4.3 生成热

我们现在已经书写了好几个热化学方程式，每一个都引出了相应的焓变△H。对于所有已经研究过的反应，我们将不得不用书面写出数千个这样的方程式以列出所有的△H值。很明显，我们需要某种更加简明的方式来记录热化学数据，这种形式的数据可以很方便地用来计算我们感兴趣的任何反应的△H。解决问题的办法就是列出所谓的生成热。让我们首先弄明白生成热的定义，然后再说明如何利用生成热来计算反应的△H。

化合物的摩尔生成热△H_f等于在25℃与1atm下由稳定态单质生成1摩尔化合物时的焓变。因而，由下列方程

Ag(s)+         △H=－127.0kJ                  (4.5)

        △H= +33.9kJ                     (4.6)

可以得知，氯化银与二氧化氮的生成热分别是－127.0kJ/mol与+33.9kJ/mol。

表4.1列出许多化合物的生成热。可以看到，除NO、NO₂和乙炔（C₂H₂）等以外，生成热通常均为负值（△H_f > 0的化合物常常不稳定）。这一点反映了一个事实，即由单质生成化合物一般是放热的。反之，由化合物分解成单质通常需要吸收热量。

表4.1生成热（kJ/mol）25℃，1atm

以下列反应为例，我们说明怎样利用生成热计算反应的△H：

SnO₂(s)+2H₂(g)→Sn(s)+2H₂O(l)          △H=?                   (4.7)

可假想此反应分两步完成，其中{dy}步是SnO₂分解为单质

SnO₂(s)→Sn(s)+O₂(g)          △H_a=－△H_fSnO₂(s)                   (4.7a)

随后生成的氧与氢起反应生成两摩尔水：

2H₂(g)+O₂(g)→2H₂O(l)              △H_b=2△H_fH₂O(l)                      (4.7b)

4.7a与4.7b相加即得4.7式，由Hess定律可知，反应4.7的焓变必然是：

△H = △H_a+△H_b = 2△H _fH₂O(l)－△H_fSnO₂(s)

我们可以把这种分析进行下去，以便将任何反应的△H同有关化合物的生成热联系起来。而实际上，这样做是不必要的。我们只需运用由上例说明的一般规则，即任何反应的△H等于生成物（例如反应4.7中的2molH₂O）的生成热之和减去反应物（例如反应4.7中的1molSnO₂）生成热之和。数学上我们用∑代表“和”数，可以得到：

△H=∑△H_f生成物－∑△H_f反应物                                                             （4.8）

在取和数时，任何参加反应的稳定态单质（例如反应4.7中的Sn(s)与H₂(g)）全部略去，因为根据△H_f的定义可知，单质的生成热等于零。

现以例题4.2表明如何应用方程4.8由生成热计算△H。

例题4.2  用表4.1，计算下列反应的△H

8Al(s)+3Fe₃O₄(s) → 4Al₂O₃(s)+9Fe(s)

解  用方程4.8，并略去单质项：

△H=4△H_fAl₂O₃(s)－3△H_fFe₃O₄(s)

根据表4.1，

△H = 4(－1669.8kJ)－3(－1120.9kJ) = －3316.5kJ

方程4.8也可用于由实验测得反应热求生成热（例题4.3）

例题4.3  苯的燃烧热为－3268.5kJ/mol。即，

C₆H₆(l)+ ；△H=－3268.5kJ

用表4.1计算苯的生成热。

解  由方程4.8

△H = 6△H_fCO₂(g)+3△H_fH₂O(l)－△H_fC₆H₆(l)

即

－3268.5kJ = 6(－393.5kJ)+3(－285.8kJ)－△H_fC₆H₆(l)

△H_fC₆H₆(l) = －2361.0kJ－857.4kJ+3268.5kJ = +50.1kJ/mol苯

在测定生成热时，这种方法应用得很广泛。尤其是对难于甚至不可能由单质直接生成的有机化合物，这种方法更加有用。

4.4 键能（键焓）