焓變k演算法

『壹』 關於熵變和焓變（大師們教教我謝了！）

熵變沒有找到 先回答個焓變 希望對您有幫助

焓變
焓是物體的一個熱力學能狀態函數，焓變即物體焓的變化量。

在介紹焓之前我們需要了解一下分子熱運動、熱力學能和熱力學第一定律：

1827年，英國植物學家布朗把非常細小的花粉放在水面上並用顯微鏡觀察，發現花粉在水面上不停地運動，且運動軌跡極不規則。起初人們以為是外界影響，如振動或液體對流等，後經實驗證明這種運動的的原因不在外界，而在液體內部。原來花粉在水面運動是受到各個方向水分子的撞擊引起的。於是這種運動叫做布朗運動，布朗運動表明液體分子在不停地做無規則運動。從實驗中可以觀察到，布朗運動隨著溫度的升高而愈加劇烈。這表示分子的無規則運動跟溫度有關系，溫度越高，分子的無規則運動就越激烈。正因為分子的無規則運動與溫度有關系，所以通常把分子的這種運動叫做分子的熱運動。

在熱學中，分子、原子、離子做熱運動時遵從相同的規律，所以統稱為分子。

既然組成物體的分子不停地做無規則運動，那麼，像一切運動著的物體一樣，做熱運動的分子也具有動能。個別分子的運動現象（速度大小和方向）是偶然的，但從大量分子整體來看，在一定條件下，他們遵循著一定的統計規律，與熱運動有關的宏觀量——溫度，就是大量分子熱運動的統計平均值。分子動能與溫度有關，溫度越高，分子的平均動能就越大，反之越小。所以從分子動理論的角度看，溫度是物體分子熱運動的平均動能的標志（即微觀含義，宏觀：表示物體的冷熱程度）。

分子間存在相互作用力，即化學上所說的分子間作用力（范德華力）。分子間作用力是分子引力與分子斥力的合力，存在一距離r0使引力等於斥力，在這個位置上分子間作用力為零。分子引力與分子斥力都隨分子間距減小而增大，但是斥力的變化幅度相對較大，所以分子間距大於r0時表現為引力，小於r0時表現為斥力。因為分子間存在相互作用力，所以分子間具有由它們相對位置決定的勢能，叫做分子勢能。分子勢能與彈簧彈性勢能的變化相似。物體的體積發生變化時，分子間距也發生變化，所以分子勢能同物體的體積有關系。

物體中所有分子做熱運動的動能和分子勢能的總和叫做物體的熱力學能，也叫做內能。熱力學能與動能、勢能一樣，是物體的一個狀態量。

初中我們學過，改變物體內能的方式有兩個：做功和熱傳遞。

一個物體，如果它跟外界不發生熱交換，也就是它既沒有吸收熱量也沒有放出熱量，則外界對其做功等於其熱力學能的增量：

ΔU1=W

如果物體對外界做功，則W為負值，熱力學能增加量ΔU1也為負值，表示熱力學能減少。

如果外界既沒有對物體做功，物體也沒有對外界做功，那麼物體吸收的熱量等於其熱力學能的增量：

ΔU2=Q

如果物體放熱，則Q為負值，熱力學能增加量ΔU2也為負值，表示熱力學能減少。

一般情況下，如果物體跟外界同時發生做功和熱傳遞的過程，那麼物體熱力學能的增量等於外界對物體做功加上物體從外界吸收的熱量，即：

ΔU=ΔU1+ΔU2=Q+W

因為熱力學能U是狀態量，所以：

ΔU=ΔU末態-ΔU初態=Q+W

上式即熱力學第一定律的表達式。

化學反應都是在一定條件下進行的，其中以恆容與恆壓最為普遍和重要。

在密閉容器內的化學反應就是恆容過程。因為系統體積不變，而且只做體積功（即通過改變物體體積來對物體做功，使物體內能改變，如在針管中放置火柴頭，堵住針頭並壓縮活塞，火柴頭會燃燒），所以W=0，代入熱一定律表達式得：

ΔU=Q

它表明恆容過程的熱等於系統熱力學能的變化，也就是說，只要確定了過程恆容和只做體積功的特點，Q就只決定於系統的初末狀態。

在敞口容器中進行的化學反應就是恆壓過程。所謂橫壓是制系統的壓強p等於環境壓強p外，並保持恆定不變，即p=p外=常數。由於過程恆壓和只做體積功，所以：

W=W體積=-p外(V2-V1)=-(p2V2-p1V1)

其中W為外界對系統做的功，所以系統對外做功為負。壓強乘以體積的改變數是系統對外做的功，可以按照p=F/S，V=Sh，∴Fh=pV來理解。

將其代入熱一定律表達式得：

Q=ΔU-W=U2-U1+(p2V2-p1V1)=(U2+p2V2)-(U1+p1V1)

因為U+pV是狀態函數（即狀態量）的組合（即一個狀態只有一個熱力學能U，外界壓強p和體積V），所以將它定義為一個新的狀態函數——焓，並用符號H表示，所以上式可變為：

Q=H2-H1=ΔH

它表明恆壓過程中的熱等於系統焓的變化，也就是說，只要確定了過程恆壓和只做體積功的特點，Q就只決定於系統的初末狀態。

焓的物理意義可以理解為恆壓和只做體積功的特殊條件下，Q=ΔH，即反應的熱量變化。因為只有在此條件下，焓才表現出它的特性。例如恆壓下對物質加熱，則物質吸熱後溫度升高，ΔH>0，所以物質在高溫時的焓大於它在低溫時的焓。又如對於恆壓下的放熱化學反應，ΔH<0，所以生成物的焓小於反應物的焓。

在化學反應中，因為H是狀態函數，所以只有當產物和反應物的狀態確定後，ΔH才有定值。為把物質的熱性質數據匯集起來，以便人們查用，所以很有必要對物質的狀態有一個統一的規定，只有這樣才不致引起混亂。基於這種需要，科學家們提出了熱力學標准狀態的概念。熱力學標准狀態也稱熱化學標准狀態，具體規定為：

氣體——在pθ（100kPa，上標θ指標准狀態）壓力下處於理想氣體（我們周圍的氣體可以近似看作理想氣體）狀態的氣態純物質。

液體和固體——在pθ壓力下的液態和固態純物質。

對於一個任意的化學反應：

eE+fF——→gG+rR

其中e、f、g、r為化學計量系數。若各物質的溫度相同，且均處於熱化學標准狀態，則g mol G和r mol R的焓與e mol E和f mol F的焓之差，即為該反應在該溫度下的標准摩爾反應焓或標准摩爾反應熱，符號為ΔrH(T)，其中下標「r」指反應，「T」指反應時的熱力學溫度，「m」指ξ=1mol，ΔrH的單位為kJ·mol-1。

ξ讀作「可賽」，為反應進度，對於反應eE+fF——→gG+rR，可以寫成：

0=gG+rR-eE-fF=∑vBB

B

式中，B代表反應物或產物，vB為相應的化學計量系數，對反應物取負值，對產物取正值。根據相關計量標准，對於化學反應0=∑vBB，若任一物質B物質的量，初始狀態時為nB0，某一程度時為nB，則反應進度ξ的定義為：

B

ξ=(nB-nB0)/vB=ΔnB/vB

由此可以概括出如下幾點：

對於指定的化學計量方程式，vB為定值，ξ隨B物質的量的變化而變化，所以可用ξ度量反應進行的深度。

由於vB的量綱為1，ΔnB的單位為mol，所以ξ的單位也為mol。

對於反應eE+fF——→gG+rR，可以寫出：

ξ=ΔnE/vE=ΔnF/vF=ΔnG/vG=ΔnR/vR

對於指定的化學計量方程式，當ΔnB的數值等於vB時，則ξ=1mol。

『貳』 求關於焓變和熵變的具體內容

焓變(enthalpy)即物體焓的變化量。焓是物體的一個熱力學能狀態函數，即熱函：一個系統中的熱力作用，等於該系統內能加上其體積與外界作用於該系統的壓力的乘積的總和 熵變 1. 熵：體系混亂度(或無序度)的量度。S 表示熵 2. 熱力學第三定律：對於純物質的晶體，在熱力學零度時，熵為零。 3. 標准熵：1 mol物質在標准狀態下所計算出的 標准熵值，用ST q表示，單位： J�6�1mol-1 �6�1K－1 4. 熵的規律： (1) 同一物質，氣態熵大於液態熵，液態熵大於固態熵； ST q(g) > ST q(l) > ST q(s) S q H2O (g) > H2O (l) > H2O (s) (2) 相同原子組成的分子中，分子中原子數目越多，熵值越大； S q O2 (g) < S q O3 (g) S q NO (g) < S q NO2 (g) < S q N2O4 (g) S q CH2=CH2 (g) < S q CH3-CH3 (g) (3) 相同元素的原子組成的分子中，分子量越大,熵值越大； S q CH3Cl(g) < S q CH2Cl2 (g) < S q CHCl3(g) (4) 同一類物質，摩爾質量越大，結構越復雜，熵值越大； S qCuSO4(s) < S qCuSO4�6�1H2O(s) < SqCuSO4�6�13H2O(s) < SqCuSO4�6�15H2O (s) S qF2(g) < S qCl2(g) < S qBr2(g) < SqI2 (g) (5) 固體或液體溶於水時，熵值增大，氣體溶於水時，熵值減少； 5. 反應熵變的計算公式 一般地，對於反應：m A + n B =x C + y D DrSmq ＝ åSq,(生成物) - åSq,(反應物) ＝ [x Sq,C + y Sq,D] – [m Sq,A + n Sq,B] 6.熱力學第二定律： 孤立體系（絕熱體系）的自發過程是體系熵增加的過程，即： 狀態I ® 狀態II， SII > SI DS = SII - SI > 0 DS > 0，過程自發進行； DS < 0，逆過程自發進行； DS = 0，平衡狀態 化學反應的標准摩爾熵變 對於化學反應而言，若反應物和產物都處於標准狀態下，則反應過程的熵變，即為該反應的標准熵變。當反應進度為單位反應進度時，反應的標准熵變為該反應的標准摩爾熵變，以△rSm表示。與反應的標准焓變的計算相似，化學反應的標准摩爾熵變，可由生成物與反應物的標准熵求得。對於反應aA+Bb=eE+dD，有 △rSm一=（eSm一+dHm一）-（aHm一+bHm一） 例3、計算反應203=302在298K時的△rSm一。 【解】查表得Sm=205.1Jmol-1K-1 Sm=238.9Jmol-1K-1 △rSm一=3Sm-2Sm=3�1�7205.1-2�1�7238.9=137.5Jmol-1K-1 答該反應的標准摩爾熵變為137.5Jmol-1K-1 熵變和反應方向 對於孤立體系而言，在其中發生的任何反應變化必然是自發的。熱力學第二定律告訴我們：在孤立體系中發生的任何變化或化學反應，總是向著熵值增大的方向進行，即向著△S孤立0的方向進行的。而當達到平衡時△S孤立=0，此時熵值達到最大。 假如不是孤立體系，則可以把體系與其四周的環境一起作為一個新的孤立體系考慮，熵增原理仍然是適用的。由此可以得出，自發反應是向著0的方向進行的。大家知道，在常壓下，當溫度低於273K時，水會自發地結成冰。這個過程中體系的熵是減小的，似乎違反了熵增原理。但應注重到，這個體系並非孤立體系。在體系和環境間發生了熱交換。從水變成冰的過程中體系放熱給環境。環境吸熱後熵值增大了，而且環境熵值的增加超過了體系熵值的減小。因而體系的熵變加上環境的熵變仍是大於零的，所以上述自發反應是符合熱力學第二定律的。

『叄』 熵變和焓變有什麼關系。

焓變、熵變及溫度有關的吉布斯自由能判據：ΔG= ΔH- TΔS。

當ΔH<0，ΔS>0時，ΔG>0，自發過程，過程能正向進行；

當ΔH>0，ΔS<0時，ΔG<0，非自發過程，過程能向逆方向進行；

ΔH<0，ΔS<0或ΔH>0，ΔS>0時反應的自發性取決於溫度，低溫時焓變為主，高溫時熵變為主。當ΔG=0，處於平衡狀態。

顯然，煅燒石灰石為ΔH>0，ΔS>0的化學反應，經過計算在102.32kPa和1183K（即910℃）的條件下，石灰石能自發且劇烈的進行化學反應，該反應需要高溫條件下「自發」的進行，只要維持這個溫度，反應就會一直進行下去。

(3)焓變k演算法擴展閱讀

1、化學上認為的自發反應和自發過程是限定了溫度和壓強等條件的，不同於字典解釋的社會學領域的「自發」。

2、單獨從焓變或熵變來判斷反應的自發性是有局限性的，我們應該綜合二者因素，從自由能的角度來理解化學反應的自發性；

3、化學上認為反應的進行自發，即該反應朝某個方向進行的顯著程度，在化學上認為其相反方向的反應幾乎不能發生。從化學平衡的角度去理解，自發的反應就是化學平衡常數很大，正反應進行的很徹底。

4、站在化學反應的實質的角度理解，只要給定的外界條件能夠破壞舊的化學鍵，引起原子重新排列，形成新的化學鍵，任何化學反應都能在給定的條件下進行，如氮氣和氧氣可以反應一樣，自由能理論解釋其是任何溫度下為非自發的反應。

總之，ΔG = ΔH - TΔS作為化學反應自發性的判據，必須是在恆溫恆壓條件下且不做非體積功時進行的化學反應。

『肆』 這個ΔrHm=7.275kj是怎麼計算出來的

在溫度T（若為298.15K時則可不標出）下，由標准狀態的單質生成物質B(νB=+1)反應的標准摩爾焓變。即在標准狀態下（反應物和產物都是處於100KPa，通常溫度選定298.15K），由指定單質生成單位物質的量（1mol）的化合物的化學反應熱（即恆壓反應熱），稱為該物質的標准摩爾生成焓或標准生成熱。在標准壓強和指定溫度下，由最穩定的單質生成1mol該物質時的反應焓變。標准摩爾生成焓的單位：kJ/mol。簡稱生成熱。
科學家根據規定測定出常用物質的標准摩爾生成焓。
對上述化學反應方程式就可以根據各物質的標准摩爾焓計算的。

『伍』 焓變計算公式

1、從宏觀角度：焓變（△H）：ΔH=H生成物－H反應物（宏觀），其中：

H生成物表示生成物的焓的總量；H反應物表示反應物的焓的總量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

2、從微觀角度：ΔH=E吸收－E放出（微觀），其中：E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量，E放出表示生成物成鍵時放出的總能量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

常用計算方法：

（1）根據熱化學方程式進行計算：焓變與反應物各物質的物質的量成正比；

（2）根據反應物和生成物的總焓計算：ΔH=H（反應產物）－H（反應物）；

（3）依據反應物化學鍵斷裂與生成物化學鍵形成過程中的能量變化計算：ΔH=反應物的化學鍵斷裂吸收的能量－生成物的化學鍵形成釋放的能量；

（4）根據蓋斯定律的計算；

（5）根據比熱公式求算：Q=－c·m·ΔT。

(5)焓變k演算法擴展閱讀

（1）反應焓變的數值與各物質的系數成正比。因此熱化學方程式中各物質的系數改變時，其反應焓變的數值需同時做相同倍數的改變。

（2）正、逆反應的反應熱焓變的數值相等，符號相反。

（3）熱化學方程式與數學上的方程式相似，可以移項同時改變正負號，各項的系數包括ΔH的數值可以同時擴大或縮小相同的倍數。

（4）多個熱化學方程式可以相加或相減，ΔH也進行相應的相加或相減，得到一個新的熱化學方程式。

（5）熱化學方程式中的反應焓變是指反應按照所給形式進行完全時的反應焓變。

『陸』 求焓變四種方法

求焓變有以下幾種方法：
1 由各個物質的摩爾生成焓求反應焓
△H=ΣμH （此處說明以下，因為符號打不出來，μ為各個物質在確定的反應中的系數，生成物為正反應物為負。H為標准狀況下各個物質的摩爾生成焓，，穩定單質298.15K此值為0，文字敘述：標准狀態下的反應焓變等於各個生成物的摩爾生成焓與系數的成績減去各個反應物的摩爾生成焓與系數的乘積。）
2 由燃燒焓計算反應焓
△H=-Σμ△H（此處注意負號，右側△H為各個物質的摩爾燃燒焓，μ仍然為各個物質的系數。總體文字敘述是：標准狀態下的反應熱等於反應物的燃燒焓減去生成物的燃燒焓）
3 基希霍夫公式
△H(T2)=△H（T1）+∫△CdT（此式是已知T1溫度下的摩爾反應焓求T2溫度下的摩爾反應焓，積分區間是從T1到T2，C為恆壓熱容。此式僅限參與反應的各個物質均不發生相變才能使用）希望我的回答能夠幫到你。

『柒』 標准摩爾焓變是什麼

標准摩爾焓變是：在標准壓力（100kPa）下，在進行反應的溫度時，由最穩定的單質合成標准壓力p下單位量物質B的反應焓變，叫做物質B的標准摩爾生成焓，用符號△fHm表示。

其中，下標f表示＂生成＂，下標m表示反應進度為ε＝1mol，上標ϴ表示標准狀態，標准摩爾生成焓的單位為kJ/mol或kJ·mol-1。

標准摩爾焓變性質

1、標准摩爾生成焓在使用時必須註明溫度，通常為298.15K。

2、一個化合物的標准摩爾生成焓並不是這個化合物的焓的絕對值，它是相對於合成它的單質的相對焓變。最穩定的單質的標准摩爾生成焓為零。

3、除了NO、NO2、C2H2（g）等少數物質以外，絕大多數常見化合物的標准摩爾生成焓都是負值。這反映一個事實，即由單質生成化合物時一般都是放熱的，而化合物分解成單質時通常是吸熱的。

以上內容參考：網路-標准摩爾生成焓

『捌』 焓變△H和化學平衡常數K有什麼關系

焓變△H我們可以認為 是一個忽略隨溫度變化而發生變化的數值。
而K是一定隨溫度變化而變化的數值。
至於K隨溫度怎麼變化，由焓變的正負號決定。
如果△H大於0 升高溫度 K增大 ； 降低溫度 K減小。
如果△H小於0 升高溫度 K減小 ； 減低溫度 K增大。
具體數學關系可以表示為 ln(K1/K2)=△H[(1/T2)-(1/T1)]/R

『玖』 如何應用蓋斯定律計算化學反應的焓變

： 化學反應相加等於含變相加，化學反應想減等於含變想減，然後你乘以不同的系數，焓變也要乘以相同的系數 然後湊你需要的化學反映即可。 反應熱是+的就是放熱，反應熱是-的就是吸熱，當遇到多個反應式時可以根據反應物與生成物相抵消的原理吧反應熱相加（注意+-號），還有把系數配平最關鍵。 使用該定律要注意： 1、蓋斯定律只適用於等溫等壓或等溫等容過程，各步反應的溫度應相同； 2、熱效應與參與反應的各物質的本性、聚集狀態、完成反應的物質數量，反應進行的方式、溫度、壓力等因素均有關，這就要求涉及的各個反應式必須是嚴格完整的熱化學方程式。 3、各步反應均不做非體積功。 4、各個涉及的同一物質應具有相同的聚集狀態。 5、化學反應的反應熱(△H)只與反應體系的始態或終態有關,而與反應途徑無關。 蓋斯定律的經典例題： 稱取等質量為(ag)膽礬兩份。把一份溶於bg水中，測知其溶解時吸收Q 1 kJ熱量；把另一份脫水後溶於bg水中，測得其溶解時放熱Q 2 kJ。 (1)膽礬的溶解熱為______kJ·mol — 1 ，是______(填」吸熱」或「放熱」) (2)無水硫酸銅的溶解熱為______kJ·mol — 1 ，是______過程。 (3)從以上數據可知，膽礬脫水是______過程，1mol膽礬脫水需______kJ·mol — 1 熱量。 16、目前大部分城市居民所使用的燃料主要是管道煤氣，使用天然氣作為居用燃料對環境更為有利。管道煤氣的主要成分是CO、H 2 和少量烴類，天然氣的主要成分是CH 4 。它們的燃燒反應如下： 根據以上化學方程式判斷：燃燒相同體積的管道煤氣和天然氣，消耗空氣體積較大的是_________。因此燃燒管道煤氣的灶具如需改燒天然氣，灶具的改進方法是_________進風口（填增大或減小），如不作改進可能產生的不良結果是_________________。管道煤氣中含有的烴類，除甲烷外，還有少量乙烷、丁烷等，它們的某些性質見下表： 試根據以上某個關鍵數據解釋冬天嚴寒的季節有時管道煤氣火焰很小，並且呈斷續狀態的原因是_____________________。 17、在101kPa時，H 2 在1.00molO 2 中完全燃燒生成2.00mol液態H 2 O。 （1）放出571.6kJ的熱量，H 2 的燃燒熱為________，表示H 2 燃燒熱的熱化學方程式為____________。 （2）1.00L 1.00mol/L H 2 SO 4 溶液與2.00L 1.00mol/L NaOH溶液完全反應，放出114.6kJ的熱量，該反應的中和熱為___________，表示其中和熱的熱化學方程式為____________________。 答案與提示 1、C 依據反應熱的概念，表示按照方程式系數的物質的量反應時吸收或放出的熱量，單位是kJ·mol－1，該方程式表示：1mol碳和1mol水蒸氣反應生成1mol一氧化碳氣體和1mol氫氣，並吸收131.3kJ的熱量。特別要指明水的狀態。 2、D 題目中給出的數據意義是：燃燒1g的甲烷放出55.625kJ的熱量，應該換算成燃燒1mol甲烷放出的熱量為890kJ。熱化學方程式為：CH4(g)＋2O2(g)＝CO2(g)＋2H2O(l)；△H＝－890kJ·mol－1其他系數與熱量相對應的方程式均正確。 3、D 由題可知： ，因為苯的能量比環己二烯能量低，故苯比環己二烯穩定，故C錯；環己二烯加氫是放熱過程，A錯；苯加氫到環己烷由上圖可知是放熱過程，B錯。 4、A X、Y獲得兩個電子就達到穩定結構，故它們屬於VIA族，由於X得到電子放出的熱量多，故X形成的離子更穩定，即X的非金屬性比Y強；Z、W失去一個電子達到穩定結構，它們屬於IA族，W失去電子吸收的能量多，則W比Z難失電子，故金屬性Z大於W。形成離子化合物最可能是金屬性強的與非金屬性強的元素化合，即Z2X。 5、C 反應放出或吸收的熱量的多少，跟反應物和生成物的聚集狀態有密切關系。A中兩式僅生成物中水的狀態不同，由於生成液態水比生成氣態水放熱多，所以Q1＞Q2；B中兩式僅硫的狀態不同，由於固態硫變成氣態硫要吸收熱量，所以Q1＞Q2；C中固態碳與氧氣完全反應生成二氧化碳，放出的熱量Q2應大於不完全燃燒時生成一氧化碳放出的熱量Q1；D中二式各物質的量不同，有Q1＝2Q2的關系，故本題的答案應為C。 6、C 在100gC中有 變為CO，有 變為CO2，故與C完全燃燒相比，損失的熱量就是CO繼續燃燒放出的熱量，依據熱化學方程式，知損失的熱量為 。 7、D 因為稀醋酸是弱電解質，在電離時吸熱，濃H2SO4溶於水時放熱。故中和時放出的熱量Q(H2SO4)＞Q(HNO3)＞Q(HAc)，又因放熱反應中，△H為負值，即△H＝－Q，故△H2＜△H3＜△H1。 8、AC A錯。在放熱反應中有一些需加熱以提供必需的能量來引發反應，如煤的燃燒。C錯在有些吸熱反應並不需要加熱，如Ba(OH)2晶體與NH4Cl的反應，HAc的電離等吸熱過程，均不需要加熱。 9、AD A項中的10NA個電子轉移即有1molC2H2燃燒，所以放出的熱量為1300kJ，D項中有8NA個碳氧共用電子對，即有2mol CO2 生成，故放出1300kJ的熱量。 10、CD NaOH與CO2反應可生成Na2CO3，也可以生成NaHCO3，若生成Na2CO3，則n(NaOH)＝0.4mol。 所以此時1mol乙醇完全燃燒放出5Q熱量，若反應產物為Na2CO3和NaHCO3的混合物，則1mol乙醇完全燃燒放出的熱量為5Q～10Q之間。 11．CD 此類題可舉例證明。 A、煤的燃燒需要加熱才能發生，但，煤燃燒放熱。 B、也可用A的例子說明。 C、當反應物的總能量＞生成物的總能量時，反應放熱；反之吸熱。 D．吸熱反應在一定條件下(如常溫、加熱等)也能發生反應 12、 解析： 由蓋斯定律，要得到金剛石和石墨的轉化關系，可將兩個熱化學方程式相減即可。設反應的熱效應為△H 3 ，則△H3＝△H1－△H2＝－395.41kJ/mol＋393.51kJ/mol＝－1.90kJ/mol。 即C（金剛石、S）＝C（石墨、s）；△H＝－1.90kJ/mol。 可見金剛石轉化為石墨放出熱量，說明石墨的能量更低，比金剛石穩定。 由十字交叉法： 可得二者物質的量比。 答案： C（金剛石、s）＝C（石墨、s）；△H＝－1.90kJ/mol；石墨； 13、 解析： 1molB2H6(g)完全燃燒，生成液態水放出的熱量為649.5kJ÷0.3＝2165kJ。因此熱化學方程式為：B2H6(g)＋3O2＝B2H3(s)＋3H2O(l)；△H＝－2165kJ·mol－1。若反應生成的3mol H2O(l)全部轉化為氣態水，則需吸收熱量44kJ·mol－1×3mol＝132kJ，則0.5mol B2H6(g)完全燃燒生成氣態水時放出的熱量為： 答案： B2H6(g)＋3O2(g)＝B2H3(s)＋3H2O(l)；△H＝－2165kJmol－1 ；1016.5 14、 解析： Mg與鹽酸反應放熱，而Ca(OH)2的溶解度隨溫度的升高而減小，燒杯中含有Ca(OH)2析出。當反應物總能量大於生成物總能量時，反應放熱。 答案： （1）①鎂片上有大量氣泡產生； ②鎂片逐漸溶解； ③燒杯中析出晶體 （2）鎂與鹽酸反應產生氫氣，該反應為放熱反應，Ca(OH)2在水中的溶解度隨溫度升高而減小，故析出Ca(OH)2晶體 （3）Mg＋2H＋＝Mg2＋＋H2↑ （4）小於 15、 解析： ⑴由溶解熱的定義：一定溫度及壓力下（通常為298K和101kPa），一定量的溶質溶解於某溶劑中產生的熱效應。溶質的量為1mol時為摩爾溶解熱，中學把溶解熱理解為摩爾溶解熱。因此，可計算如下： CuSO4·5H2O(s)＝CuSO4(aq)＋5H2O(l)；△H 250g Q a g Q1 所以 ⑵ag膽礬失水後溶於水中放出Q 2 kJ熱量 CuSO4·5H2O～CuSO4 250g 160g a g CuSO4(s)＝CuSO4(ag)；△H′ 160g Q′ Q2 所以 ⑶ 設CuSO4·5H2O分解為CuSO4和5H2O的熱效應為△H。 根據⑴可知：①CuSO4·5H2O(s)＝ CuSO4(aq)＋5H2O(l)；△H 1 ＝+250Q 1 /a kJ·mol — 1 根據⑵可知：②CuSO4(s)＝ CuSO4(ag)；△H 2 ＝-250Q 2 /a kJ·mol — 1 ①－②得： CuSO4·5H2O(s)＝CuSO4(s)＋5H2O(l)；△H ＝△H 1 －△H 2 ∴△H ＝△H 1 －△H 2 ＝ 故此過程為吸熱熱反應。 答案： （1）250Q 1 /a 吸熱 （2）250Q 2 /a 放熱 （3）吸熱 250（Q 1 +Q 2 ）/a 16、 天然氣；增大；天然氣不完全燃燒，產生有毒的CO；丁烷遇冷凝結為液體，使管道流通不暢。 17、 解析： H2的燃燒熱應以燃燒1mol H2為標准，當H2完全燃燒生成2.00mol H2O時，需燃燒2.00 mol H2。故H2的燃燒熱為 。中和熱以生成1mol H2O為標准，而1.00 mol/L H2SO4溶液與2.00L 1.00mol/LNaOH溶液反應生成2 mol H2O，故該反應的中和熱為 。書寫表示燃燒熱與中和熱的熱化學方程式時，必須體現燃燒熱與中和熱的研究標准。 答案： （1）285.8kJ/mol ；△H＝－285.8kJ/mol （2）57.3kJ/mol ；△H＝－57.3kJ/mol 熱化學方程式的書寫應注意三個問題 ① 註明參加反應各物質的聚集狀態； ② 標出反應熱數值，放熱反應的ΔH為「-」，吸熱反應的ΔH為「+」； ③ 由於熱化學方程式的系數只表示物質的量，不表示分子或原子的個數，故系數可用分數表示。 例1 4 g硫粉完全燃燒時放出37 kJ熱量，該反應的熱化學方程式是__________________。 二、反應熱的簡單計算 例2 一定質量的無水乙醇完全燃燒時放出的熱量為Q，它所生成的CO 2 用過量的石灰水完全吸收可得100 g CaCO 3 沉澱，則完全燃燒1 mol無水乙醇放出的熱量是（ ） （A）0.5Q （B）Q （C）2Q （D）5Q 例3 1840年蓋斯提出了蓋斯定律：「不管化學反應是一步完成還是分數步完成，這個過程的熱效應是相同的。」火箭發射時可用肼（N 2 H 4 ）為燃料以及NO 2 作氧化劑，這兩者反應生成N 2 和水蒸氣，已知：N 2 (g)+2O 2 (g)=2NO 2 (g) ΔH=+67.7 kJ/mol N 2 H 4 (g)+O 2 (g)=N 2 (g)+2H 2 O(g) ΔH=-534 kJ/mol。寫出肼與NO 2 反應的熱化學方程式。 例4 根據蓋斯定律，化學反應的反應熱=生成物的總鍵能-反應物的總鍵能（鍵能是指斷開 1 mol化學鍵需吸收的能量）。已知H—H、Cl—Cl、H—Cl 鍵的鍵能分別為436 kJ/mol、247 kJ/mol、431 kJ/mol，求H 2 +Cl 2 =2HCl的反應熱。 例5.在同溫同壓下，下列各組熱化學方程式Q 2 >Q 1 的是（ ） （A）2H 2 (g)+O 2 (g)=2H 2 O(g) ΔH=-Q 1 2H 2 (g)+O 2 (g)=2H 2 O(l) ΔH=-Q 2 （B）S(g)+O 2 (g)=SO 2 (g) ΔH=-Q 1 S(s)+O 2 (g)=SO 2 (g) ΔH=-Q 2 （C）C(s)+1/2O 2 =CO(g) ΔH=-Q 1 C(s)+O 2 =CO 2 (g) ΔH=-Q 2 （D）H 2 +Cl 2 =2HCl ΔH=-Q 1 1/2H 2 +1/2Cl 2 =HCl ΔH=-Q 2 三、反應熱的意義 熱化學方程式中的反應熱表示某狀態的反應物按反應方程式中的物質的量（反應物的系數）完全反應時的熱效應，而不論該反應事實上是否完全進行。 例6 298 K時，合成氨反應的熱化學方程式為：N 2 (g)+3H 2 (g) 2NH 3 (g) ΔH=-92.4 kJ/mol。在該溫度下，取1 mol N 2 和3 mol H 2 放在密閉容器，在催化劑存在時進行反應，測得反應放出的熱量總是小於92.4 KJ。其原因是_______________________________________________。 四、利用反應熱判斷物質的穩定性 物質內部所含的能量越低，則該物質越穩定。根據反應的熱效應，可比較物質內部能量的高低。 例7 已知石墨和金剛石燃燒的熱化學方程式如下： C(石墨)+O 2 (g)=CO 2 (g) ΔH=-393.8 kJ/mol C(金剛石)+O 2 (g)=CO 2 (g) ΔH=-395.2 kJ/mol 試比較金剛石和石墨的穩定性。 熱化學方程式書寫及反應熱計算專題答案 1.S(s)+O 2 =SO 2 (g) ΔH=-296 kJ/mol 2.C 3.2N 2 H 4 (g)+2NO 2 (g)=3N 2 (g)+4H 2 O(g) ΔH=-1135.7 kJ/mol 4.-[431×2-(436×1+247×1)]=-179 kJ/mol 5.A C 6.該熱化學方程式表示1 molN 2 和3 molH 2 完全反應生成2 molNH 3 時放熱92.4 kJ/mol，因反應可逆，在密閉容器中達平衡時，1 molN 2 和3 molH 2 不能完全反應生成2 molNH 3 ，因而放熱小於92.4 kJ 7、由①-②得， C(石墨，s)=C(金剛石，s) ΔH=+1.4 kJ/mol，可見石墨轉變成金剛石吸熱，石墨內部能量較低，故穩定。

『拾』 摩爾焓變(不是標准摩爾焓)與焓變有什麼關系另求摩爾焓變的定義

摩爾焓變ΔrHm是指反應進度ξ=1mol時反應的焓變（ΔrHm=ΔrH/ξ），反應進度ξ=（n-n0)/ v 。v為某反應物或生成物的化學計量數（規定反應物的化學計量數為負值，而產物的化學計量數為正值），n-n0為該物質的物質的量的改變。
你的題目完整嗎？我覺得如果答案就是-89.5 kJ的話，這道題應該有個前提，就是有多少氯酸鉀發生了分解，如果是1mol氯酸鉀發生反應，無論方程式如何寫，其摩爾焓變是不變的。而焓變則與方程式的書寫有關，如
2KClO3(s) ─→ 2KCl(s) + 3O2(g) ΔrH1 ΔrHm,1
KClO3(s) ─→ KCl(s) + 3/2O2(g) ΔrH2 ΔrHm,2
則有ΔrH1=2ΔrH2，但ΔrHm,1=ΔrHm,2=ΔrHm
摩爾焓變與系統的量無關，單位是J/mol，焓變與系統的量成正比，單位為J。二者類似密度與質量的關系。