無機化學資料講解課件

無機化學PPT無機化學PPT2.無機化學的教學內容理論部分：①平衡問題：化學、離子、氧化還原、配合；②結構部分：原子、分子、晶體；③化學熱力學和化學動力學。元素分論2.無機化學的教學內容理論部分：二、無機化學的學習方法①課前做好預習；②課上認真聽講，做好筆記；③課后認真、獨立、及時完成作業(yè)并善于總結；④重視實驗；⑤培養(yǎng)、加強自學能力。主要參考書：《無機化學》（大連工學院編著）；《無機化學》（武漢大學等編，高教版）；《無機化學》（北師大等編，高教版）。二、無機化學的學習方法①課前做好預習；1.本門課程常用的計量單位（1）基本單位：長度l(m)；時間t(s)；質量m(kg)；電流強度I(A)；熱力學溫度T(K)；物質的量n(mol)。（2）常用的導出單位：頻率v(Hz=s-1)；壓強p(Pa=N·m-2)；能量、功、熱(J=N·m)；電壓、電動勢E(V=J?C-1)；體積V(m3=103dm3)；密度ρ(kg?m-3)；物質的量濃度c(mol?L-1)三、本門課程常用的計量單位和有效數(shù)字1.本門課程常用的計量單位三、本門課程常用的計量單位和有效（3）單位換算英文中文符號舉例

103kilo千kkg10-3milli毫mml，mg10-6micro微uug，ul10-9nano納nnm，ng（3）單位換算2.有效數(shù)字（1）有效數(shù)字的含義：有效數(shù)字是指實際測量得到的數(shù)值，允許最后一位是估計數(shù)值。例如：分析天平的最小刻度為0.0001g，讀數(shù)必須精確到0.0001g，沒有估讀。2.有效數(shù)字加減法：以小數(shù)點后面位數(shù)最少的為標準，在計算過程中，允許其它數(shù)值多保留一位，最后結果四舍五入。0.3827+25.113+13.2=0.38+25.11+13.2=38.69=38.7乘除法：以有效數(shù)字位數(shù)最少的為標準，在計算過程中，允許其它數(shù)值多保留一位，最后結果四舍五入。0.1545×3.1/0.112=0.154×3.1/0.112=4.2625=4.3（2）有效數(shù)字在計算中的規(guī)定加減法：以小數(shù)點后面位數(shù)最少的為標準，在計算過程中，允許其它對數(shù)運算中：所取對數(shù)位數(shù)與真數(shù)有效數(shù)字位數(shù)相等。pH=兩位有效數(shù)字c(H+)=2.1×10–13molL–1兩位有效數(shù)字決定13？12.68對數(shù)值有效數(shù)字的位數(shù)取決于小數(shù)部分數(shù)字的位數(shù)。對數(shù)運算中：所取對數(shù)位數(shù)與真數(shù)有效數(shù)字位數(shù)相等。pH=兩位第1章化學反應中的質量關系和能量關系第1章第1章化學反應中的第1章1.1物質的聚集態(tài)和層次1.2化學中的計量1.3化學反應中的質量關系1.4化學反應中的能量關系本章小結

目錄1.1物質的聚集態(tài)和層次目錄一、物質的聚集態(tài)1.物質的三態(tài)氣體、液體和固體三種聚集狀態(tài)。三種狀態(tài)在一定溫度、壓力條件下可以互相轉化，也可共存。2.等離子態(tài)在足夠高的溫度或輝光放電條件下，氣體分子會部分甚至幾乎完全解離為原子并進一步電離為氣態(tài)陽離子。當電離產生的帶電粒子達到一定的密度并能持續(xù)存在足夠長的時間，這種高電離的氣體與原來未電離時相比，性質上發(fā)生了根本的變化呈現(xiàn)出一種新的狀態(tài)—等離子態(tài)。輝光：輝光放電管中，由于電極間產生稀薄氣體放電現(xiàn)象而在陰極附近產生的光。是低壓氣體中顯示輝光的氣體放電現(xiàn)象。一、物質的聚集態(tài)1.物質的三態(tài)2.等離子態(tài)輝光：輝光放電管二、物質的層次物理學家把自然界的物質按個體或粒子的空間尺度大小及運動規(guī)律劃分為四個層次：層次空間尺度遵循運動規(guī)律實例宇觀>106m相對論力學地球、太陽宏觀>(10-7~106)m牛頓力學交通工具介觀>(10-9~10-7)m納米粒子微觀<10-9m量子力學原子、分子二、物質的層次物理學家把自然界的物質按個體1.2.1相對原子質量和相對分子質量（復習自學）1.2.2物質的量及其單位（復習自學）1.2.3摩爾質量和摩爾體積（復習自學）1.2.4物質的量濃度（復習自學）1.2.5氣體的計量1.2.1相對原子質量和相對分子質量（復習自學）1.理想氣體A：分子只占有位置而不占有體積；B：分子間無吸引力；C：分子之間及分子與氣壁間的碰撞不造成動能損失。

在高溫低壓下，許多實際氣體很接近理想氣體。一、理想氣體狀態(tài)方程1.理想氣體一、理想氣體狀態(tài)方程常用來描述氣體性質的物理量有：壓強p、體積V、溫度T、物質的量n。波義耳定律當n和T一定時：理想氣體的V與p成反比，可表示為：

V∝1/p

V.p=常數(shù)或V

1p

1=V

2p

22.理想氣體狀態(tài)方程查理—蓋呂薩克定律當n

、p一定時：理想氣體的V與T成正比，可表示為：

V∝T阿佛加德羅定律當p

、T一定時:理想氣體的V與n成正比，可表示為：V∝n常用來描述氣體性質的物理量有：壓強p、體積V、溫度合并以上三個經驗定律表示式：V∝nT/p

上式的比例常數(shù)為R，則：V=nRT/p

通常寫作：pV=nRT——理想氣體狀態(tài)方程。在國際單位制下：p－Pa;V－m3；T－K；n－mol；根據氣體摩爾體積的概念得：R=pV/nT=101325Pa×22.414×10-3m3/1mol×273K=8.3144Pa?m3?mol-1?K-1

=8.3144J?mol-1?K–18.314合并以上三個經驗定律表示式：V∝nT/pR=pV/二、道爾頓分壓定律1.分壓力：恒溫時，組分氣體單獨占有混和氣體總體積時具有的壓力。用pi表示i組分的分壓。道爾頓分壓定律：1801年道爾頓指出，混合氣體的總壓力p等于各組分氣體的分壓之和。表示為p=∑p

i適用范圍：適用于理想氣體，對低壓下的真實氣體混合物近似適用。例：室溫下，用排水集氣法收集氫氣，所得氫氣實際上是氫氣和水蒸氣的混合氣體，氣體總壓p=p(氫氣)＋p(水蒸氣)。根據分壓的定義：p

i?V=ni?R?T二、道爾頓分壓定律1.分壓力：恒溫時，組分氣體單獨占有混和推導過程：設體積為V的容器中，有a、b、c三種氣體，如果它們都是理想氣體，各物質的量ni分別為：na、nb、nc，根據道爾頓分壓定律，各組分氣體的分壓pi分別為pa、pb、pc

混合的理想氣體與單一的理想氣體的狀態(tài)方程式有相同的形式xa＝na/nt、xb＝nb/nt、xc＝nc/nt分別叫做組分氣體a、b、c的摩爾分數(shù)，也叫做物質的量分數(shù)（無量綱的量），是濃度的一種表示方法。pi=p?xi表明：組分氣體i的分壓pi等于混合氣體的總壓p與組分氣體i的摩爾分數(shù)xi之積。推導過程：設體積為V的容器中，有a、b、c三種氣體，如果它們由于混合氣體總體積為：V＝ntRT/p前式除以后式，得：

Vi/V＝xi

式中Vi/V叫做組分氣體i的體積分數(shù)。2.分體積：相同溫度T下，若組分氣體i具有和混合氣體相同的壓力p，此時組分氣體i單獨占有的體積為Vi，Vi稱為組分氣體i的分體積。則：Vi＝niRT/p因此，可以得到：pi＝pVi/Vpi＝pVi/V表示：組分氣體i的分壓pi等于混合氣體總壓p與組分氣體i的體積分數(shù)之積。由于混合氣體總體積為：V＝ntRT/p2.分體積：相同溫度例：298K，101.3kPa時，取某煤氣烴分析知其摩爾分數(shù)為：CO為60.0%，H2O(g)為10.0%，其他氣體為30.0%，氣體體積為30L,，求煤氣烴中p(CO)、p(H2O)及n(CO)、n(H2O)。解：根據p

i=p?xi

p(CO)=60.0%×101.3=60.8kPa；

p(H2O)=10.1kPa；根據p

V=nRT求出n(CO),n(H2O)。

例：298K，101.3kPa時，取某煤氣烴分析知其摩爾1.3.1應用化學方程式的計算（復習自學，重點為產率、含量的計算）1.3.2化學計量數(shù)與反應進度1.3.1應用化學方程式的計算一、化學計量數(shù)（ν

）某化學反應方程式：cC+dD=yY+zZ

移項得：0=–cC–dD+yY+zZ

令：–c=νC，–d=νD，y=νY，z=νZ代入上式得：0=νCC+νDD+νyY+νZZ

即：0=Σν

BB—化學反應的計量方程一、化學計量數(shù)（ν）某化學反應方程式：cC+dD=一般用化學反應計量方程表示化學反應中質量守恒關系，通式為：B稱為B的化學計量數(shù)。符號規(guī)定：反應物B為負；產物B為正。如：N2+3H2=2NH3，

N2、H2、NH3的化學計量數(shù)分別為(N2)=-1、(H2)=-3、(NH3)=2。一般用化學反應計量方程表示化學反應中質量守恒關系，通式為：二、反應進度（ξ

）反應進度ξ

的定義：對于反應0=ΣνBBnB

為物質B的物質的量，dnB表示微小的變化量?；蚨x二、反應進度（ξ）反應進度ξ的定義：對于反應0=ΣνB由上式可見：⑴對于一定的計量方程式，νB為定值，所以ξ隨物質B的物質的量變化ΔnB而變化。ξ可以反映反應的程度，所以稱為反應進度。⑵由于νB為無量綱的純數(shù)，ΔnB的單位為mol，所以ξ的單位為mol，且為正值。⑶根據計量方程式，各物質ΔnB之比等于其計量系數(shù)νB之比，所以對確定的化學反應方程式來說，ξ的值與選用反應式中何種物質的物質的量的變化進行計算無關。由上式可見：⑴對于一定的計量方程式，νB為定值，所以ξ隨物質如：N2+3H2=2NH3，當ξ0=0時有足量的N2、H2，而n(NH3)=0若Δn

B為下列值時，由ξ=Δn

B/νB可求出對應的ξ值。

Δn(N2)/mol，Δn(H2)/mol，Δn(NH3)/mol，ξ/mol000–1/2–3/21–1–32–2–64

01/212如：N2+3H2=2NH3，當ξ0=0時有足量的⑷對于指定的計量方程式，當ΔnB等于νB時，ξ等于1mol,也就是說，物系按計量方程進行了一次完全反應。思考：反應進度與化學反應方程式的書寫有關嗎？如對于反應：0

=–N2

–3H2+2NH3

，當有1molNH3生成時，反應進度為0.5mol。若將反應寫成則反應進度為1mol。有關。⑷對于指定的計量方程式，當ΔnB等于νB時，ξ等于1mol,同一化學反應，若反應方程式寫法不同(νB不同），相同反應進度時各物質的物質的量的變化會不同。如當ξ=1mol時：

Δn(N2)/mol，Δn(H2)/mol，Δn(NH3)/mol1/2N2+3/2H2=NH3–1/2–3/21

N2+3H2=2NH3–1–32同一化學反應，若反應方程式寫法不同(νB不同），相同反應進度1.4.1基本概念和術語1.4.2反應熱與反應的焓變1.4.3應用標準摩爾生成焓計算標準摩爾反應焓變1.4.1基本概念和術語1.定義體系：作為研究對象的物質系統(tǒng)。環(huán)境：體系之外與體系有密切關系的物質或空間。一、體系和環(huán)境1.定義一、體系和環(huán)境2.體系的分類敞開體系

有物質和能量交換封閉體系

只有能量交換附圖1.1體系的分類孤立體系

無物質和能量交換按體系與環(huán)境間物質和能量的交換關系，通常將體系分為：2.體系的分類敞開體系

有物質和能量交換封閉體系

只有能量二、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)體系的狀態(tài)：熱力學中，把描述體系的一切宏觀性質的總和稱為體系的狀態(tài)。有平衡和非平衡態(tài)之分。狀態(tài)函數(shù)：把確定體系狀態(tài)的宏觀性質的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。如：p，V，T,n

。1.定義體系的性質：組成、體積、壓力、溫度、密度、粘度等一系列用來描述體系狀態(tài)的宏觀物理量。二、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)體系的狀態(tài)：熱力學中，把描述體系的一切宏觀（1）狀態(tài)函數(shù)是狀態(tài)的單值函數(shù)。（2）當系統(tǒng)的狀態(tài)發(fā)生變化時，狀態(tài)函數(shù)的變化量只與系統(tǒng)的始、末態(tài)有關，而與變化的實際途徑無關。附圖1.2狀態(tài)函數(shù)的性質系統(tǒng)壓力從3po變?yōu)閜°等溫過程等溫過程2.狀態(tài)函數(shù)的特點（1）狀態(tài)函數(shù)是狀態(tài)的單值函數(shù)。附圖1.2狀態(tài)函數(shù)的性質系（3）相關性：體系同一狀態(tài)的各個狀態(tài)函數(shù)之間存在一定的制約關系。（4）周而復始變化為零。（5）狀態(tài)函數(shù)的組合仍為狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化等，周而復始變化零。記憶（3）相關性：體系同一狀態(tài)的各個狀態(tài)函數(shù)之間存在一定的制約關3.狀態(tài)函數(shù)的分類狀態(tài)函數(shù)可分為兩類：廣度性質：與物質的量有關，其量值具有加和性，如體積、質量等。強度性質：與物質的量無關，其量值不具有加和性，如溫度、壓力等。3.狀態(tài)函數(shù)的分類狀態(tài)函數(shù)可分為兩類：廣度性質：與物質的量三、過程與途徑

系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生任何的變化稱為過程；

實現(xiàn)一個過程的具體步驟稱途徑。思考：過程與途徑的區(qū)別。25℃，105Pa100℃，105Pa25℃，5×105Pa100℃，5×105Pa恒溫過程恒壓過程恒壓過程恒溫過程始態(tài)終態(tài)附圖1.3不同途徑的示意圖三、過程與途徑系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生任何的變化稱為過程；實現(xiàn)一個過四、熱和功2.符號熱的符號為Q，體系吸熱為“+”，體系放熱為“–”；功的符號為W，體系對環(huán)境做功為“–”，環(huán)境對體系做功為“+”。體系和環(huán)境之間的兩種能量傳遞形式。單位：kJ或J。1.定義熱：在物理或化學變化的過程中，體系與環(huán)境之間因溫差而傳遞的能量。功：在物理或化學變化的過程中，體系與環(huán)境之間除熱之外以其他形式傳遞的能量。四、熱和功2.符號體系和環(huán)境之間的兩種能量傳遞形式。單位：體積功：由于體積變化而反抗外力與環(huán)境交換的功w體。

非體積功：所有其它的功統(tǒng)稱為非體積功w′。3.體積功與非體積功思考：1mol理想氣體，密閉在1)氣球中，2)鋼瓶中；將理想氣體的溫度提高20oC時，是否做了體積功？1)做體積功，2)未做體積功。w=w體+w′體積功：由于體積變化而反抗外力與環(huán)境交換的功w體。3.體4.體積功w體的計算等外壓過程中，體積功w體=–p

外(V2–V1)=–p外ΔV

pp外

=F/Al

p外

=F/A，l=ΔV/A，因此，體積功w體=F·

l

=–(p外·

A)·(ΔV/A)

=–

p外

ΔV附圖1.4體積功示意圖4.體積功w體的計算等外壓過程中，體積功pp外=F/5.理想氣體的體積功理想氣體的狀態(tài)方程：pV=nRT

附例1.1

1mol理想氣體從始態(tài)100kPa,22.4dm3經等溫恒外壓p2=50kPa膨脹到平衡，求系統(tǒng)所做的功。解：終態(tài)平衡時的體積為：負值表示系統(tǒng)對外做功。V2=p1V1/p2=100000Pa×22.4×10-3m3/50000Pa=44.8×10-3m3w體=–p外ΔV=–50000Pa×(44.8–22.4)×10-3m3=–1120J5.理想氣體的體積功理想氣體的狀態(tài)方程：pV=nRT思考：功和熱是不是狀態(tài)函數(shù)？功和熱都不是狀態(tài)函數(shù)。p

2ΔVp

1

ΔV

兩個過程不同，所作的功也不相同，綠線所示路徑，作功為：p

2ΔV;而紅線所示路徑，作功為：p

1ΔV。*因此熱和功不僅與體系始、終態(tài)有關，而且與過程的具體途徑有關，所以熱和功不是狀態(tài)函數(shù)，只是能量傳遞的一種方式。p2V2p

1V2p2V1W1=-p

1

ΔVW4=-p

2ΔVW2=0W3=0pp

1V1V思考：功和熱是不是狀態(tài)函數(shù)？功和熱都不是狀態(tài)函數(shù)。p2ΔV五、熱力學能系統(tǒng)內部運動能量的總和。內部運動包括分子的平動、轉動、振動、微粒間相互作用的勢能以及電子運動和核運動。思考：同樣的物質，在相同的溫度和壓力下，前者放在10000m高空，以400m/s飛行的飛機上，后者靜止在地面上。兩者的熱力學能相同嗎？答:相同。內能的特征：狀態(tài)函數(shù)廣度性質無絕對數(shù)值熱力學能的大小與系統(tǒng)的溫度、體積、壓力以及物質的量有關。

五、熱力學能系統(tǒng)內部運動能量的總和。內部運動包括分子的平動、六、能量守恒熱力學第一定律的實質是：能量守恒定律在熱力學中的的應用。能量守恒定律（熱力學第一定律）：“自然界的一切物質都具有能量，能量有各種不同的形式，能夠從一種形式轉化成另一種形式，或從一個物體傳遞給另一個物體，而在轉化和傳遞的過程中總能量不變。”

六、能量守恒熱力學第一定律的實質是：能量守恒定律（熱力學第一一封閉系統(tǒng)，熱力學能U1，從環(huán)境吸收熱Q，得功w，變到狀態(tài)2，熱力學能U2，則有：U1U2Q>0w>0ΔU

=Q+w熱力學第一定律熱力學第一定律數(shù)學表達式一封閉系統(tǒng)，熱力學能U1，從環(huán)境吸收熱Q，得功w，變到狀態(tài)含義：封閉體系熱力學能的改變量ΔU等于體系吸收的熱與體系從環(huán)境所得的功之和，即體系與環(huán)境之間能量的凈轉移。如：某體系吸熱40kJ?mol–1

，對環(huán)境做功20kJ?mol–1

，求體系和環(huán)境內能的改變量？ΔU體=Q+W=40+（–20）=20kJ?mol–1

；ΔU環(huán)=Q+W=–40+20=–20kJ?mol–1

含義：封閉體系熱力學能的改變量ΔU等于體系吸收的熱與體系從環(huán)定義：化學反應時，如果體系不做非體積功，當反應終了的溫度恢復到反應前的溫度時，體系吸收或放出的熱量，稱為該反應的反應熱。包括：恒壓反應熱和恒容反應熱。1.恒容反應熱QV根據ΔU=Q+W恒容的條件下ΔU=QV

+W

而W=–pΔV=0

∴ΔU=Qv即恒容反應熱等于體系熱力學能的改變。一、反應熱定義：化學反應時，如果體系不做非體積功，當反應終了的溫度恢復思考：這兩個公式有什么用處？可以利用這兩個公式計算反應熱。2.恒壓反應熱QP

根據ΔU=Q+WΔU=QP–pΔVQP=ΔU+pΔV思考：這兩個公式有什么用處？可以利用這兩個公式計算反應熱。23.焓由

QP

=△U+p(V2–

V1)=(U2-U1)+p(V2–

V1)=(U2+p

2V2)–(U1+p1V1)公式Qp

=ΔH的意義：即恒壓反應熱等于體系的焓變?；颍涸诤銐悍磻^程中體系吸收的熱全部用來改變體系的焓。所以可以通過ΔH的計算求出QP的值。令

H

=

U+p

V則Qp

=H2–

H1=ΔHH稱為焓，是一個重要的熱力學函數(shù)。3.焓由QP=△U+p(V2–V1)公式Q（1）焓的含義焓是體系具有的、由體系的狀態(tài)決定的、在等壓只做體積功的過程中以熱的形式轉移的一種能量。對化學反應：ΔH>0，吸熱反應；

ΔH<0，放熱反應。（2）焓的特點①焓是具有容量性質的狀態(tài)函數(shù)；但熱不是狀態(tài)函數(shù)。②焓的絕對值尚無法確定，但ΔH

=QP。③T、p對ΔH有影響，但影響不大，一般不用考慮。（1）焓的含義4.QV與QP的關系已知 恒容反應熱：QV

=ΔU；

恒壓反應熱：Qp=ΔUp+p(V2–V1)

等溫過程，ΔUpΔUV，則：ΔH–ΔU=Qp–

QV=p(V2–V1)a.

恒溫恒壓下，有氣體參加的反應，若視氣體為理想氣體，根據PV=nRT，PΔV=ΔnRTΔH

=ΔU+ΔnRT；QP–QV=ΔnRT

b.

若反應物和生成物皆為固體、液體（無氣體參加的反應），由于ΔV很小，P*ΔV可忽略不計，則ΔH

≈ΔU；QP

≈QV

。4.QV與QP的關系已知 恒容反應熱：QV=ΔU；ΔH思考：若反應C(石墨)+O2(g)→CO2(g)

的Qp,m為–393.5kJ·mol–1，則該反應的QV,m

為多少？該反應的Δn(g)=0，QV

=Qp思考：若反應C(石墨)+O2(g)→CO2(g)

二、熱化學方程式

1.定義表示化學反應與熱效應關系的方程式稱為熱化學方程式。

例如：

298.15K100kPa2H2(g)+O2(g)2H2O(g),ΔrHm=–483.6kJ·mol-1ΔrHm稱為摩爾反應焓變，下標r（reaction）表示一般的反應，m（molar）表示摩爾。二、熱化學方程式1.定義

（1）

注明反應的溫度和壓力（常溫、常壓可略去不寫）（2）

標出各物質的聚集狀態(tài)（g、l、s）2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)ΔrHm（298.15K）=-483.6kJ·mol-12H2(g)+O2(g)→2H2O(l)ΔrHm（298.15K）=-571.6kJ·mol-12.書寫熱化學方程式時的注意事項CH4(g)+H2O(g)→CO(g)+3H2(g)ΔrHm（298.15K）=206.15kJ·mol-1ΔrHm（1273K）=227.23kJ·mol-1（1）

注明反應的溫度和壓力（常溫、常壓可略去不寫）（3）同一反應，物質的量不同，ΔrHm的值不同。（4）正逆反應ΔrHm的值相同，符號相反。2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)ΔrHm（298.15K）=-483.6kJ·mol-1H2(g)+1/2O2(g)→H2O(g)ΔrHm（298.15K）=-241.8kJ·mol-1（3）同一反應，物質的量不同，ΔrHm的值不同。（4）正三、Hess定律

并不是所有的反應熱都可以實驗測定。例如反應：2C(s)+O2(g)→2CO(g)思考：為什么上述反應的反應熱無法實驗測定？答:實驗過程中無法控制生成產物完全是CO。因此，只能用理論方法來計算反應熱。三、Hess定律并不是所有的反應熱都可以實驗測定。例如反Hess定律

不管化學反應是一步完成、還是分幾步完成的，反應的熱效應相等。即總反應的熱效應等于各分步的熱效應之和。始態(tài)

C(石墨)+O2(g)終態(tài)

CO2(g)中間態(tài)

CO(g)+?O2(g)即熱化學方程式可像代數(shù)式那樣進行加減運算。ΔrHmΔrHm1ΔrHm2ΔrHm=ΔrHm1+ΔrHm2G.H.Hess（1802～1850）俄國化學家Hess定律不管化學反應是一步完成、還是分幾步完成的，反應Hess定律示例由Hess定律知：若化學反應可以加和，則其反應熱也可以加和。和已知反應的反應焓，計算的反應焓，解：ΔrHm1=－393.51kJ?mol-1ΔrHm2=－282.98kJ?mol-1ΔrHm3=ΔrHm1－ΔrHm2=－

110.53kJ?mol-1Hess定律示例由Hess定律知：若化學反應可以加和，則附例1.2

已知298.15K時以下各反應的焓變值：(1)C(s)＋O2(g)CO2(g)，ΔrHm1=－393.5kJ?mol-1(2)H2(g)+1/2O2(g)H2O(l)，ΔrHm2=－285.3kJ?mol-1(3)C3H8(g)+5O2(g)3CO2(g)+4H2O(l)，ΔrHm3=－2220.07kJ?mol-1試計算：3C(s)+4H2(g)C3H8(g)的ΔrHm。解：方程式熱效應加、減法

(1)式3+(2)式4-(3)式得：則：ΔrHm＝3(ΔrHm1)＋4(ΔrHm2)－(ΔrHm3)3C(s)+4H2(g)C3H8(g)附例1.2已知298.15K時以下各反應的焓變值：(1)C一、熱力學標準態(tài)標準壓力（p

=100kPa）下，純氣體的狀態(tài)為氣體的標準態(tài)。標準壓力（p=100kPa）下，最穩(wěn)定的純液體、純固體的狀態(tài)為液體、固體的標準態(tài)；標準壓力（p=100kPa）下，溶液中溶質的質量摩爾濃度為1mol·kg-1（近似為1mol·L-1）時的狀態(tài)為溶液中溶質的標準態(tài)。一、熱力學標準態(tài)標準壓力（p=100kPa）下，純二、標準摩爾生成焓在標準態(tài)下，由最穩(wěn)定的純態(tài)單質生成單位物質的量的某物質時的焓變稱為該物質的標準摩爾生成焓。

符號：ΔfHm，T

單位：kJ·mol-1

。若T為298.15K,可寫為ΔfHm

ΔfHm小于0,由最穩(wěn)定的純態(tài)單質生成該物質時放出熱量；ΔfHm大于0,由最穩(wěn)定的純態(tài)單質生成該物質時吸收熱量。二、標準摩爾生成焓在標準態(tài)下，由最穩(wěn)定的純態(tài)單質生成單位物質規(guī)定：最穩(wěn)定的純態(tài)單質的標準摩爾生成焓為零。如：以此為標準可求出其他物質的標準生成焓摩爾。而H2（l），金剛石，單斜硫不是最穩(wěn)定的單質。ΔfHm(H2,g)=0,ΔfHm(C,石墨)=0ΔfHm(P,白磷)=0規(guī)定：最穩(wěn)定的純態(tài)單質的標準摩爾生成焓為零。以此為標準可求出附例1.3下列物質中，ΔfHm不等于零的是（1）Fe(s)；(2)C(石墨)；(3)Ne(g)；(4)Cl2(l)。附例1.4下列各熱化學方程式的熱效應ΔrHm

，符合物質標準摩爾生成焓變ΔfHm定義的是：(1)2S(s)+3O2(g)=2SO3(g)ΔrHm

(2)H2(g)+I2(g)=HI(g)ΔrHm

(3)C(金剛石)+O2(g)=CO2(g)ΔrHm

(4)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)ΔrHm

附例1.3下列物質中，ΔfHm不等于零的是附例1.4下列各三、標準摩爾焓變的計算標準狀態(tài)下,反應進度ξ=1mol的焓變稱為反應的標準摩爾焓變記作：