苯和甲苯形成理想液体混合物，该过程中的焓变为什么为0
苯和甲苯互相溶解是物理变化，只有化学变化才存在焓变，所以焓变是0。常见的水溶解，氯化钠溶于水等物理变化，并没有生成新物质，焓变都是0。
焓变(Enthalpy changes)即物体焓的变化量。焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函：一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压力的乘积的总和(Enthalpy is a combination of internal energy and flow work.)。
根据理想液态混合过程中，系统的焓不发生变化，所以△H＝0
x苯＝x甲苯＝0.5
△S＝-R（n苯lnx苯+n甲岑lnx甲苯）＝-8.314×（1×ln0.5+1×1×ln0.5）＝11.47J/K
ln p*苯（363K）/ p*苯（353.3K）=30.7*10^3/8.314 *( 1/353.3-1/363)
p*苯（353.3K）=100 kPa
则:p*苯（363K）=132kPa
ln p*甲苯（363K）/ p*甲苯（383.2K）=32*10^3/8.314 *( 1/383.2-1/363)
p*甲苯（383.2K）=100 kPa
则:p*甲苯（363K）=57.2kPa
P= p*苯*x 苯 + p*甲苯*x甲苯
= p*苯*(1-x 甲苯) + p*甲苯*x甲苯
100=132*((1-x甲苯)+ 57.2*x甲苯
x甲苯= 0.43
-----------------------
将容积10L的抽成真空的密闭容器置于350K的恒温槽中.
往该玻璃瓶中注入9.0g水,瓶中压力将变为多大
若只注入0.90g水,则瓶内压力又多大
（水的摩尔蒸发焓ΔHm=40.67kJ/mol）
ln p*水（350K）/ p*水（373.2K）=40.67*10^3/8.314 *( 1/350373.2-1/350)
p*水（373.2K）=100 kPa
p*水（350K）=42 kPa
PV= n RT
42*10= n *8.314*350 n=0.144mol
由于9g水的物质的量=0.5mol>0.144mol
因此瓶中压力=100kPa
若只注入0.90g水,0.9g水的物质的量=0.05mol
0.01mol完全燃烧放出39.43kj
方程式中甲苯系数是1，就是1mol.,则放出3943kj
C7H8(l)+9O2(g)=7CO2(g)+4H2O(l) △H=-3943kj/mol
ln（P2/P1）=-ΔH/R(1/T2-1/T1),P2为373K的饱和蒸气压，T2为373K
对苯和甲苯分别使用此公式，可得
ln(P苯2/100)=-30.72*1000/8.3145(1/373-1/353)
可以算出在373K时，笨得饱和蒸汽压为P苯=175.3kpa
同理，可以计算出在373K时，甲笨得饱和蒸汽压为P甲笨=76.4kpa
要使混合液体的沸点为373k,根据拉乌尔定律（理想液体）
P=P苯*x苯+P甲苯*（1-x苯)=100
175.3x+76.4（1-x）=100
x=0.239
所以液相组成为x苯=0.239，x甲苯=0.761
化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。一、化学反应的热效应
1、化学反应的反应热
(1)反应热的概念：
当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定
测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：
Q＝－C(T2－T1)
式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变
(1)反应焓变
物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：
ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：
把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1
书写热化学方程式应注意以下几点：
①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算
(1)盖斯定律
对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 二、电能转化为化学能——电解 1、电解的原理
(1)电解的概念：
在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。
(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：
阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。
阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。
总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑
2、电解原理的应用
(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2Cl－→Cl2＋2e－
阴极：2H＋＋e－→H2↑
总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(2)铜的电解精炼。
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应
Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－
Fe→Fe2＋＋2e－
Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu
(3)电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－
阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu 三、化学能转化为电能——电池 1、原电池的工作原理
(1)原电池的概念：
把化学能转变为电能的装置称为原电池。
(2)Cu－Zn原电池的工作原理：
如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子，正极反应为：2H＋＋2e－→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。
(3)原电池的电能
若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。 2、化学电源
(1)锌锰干电池
负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；
正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；
(2)铅蓄电池
负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－
正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O
放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。
充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。
(3)氢氧燃料电池
负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－
正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－
电池总反应：2H2＋O2＝2H2O 3、金属的腐蚀与防护
(1)金属腐蚀
金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
(2)金属腐蚀的电化学原理。
生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
(3)金属的防护
金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。 第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)
原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？ 一、化学反应的方向 1、反应焓变与反应方向
放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。 2、反应熵变与反应方向
熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。 3、焓变与熵变对反应方向的共同影响
ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。
ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。
ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。
在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。 二、化学反应的限度 1、化学平衡常数
(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 。
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。 2、反应的平衡转化率
(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：
α（A）＝
(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。 3、反应条件对化学平衡的影响
(1)温度的影响
升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
(2)浓度的影响
增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。
(3)压强的影响
ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。
ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。
(4)勒夏特列原理
由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。 【例题分析】
例1、已知下列热化学方程式：
(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol
(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol
(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol
写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 。
解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。
将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)
得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)
整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol
将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)
整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol
答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：
阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－
阴极反应式： ；
总电池反应式： 。
解析： 作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂，空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2。用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 。
答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2例3、下列有关反应的方向说法中正确的是( )
A、放热的自发过程都是熵值减小的过程。
B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程。
C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向。
D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的。
解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化，故A错误。只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的，要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误。水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向是正确的。有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃和1.01×105Pa时，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol，上述两个反应都是吸热反应，又都是熵增的反应，所以B也正确。
答案：BC。 化学反应原理复习（二）
【知识讲解】 第2章、第3、4节
一、化学反应的速率 1、化学反应是怎样进行的
(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。
(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。
(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。 2、化学反应速率
(1)概念：
单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。
(2)表达式：
(3)特点
对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。 3、浓度对反应速率的影响
(1)反应速率常数(K)
反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。
(2)浓度对反应速率的影响
增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。
增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。
(3)压强对反应速率的影响
压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。
压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。 4、温度对化学反应速率的影响
(1)经验公式
阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：
式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。
由公式知，当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。 5、催化剂对化学反应速率的影响
(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：
催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。
(2)催化剂的特点：
催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。
催化剂具有选择性。
催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。 二、化学反应条件的优化——工业合成氨 1、合成氨反应的限度
合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。 2、合成氨反应的速率
(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。
(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。
(3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。
(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。 3、合成氨的适宜条件
在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间，并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比。 第3章、物质在水溶液中的行为 一、水溶液 1、水的电离
H2OH＋＋OH－
水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］，25℃时，KW＝1.0×10－14mol2·L－2。温度升高，有利于水的电离， KW增大。2、溶液的酸碱度
室温下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7
酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＜7
碱性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＞7 3、电解质在水溶液中的存在形态
(1)强电解质
强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“＝”表示。
(2)弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。 二、弱电解质的电离及盐类水解 1、弱电解质的电离平衡。
(1)电离平衡常数
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。
弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H＋越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。
(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例。
加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。 2、盐类水解
(1)水解实质
盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。
(2)水解类型及规律
①强酸弱碱盐水解显酸性。
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②强碱弱酸盐水解显碱性。
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③强酸强碱盐不水解。
④弱酸弱碱盐双水解。
Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑
(3)水解平衡的移动
加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。 三、沉淀溶解平衡 1、沉淀溶解平衡与溶度积
(1)概念
当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。
PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3
(2)溶度积Ksp的特点
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 2、沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的溶解与生成
根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：
Qc＝Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。
Qc＞Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。
Qc＜Ksp时，体系中若有足量固体，固体溶解至平衡。
(2)沉淀的转化
根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。 四、离子反应 1、离子反应发生的条件
(1)生成沉淀
既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。
(2)生成弱电解质
主要是H＋与弱酸根生成弱酸，或OH－与弱碱阳离子生成弱碱，或H＋与OH－生成H2O。
(3)生成气体
生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。
(4)发生氧化还原反应
强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。 2、离子反应能否进行的理论判据
(1)根据焓变与熵变判据
对ΔH－TΔS＜0的离子反应，室温下都能自发进行。
(2)根据平衡常数判据
离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。 3、离子反应的应用
(1)判断溶液中离子能否大量共存
相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。
(2)用于物质的定性检验
根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。
(3)用于离子的定量计算
常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。
(4)生活中常见的离子反应。
硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：
Ca2＋、Mg2＋的形成。
CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－
MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－
加热煮沸法降低水的硬度：
Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O
或加入Na2CO3软化硬水：
Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓
我有word文档，方便的话我可以发给你
化工过程的物料衡算和能量衡算,是利用物理与化学的基本定律,对化工过程单元及化工过程单元系统的物料平衡与能量平衡进行定量的计算.
通过计算,从中找出主副产品的生成量,废物的排出量,确定原材料的消耗与定额,确定各物流的流量,组成和状态,确定每一设备内物质转换与能量传递速度.
从而为确定操作方式,设备选型以及设备尺寸的确定,管路设施与公用工程的设计提供依据.
第一节 物料衡算的原理,方法和程序
一,物料衡算的基本原理
1.物料衡算的目的:
通过物料衡算可以确定:
(1)原材料消耗定额,判断是否达到设计要求.
(2)各设备的输入及输出的物流量,摩尔分率组成及其他组成表示方法.
(3)作为热量计算的依据.
(4)根据计算结果绘出物流图,可进行管路设计及材质选择,仪表及自控设计等.
2.物料衡算的依据
(1)设计任务书中确定的技术方案,产品生产能力,年工作时及操作方法.
(2)建设单位或研究单位所提供的要求,设计参数及实验室试验或中试等数据,主要有:
①化工单元过程的主要化学反应方程式,反应物配比,转化率,选择性,总收率,催化剂状态及加入配比量,催化剂是否回收使用,安全性能等.
②原料及产品的分离方式,各步的回收率,采用物料分离剂时,加入分离剂的配比.
③特殊化学品的物性,如沸点,熔点,饱和蒸汽压,闪点等.
(3)工艺流程示意图.
二,物料衡算的基本方法
1.物料平衡的方程
物料衡算的理论依据是质量守恒定律.
对于任一化工过程单元或过程单元系统,均服从质量守恒定律.
可写出如下物料平衡方程:
该式在下列情况下可简化:
(1)稳定操作过程 (Fi-F0)+(DP-Dr)=0
(2)系统内无化学反应 Fi-F0 =W
(3)系统内无化学反应的稳定操作过程
Fi-F0 =0
对于没有化学反应的过程,一般只列写各组分的衡算方程,只有涉及化学反应时,才列出各元素的衡算方程.
2.物料衡算的基准
进行物料衡算时,必须选择一计算基准,并在整个运算中保持一致.
(1)时间基准
对于连续操作过程,选用单位时间作为基准是很自然的,单位时间可取1d,1h,或1s等.
(2)批量基准
对于间歇操作过程,按投入一批物料的数量为基准,最为方便.
(3)质量基准
可取某一基准物流的质量为100kg,然后计算其它物流的质量.
(4)物质的量基准
对于有化学反应的过程,由于化学反应是按摩尔进行的,因此用物质的量基准更为方便.
(5)标准体积基准
对于气体物料,可采用标准体积基准,其实质与物质的量基准相同.
三,物料衡算的基本程序
(1)确定衡算的对象和范围,并画出计算对象的草图.
(2)确定计算任务
(3)确定过程所涉及的组分,并对所有组分依次编号.
(4)对物流流股进行编号,并标注物流变量.
(5)收集数据资料 数据资料包括两类:一类为设计任务所规定的已知条件另一类为与过程有关的物理化学参数.具体如下:
①生产规模和生产时间
②有关的定额的技术指标
③原辅材料,产品,中间产品的规格
④与过程有关的物理化学参数.
(6)列出过程的全部独立物料平衡方程式及其相关约束式
对于有化学反应发生的要写出其化学反应方程式,明确反应前后的物料组成和各个组分之间的定量关系,必要时应指出其转化率和选择性,为计算做准备.
约束式分为两类:
(I)分数约束式
当一般物流的组成用摩尔分数或质量分数表示时,有下式成立:
式中xij 第j组分在第i股物流中的摩尔分数
Ns 物流的股数
Ne 物流组分数
(II)设备约束式
常见的设备约束式有:
①进料比为一常数
②两股物流具有相同的组成
③相平衡常数
④化学平衡常数
⑤化学反应过程中的转化率,选择性或其他限度.
(7)选择计算基准
(8)统计变量个数与方程个数,确定设计变量的个数及全部设计变量.
(9)整理并校核计算结果
(10)绘制物料流程图,编写物流表
上述步骤可归纳如下:
①陈述的问题
②列出可获得的数据
③画出衡算方框图
④对物流流股及各组分编号
⑤确定衡算范围
⑥建立系统各参数的基准
⑦建立各组分和总物料的衡算方程
⑧解析方程
⑨校核计算结果
⑩绘制物料流程图,编写物流表
第二节 连续过程的物料衡算
对于连续过程,在正常操作条件下一般是稳态过程,体系内无物料积累.将稳态过程以各物流的总流量Fi及组成xij表示,则有:
式中Fi 第i股物流物质的量的流量,流入为正,
流出为负
xij 第j组分的第i股物流中的摩尔分数
vjm 第j组分的第m个化学反应中的化学计量系数,
生成物为正,反应物为负,惰性组分为零.
rm 第m个化学反应的反应速率
Nr 过程中所包含的化学反应个数
一,非反应过程的物料衡算
对于非反应的连续稳态过程,上式可简化为:
常见物理过程的物料衡算
1.混合
2.连续蒸馏
3.增湿
4.气体混合物部分冷凝
5.液体混合物部分汽化
6.闪蒸
7.物理吸收
8.提浓
二,反应过程的物料衡算
对于包括有化学反应的物料计算举例说明其衡算过程与步骤.
例3-1:P46
三,间歇反应釜中的物料衡算
在进行反应釜的物料衡算时,往往需要用到转化率和收率的数据.
转化率是针对主要原料而言的,,即主要原料在主反应和副反应中反应掉的摩尔数与其加入的摩尔数之比的百分率成为转化率.
收率则是针对主产物而言的,主产物实际得量的摩尔数与其理论得量的摩尔数之比的百分率称为收率.
收率通常小于转化率.
例:乙苯用混酸硝化,原料(工业用)乙苯的纯度为95%,混酸中(HNO332%,H2SO456%,H2O12%),HNO3过剩率(HNO3过剩量与理论消耗量之比)为0.052,乙苯的转化率99%,转化为对,邻,间位分别为52%,43%和4%,若年产300吨对硝基乙苯,年工作日300天,试以一天为基准作硝化反应的物料衡算.
解:1)每天应生产的对硝基乙苯的量为:
300× 1000/300=1000kg
(2)每天需投料乙苯:
(纯乙苯)
X=1351/0.95=1422kg(工业品)
(3)每天副产邻,间位硝基乙苯:
(4)每天需投料的混酸:
(5)反应消耗乙苯:1351X0.99=1337.5kg
剩余乙苯:1351-1337.5=13.5kg
(6)反应消耗HNO3:
剩余HNO3:843.7-793.9=49.8kg
(7)反应生成的H2O:
最后将物料衡算列成表格:
作业题:
3.含有苯(B),甲苯(T),二甲苯(X)分别为50%,30%,20%的混合物,以30000kg/d的流量进入一个由两座精馏塔组成的分离系统,流程及赋值见图.已知52%(质量)自塔Ⅰ 顶部流出,物流3中所含的苯有75%(质量)自塔Ⅱ顶部流出.计算所有未知物流变量.
第三节 能量衡算
一,基本原理
能量衡算是化工设计中极其重要的组成部分,热力学第一定律是能量衡算的依据.
能量是热能,电能,化学能,动能,辐射能的总和.
物料衡算则是能量衡算的基础.
化工生产中最常用的能量形式为热能,故化工设计中经常把能量计算称为热量计算.
通过热量衡算可以确定传热设备的的热负荷,以此为设计传热型设备的形式,尺寸传热面积等,并为反应器,结晶器塔式设备,压缩系统分离设备及各种控制仪表等提供参数,以确定单位产品的能耗指标同时也为非工艺专业设计提供设计条件做准备.
能量衡算的一般步骤与物料衡算相同,亦包括组分编号,画计算简图,列写方程式与约束式,求解方程组及结果整理等若干步骤.
由于能量衡算是以物料衡算为基础的故其方程与约束式包括物料衡算所需的全部方程与约束式,再加上能量平衡方程与质量焓值方程.
能量平衡的变量除包括描述物料平衡问题的全部变量外,还包括:
(1)每股物流的温度Ti压力pi与质量焓Hi
(2)该过程所涉及的热流与非体积功流.
对于一个过程单元,若每股物流中有NC个组分,是该过程单元能量平衡问题所涉及的变量个数:
NV=NS(NC+4)+Nq+NW+NP
二,普遍能量平衡方程式
将热力学第一定律应用于敞开体系,可导出在普遍条件下适用的普遍能量平衡方程.
假定进入体系的物料为一微分量的质量δ m1,其单位质量的物料所具有的总能量为E1,平均流速为u1,压力为p1,内能为U1,该流体处于距基准面z1的高度处.同样,流出体系的参数用下标"2"表示.
对于敞开体系,若体系内没有化学反应发生,对体系进行质量平衡有:
对敞开体系进行能量平衡有:
即:
式中dmS为体系累积的质量下标"syst"表示体系体系吸热Q取正值,体系对外做功W取正值反之,取负值.
由于δ W是体系与环境所交换的功,他包括与环境交换的轴功δ Ws和流动功δ Wf,因此:
将δ W代入上式,得到:
三,封闭体系的能量平衡方程式
封闭体系是指体系与环境之间的界面,只有能量交换,而无物质传递的体系.
将上式简化,对于单位质量体系有:
四,稳定流动体系的能量平衡方程式
稳定流动体系是指物料连续的通过设备,进入和流出的质量流率在任何时刻都完全相等,体系中人一点的热力学性质均不随时间而变,体系没有质量和能量的积累,于是上式简化为:
或写成:
在化工生产中,绝大多数过程都属于稳流过程,在应用能量平衡方程的几种常见的情况:
(1)体系在设备进出口之间的动能变化,位能变化与焓变相比较,其值很小,可以忽略.则
(2)当流体流经管道,阀门等设备时,体系与环境没有功的交换,而进出口的动能与位能变化可忽略,则
(3)流体经节流膨胀,绝热反应等过程,体系与环境无热量交换,也不做功,动能,位能也不变化,则
(4)机械能量平衡方程
第四节 非反应过程的能量衡算
一,无相变体系的能量衡算
对于化工过程中的无相变,变温,变压过程,由热量衡算式可知:
间歇过程或封闭过程
Q=Δ U
连续稳定流动过程
Q= ΔH
因此,要确定过程所需加入或取出的热量,必须首先计算出ΔU或ΔH.
(一)利用热容计算ΔU或ΔH
(1)恒容过程
式中n 物质的摩尔数
CV 恒容摩尔热容
T1和T2 始温和终温
(2)恒压过程
式中Cp 恒压摩尔热容.
(3)压力对焓的影响
对理想气体U和H只是温度的函数,与压力无关对固体或液体,在恒温变压时, ΔU≈0, ΔH= ΔU+ Δ(PV)≈ VΔP对于真空气体,在低压高温情况下接近理想气体其他情况下,可根据气体的焓校正图加以校正.
(二)单相体系的能量衡算
由热量衡算式Q= ΔH或Q=ΔU可以看出,如果体系的进料和出料的每个组分的焓都能直接从图表中查得,则只需直接代入公式中计算ΔH或ΔU即可.
否则,要为每个组分选一参考态(温度,压力或相态),用已知的或估算的的热容计算过程温度下的焓,方可进行能量衡算.
二,相变体系的能量衡算
汽化和冷凝,熔化和凝固,升华和凝固这类相变过程往往伴有显著的内能和焓的变化,这种变化常成为过程热量的主体,不容忽视.
这里主要介绍建立和解算这类过程能量衡算的方法.
主要讨论液气间,固液间,固气间的相变热.
相变热:在恒定的温度和压力下,单位质量或摩尔的物质发生相的变化时的焓变称为相变热.
三种相变的相变热定义如下:
①汽化潜热(ΔHV)当T和p不变,单位数量的液体汽化所需的热量.
②熔化潜热(ΔHm)当T和p不变,单位数量的固体熔化所需的热量.
③升华潜热(ΔHs)当T和p不变,单位数量的固体气化所需的热量.
许多纯物质在正常沸点(或熔点)下的相变热数据,可在手册中查到,如果查到的数据,其条件不符合要求时,可设计一定的计算途径来求算.
其中ΔH3是液体的焓变,忽略压力对焓的影响:
ΔH4是温度,压力变化时的气体焓变:
三,溶解与混合过程的能量衡算
(一)溶解热和混合热
(二)溶解与混合过程的能量衡算
当配制,浓缩,稀释一种溶液时,要作热量衡算,可列进,出口焓表,列表时将溶液看作是一种简单的物质,还应列出溶质的量或流率,焓的单位是J/mol溶质.
第五节 化学反应过程的能量衡算
前面讨论的无化学反应的能量衡算,主要就是计算进出口流股相对于参考态的焓,计算出焓差:
将ΔH代入能量衡算式即可.
当体系进行化学反应时,应将反应热列入能量衡算式中.
反应体系能量衡算的方法按计算焓时的基准区分,主要有两种.
一,以反应热效应为基础的计算方法
第一种基准:如果已知标准反应热,则可选298K,101.3kPa为反应物及产物的计算基准.
对非反应物质另选适当的温度为基准.
选好基准后,为了计算过程的焓变,可以画一张表,将进出口流股中组分的流率ni和焓Hi填入表内,然后计算过程的ΔH.
ΔH的计算式为:
式中A 任意一种反应物或产物
nAR 过程中生成或消耗A的物质的量,mol
A A的化学计量系数.
二,以生成热为基础的计算方法
第二种基准:以组成反应物及产物的元素,在25℃,101.3kPa时的焓为零,非反应分子以任意适当的温度为基准,也要画一张填有所有流股组分ni和Hi的表,只是在这张表中反应物或产物的Hi是各物质25 ℃的生成热与物质由25 ℃变到它进口状态或出口状态所需显热和潜热之和.过程的总焓变即为:
第六节 实际过程的热量衡算
一,设备的热量平衡方程式:
(一)Q1与Q4
Q1与Q4均可有下式计算:
式中m 输入(或输出)设备的物料质量kg
c 物料的平均比热容kJ/kg·℃
t 物料的温度℃
(二)Q5
消耗在加热或冷却设备上的热量Q5,凡属于间歇操作,开车,停车等,可按下式计算:
式中M 设备各部件的质量kg
c 设备各 部件的比热容kJ/kg·℃
t1 设备各部件的初始温度℃
t2 设备各部件的最终温度℃
(三)Q6
设备向环境散失的热量Q6可按下式计算:
式中A 设备散热表面积m2
αT 设备散热表面与周围介质之间的
联合给热系数W/(m2·℃ )
tT 与周围介质直接接触的设备表面温度℃
t0 周围介质的温度℃
τ 过程持续时间s .
(四)过程热效应Q3
1.化学反应热
2.状态变化热
相变热,浓度变化热(汽化热,熔融热,溶解热,燃烧热等)
二,加热剂,冷却剂及其他能量消耗的计算
(一)水蒸汽的消耗量
式中D 加热蒸汽消耗量kg
Q2 由加热蒸汽传给所处理物料及设备
的热量kJ
H 水蒸汽的热焓kJ/kg
C 冷凝水比热容,可取4.18kJ/kg ·℃
T 冷凝水温度K
η 热利用率,保温设备取0.97-0.98
不保温设备取0.93-0.95.
(二)燃料的消耗量
式中B 燃料的消耗量kg
η 工业锅炉的热效率为0.6-0.92
QP 燃料的发热值,无烟煤为
14600-29300kJ/kg.
(三)电能的消耗量
式中E 电能消耗量kWh
Q2 热负荷kJ
η 电热装置的热效率,一般为0.85-0.95.
(四)冷却剂的消耗量
式中W 冷却剂的消耗量kg
C 冷却剂的平均比热容kJ/kg·℃
Tk 冷却剂的最终温度K
TH 冷却剂的最初温度K
(五)压缩空气消耗量
式中P0 液面上方的压强Pa
H 压送静压高度m
ρ 液体密度kg/m3
g 重力加速度9.81m/s2
u 管内液体流速m/s
∑ξ 阻力系数总和
六,真空的抽气量
式中VA 容器的容积 m3
τ 抽气时间 h
PH 容器内初始压强 Pa
PK 容器内最终压强 Pa
三,实际过程的物料与热量衡算
解:在图中画出系统外边界及内边界,列出已知条件,见表.
确定基准:1小时.
1.物料衡算:
按系统外边界作衡算.
全系统衡算:W=12000-6050=5950kg
组分C的衡算:
WC=12000 × 0.14=1680kg
组分B的衡算: DB=6050 × 0.02=120kg
WB=0.36 × 12000-120=4200kg
组分A的衡算: DA=6050 × 0.98=5930kg
WA=12000 × 0.5-5930
=70kg
塔顶馏分流率: V=(R+1)D
=(2.32+1) × 6050=20090kg/h
2.热量衡算:
按系统内边界进行衡算.
由于系统的最低温度为95 ℃ ,故可选用95 ℃为基准温度,进而可作出各流股的焓流表.
通过计算后可再计算再沸器和冷凝器的热负荷.
表3.19为各流股的焓流表:
F:气液两相进料 温度140 ℃ 流量12000kg/h
显热:MCP(T-95)=12000× 2× 45
=1.08× 106kJ
潜热:1/2ML=1/2× 12000× 400=2.40× 106kJ
∑ QF=3.48× 106kJ
W:液体 温度160 ℃ 流量5950kg/h
显热:QW=MCP(T-95)=20090× 2× 65=7.74× 105kJ
液体无潜热
V:气体温度100 ℃ 流量20090kg/h
显热:MCP(T-95)=20090× 2× 5=2.01× 105kJ
潜热 :ML=20090× 400=8.036× 106kJ
∑ QV=8.237× 106kJ
3.计算热负荷
1)输入流股带进的总热量:
∑ Q1=再沸器输入热流量
+进料输入热流+回流带进热流
2)输出流股带走的总热量:
∑ Q2=再沸器带走热流量
+塔底出料带走的热流量
+塔顶蒸汽带走的热量
总热量:∑ Q1= ∑ Q2
3)再沸器的热负荷:
Q3=再沸器输入热流量-再沸器带走热流量
=塔底出料带走的热流量+塔顶蒸汽带走
的热量-进料输入热流-回流带进热流
= QW + ∑ QV - ∑ QF
=5.53× 106kJ
4)冷凝器的热负荷:
Q4=上升蒸汽热流量-回流热流量-馏出液热流量
=8.237 × 106kJ
习题课
一,物料衡算
1.物料衡算的目的:
通过物料衡算可以确定:
(1)原材料消耗定额,判断是否达到设计要求.
(2)各设备的输入及输出的物流量,摩尔分率组成及其他组成表示方法.
(3)作为热量计算的依据.
(4)根据计算结果绘出物流图,可进行管路设计及材质选择,仪表及自控设计等.
2.物料衡算的依据
(1)设计任务书中确定的技术方案,产品生产能力,年工作时及操作方法.
(2)建设单位或研究单位所提供的要求,设计参数及实验室试验或中试等数据,
(3)工艺流程示意图.
3.物料平衡的方程
物料衡算的理论依据是质量守恒定律.
对于任一化工过程单元或过程单元系统,均服从质量守恒定律.
可写出如下物料平衡方程:
4.物料衡算的基准
进行物料衡算时,必须选择一计算基准,并在整个运算中保持一致.
(1)时间基准
对于连续操作过程,选用单位时间作为基准是很自然的,单位时间可取1d,1h,或1s等.
(2)批量基准
对于间歇操作过程,按投入一批物料的数量为基准,最为方便.
(3)质量基准
(4)物质的量基准
(5)标准体积基准
5.物料衡算的步骤:
①陈述的问题
②列出可获得的数据
③画出衡算方框图
④对物流流股及个组分编号
⑤确定衡算范围
⑥建立系统各参数的基准
⑦建立各组分和总物料的衡算方程
⑧解析方程
⑨校核计算结果
⑩绘制物料流程图,编写物流表
二,能量衡算
1.能量衡算的基本原理
热力学第一定律是能量衡算的依据.
能量是热能,电能,化学能,动能,辐射能的总和.
物料衡算则是能量衡算的基础.
通过热量衡算可以确定传热设备的的热负荷,以此为设计传热型设备的形式,尺寸,传热面积等,并为反应器,结晶器,塔式设备,压缩系统,分离设备及各种控制仪表等提供参数,以确定单位产品的能耗指标同时也为非工艺专业设计提供设计条件做准备.
2,普遍能量平衡方程式
将热力学第一定律应用于敞开体系,可导出在普遍条件下适用的普遍能量平衡方程.
假定进入体系的物料为一微分量的质量δ m1,其单位质量的物料所具有的总能量为E1,平均流速为u1,比体积为υ1 ,压力为p1,内能为U1,该流体处于距基准面z1的高度处.同样,流出体系的参数用下标"2"表示.
对于敞开体系,若体系内没有化学反应发生,对体系进行质量平衡有:
对敞开体系进行能量平衡有:
即:
式中dmS为体系累积的质量下标"syst"表示体系体系吸热Q取正值,体系对外做功W取正值反之,取负值.
3,设备的热量平衡方程式:
例:如图所示,该塔的进料量F为12000kg/h,进料为气液混合进料,气液比为1:1,馏分D的流率为6050kg/h,料液和馏分的温度分别为140℃及95℃,过热蒸汽V为100℃,塔底组分温度为160℃,所有组分的平均比热容为cp=2kJ/kg· K,所有组分的潜热为H=400kJ/kg,回流比R=2.32,忽略热量损失.求再沸器和冷凝器的热负荷若塔顶冷凝器的进出口温度分别为20℃和60℃,总传热系数K取2500W/m2·K,估算冷凝器的面积.
3)再沸器的热负荷:
Q3=再沸器输入热流量-再沸器带走热流量
=塔底出料带走的热流量+塔顶蒸汽带走
的热量-进料输入热流-回流带进热流
= QW + ∑ QV - ∑ QF
=5.53× 106kJ
4)冷凝器的热负荷:
Q4=上升蒸汽热流量-回流热流量-馏出液热流量
=8.237 × 106kJ
5)冷凝面积的计算:
T1=95 T 2=100 100
t1=20 t2=60 95
Δ t1 =95-20=75 60
Δ t2 =100-60=40 20
=55.7(℃)
Q=KA Δ tm
A=Q/KΔ tm
=8.237 × 109/(2500 × 3600 × 55.7)
=16.4(M2)
作业题
1.含有苯(B),甲苯(T),二甲苯(X)分别为50%,30%,20%的混合物,以30000kg/d的流量进入一个由两座精馏塔组成的分离系统,流程及赋值见图.已知52%(质量)自塔Ⅰ 顶部流出,物流3中所含的苯有75%(质量)自塔Ⅱ顶部流出.计算所有未知物流变量.
2.如图所示,该塔的进料量F为1500kg/h,进料为气液混合进料,气液比为1:2,馏分D的流率为800kg/h,料液和馏分的温度分别为110℃及70℃,过热蒸汽V为90℃,塔底组分温度为130℃,所有组分的平均比热容为cp=1.5kJ/kg· K,所有组分的潜热为H=200kJ/kg,回流比R=2,忽略热量损失.求再沸器和冷凝器的热负荷若塔顶冷凝器的进出口温度分别为20℃和50℃,总传热系数K取2200W/m2·K,计算冷凝器的面积.
试由 C（石墨）、H2(g) 和 CH4(g) 的标准燃烧焓[变]数据估算 CH4(g) 的标准生成焓[变]。
〔解〕 按题意 CH4(g) 的标准摩尔生成焓[变]即为以下反应的热效应：
而由式(2-115)：
又对于反应：
表2-7 一些有机化合物的标准燃烧焓[变]
有机化合物名称 分子式 （kJ·mol-1） 有机化合物名称 分子式 （kJ·mol-1）
甲烷(g) CH4 -890.34 苯(l) C6H6 -3267.7
乙烷(g) C2H6 -1559.8 甲苯(l) C7H8 -3910.0
丙烷(g) C3H8 -2220.1 苯(s) C10H8 -5138.8
正一丁烷(g) C4H10 -2878.6 蔗糖(s) C12H22O11 -5643.9
正一戊烷(g) C5H12 -3536.2 甲醇(s) CH3OH -726.65
乙烯(g) C2H4 -1411.0 乙醇(s) C2H5OH -1366.9
乙炔(g) C2H2 -1299.7 乙酸(l) CH3COOH -871.72
苯(g) C6H6 -3293.7 苯甲酸(s) C6H5COOH -3226.8
查 298.15K 下表值：
故
应用燃烧焓[变]计算热效应时，往往遇到由较大的数值差减以获得较小的数值，这样必然会引入较大的误差，因此这种计算方法往往不如生成焓法准确。
参考资料：物理化学教科书
