第一章气体与热化学方程式(精品).ppt

第一章第一章 气体与热化学方程式气体与热化学方程式无机及分析化学无机及分析化学气体的最基本特征：气体的最基本特征：1.理想气体状态方程理想气体状态方程波义尔定律：当波义尔定律：当n和和T一定时，气体的一定时，气体的V与与p成反比成反比 V 1/1/p （1）查理查理-盖吕萨克定律：盖吕萨克定律：n和和p一定时一定时，V与与T成正比成正比 V T （2）阿佛加德罗定律：阿佛加德罗定律：p与与T一定时，一定时，V和和n成正比成正比 V n （3）以上三个经验定律的表达式合并得以上三个经验定律的表达式合并得V nT/p (4)实验测得（实验测得（4）的比例系数是）的比例系数是R，于是得到于是得到 pV=nRT (5)这就是理想气体状态方程式这就是理想气体状态方程式注意：注意：R的取值，的取值，P、V、n、T单位之间关系单位之间关系 1.理想气体状态方程理想气体状态方程 在标准状况下，在标准状况下，1mol气体的体积气体的体积 ,代入式代入式(11)得得R的数值与气体的种类无关，所以也称能用气体常数。的数值与气体的种类无关，所以也称能用气体常数。二、理想气体的状态方程 1理理想想气气体体：为为研研究究气气体体性性质质的的方方便便，可可以以设设想想一种气体，能严格遵守一种气体，能严格遵守pV=nRT（恒量）（恒量）（1）理想气体的宏观描述：能够严格遵守气体三个实验定律（或严格遵守）的气体叫做理想气体（2）理想气体的微规模型：我们把分子间不存在相互作用力（除碰撞外），并且分子是没有大小的质点的气体叫做理想气体（3）理想气体是从实际气体抽象出来的物理模型 理想气体是不存在的，但在温度不太低，压强不太大的情况下，可将实际气体看做是理想气体物质的量物质的量n与质量与质量m、摩尔质量、摩尔质量M的关系为的关系为则式则式(11)可变换成可变换成(12)结合密度的定义，则式结合密度的定义，则式(11)可以变换为可以变换为(13)它反映了理想气体密度随它反映了理想气体密度随T、p变化的规律。变化的规律。例例1-1：一个体积为：一个体积为40.0dm3的氮气钢瓶，在的氮气钢瓶，在25时，时，使用前压力为使用前压力为12.5Mpa。求钢瓶压力降为。求钢瓶压力降为10.0 Mpa时时所用去的氮气质量。所用去的氮气质量。解：作用前钢瓶中解：作用前钢瓶中N2的物质的量为的物质的量为作用后钢瓶中的作用后钢瓶中的N2的物质的量为的物质的量为则所用氮气的质量为则所用氮气的质量为3.理想气体状态方程式的应用理想气体状态方程式的应用(1)计算计算p，V，T，n四个物理量之一。四个物理量之一。应用范围：应用范围：温度不太低，压力不太高的真实气体。温度不太低，压力不太高的真实气体。pV=nRT(2)气体摩尔质量的计算气体摩尔质量的计算M=Mr gmol-1(3)气体密度的计算气体密度的计算 =m/V2.道尔顿分压定律道尔顿分压定律 在生产和科学实验中，实际遇到的气体，大多数是由几在生产和科学实验中，实际遇到的气体，大多数是由几种气体组成的气体混合物。如果混合气体的各组分之间不发种气体组成的气体混合物。如果混合气体的各组分之间不发生反应，则在高温低压下，可将其看作理想气体混合物。混生反应，则在高温低压下，可将其看作理想气体混合物。混合后的气体作不一个整体，仍符合理想气体定律。合后的气体作不一个整体，仍符合理想气体定律。气体具有扩散性。在混合气体中，每一组分气体总是均气体具有扩散性。在混合气体中，每一组分气体总是均匀地充满整个容器，对容器内壁产生压力，并且互不干扰，匀地充满整个容器，对容器内壁产生压力，并且互不干扰，就如各自单独存在一样。在相同温度下，各组分气体占有与就如各自单独存在一样。在相同温度下，各组分气体占有与混合气体相同体积时，所产生的压力叫做该气体的分压。混合气体相同体积时，所产生的压力叫做该气体的分压。1801年，英国科学家道尔顿年，英国科学家道尔顿(J.Dalton)从大量实验中总结出从大量实验中总结出组分气体的分压与混合气体总压之间的关系，这就是著名的组分气体的分压与混合气体总压之间的关系，这就是著名的道尔顿分压定律。分压定律有如下两种表示形式：道尔顿分压定律。分压定律有如下两种表示形式：第一种表示形式：混合气体中各组分气体的第一种表示形式：混合气体中各组分气体的分压之和等于该气体的总压力。例如，混合气体分压之和等于该气体的总压力。例如，混合气体由由C和和D两组分组成，则分压定律可表示为：两组分组成，则分压定律可表示为：(14)式中，分别为C、D两种气体的分压。第二种表示形式为：混合气体中组分第二种表示形式为：混合气体中组分 的分压的分压P 等于等于总压总压 乘以气体乘以气体 的摩尔分数的摩尔分数 。(15)摩尔分数摩尔分数xi是指某气体的物质的量是指某气体的物质的量(ni)与混合与混合气体的物质的量气体的物质的量(n总总)之比。之比。组分气体：组分气体：理想气体混合物中每一种气体叫做组分气体。理想气体混合物中每一种气体叫做组分气体。分压：分压：组分气体组分气体B在相同温度下占有与混合气体相同体积在相同温度下占有与混合气体相同体积时所产生的压力，叫做组分气体时所产生的压力，叫做组分气体B的分压。的分压。2.分压定律分压定律分压的求解：分压的求解：x B B的摩尔分数的摩尔分数例例题题 某某容容器器中中含含有有NHNH3 3、O O2 2 、N N2 2等等气气体体的的混混合合物物。取取 样样 分分 析析 后后，其其 中中n n（NHNH3 3）=0.320mol=0.320mol，n n（O O2 2）=0.180mol=0.180mol，n n（N N2 2）=0.700mol=0.700mol。混混 合合 气气 体体 的的 总总 压压p p=133.0kPa=133.0kPa。试计算各组分气体的分压。试计算各组分气体的分压。解：解：n=nn=n（NHNH3 3）+n n（O O2 2）+n n（N N2 2）=0.320mol+0.180mol+0.700mol=0.320mol+0.180mol+0.700mol =1.200mol =1.200mol p(N2)=p-p(NH3)-p(O2)=(133.0-35.5-20.0)kPa =77.5kPa3 分压定律的应用分压定律的应用例题例题:可以用亚硝酸铵受热分解的方法制取纯氮气。反应可以用亚硝酸铵受热分解的方法制取纯氮气。反应如下：如下：NHNH4 4NONO2 2(s)(s)2H2H2 2O(g)+NO(g)+N2 2(g)(g)如果在如果在1919、97.8kPa97.8kPa下，以排水集气法在水面上收集到的下，以排水集气法在水面上收集到的氮气体积为氮气体积为4.16L4.16L，计算消耗掉的亚硝酸铵的质量。计算消耗掉的亚硝酸铵的质量。解：解：T T=（273+19273+19）K=292KK=292K p p=97.8kPa =97.8kPa V V=4.16L=4.16L292K 292K 时，时，p p（H H2 2O O）=2.20kPa=2.20kPaM Mr r (NH(NH4 4NONO2 2)=64.04)=64.04n(N2)=0.164molNH4NO2(s)2H2O(g)+N2(g)64.04g 1molm(NH4NO2)=?0.164mol m(NH4NO2)=10.5g*4 分体积定律分体积定律分体积分体积:混合气体中某一组分混合气体中某一组分B的分体积的分体积VB是该组份单独存在是该组份单独存在并具有与混合气体相同温度和压力时所占有的体积。并具有与混合气体相同温度和压力时所占有的体积。称为称为B的体积分数的体积分数V =V1 +V2 +例例1-2：25时时，装有，装有0.3 的体的体积为积为1L的容器与装有的容器与装有0.06 的体的体积为积为2L的容器用旋塞的容器用旋塞连连接。打开旋塞，待两接。打开旋塞，待两边边气气体混合后，体混合后，计计算：算：（1）的物的物质质的量。的量。（2）的分的分压压力。力。（3）混合气体的）混合气体的总压总压力。力。（4）的分体的分体积积。解：（1）混合前后气体物质的量没有发生变化：(2)的分压是它们各自单独占有的分压是它们各自单独占有3L时所产生时所产生的压力。当的压力。当 由由1L增加到增加到3L时：时：当 由2L增加到3L时：(3)混合气体总压力为：(4)的分体积：1.2 化学反应中的能量关系化学反应中的能量关系一、概念和术语一、概念和术语1.体系和环境 化学反应总是伴随着各种形式的能量变化，我们在研究化学反应中的能量关系时，常常需要把研究对象与周围其他部分划分开来，作为研究对象的这部分，就称为体系（system），把体系以外的跟体系密切相关的部分叫做环境（surrounding）。例如研究溶液中的反应，溶液就是我们研究的体系，而盛溶液的烧杯，溶液上方的空气等都是环境。按照体系和环境之间物质和能量的交换情况不同，可以将体系分为以下三类：体系：研究对象。环境：体系以外与其密切相关的部分。（一）（一）基本慨念基本慨念(1)体系和环境敞开体系：与环境有物质交 换也有能量交换。二、化学反应的焓变二、化学反应的焓变孤立体系：与环境无物质、能量交换。封闭体系：与环境无物质交 换有能量交换。开放体系封闭体系孤立体系2.过程和途径过程和途径过程过程：体系的状态发生变化，从始态变到终 态，表示体系经历了一个热力学过程恒温过程恒温过程：始态、终态温度相等，并且过程 中始终保持这个温度。T1=T2恒压过程恒压过程：始态、终态和外界压强保持恒定 的过程。p1=p2=p外恒容过程恒容过程：始态、终态容积相等，并且过程 中始终保持这个容积。V1=V2途径：途径：变化过程中所经历的每一种具体方式绝热过程：变化过程中体系和环境间没有热 量交换1 105 Pa2 103 m32 105 Pa2 103 m35 104 Pa4 103 m34 105 Pa5 104 m3A1A2B1B2A途径B途径状态：体系的宏观性质的综合表现。状态函数：描述体系性质的物理量(n,p,V,T)。3.状态和状态函数状态和状态函数特点：状态一定,状态函数一定。状态变化,状态函数也随之而变,且 状态函数的变化值只与始态、终态 有关,而与变化途径无关。始态和终态始态和终态 状态变化的始态和终态一经确定，则状态函数的改状态变化的始态和终态一经确定，则状态函数的改变量是一定的。变量是一定的。例如，温度的改变量用例如，温度的改变量用 T 表示，则表示，则 T=T终终 T始始 同样同样理解理解 n、p、V 等的意义。等的意义。体系变化前的状态称为始态，变化后的状态称为体系变化前的状态称为始态，变化后的状态称为终态。终态。始态终态（）（）例如：例如：气体气体 25气体气体 50 气体气体 0（）（）（）4.热和功热和功 当体系和环境之间存在着温度差时，两者之间就当体系和环境之间存在着温度差时，两者之间就会发生能量的交换，热会自动地从高温的一方向低会发生能量的交换，热会自动地从高温的一方向低温的一方传递，直到温度相等建立起热平衡为止。温的一方传递，直到温度相等建立起热平衡为止。热（热（heat）用符号）用符号Q表示。溶解过程中与环境交换表示。溶解过程中与环境交换的热称为溶解热；化学反应过程中与环境交换的热的热称为溶解热；化学反应过程中与环境交换的热称为反应热。称为反应热。热力学上规定:体系吸热，体系吸热，Q为正值；为正值；体系放热，体系放热，Q为负值。为负值。4.热和功热和功反应热（反应热（Q)：化学反应时，如果系统不做非体积功，化学反应时，如果系统不做非体积功，那么当反应终了时（终态）的温度恢复到反应前（始态）那么当反应终了时（终态）的温度恢复到反应前（始态）的温度时，系统所吸收或放出的热量称为该反应的反应的温度时，系统所吸收或放出的热量称为该反应的反应热（热（Q)。能量传递的两种方式：热和功能量传递的两种方式：热和功功：功：除了热以外，我们把其他各种被传递的能量都称除了热以外，我们把其他各种被传递的能量都称为功（为功（work），如由于体系体积变化反抗外力作用），如由于体系体积变化反抗外力作用而对环境做的体积功，还有表面功、电功等。而对环境做的体积功，还有表面功、电功等。“功功”用符号用符号W表示，本章只考虑体积功。热力学上规定：表示，本章只考虑体积功。热力学上规定：体系对环境做功，体系对环境做功，W为负值；环境对体系做功，为负值；环境对体系做功，W为为正值。正值。热和功是能量传递的两种形式，它们与变化的途热和功是能量传递的两种形式，它们与变化的途径有关。当体系变化的始、终态确定后，径有关。当体系变化的始、终态确定后，Q和和W随着随着途径不同而不同，只有指明途径才能计算过程的热和途径不同而不同，只有指明途径才能计算过程的热和功，所以热和功都不是状态函数。功，所以热和功都不是状态函数。5.热力学能热力学能 热力学能（热力学能（thermodynamic energy）又称内能，是体系）又称内能，是体系中一切形式能量的总和。它包括体系中原子、分子或离子的动中一切形式能量的总和。它包括体系中原子、分子或离子的动能（平动能、转动能、电子运动能等），各种了、粒子间吸引能（平动能、转动能、电子运动能等），各种了、粒子间吸引和排斥所产生的势能，以及化学键能、核能等。和排斥所产生的势能，以及化学键能、核能等。热力学能以符号热力学能以符号U表示，具有能量单位。它仅决定于体系的表示，具有能量单位。它仅决定于体系的状态，在一定状态下有一定的数值，所以热力学能是状态函数。状态，在一定状态下有一定的数值，所以热力学能是状态函数。当体系从一种状态变化到另一种状态时，热力学能的增量当体系从一种状态变化到另一种状态时，热力学能的增量U只与体系的始态与终态有关而与变化的途径无关。只与体系的始态与终态有关而与变化的途径无关。由于物质结构的复杂性和内部相互作用的多样性，尚不能由于物质结构的复杂性和内部相互作用的多样性，尚不能确定热力学能的绝对值。实际应用中只要知道热力学能的变化确定热力学能的绝对值。实际应用中只要知道热力学能的变化值就足够了。根据能量与转化定律，体系热力学能的变化可以值就足够了。根据能量与转化定律，体系热力学能的变化可以由体系与环境之间交换的热和功的数值来确定。由体系与环境之间交换的热和功的数值来确定。二、化学反应中的能量变化二、化学反应中的能量变化1.定压反应热、焓和焓变定压反应热、焓和焓变 大多数的化学反应都是在定压条件下进行的，例如在化大多数的化学反应都是在定压条件下进行的，例如在化学反应实验中，许多化学反应都是在敞口容器中进行，反应学反应实验中，许多化学反应都是在敞口容器中进行，反应是在与大气接触的情况下发生。因此，体系的最终压力必等是在与大气接触的情况下发生。因此，体系的最终压力必等于大气压力。由于大气压力变化比较微小，在一段时间内可于大气压力。由于大气压力变化比较微小，在一段时间内可以看作不变，所以反应可以看作是在定压下进行，因此讲座以看作不变，所以反应可以看作是在定压下进行，因此讲座定压反应热效应具有实际意义。在定压下进行的化学反应，定压反应热效应具有实际意义。在定压下进行的化学反应，如有体积变化时，则要做体积功。功可以有两种：一种是体如有体积变化时，则要做体积功。功可以有两种：一种是体积功，另一种是非体积功（如表面功、电功等）。在定压下积功，另一种是非体积功（如表面功、电功等）。在定压下进行的化学反应，一般只做体积功，则进行的化学反应，一般只做体积功，则 这样，按热力学第一定律，在定压下进行的化学反应的这样，按热力学第一定律，在定压下进行的化学反应的热力学能变化为热力学能变化为则则 式中，式中，U、P、V都是状态函数，它们的组合都是状态函数，它们的组合(U+PV)必必须具有状态函数的性质。热力学上定义须具有状态函数的性质。热力学上定义H=U+PV，取名为焓，取名为焓(enthalph)，即以，即以H表示。这样得出：表示。这样得出：（17）（18）H为体系的焓变为体系的焓变(chang of enthalpy)，具有能量单位。即温度一定时，在定压下，只具有能量单位。即温度一定时，在定压下，只做体积功时，体系的化学反应热效应做体积功时，体系的化学反应热效应Qp在数值在数值上等于体系的焓变。因而焓可以认为是物质的上等于体系的焓变。因而焓可以认为是物质的热含量，即物质内可以转变为热的能量。热含量，即物质内可以转变为热的能量。焓像热力学能那样，不能确定其绝对值，焓像热力学能那样，不能确定其绝对值，在实际应用中涉及的都是焓变在实际应用中涉及的都是焓变H。通常规定：通常规定：放热反应放热反应 H0从Qp=H，可由热力学第一定律U=Qp-pV 得到 由此可知，定压下由此可知，定压下H-U，就是体系经由定压过，就是体系经由定压过程发生变化时所做的体积功。对始态和终态都是液体程发生变化时所做的体积功。对始态和终态都是液体或固体的变化来说，统计体积变化或固体的变化来说，统计体积变化V不大，可以忽略不大，可以忽略不计。这样得到：不计。这样得到：对于有气体参加的反应，如对于有气体参加的反应，如假定反应物和生成物都具有理想气体的性质，则假定反应物和生成物都具有理想气体的性质，则 反应前后，气体的物质的量改变为反应前后，气体的物质的量改变为n，它等于气体生成，它等于气体生成物的物质的量总和减去气体反应物的物质的量总和。物的物质的量总和减去气体反应物的物质的量总和。在上述反应中在上述反应中 由此可见，即使在有气体参加的反应中，由此可见，即使在有气体参加的反应中，pV与与H相比也只是一个较小的值。因此，相比也只是一个较小的值。因此，在一般情况下，可认为在一般情况下，可认为 表示化学反应及其反应热（标准摩尔焓变）关系表示化学反应及其反应热（标准摩尔焓变）关系的化学反应方程式的化学反应方程式,叫热化学方程式。叫热化学方程式。2、热化学方程式、热化学方程式 该式表明，温度为该式表明，温度为298.15K，诸气体压力均为标准压力，诸气体压力均为标准压力p (100kPa)时，在定压条件下时，在定压条件下(大多数反应都是在定压条件下进大多数反应都是在定压条件下进行的行的)，消耗，消耗2molH2(g)和和1molO2(g),生成生成2molH2O(g)所放出所放出的热量为的热量为483.64kJ。反应物和生成物都处于标准态反应温度反应进度为1 mol反应（reaction）焓的变化(298.15 K)r mH标准摩尔反应焓变（标准摩尔反应热）标准摩尔反应焓变（标准摩尔反应热）书写热化学方程式书写注意点：书写热化学方程式书写注意点：(1)注明反应的温度和压强条件(2)注明物质的聚集状态或晶形:气态,g(gas);液态,l(liguid);固态,s(solid)1C(石墨)+O2(g)CO2(g)rHm=393.5kJmol12C(金刚石)+O2(g)CO2(g)rHm=395.4kJmol1(3)方程式中的配平系数只表示计量数,不表示分子数,故可写成分数.反应热数值随计量数不同而不同,如：52H2(g)+O2(g)2H2O(l)rHm=571.6kJmol1rHm=241.8kJmol13H2(g)+O2(g)H2O(g)4H2(g)+O2(g)H2O(l)rHm=285.8kJmol1(4)逆反应的热效应与正反应的热效应 数值相同而符号相反6rHm=241.8kJmol1H2O(g)H2(g)+O2(g)3H2(g)+O2(g)H2O(g)rHm=241.8kJmol1 (3)和(6)对比，看出互逆的两个反应之间热效应的关系。(3)和(4)对比，看出写出物质存在状态的必要性。(4)和(5)对比，看出计量数不同对热效应的影响。从(1)和(2)对比，看出注明晶型的必要性。rHm 0 表示吸热，rHm 0 表示放热。C(石墨)+O2(g)CO2(g)rHm=393.5 kJmol1 (1)C(金刚石)+O2(g)CO2(g)rHm=395.4 kJmol1 (2)H2(g)+1/2 O2(g)H2O(g)rHm=241.8 kJmol1 (3)H2(g)+1/2 O2(g)H2O(l)rHm=285.8 kJmol1 (4)2 H2(g)+O2(g)2 H2O(l)rHm=571.6 kJmol1 (5)H2O(g)H2(g)+1/2 O2(g)rHm=+241.8 kJmol1 (6)2.标准摩尔生成焓变 某温度下,由处于标准状态的各种元素的最稳定的单质生成标准状态下单位物质的量(1mol)某纯物质的反应焓变,称为该温度下该物质的标准摩尔生成焓(fHm,Jmol1,简称标准生成热)。例如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)fHm=-285.83kJmol-1C(石墨）+O2(g)=CO2(g)fHm=-393.5kJmol-1 标准状态：标准状态：液、固体溶液 溶质的浓度 C =1molL-!气体 处于标准状态下的各元素的最稳定的单质的标准生处于标准状态下的各元素的最稳定的单质的标准生成热为成热为零零。(碳的稳定单质有石墨和金刚石，指定石墨碳的稳定单质有石墨和金刚石，指定石墨的标准摩尔生成焓等于零。）的标准摩尔生成焓等于零。）由稳定单质转变为其他由稳定单质转变为其他形式单质时，也有焓变：形式单质时，也有焓变：各种化合物的各种化合物的fHm在化学手册中可以查到。利用这些在化学手册中可以查到。利用这些fHm值就可以计算一般化学反应的值就可以计算一般化学反应的rHm。即标准态下。即标准态下恒压反应热。恒压反应热。生成焓是热化学计算中非常重要的数据，通过比较生成焓是热化学计算中非常重要的数据，通过比较相同类型化合物的生成焓数据，可以判断这些化合物相同类型化合物的生成焓数据，可以判断这些化合物的相对稳定性。例如：的相对稳定性。例如：Ag2O与与Na2O相比较，因相比较，因Ag2O生成时放出热量少，因而比较不稳定生成时放出热量少，因而比较不稳定(见表见表1-1)。表表1-1 Ag2O与与Na2O 生成焓的比较生成焓的比较300以上分解加热不分解-31.1-414.2Ag2ONa2O稳定性物质 4、盖斯定律盖斯定律 其成立的原因，在于当时研究的反应，都是在恒压下其成立的原因，在于当时研究的反应，都是在恒压下进行的。即反应体系压强和外压相等，这时进行的。即反应体系压强和外压相等，这时 Qp =rH。H 是状态函数，故是状态函数，故 rH 不受途径影响。不受途径影响。即即 Hess 定律暗含的条件定律暗含的条件 每步均恒压。每步均恒压。盖斯定律也可表述为：盖斯定律也可表述为：化学反应的焓变，化学反应的焓变，决定于反应物的始态和生成物的终态，而与决定于反应物的始态和生成物的终态，而与过程的途径无关过程的途径无关.一个化学反应，不论是一步完成，还是分数步一个化学反应，不论是一步完成，还是分数步完成，其热效应是相同的。完成，其热效应是相同的。盖斯盖斯(Hess)定律的应用定律的应用始态终态中间态rHrH1rH2或rH=rH1+rH2rH=rHi 一个化学反应若能分解成几步来完成一个化学反应若能分解成几步来完成,总总反应的焓变反应的焓变 rH 等于各分步反应的焓变等于各分步反应的焓变 rHi之和之和.例例4：已知(1)C(s)+O2(g)CO2(g)H1=393.5kJmol1(2)CO(g)+O2(g)CO2(g)H2=283.0kJmol1求 C(s)+O2(g)CO(g)的H 可以设想，生成可以设想，生成CO2的途径，即从始态的途径，即从始态(C+O2)、终态、终态(CO2)的的途径有两条，如图途径有两条，如图1-1所示。第一条途径是一步完成的，以所示。第一条途径是一步完成的，以(1)表示；第二条途径分两步完成，即是由碳和氧气生成表示；第二条途径分两步完成，即是由碳和氧气生成CO，再由，再由CO和氧气生成和氧气生成CO2，分别以分别以(3)和和(2)表示。表示。解:反应(2)的逆反应 (3)CO2(g)CO(g)+O2(g)其反应热效应 H3=283.0kJmol1(1)+(3)得 C(s)+O2(g)CO(g)HH=H1+H 3=110.5(kJmol1)实际上，根据盖斯定律，可以把热化学方程式像代数实际上，根据盖斯定律，可以把热化学方程式像代数方程式那样进行计算。方程式相加方程式那样进行计算。方程式相加(或相减或相减)，其热效应，其热效应的数值也相加的数值也相加(或相减或相减)。例如，在上例中式。例如，在上例中式(1)减去式减去式(2)即得式即得式(3)。即反应。即反应(3)=(1)-(2)，即热效应，即热效应盖斯定律的实质是焓为状态函数，焓变与途径无关。盖斯定律的实质是焓为状态函数，焓变与途径无关。5、由标准生成焓计算化学反应热效应、由标准生成焓计算化学反应热效应 盖斯定律的重要用途就是利用化合物的标准生成焓，来计盖斯定律的重要用途就是利用化合物的标准生成焓，来计算各种化学反应的热效应。因为在任何反应中，反应物和生成算各种化学反应的热效应。因为在任何反应中，反应物和生成物所含有的原子的种类和个数总是相同的物所含有的原子的种类和个数总是相同的(质量守恒定律质量守恒定律)，用，用相同种类和数量的单质既可以组成全部反应物，也可以组成全相同种类和数量的单质既可以组成全部反应物，也可以组成全部生成物。如果分别知道了反应物和生成物的生成焓，即可求部生成物。如果分别知道了反应物和生成物的生成焓，即可求出反应的热效应。现以氨的氧化反应为例说明。出反应的热效应。现以氨的氧化反应为例说明。例：由热力学数据表中查得：例：由热力学数据表中查得：解：反应物和生成物都可以看作是由 反应生成的，以单质为始态，以生成物为终态，反应物 为中间态，可以得关系图1-2。图1-2 氨氧化反应关系图 反应物标准生成焓的总和：生成物标准生成焓的总和：生成物标准生成焓的总和：根据盖斯定律：根据盖斯定律：由上述例子可知，在相同温度和压力下，标准反应热等于生由上述例子可知，在相同温度和压力下，标准反应热等于生成物的标准生成焓总和减去反应物的标准生成焓总和。成物的标准生成焓总和减去反应物的标准生成焓总和。式中 为生成物和反应物的化学计量数。