简介

注意事项

盖斯定律

简介

热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和焓变（或能量变化；热量变化）。例如热化学方程式：

H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g) △H = －183 kJ/mol

ΔH代表在标准态时，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反应生成2 molHCl(g)，反应放热183kJ。这是一个假想的过程，实际反应中反应物的投料量比所需量要多，只是过量反应物的状态没有发生变化，因此不会影响反应的反应热。标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓，用符号ΔfHmO表示。

注意事项

书写和应用热化学方程式时必须注意以下几点：

（1）反应热与温度和压强等测定条件有关，所以书写时指明反应时的温度和压强（25℃、101kPa时，可以不注明）

（2）各物质化学式右侧用圆括弧（）表明物质的聚集状态。可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态。固体有不同晶态时，还需将晶态注明，例如S（斜方），S（单斜），C（石墨），C（金刚石）等。溶液中的反应物质，则须注明其浓度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表无限稀释水溶液。

（3）热化学方程式中化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示物质分子个数或原子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。

（4）△H只能写在化学方程式的右边，若为放热反应，则△H为“-”；若为吸热反应，则△H为“+”。其单位一般为kJ/mol。同一化学反应，若化学计量数不同时△H的值不同。若化学计量数相同，当反应物、生成物状态不同时，△H的值也不同。

（5）热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。

（6）不标“↑”或“↓”

（7）不注明反应条件，例如：△（加热）

（8）有机热化学方程式用“=”，不用“→”

另附常见物体比热容。

比热表：常见物质的比热容

物质 比热容c

水 4.2

冰 2.1

酒精 2.1

煤油 2.1

蓖麻油 1.8

橡胶 1.7

砂石 0.92

干泥土 0.84

玻璃 0.67

铝 0.88

钢铁 0.46

铜 0.39

汞 0.14

铅 0.12

对上表中数值的解释：

(1)比热此表中单位为kJ/(kg·K)；

(2)水的比热较大，金属的比热更小一些；

(3)c铝>c铁>c钢>c铅 (c铅<c铁<c钢<c铝)。

一些热化学方程式

(1)2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=-484KJ/mol

(2)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6KJ/mol

(3)H2O(g)=H2O(l) △H=-44.0KJ/mol

(4)P4(白磷、s)+5O2=P4O5(s) △H=-2983.2KJ/mol

(5)4P(红磷、s)+5O2=P4O5(s) △H=-2945KJ/mol

(6)P4(白磷、s)=4P(红磷、s) △H=-29.2KJ/mol

盖斯定律

讲到热力学方程式，不得不提起盖斯定律。

1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实（热化学实验数据）的基础上提出：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的（反应热的总值相等）。”这叫作盖斯定律。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。

由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。