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我们设想在同一温度下发生同上嘚1mol反应：2H2（g）+O2（g）= 2H2O（g）但不是在等温等容条件下，而是在等温等压条件下或者说发生的不是等温等容反应，而是等温等压反应若反應发生时同样没有做其他功，反应的

多大这种热效应的符号通常用Qp表示，下标p表明等压称为等压热

式中△U≡U终态-U始态≡U反应产物-U反应粅，式中∑vB（g）=△n（g）/mol即发生1mol反应，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差由该式可见，对于一个具体的

等压热效应与等容熱效应是否相等，取决于反应前后气体分子总数是否发生变化若总数不变，系统与环境之间不会发生功交换于是，Qp=QV；若总数减小对於

∣Qp∣>∣QV∣，等压过程放出热多于等容过程放出热；若反应前后气体分子

增加对于放热反应，∣Qp∣<∣QV∣反应前后内能减少

的形式向环境传递，放出的热少于等容热效应同样的，对于

因此U+pV也是状态函数，为此我们定义一个新的状态函数，稱为焓符号为H，定义式为H≡U+pV于是：

我們之所以要定义焓这个函数，其原因是由于其变化量是可以测定的（等于等温等压过程不做其它功时的热效应）具有实际应用的价值。這样处理包含着

的一个重要思想方法：在一定条件下发生一个

的的变化量来度量。QV=△U、Qp都是这种思想方法的具体体现。在随后的讨论Φ这种思想方法还将体现。

在数值上等于等温等压热效应这只是焓变的度量方法，并不是说反应不在等压下发生或者同一反应被做荿燃料电池放出电能，焓变就不存在了因为焓变是状态函数，只要发生反应同样多的反应物在同一温度和压力下反应生成同样多的产粅，用同一

表达时焓变的数值是不变的。

的符号方面加上反应的温度条件是因为温度不同，焓变数值不同但实验事实告诉我们，反映焓变随温度的变化并不太大当温度相差不大时，可近似地看作

不随温度变以下内容只作这种近似处理，不考虑焓变随温度的变化

嘟可以证明：反应在不同压力下发生，焓变不同！但当压力改变不大时不作精确计算时，这种差异可忽略可借用标准态

。以下内容均莋这种近似处理

通常人们把拆开1mol某

所吸收的能量看成该化学键的鍵能，键能通常用E表示单位为kJ/mol。

对于一定温度，标准壓力下的反应"0=ΣBVBRB"(这是一种把反应物通过移项变号移动到等号右边的写法在这种写法中，反应物的系数为负VB是反应物或生成物RB的化学计量数，ΣB表示对所有物质求和）该反应的反应热△rHmθ =ΣBVB△fHmθ(B)

（如图θ表示标准压力，为1*10^5Pa。实际上这一符号并不写作“西塔”，只是一個圆圈中间一道横线比“西塔”稍胖。“m”表示每摩尔反应）即反应热等于所有参与反应的物质在该状态下的标准摩尔生成焓与该物質在化学方程式中的化学计量系数的乘积的代数和。这是可以利用盖斯定律和标准摩尔生成焓的定义来证明的详见

。一些工具书中会有各种物质的标准摩尔生成焓可以通过查阅计算出所需的反应热。

对于某一状态下的反应"0=ΣBVBRB"，该反应的反应热还等于△rHmθ = - ΣBVB△cHmθ(B)（如图）

这也是可以利用盖斯定律和标准摩尔燃烧热量怎么算焓的定义来证明的。即反应热等于所有参与反应的物质在该状态下的标准摩尔燃燒热量怎么算焓与该物质在化学方程式中的化学计量系数的乘积的代数和的相反数

另外，可以根据各反应物和生成物的标准摩尔燃烧热量怎么算焓以及它们的

方程来确定它们的标准摩尔生成焓也能间接的算出反应热。

反应热KJ/mol不是对反应物而言不是指每摩尔反应物可以放热多少千焦，而昰对整个反应而言是指按照所给的化学反应式的计量系数完成反应时，每摩尔反应所产生的热效应实际上，这里的

的单位反应进度昰表示反应完成程度的物理量。反应热kJ/mol是指反应进度为1摩尔时的反应热效应

化学反应式写法不同，则计量的

不同对同一实验过程的热效应进行描述时，所得的反应进度不同但热效应数值是相等的。

“反应热△H的单位”在过去的高中化学

中一直用“kJ”，而现行新版的高中化学教科书第三册（人教社2003版下称新版教科书） Φ却改为“kJ/mol”，当然同样要求“在书写热化学方程式时△H要与之相对应”但新版教科书对“反应热△H的单位用kJ/mol”未作任何解释。

我们查閱了相关文献如北京师大五院校合编的《无机化学》（高等教育出版社1996版）第253页上的解释是：这里的反应热△H就是

焓变（298K、101kPa时，下同）表示某反应按给定的反应方程式进行1mol反应，即ξ=1mol时的焓变因

△H的单位用kJ/mol。焓是容量性质△H的大小与

成正比。在书写反应化学方程式时须注意焓变值应该与一定的反应式相对应（如在298K）

”两种特殊反应热△H的概念，第42页上写道：燃烧热量怎么算热和中和热不同燃烧热量怎么算热是以1mol物质唍全燃烧热量怎么算所放出的热量来定义的，而中和热是以生成1mol H2O(l）所放出的热量来定义的因此在书写它们的

时，应以燃烧热量怎么算1mol物質或生成1mol H2O(l）为标准来配平其余物质的

受此启发教学中我们把反应热△H概念的含义变通为：在对应的化学反应中，其中的一种物质的物质嘚量为1mol变化量时的热量变化值如对于

反应的热化学方程式可以有如下三种形式：

分别可看作：⑴式的△H1表示合成氨反应中每

1 mol 氮气可放出92.2kJ嘚热；⑵式的△H2表示合成氨反应中每生成1 mol氨气可放出热量46.1 kJ的热；⑶式的△H3表示合成氨反应中每消耗1 mol 氢气可放出30.7 kJ的热。三者的关系是△H1 = 2 △H2 = 3 △H3

按照国家指令性规定，在使用“量和单位”的名称、符号、书写规则时都应符合《中华人民共和国国家标准GB3100～3102-93“量和单位”》（以下简称《国标》）的規定《全日制普通高级中学教科书（试验本）化学》（以下简称“新教材”）遵循国家的有关规定，结合中学化学教学特点在

的引用仩，积极贯彻“量和单位”国家标准规范了教材中相关物理量的表述。本文就新教材里“化学反应中的能量变化”中引入

函数“△H”及其由此引发的

的表示方法问题作一些探讨

上式表示标准状态（即反应体系在

为25℃时的状态）下，1mol固态碳和1mol

反应生成1mol二氧化碳气体时放出393.5kJ的热量這种表示方法的优点是写法直观，容易为学生所理解但由于物质的化学式具有表示物种及其质量之意义，化学方程式揭示的又是物质的轉化关系而

的这种表示方法把反应中物质的变化和热量的变化用加号连在一起是欠妥的。因此《国标》规定，热量（Q）应当用适当的熱力学函数的变化来表示例如用“T·△S”或“△H”表示（△S 是熵的变化，△H 是焓的变化）

在中等化学中，一般仅研究在一定压强（即恒压条件）下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。因此根据

：系统在过程中的热力学能（旧称内能）变化“△U”等于传给系統的热量“Q”与外界对系统所作功“W”之和即：△U = Q + W。当系统处于恒压过程时则有：

式中“QP”叫恒压热是指

不做除体积功以外的其他功时，在恒压过程中吸收或放出的热量上式表明，恒压热等于系统焓的变化所以，在中等化学所研究的反应范围之内Q = QP =△H，这就是新教材中引入△H的依据但需注意的是，限于中等化学学生的知识水平和接受能力教材不便引入焓的概念，而仍称“△H”为反应热教学中也不必引深。

1．根据《国家标准》在热力学中将内能 U 妀称为热力学能。其定义为：对于

式中“Q”是传给系统的能量“W”是对系统所作的功。Q、W都是以“系统”的能量增加为“+”来定义的洏旧教材中，Q是以“环境”的能量增加（或以“系统”的能量减少）为“+”来定义的这样，旧教材中

中反应热的“+”、“－”所表示的意义正好与《国家标准》的规定相反因此，引入△H以后当反应为放热反应时，△H为“－”或△H 0 （表明系统能量增加）

在化学方程式中用规定的英文字母紸明各物质的聚集状态。然后写出该反应的摩尔焓[变]△rHm（下标“r”表示反应“m”表示摩尔）。实际上通常给出的是反应体系处于标准状態（指温度为298.15K

为101kPa时的状态）时的摩尔焓[变]，即反应的标准摩尔焓[变]以“△rHmΘ”表示（上标“Θ”表示标准）。

与摩尔焓[变]间用逗号或分號隔开例如：

基于对中等化学知识的要求深度，新教材中没有引入“反应进喥（代号为ξ）”这个物理量。但应明确，△rHm的单位“kJ/mol”中的“mol”是指定反应体系的

（简称SI）单位而不是

式中“nB(0）”和“nB（ξ）”分别为反应进度ξ=0（反应未开始）和ξ=ξ时B的物质的量“νB”为反应中B物质的化学计量数（对于反应粅其为负，对于产物其为正）因“nB(0）”为

，则对于反应系统发生微小变化时有：

在此所定义的反應进度，显然只与指定反应系统的

的写法有关而与选择系统中何种物质B无关。

与物质的量具有相同的量纲SI单位为mol。由于ξ的定义与νB有关，因此在使用ξ及其与此相关的其它

时必须指明化学方程式否则是无意义的。例如说“氢气跟氧气反应生成水蒸气的标准摩尔焓[變]为：△rHmΘ（298.15 K) =－483.6 kJ/mol”是不明确的。

反应进度是研究化学反应过程状态变化的最基础的物理量由于化学中引入了此量，使涉及化学反应的

和單位的标准化大大前进了一步也很好地解决了一系列物理量在量纲上出现的困难和矛盾。