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第一章 化学反应的热效应
第一节 反应热
一、反应热 焓变
（一）反应热及其测定
1、体系与环境
被研究的物质系统称为 体系 ，与体系相互影响的其他部分称为 环境 。
2、反应热
在等温条件下，化学反应体系向环境 释放 或从环境 吸收 的热量，称为化学反应的热
效应，简称 反应热 。
3、实验探究：中和反应反应热的测定
（1）测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的 温度 变化和有关物质的 比热容
等来计算反应热。即利用公式： Q ＝ cm Δ t 进行计算。
（2）实验装置
①实验装置中各仪器安装如图。
②各部分仪器的作用
玻璃搅拌器的作用是 使反应物混合均匀充分接触 。
隔热层的作用是 减少热量的散失 。
温度计的作用是测定反应前后 反应体系 的温度。
（3）实验步骤
①反应物温度测量(t)：测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.55 mol·L－1氢氧化钠
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溶液的温度，取两温度平均值 ，记录为起始温度t。
1
②反应后体系温度测量(t)：将 酸碱 溶液迅速混合，用 玻璃搅拌器 轻轻搅动溶液，
2
并准确读取混合溶液的最高温度 ，记录为终止温度t。
2
③重复实验操作两次，记录每次的实验数据，取其 平均值 作为计算依据。
（4）实验数据处理
设溶液的密度均为1 g·cm－3，中和后溶液的比热容c＝ 4.18 J· g － 1 ·℃ － 1 ，根据实验数
据计算出该反应放出的热量Q≈ 1.42 kJ，则生成1 mol H O时放出的热量为 56. 8
2
kJ。
（5）实验结论
大量实验测得，在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成
1 mol HO时，放出 57.3 kJ 的热量。
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（二）反应热与焓变
1、内能
内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。
学科网（北京）股份有限公司3、焓与焓变
（1）焓(H)：是一个与内能有关的 物理量 。
（2）焓变( H)：在恒压下，化学反应过程中 吸收或释放 的热量称为该反应的焓变。
常用单位kJ/mol 或 kJ·mol-1。
△
（3）反应热与焓变的关系
在 等压 条件下进行的化学反应的反应热等于反应的 焓变 ，因此常用 Δ H 表示反
应热。
（4）焓变与吸热反应和放热反应的关系
①放热反应：反应体系向环境 释放 能量，反应体系的焓 减小 ，ΔH为负值，即
ΔH<0。
②吸热反应：反应体系从环境中 吸收 能量，反应体系的焓 增大 ，ΔH为正值，即
ΔH>0。
4、从微观角度理解反应热的实质
以H(g)＋Cl(g)===2HCl(g)反应的能量变化为例说明，如图所示：
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由图可知：
反应中能量变化
化学键
断裂或形成1 mol化学键的能量变化 断裂或形成化学键的总能量变化
H—H 吸收 436 kJ
共吸收 679 kJ
Cl—Cl 吸收 243 kJ
H—Cl 放出 431 kJ 共放出 862 kJ
结论 H(g)＋Cl(g)===2HCl(g)的反应热ΔH＝ － 183 kJ·mo l － 1
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①图示：化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能量变化可用如图表示：
学科网（北京）股份有限公司其中， E 表示反应物断裂化学键吸收的总热量， E 表示生成物形成化学键放出的总
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热量，E 与E 的差值表示 反应热 。上述反应过程表示该反应为 放热 反应。
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②焓变计算公式：ΔH＝E (断键)－E (成键)
总 总
二、热化学方程式
1、定义：表明反应所 释放 或 吸收 的热量的化学方程式。
2、意义：不仅表示化学反应中的 物质 变化，也表明了化学反应中的 能量 变化。
实例：已知25 ℃、101 kPa下，热化学方程式为2H(g)＋O(g)===2HO(l) ΔH＝－571.6
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kJ·mol－1，其表示在25 ℃、101 kPa， 2 mol H 与 1 mol O 完全反应生成 2 mol 液
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态水 时放出的热量是 571.6 kJ 。
3、热化学方程式的书写方法
（1）热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其 物质的量 ，可以是整数或
分数。
（2）标注反应的 温度 和 压强 。没有特殊说明是指 25 ℃ 、 101 kPa 。不用标明反
应条件（如“加热”“高温”“催化剂”等）。
（3）标注各物质 聚集状态 。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态： 气体 用
“g”， 液体 用“l”，固体 用“s”， 溶液 用“aq”。
（4）标注ΔH的 正负 。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“ －
”；若为吸热反应，ΔH为“ ＋ ”。
（5）计算ΔH的数值。根据化学方程式中的 化学计量数 计算写出ΔH的数值。ΔH单位
是kJ·mol－1。
4、ΔH的单位中“mol－1”的含义
对一个化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体 物质 ，而是指“ 每摩尔反
应 ”。因此ΔH必须与化学方程式一一对应。
三、燃烧热
1、概念：在101 kPa时， 1 mol 纯物质完全燃烧生成 指定产物 时所放出的热量。
2、单位： kJ·mo l － 1 或 kJ/mol 。
3、意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝ － 890.3 kJ·mo l － 1 ，它表示25 ℃、
101 kPa时， 1 mo l 甲烷完全燃烧生成 1 mol CO (g) 和 2 mol H O(l) 时 放出 890.3
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kJ的热量。
4、热化学方程式的书写
书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧 1 mol 可燃物为标准来配平其余物质的化学
计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成 指定产物 。例如：
学科网（北京）股份有限公司H(g)＋O(g)===HO(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1
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5、燃烧热的热化学方程式是否正误
“一看”可燃物的化学计量数是否为1。
“二看”元素完全燃烧生成的物质是否为指定产物。
“三看”ΔH是否为“－”及单位是否正确。
第二节 反应热的热计算
一、盖斯定律
1、盖斯定律：一个化学反应，不管是 一步 完成的还是 分几步 完成的，其反应热是
相同 的。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的 始态 和 终态 有关，而与反应
的 途径 无关。
2、盖斯定律的计算方法
（1）“虚拟路径”法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径。
①由A 直接 变成D，反应热为ΔH；
②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH、ΔH、ΔH。
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如图所示：
则有ΔH＝ Δ H ＋ Δ H ＋ Δ H 。
1 2 3
（2）加合法：加合法就是运用所给热化学方程式通过 加减乘除 的方法得到所求的热化
学方程式。
例：根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s)＋O(g)===CO(g)的反应热ΔH。
2
Ⅰ：C(s)＋O(g)===CO(g) ΔH＝－393.5 kJ·mol－1
2 2 1
Ⅱ：CO(g)＋O(g)===CO(g) ΔH＝－283.0 kJ·mol－1
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反应C(s)＋O(g)====CO (g)的途径可设计如下：
2 2
则ΔH＝ Δ H － Δ H ＝ － 110.5 kJ·mol－1。
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二、反应热的计算
1、根据热化学方程式计算
热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如，
aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g) ΔH
学科网（北京）股份有限公司a b c d |ΔH|
n(A) n(B) n(C) n(D) Q
则＝＝＝＝
2、根据反应物、生成物的键能计算
ΔH＝反应物的 键能总和 －生成物的 键能总和 。
3、根据物质的燃烧热数值计算
Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。
4、根据盖斯定律计算
将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH 相加或相减 ，得到一个新的热化学方
程式及其ΔH。
5、ΔH大小比较时注意事项
（1）吸热反应的ΔH为“＋”，放热反应的ΔH为“－”，所以 吸热反应 的ΔH一定大
于 放热反应 的ΔH。
（2）放热反应的ΔH为“－”，所以放热越多，ΔH越小。
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