熱力學第一定律規(guī)則分析

第一章熱力學第一定律§1.3

能量守恒--熱力學第一定律§1.4

體積功§1.5

焓§1.6

理想氣體的熱力學能和焓§1.7

熱容§1.8

理想氣體的絕熱過程§1.9

實際氣體的節(jié)流過程

§1.10

化學反應的熱效應§1.11

生成焓及燃燒熱§1.12

基爾霍夫方程

§1.3熱力學第一定律

Joule（焦耳）和Mayer（邁耶爾)自1840年起，歷經(jīng)20多年，用各種實驗求證熱和功的轉換關系，得到的結果是一致的。 這就是著名的熱功當量，為能量守恒原理提供了科學的實驗證明。即：1cal=4.1840J現(xiàn)在，國際單位制中已不用cal，熱功當量這個詞將逐漸被廢除。到1850年，科學界公認能量守恒定律是自然界的普遍規(guī)律之一。能量守恒與轉化定律可表述為：自然界的一切物質都具有能量，能量有各種不同形式，能夠從一種形式轉化為另一種形式，但在轉化過程中，能量的總值不變。能量守恒定律熱力學能的概念系統(tǒng)總能量通常有三部分組成：（1）系統(tǒng)整體運動的動能（2）系統(tǒng)在外力場中的位能（3）熱力學能，也稱為內能熱力學中一般只考慮靜止的系統(tǒng)，無整體運動，不考慮外力場的作用，所以只注意熱力學能熱力學能是指系統(tǒng)內部能量的總和，包括分子運動的平動能、分子內的轉動能、振動能、電子能、核能以及各種粒子之間的相互作用位能等。熱力學能是狀態(tài)函數(shù)，用符號U表示，它的絕對值尚無法測定，只能求出它的變化值。熱力學第一定律的數(shù)學表達式設想系統(tǒng)由狀態(tài)（1）變到狀態(tài)（2），系統(tǒng)與環(huán)境的熱交換為Q，功交換為W，則系統(tǒng)的熱力學能的變化為：對于微小變化熱力學能的單位：例：某氣體由狀態(tài)1，經(jīng)a、b兩個不同的途徑變化到狀態(tài)2。途徑a恒容加熱：Qa=25kJ，途徑b先恒壓加熱Qb=20kJ、再絕熱壓縮。求途徑b中的功。解：a、b兩個途徑的始、終態(tài)相同

U(a)=U(b)U(a)=Qa+Wa=Qa=25kJU(b)=Qb+Wb=25kJ,20kJ+Wb=25kJ

Wb

=5kJ熱力學第一定律是能量守恒與轉化定律在熱現(xiàn)象領域內所具有的特殊形式，說明熱力學能、熱和功之間可以相互轉化，但總的能量不變。也可以表述為：第一類永動機是不可能制成的熱力學第一定律是人類經(jīng)驗的總結，事實證明違背該定律的實驗都將以失敗告終，這足以證明該定律的正確性。熱力學第一定律的文字表述若是n有定值的封閉系統(tǒng)，則對于微小變化熱力學能是狀態(tài)函數(shù)，對于只含一種化合物的單相系統(tǒng)，經(jīng)驗證明，用p，V，T中的任意兩個和物質的量

n

就能確定系統(tǒng)的狀態(tài)，即如果是系統(tǒng)吸熱系統(tǒng)放熱W>0W<0Q<0系統(tǒng)Q>0對環(huán)境作功對系統(tǒng)作功環(huán)境U=Q+WU>0U<0熱和功的取號與熱力學能變化的關系宏觀定義：在任何溫度、任何壓力均符合理想氣體狀態(tài)方程（pV=nRT）的氣體，稱為理想氣體。微觀模型：分子本身不占體積，分子間無相互作用力。對實際氣體討論：p0時符合理想氣體行為。一般情況低壓下可近似認為是理想氣體。溫度越高、壓力越低，越符合理想氣體。理想氣體功與過程膨脹功

§1.4

體積功設在定溫下，一定量理想氣體在活塞筒中克服外壓，經(jīng)3種不同途徑，體積從V1膨脹到V2所作的功。1.自由膨脹（freeexpansion）

2.等外壓膨脹（pe保持不變）系統(tǒng)所作功的絕對值如陰影面積所示。

功與過程陰影面積代表可見，外壓差距越小，膨脹次數(shù)越多，做的功也越多。

所作的功等于2次作功的加和。(1)克服外壓為，體積從膨脹到；多次等外壓膨脹所作的功(2)克服外壓為，體積從膨脹到。3.外壓比內壓小一個無窮小的值外壓相當于一杯水，水不斷蒸發(fā)，這樣的膨脹過程是無限緩慢的，每一步都接近于平衡態(tài)。所作的功為：這種過程近似地可看作可逆過程，系統(tǒng)所作的功最大。(對理想氣體)陰影面積代表We,3水始態(tài)終態(tài)3.外壓比內壓小一個無窮小的值陰影面積代表We,3可逆壓縮如果將蒸發(fā)掉的水氣慢慢在杯中凝聚，使壓力緩慢增加，恢復到原狀，所作的功為：則系統(tǒng)和環(huán)境都能恢復到原狀。始態(tài)終態(tài)水可逆壓縮功與變化的途徑有關在定溫下，可逆膨脹，系統(tǒng)對環(huán)境作最大功；可逆壓縮，環(huán)境對系統(tǒng)作最小功。系統(tǒng)經(jīng)過某一過程從狀態(tài)（1）變到狀態(tài)（2）之后，如果能使系統(tǒng)和環(huán)境都恢復到原來的狀態(tài)而未留下任何永久性的變化，則該過程稱為熱力學可逆過程。否則為不可逆過程。可逆過程（reversibleprocess）可逆過程中的每一步都接近于平衡態(tài)，可以向相反的方向進行，從始態(tài)到終態(tài)，再從終態(tài)回到始態(tài)，系統(tǒng)和環(huán)境都能恢復原狀?？赡孢^程的特點：（1）狀態(tài)變化時推動力與阻力相差無限小，系統(tǒng)與環(huán)境始終無限接近于平衡態(tài)；（3）系統(tǒng)變化一個循環(huán)后，系統(tǒng)和環(huán)境均恢復原態(tài)，變化過程中無任何耗散效應；（4）定溫可逆過程中，系統(tǒng)對環(huán)境做最大功，環(huán)境對系統(tǒng)做最小功。（2）過程中的任何一個中間態(tài)都可以從正、逆兩個方向到達；例：計算1mol理想氣體在下列四個過程中所做的功。已知始態(tài)體積為25dm3，終態(tài)體積為100dm3；始態(tài)及終態(tài)溫度為100℃。(1)向真空膨脹；(2)在外壓恒定為氣體終態(tài)的壓力下膨脹；(3)先在外壓恒定為體積等于50dm3時氣體的平衡壓力下膨脹，當膨脹到50dm3(此時溫度仍為100℃)以后，再在外壓等于100dm3時氣體的平衡壓力下膨脹；(4)定溫可逆膨脹。試比較這四個過程的功。比較的結果說明了什么問題？解:(1)由于P外=0，W=0(2)由于P外=P2，W=-P2(V2-V1)=-nRT(V2-V1)/V2=-2326J(3)由于W=W1+W2=-P2(V2-V1)-P3(V3-V2)=-3101J(4)由于W=-nRTln(V2/V1)=-4299J以上結果說明，雖然始終態(tài)相同，但所做的功不同，其中以定溫可逆膨脹所作的功最大?！?.5焓根據(jù)熱力學第一定律當若發(fā)生一個微小變化定容且不做非膨脹功的條件下，系統(tǒng)的熱力學能的變化等于定容熱效應積分后可得根據(jù)熱力學第一定律若發(fā)生一個微小變化當§1.5焓定義:定壓且不做非膨脹功的條件下，系統(tǒng)的焓變等于定壓熱效應例：在373K和標準壓力下，水的蒸發(fā)熱為4.067×104Jmol-1，1mol液態(tài)水體積為18.08cm3，蒸氣責為30200cm3。試計算在該條件下1mol水蒸發(fā)成氣的和。解:在373K和標準壓力下汽化，

=4.067×104J

W=P

(V2-V1)=105×(30200-18.08)×10-6J=3.018×103

J=(40.67

-3.018)×103

J=3.761×104

J焓不是能量 雖然具有能量的單位，但不遵守能量守恒定律焓是狀態(tài)函數(shù)定義式中焓由狀態(tài)函數(shù)組成為什么要定義焓？為了使用方便，因為在定壓、不做非膨脹功的條件下，焓變等于定壓熱效應

。較容易測定，可用焓變求其它熱力學函數(shù)的變化值。將兩個容量相等的容器，放在水浴中，左球充滿氣體，右球為真空（上圖）

Gay-Lussac在1807年，Joule在1843年分別做了如下實驗：打開活塞，氣體由左球沖入右球，達平衡（下圖）Gay-Lussac-Joule實驗§1.6理想氣體的熱力學能和焓

Gay-Lussac在1807年，Joule在1843年分別做了如下實驗：Gay-Lussac-Joule實驗氣體和水浴溫度均未變根據(jù)熱力學第一定律，該過程的系統(tǒng)沒有對外做功定溫條件下，氣體在自由膨脹中溫度不變，熱力學能不變。從Gay-Lussac-Joule實驗得到：從Joule實驗得設理想氣體的熱力學能是的函數(shù)所以因為所以這就證明了理想氣體的熱力學能僅是溫度的函數(shù)，與體積和壓力無關理想氣體在定溫時，改變體積，其熱力學能不變設理想氣體的熱力學能是的函數(shù)可以證明這有時稱為Joule定律根據(jù)焓的定義式理想氣體的焓也僅是溫度的函數(shù)，與體積和壓力無關對于理想氣體,在定溫下有對于實際氣體，由于分子間的引力，必然消耗部分分子動能，從而引起氣體溫度下降；為保持溫度恒定，就要吸收能量，勢必引起系統(tǒng)熱力學能增加。所以從Joule實驗得所以對定溫過程：定溫條件下理想氣體的和的計算因為,故對于理想氣體的定溫可逆膨脹作業(yè)P16

習題8P18習題13P21

習題16作業(yè)習題8：在25℃下，將50gN2做定溫可逆壓縮，從105Pa壓縮到2×106Pa。試計算此過程的功。如果被壓縮了的氣體反抗恒定外壓105Pa做定溫膨脹到原來的狀態(tài)，問此膨脹過程的功又為若干？

解對理想氣體定溫可逆過程：

W=-nRTln(P1/P2)=1.3×104J

反抗恒定外壓力做定溫膨脹過程：

W=-P外(V2-V1)=nRTP1[(1/P1)-(1/P2)]=-4.2×103J作業(yè)習題13：已知在0℃和標準壓力下，冰的密度為0.917gcm-3，水的密度為1.000gcm-3。試計算在0℃和標準壓力下，1mol冰熔化成水所需的功。解

W=-(V2-V1)=-105×18.02×10-6(1/1.000-1/0.917)J=0.165J作業(yè)習題16：假設N2為理想氣體。在0℃下和5×105Pa下，用2dm3N2作定溫膨脹到壓力為105Pa。(1)如果是可逆膨脹；(2)如果是在外壓恒定為105Pa的條件下進行。試計算此過程的Q、W、

和。解(1)理想氣體作定溫可逆膨脹，，

W=-nRTln(P1/P2)=1609J；Q=-1609J(2)反抗恒定外壓力做定溫膨脹,,

V2=p1V1/p2=5×105×2×10-3/105m3W=-p外(V2-V1)=-800JQ=-W=800J因為,故=0=0=0=0對于不發(fā)生相變和化學變化的均相封閉系統(tǒng)，不做非膨脹功，熱容的定義是：熱容單位：系統(tǒng)升高單位熱力學溫度時所吸收的熱熱容的大小顯然與系統(tǒng)所含物質的量和升溫的條件有關，所以有各種不同的熱容?！?.7熱容摩爾熱容單位：摩爾熱容定壓熱容定容熱容對于不做非膨脹功的可逆過程定壓摩爾熱容熱容是溫度的函數(shù)。定容摩爾熱容熱容與溫度的函數(shù)關系因物質、物態(tài)和溫度區(qū)間的不同而有不同的形式。式中是經(jīng)驗常數(shù)，由各種物質本身的特性決定，可從熱力學數(shù)據(jù)表中查找。對于理想氣體，在定容不做非膨脹功的條件下所以理想氣體的定容熱容和定壓熱容也僅是溫度的函數(shù)，與體積和壓力無關對于理想氣體，在定壓不做非膨脹功的條件下因為定容過程中，升高溫度，系統(tǒng)所吸的熱全部用來增加熱力學能；而定壓過程中，所吸的熱除增加熱力學能外，還要多吸一點熱量用來對外做膨脹功，所以氣體的Cp恒大于Cv

。氣體的Cp恒大于Cv對于理想氣體：

理想氣體的與之差絕熱過程的功在絕熱過程中，系統(tǒng)與環(huán)境間無熱的交換，但可以有功的交換。根據(jù)熱力學第一定律：這時，若系統(tǒng)對外作功，熱力學能下降，系統(tǒng)溫度必然降低，反之，則系統(tǒng)溫度升高。因此絕熱壓縮，使系統(tǒng)溫度升高，而絕熱膨脹，可獲得低溫。絕熱過程的功和過程方程式§1.8理想氣體的絕熱過程絕熱過程的功對于理想氣體，設不做非膨脹功這公式可用于絕熱可逆、也可用于絕熱不可逆過程，因為熱力學能是狀態(tài)函數(shù)。絕熱過程的功和過程方程式若定容熱容與溫度無關，則但絕熱可逆與絕熱不可逆過程的終態(tài)溫度顯然是不同的。在不做非膨脹功的絕熱過程中，絕熱過程的功和過程方程式對于理想氣體代入上式，得整理后得絕熱過程的功和過程方程式對于理想氣體代入（A）式得令：稱為熱容比絕熱過程的功和過程方程式對上式積分得或寫作因為代入上式得因為代入上式得這是理想氣體在絕熱可逆過程中，三者遵循的關系式稱為絕熱可逆過程方程式。理想氣體在絕熱可逆過程中，三者遵循的絕熱過程方程式可表示為：式中，均為常數(shù)，在推導這公式的過程中，引進了理想氣體、絕熱可逆過程和等與溫度無關的常數(shù)等限制條件。絕熱過程的功絕熱過程的功和過程方程式絕熱可逆過程的膨脹功理想氣體定溫可逆膨脹所作的功顯然會大于絕熱可逆膨脹所作的功，這在p-V-T三維圖上看得更清楚。在p-V-T三維圖上，黃色的是定壓面；系統(tǒng)從A點定溫可逆膨脹到B點，AB線下的面積就是定溫可逆膨脹所作的功。絕熱過程的功和過程方程式藍色的是定溫面；紅色的是定容面。絕熱可逆過程的膨脹功如果同樣從A點出發(fā)，作絕熱可逆膨脹，使終態(tài)體積相同，則到達C點顯然，AC線下的面積小于AB線下的面積，C點的溫度、壓力也低于B點的溫度、壓力。

AC線下的面積就是絕熱可逆膨脹所作的功。絕熱可逆過程的膨脹功從兩種可逆膨脹曲面在pV面上的投影圖看出：兩種功的投影圖AB線斜率AC線斜率從A點出發(fā)，達到相同的終態(tài)體積因為絕熱過程靠消耗熱力學能作功，要達到相同終態(tài)體積，溫度和壓力必定比B點低。絕熱可逆過程的膨脹功定溫可逆過程功(AB線下面積)

大于絕熱可逆過程功(AC線下面積)定溫可逆過程功(AB)絕熱可逆過程功(AC)等溫可逆過程功(AB)絕熱可逆過程的膨脹功絕熱可逆過程功(AC)絕熱功的求算（1）理想氣體絕熱可逆過程的功所以因為絕熱可逆過程的膨脹功（2）絕熱狀態(tài)變化過程的功因為計算過程中未引入其它限制條件，所以該公式適用于定組成封閉系統(tǒng)的一般絕熱過程，不一定是可逆過程。絕熱功的求算例子：

64gO2(可視為理想氣體)101.325kPa、25℃時，絕熱膨脹至50.662kPa，計算Q，W，ΔU，ΔH。（已知：雙原子分子Cp,m=3.5R）

(1)若此過程可逆地進行；

(2)若此過程是反抗恒定的50.662kPa外壓的絕熱膨脹。(1)

O264g=2molCV,m=Cp,m-R=

2.5R

t1=25℃t2=P1=101.325kPaQ=0,可逆P2=50.662kPaV1=V2=由過程方程得：（2）O264g=2molCV,m=(5/2)RP(環(huán))=50.662kPa

t1=25℃Q=0，不可逆

t2=P1=101.325kPaP2=50.662kPaV1=V2=-P(環(huán))(V2-V1)=nCv,m(T2-T1)

p1V1=nRT1

p2V2=nRT2-50662（V2-V1)/m-3=2×2.5×8.315×(T2/K-298.15)

101325V1/m-3=2×8.315×298.15

50662V2/m-3=2×8.315T2/K

解之可得：T2=255.56K注意：絕熱可逆與絕熱不可逆過程的終態(tài)溫度不同§1.9實際氣體的節(jié)流膨脹Joule-Thomson效應Joule在1843年所做的氣體自由膨脹實驗是不夠精確的，1852年Joule和Thomson設計了新的實驗，稱為節(jié)流過程。在這個實驗中，使人們對實際氣體的U和H的性質有所了解，并且在獲得低溫和氣體液化工業(yè)中有重要應用。 在一個圓形絕熱筒的中部有一個多孔塞或小孔，使氣體不能很快通過，并維持塞兩邊的壓差。下圖是終態(tài)，左邊氣體被壓縮通過小孔，向右邊膨脹，氣體的終態(tài)為：上圖是始態(tài)，左邊氣體的狀態(tài)為：壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)壓縮區(qū)膨脹區(qū)多孔塞節(jié)流過程壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)壓縮區(qū)多孔塞膨脹區(qū)節(jié)流過程開始，環(huán)境將一定量氣體壓縮時所作功（即以氣體為系統(tǒng)得到的功）為：節(jié)流過程是在絕熱筒中進行的，Q=0，所以：氣體通過小孔膨脹，對環(huán)境作功為：節(jié)流過程的在壓縮和膨脹時，系統(tǒng)凈功的變化應該是兩個功的代數(shù)和。即節(jié)流過程是個等焓過程移項節(jié)流過程的

>0

經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度降低。

是系統(tǒng)的強度性質。因為節(jié)流過程的,所以當：<0

經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度升高。

=0

經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度不變。Joule-Thomson系數(shù)稱為Joule-Thomson系數(shù)，它表示經(jīng)節(jié)流過程后，氣體溫度隨壓力的變化率。反應熱效應等容熱效應

反應在等容下進行所產(chǎn)生的熱效應為

,如果不作非膨脹功，

,氧彈熱量計中測定的是

等壓熱效應

反應在等壓下進行所產(chǎn)生的熱效應為，如果不作非膨脹功，則

當系統(tǒng)發(fā)生反應之后，使產(chǎn)物的溫度回到反應前始態(tài)時的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量，稱為該反應的熱效應。

§1.10

化學反應的熱效應

與的關系當反應進度為1mol時：

式中

是生成物與反應物氣體物質的量之差值，并假定氣體為理想氣體?；?/p>

反應物生成物

（3）

（2）等容

與

的關系的推導生成物

反應物生成物

（3）

（2）等容

生成物

對于理想氣體

所以反應進度（extentofreaction

）20世紀初比利時Dekonder引進反應進度的定義為：

和

分別代表任一組分B在起始和t時刻的物質的量。

是任一組分B的化學計量數(shù)，對反應物取負值，對生成物取正值。設某反應單位：mol引入反應進度的優(yōu)點：在反應進行到任意時刻，可以用任一反應物或生成物來表示反應進行的程度，所得的值都是相同的，即：反應進度被應用于反應熱的計算、化學平衡和反應速率的定義等方面。注意應用反應進度，必須與化學反應計量方程相對應。例如當

都等于1mol

時，兩個方程所發(fā)生反應的物質的量顯然不同。例：含10molN2(g)和20molH2(g)的混合氣體通過合成氨塔，經(jīng)一定時間后有5molNH3(g)生成。試分別以如下兩個反應方程式為基礎，計算反應進度。(1)(2)解n(N2)/moln(H2)/moln(NH3)/molt=0,=010200t=t,=7.512.55用方程式(1)計算同理；可見，不論用反應物還是產(chǎn)物計算反應進度都可以得到相同的結果。用方程式(2)計算可見，方程式寫法變了，反應進度也變了。引入反應進度的優(yōu)點：一個化學反應的焓變決定于反應的進度，顯然同一反應，反應進度不同，焓變也不同。當反應的進度為1mol時的焓變，稱為摩爾焓變，表示為：的單位為表示反應的進度為1mol標準摩爾焓變什么是標準態(tài)？隨著學科的發(fā)展，壓力的標準態(tài)有不同的規(guī)定：用

表示壓力標準態(tài)。最老的標準態(tài)為1atm1985年GB規(guī)定為101.325kPa1993年GB規(guī)定為1105Pa。標準態(tài)的變更對凝聚態(tài)影響不大，但對氣體的熱力學數(shù)據(jù)有影響，要使用相應的熱力學數(shù)據(jù)表。什么是標準態(tài)？氣體的標準態(tài)為：溫度為T、壓力時且具有理想氣體性質的狀態(tài)液體的標準態(tài)為：溫度為T、壓力時的純液體固體的標準態(tài)為：溫度為T、壓力時的純固體標準態(tài)不規(guī)定溫度，每個溫度都有一個標準態(tài)。一般298.15K時的標準態(tài)數(shù)據(jù)有表可查。焓的變化反應物和生成物都處于標準態(tài)反應進度為1mol反應（reaction）反應溫度標準摩爾焓變若參加反應的物質都處于標準態(tài)，當反應進度為1mol時的焓變，稱為標準摩爾焓變用符號表示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：298.15K時

式中：

表示反應物和生成物都處于標準態(tài)時，在298.15K，反應進度為1mol

時的焓變。代表氣體的壓力處于標準態(tài)。因為U,H的數(shù)值與系統(tǒng)的狀態(tài)有關，所以方程式中應該注明物態(tài)、溫度、壓力、組成等。對于固態(tài)還應注明結晶狀態(tài)。注意事項反應進度為1mol

，表示按計量方程反應物應全部作用完。反應進度為1mol

，必須與所給反應的計量方程對應。若反應用下式表示，顯然焓變值會不同。

若是一個平衡反應，顯然實驗所測值會低于計算值。但可以用過量的反應物，測定剛好反應進度為1mol

時的熱效應。Hess定律（Hess’slaw）1840年，Hess(赫斯)根據(jù)實驗提出了一個定律：不管反應是一步完成的，還是分幾步完成的，其熱效應相同，當然要保持反應條件（如溫度、壓力等）不變。應用：對于進行得太慢的或反應程度不易控制而無法直接測定反應熱的化學反應，可以用Hess定律，利用容易測定的反應熱來計算不容易測定的反應熱。反應的熱效應只與起始和終了狀態(tài)有關，與變化途徑無關。Hess定律例如：求C(s)和

生成CO(g)的摩爾反應焓變

已知：（1）

（2）

則：§1.11

生成焓與燃燒焓標準摩爾生成焓標準摩爾離子生成焓標準摩爾燃燒焓自鍵焓估算反應焓變沒有規(guī)定溫度，一般298.15K時的數(shù)據(jù)有表可查。生成焓僅是個相對值，相對于標準狀態(tài)下穩(wěn)定單質的生成焓等于零。標準摩爾生成焓（standardmolarenthalpyof

formation）在標準壓力下，反應溫度時，由最穩(wěn)定的單質合成標準狀態(tài)下單位量物質B的焓變，稱為物質B的標準摩爾生成焓，用下述符號表示： （物質，相態(tài)，溫度）例如：在298.15K時這就是HCl(g)的標準摩爾生成焓：

反應焓變?yōu)椋?/p>

標準摩爾生成焓為計量方程中的系數(shù)，對反應物取負值，生成物取正值。利用各物質的摩爾生成焓求化學反應焓變：在標準壓力

和反應溫度時（通常為298.15K）標準摩爾生成焓標準摩爾生成焓例如有反應根據(jù)狀態(tài)函數(shù)性質自鍵焓估算反應焓變一切化學反應實際上都是原子或原子團的重新排列組合，在舊鍵破裂和新鍵形成過程中就會有能量變化，這就是化學反應的熱效應。鍵的分解能將化合物氣態(tài)分子的某一個鍵拆散成氣態(tài)原子所需的能量，稱為鍵的分解能即鍵能，可以用光譜方法測定。鍵焓在雙原子分子中，鍵焓與鍵能數(shù)值相等。在含有若干個相同鍵的多原子分子中，鍵焓是若干個相同鍵鍵能的平均值。自鍵焓估算生成焓則O-H(g)的鍵焓等于這兩個鍵能的平均值例如：在298.15K時，自光譜數(shù)據(jù)測得氣相水分子分解成氣相原子的兩個鍵能分別為：自鍵焓估算生成焓美國化學家L.Pauling假定一個分子的總鍵焓是分子中所有鍵的鍵焓之和，這些單獨的鍵焓值只由鍵的類型決定。顯然，這個方法是很粗略的，一則所有單鍵鍵焓的數(shù)據(jù)