298.15 K时 式中：表示反应物和生成物都处于标准态时，在298.15 K，反应进度为1 mol 时的焓变。p代表气体的压力处于标准态。热化学方程式热化学方程式焓的变化反应物和生成物都处于标准态反应进度为1 mol反应（reaction）反应温度热化学方程式热化学方程式反应进度为1 mol，表示按计量方程反应物应全部作用完。若是一个平衡反应，显然实验所测值会低于计算值。但可以用过量的反应物，测定刚好反应进度为1 mol 时的热效应。反应进度为1 mol，必须与所给反应的计量方程对应。若反应用下式表示，显然焓变值会不同。标准态标准态 随着学科的发展，压力的标准态有不同的规定：标准态用符号“”表示，表示压力标准态。最老的标准态为 1 atm1985年GB规定为 101.325 kPa1993年GB规定为 1105 Pa。标准态的变更对凝聚态影响不大，但对气体的热力学数据有影响，要使用相应的热力学数据表。压力的标准态标准态标准态气体的标准态：压力为 的理想气体，是假想态。固体、液体的标准态：压力为 的纯固体或纯液体。标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。一般298.15 K时的标准态数据有表可查。为方便起见，298.15 K用符号表示。盖斯定律（盖斯定律（Hesss law）1840年，根据大量的实验事实盖斯提出了一个定律：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，当然要保持反应条件（如温度、压力等）不变。应用：对于进行得太慢的或反应程度不易控制而无法直接测定反应热的化学反应，可以用盖斯定律，利用容易测定的反应热来计算不容易测定的反应热。盖斯定律盖斯定律例如：求C(s)和 生成CO(g)的反应热。已知：（1）（2）则（1）-（2）得（3）（3）化合物的生成焓燃烧焓几种规定焓化合物的生成焓化合物的生成焓没有规定温度，一般298.15 K时的数据有表可查。生成焓仅是个相对值，相对于稳定单质的焓值（等于零）。标准摩尔生成焓（standard molar enthalpy of formation）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：（物质，相态，温度）化合物的生成焓化合物的生成焓例如：在298.15 K时这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：反应焓变为：化合物的生成焓化合物的生成焓 为计量方程中的系数，对反应物取负值，生成物取正值。利用各物质的摩尔生成焓求化学反应焓变：在标准压力 和反应温度时（通常为298.15 K）燃烧焓燃烧焓下标“c”表示combustion。上标“”表示各物均处于标准态。下标“m”表示反应进度为1 mol时。在标准压力下，反应温度时，物质B完全氧化成相同温度的指定产物时的焓变称为标准摩尔燃烧焓（Standard molar enthalpy of combustion）用符号 (物质、相态、温度)表示。燃烧焓燃烧焓指定产物通常规定为：金属 游离态显然，规定的指定产物不同，焓变值也不同，查表时应注意。298.15 K时的燃烧焓值有表可查。燃烧焓燃烧焓例如：在298.15 K及标准压力下：则 显然，根据标准摩尔燃烧焓的定义，所指定产物如 等的标准摩尔燃烧焓，在任何温度T时，其值均为零。利用燃烧焓求化学反应的焓变利用燃烧焓求化学反应的焓变化学反应的焓变值等于各反应物燃烧焓的总和减去各产物燃烧焓的总和。例如：在298.15 K和标准压力下，有反应：（A）（B）（C）(D)则用通式表示为：利用燃烧焓求生成焓利用燃烧焓求生成焓 用这种方法可以求一些不能由单质直接合成的有机物的生成焓。该反应的反应焓变就是 的生成焓，则：例如：在298.15 K和标准压力下：反应热的测量反应热的测量量热计法量热计法根据根据 求求D DrH。将样品置于高压氧弹中，用电火花点燃使其充分燃烧，测量氧弹外水浴的温度变化，可测量定容热D DrU。2.9 反应热（相变热）与温度的关系 基尔霍夫定律 反应焓变值一般与温度关系不大。如果温度区间较大,在等压下虽化学反应相同，但其焓变值则不同。在1858年首先由Kirchoff提出了焓变值与温度的关系式，所以称为Kirchoff定律，有两种表示形式。也是温度的函数，只要将Cp-T的关系式代入，就可从一个温度时的焓变求另一个温度下的焓变。如有物质发生相变，就要进行分段积分。xX+yY(T)zZ(T)xX+yY(298K)zZ(298K)2.9 反应热（相变热）与温度的关系 基尔霍夫定律xX+yY(T)zZ(T)xX+yY(298K)zZ(298K)2.9 反应热（相变热）与温度的关系 基尔霍夫定律2.9 反应热（相变热）与温度的关系 基尔霍夫定律xX+yY(T)zZ(T)一般，热容与温度的关系：一般，热容与温度的关系：2.9 反应热（相变热）与温度的关系 基尔霍夫定律或：或：a、b、c可查表获得可查表获得D DH0由某温度下的反应热数据求得。由某温度下的反应热数据求得。因此，已知某温度下的反应热，则可求因此，已知某温度下的反应热，则可求得任意其他温度的反应热。得任意其他温度的反应热。2.9 反应热（相变热）与温度的关系 基尔霍夫定律如变温过程中出现其他相变过程，则不可直接如变温过程中出现其他相变过程，则不可直接套用基尔霍夫方程。应设计新的途径。套用基尔霍夫方程。应设计新的途径。(298K)2.9 反应热（相变热）与温度的关系 基尔霍夫定律