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第一节 化学能与热能
一、化学键与化学反应中能量变化的关系
1.化学反应的本质是：旧化学键的断裂与新化学键的形成。
2.物质中的原子之间是通过化学键结合的。
3.断开旧化学键需要吸收能量，生成新化学键需要放出能量。
4.任何化学反应都伴随着能量的变化。
5.一个化学反应结果是放出能量还是吸收能量取决于反应物的总能量与生成物
的总能量的相对大小。
反应物总能量 > 生产物的总能量 ---化学反应放出能量。
反应物总能量 < 生成物的总能量 ---化学反应吸收热量。
二、化学能与热能的相互转化
1.能量守恒定律：一种形式的能量可以转化为另一种形式的能量，转化的途径
和能量形式可以不同，但是形式包含的总能量不变，亦即总能量也是守恒的。
2.化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化，吸热或放热。
①所有的燃烧反应
② 中和反应
3.常见的放热反应：③ 多数化合反应
④ 溶液里的置换反应
⑤ 特别剧烈的反应，如电石和水。
①高温下C 还原氧化物
② 电离、水解
4.常见的吸热反应：③ 大多数分解反应
④
少
数
化
合
2NH4Cl(s)
+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3↑+10H2O
三、化学反应热的计算
1.反应热:化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放
热，有的反应吸热。反应过程
中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号△H 表示，单位是kJ/
mol 或（kJ·mol-1）。放热反应的
△H 为“－”，吸热反应的△H 为“＋”。反应热（△H）的确定常
常是通过实验测定的。
注意：反应热和△H 的大小比较:反应热只比较数值的大小，没有正负之分；
而比较△H 大小时，
则要区别正与负。
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g) △H1＝－483.6 kJ·mol-1 反应热：483.6
kJ·mol－1，△H：- 483.6kJ·mol-1
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l) △H2＝－371.6 kJ·mol-1 反应热：371.6
kJ·mol－1，△H：-371.6 kJ·mol-1
反应热的意义：热化学方程式中的反应热表示某状态的反应物按反应方程
式中的物质的量（反应物的系数）
完全反应时的热效应，而不论该反应事实上是否完全进行。
2.影响反应热大小的因素
①反应热与测定条件（温度、压强等）有关。不特别指明，即指25℃，
1.01×105 Pa（101kPa）测定的。中
学里热化学方程式里看到的条件（如：点燃）是反应发生的条件，不是
测量条件。
②反应热的大小与物质的集聚状态有关。
③反应热的大小与物质的计量数有关。
3.化学反应的焓变
（1）．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相
应的热量）来表示，称为焓变（ΔH），单位：kJ/mol 或 kJ•mol-1 在化学反应
中，旧键的断裂需要吸收能量，而新键的形成则放出能量。
总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。
（2）. 反应焓变与反应条件的关系
①焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与
物质具有的能量有关。
②对于一定量的纯净物质，在一定的状态（如温度、压强）下，焓有确
定的数值。在同样的条件下，不
同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同；
③同一物质所处的环境条件（温度、压强）不同，以及物质的聚集状态
不同，焓的数值也不同。
④焓的数值的大小与物质的量有关，在相同的条件下，当物质的物质的
量增加一倍时，焓的数值也增加
一倍。因此，当一个化学反应在不同的条件下进行，尤其是物质的聚
集状态不同时，反应焓变不同。
（3）. 化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：
由能量守恒可得：
生成物
反应物
△H>0
△H<0
能
量
生成物
反应物
反应过程
反应过程
能
量
反应物的总能量 = 生成物的总能量+热量(放热反应)
反应物的总能量 = 生成物的总能量-热量(吸热反应)
通过化学键的键能可计算反应热。
（键能：断开1mol 理想气体分子AB 为中性气态原子A 和B 时，需要吸收的
能量。）
如：反应H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)；△H。△H ==
E(H－H)＋E(Cl－Cl)－2E(H－
Cl)。
反应热和键能的关系
：
△
H =
反应物的键能总和—生成物的键能总和
4.放热反应：△H < 0 化学上把放出热量的化学反应叫做放热反应。
常见的放热反应：
(1) 所有的燃烧反应(剧烈的发光发热的化学反应)；(2) 酸碱中和反应；
(3) 大多数的化合反应；注意：C+CO2==2CO 和H2+I2==2HI 是吸热反应。
(4) 铝热反应；(5) 金属跟酸反应
2.吸热反应：△H > 0 化学上把吸收热量的化学反应叫做吸热反应。
常见的吸热反应：
(1) 大多数的分解反应；(2)以C、H2、CO 为还原剂的氧化还原反应；
(3) Ba(OH)2·8H2O + 2NH4Cl == BaCl2 + 2NH3↑ + 10 H2O。
（4）水解反应、结晶水合物失水的反应
化学反应是吸热还是放热取决于反应物和生成物所具有的总能量，与外界
条件无关。而化学反应的发生一
般需要一定的外界条件，如点燃、加热、加压等，而这些条件一般与反应
是否放热还是吸热无关。
3.中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O，这时的反
应热叫做中和热。
中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。
强酸、强碱中和反应的实质是：H+(aq)+OH-(aq)===H2O(l)，酸跟碱发生中
和反应而生成1 mol H2O，这时的
中和热相同，均为
- 57.3 kJ·mol
- 1 。
稀的强酸与稀的强碱溶液发生中和反应而生成1mol 水时所放出的热量为
57.3 kJ·mol-1；若为弱酸或弱碱溶液，则由于弱酸或弱碱溶液中还有未电离
的分子，它们在电离时要吸热，所以较强酸强碱中和释放的热要少，产生
误差；若为浓溶液的中和反应，则由于浓的强酸或强碱稀释时要放热，故
中和时较稀溶液的中和释放的热要多。
（1）中和热的测定:
实验原理：Q = mc△t。Q：中和反应放出的热量；m：反应混合液的质量；
c：反应混合液的比热容；△t：反应前后溶液温度的
差值。
实验中，用一元酸、一元碱的体积均为50 mL，它们的浓度分别为0.50
mol·L-1和0.55 mol·L-1。由于是稀溶液，且为了计算简便，近似
地认为，所用酸、碱溶液的密度均为1 g·cm-3，且中和后所得
溶液的比热容为：
c = 4.1 8 J／(g·℃)。即Q = (V 酸ρ 酸 + V 碱ρ 碱)·c·(t2—t1)
= 0.418(t2—t1) kJ。中和热是稀的酸、碱中和生成1 mol 水的反应热，而50
mL 0.50 mol·L-1的盐酸与50 mL 0.55 mol·L-1氢氧化钠反应后生成的水只有
0.025 mol，故上式表示的也不是中和热。
中和热的计算公式，即生成1 mol H2O 的反应热：
△H =
kJ/mol。
（2）实验步骤：
1 在大烧杯底部垫泡沫塑料(或纸条)，使放人的小烧杯杯口与大烧杯杯口相
平。然后再在大、小烧杯之间填
满碎泡沫塑料(或纸条)，大烧杯上用泡沫塑料板(或硬纸板)作盖板，在板
中间开两个小孔，正好使温度计
和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所示。
2 用一个量筒量取50 mL 0.50 mol·L-1盐酸，倒人小烧杯中，并用温度计测
量盐酸的温度，记录数据。然后
把温度计上的酸用水冲洗干净。
3 用另一量筒量取50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH 溶液，并用温度计测量NaOH
溶液的温度；
4 把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH 溶
液一次倒人小烧杯(注意不要洒
到外面)。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高
温度，记为终止温度。
5 重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。
4.燃烧热：燃烧热指的在101 kPa 时，1 mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物
时放出的热量
概念中的关键词：101 kPa、1 mol、完全燃烧生成稳定的氧化物
燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1，燃烧热要强调生
成稳定的氧化物，
如：生成液态水。
二.热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变
化
热化学方程式书写注意事项：
① △H 只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“；”隔
开。若为放热反应，△H 为“－”；
若为吸热反应，△H 为“＋”。△H 的单位一般为kJ/mol。
② 注意反应热△H 与测定条件（温度.压强等）有关。因此书写热化学方程式
时应注明△H 的测定条件 绝大
多数△H 是在25℃，101 kPa 下测定的，可不注明温度和压强。
③ 注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质
的量，并不表示物质的分子或原
子数。因此化学计量数可以是整数.也可以是分数。
④ 注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热△H 不同。因此，必须注明物
质的聚集状态才能完整地体现出
热化学方程式的意义。气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用
“aq”。热化学方程式中不用↑和↓。
⑤ 注意热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于△H 与反应完成物质的
量有关，所以方程式中化学式前
面的化学计量数必须与△H 相对应，如果化学计量数加倍，则△H 也要加倍。
当反应向逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
三、反应焓变的计算
1.盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成
物）有关，而与具体反应进行的
途径无关。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（热量）变是一样的。
2. 利用盖斯定律可以间接计算反应热。
例如：C(s) ＋O2(g) ＝CO2(g) △H1 C(s) ＋
O2(g) ＝CO(g) △H2
CO(g)＋
O2(g)＝CO2(g) △H3
依盖斯定律有：△H1＝△H2＋△H3。
3. 应用盖斯定律计算化学反应的焓变的方法：
①化学反应相加等于焓变相加，化学反应相减等于焓变想减；②不同热化
学方程式乘以不同的系数时，焓
变也要乘以相同的系数，③将已知热化学方程式凑成所需要的化学反应即
可。
计算结果所得反应热是“+”的就是放热，反应热是“－”的就是吸热；
由于△H 与反应物的物质的量有关，因此热化学方程式中化学式前面的化学
计量数必须与△H 相对应。如
化学计量数成倍减少或增加，则△H 也要成倍的减少或成倍的增加。当反应
向逆向进行时，其反应热与正
反应的反应热数值相等，正负号相反。
在使用盖斯定律时，伴随着两个或多个方程式的加减处理时，△H 的计算一
定要带上正负号。
使用该定律要注意：
1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；
2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，
反应进行的方式、温度、压力等
因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程
式。
3、各步反应涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。
4、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径
无关。
四、化学反应体系中反应物,产物的能量和活化能的关系图
1. 图中Ea 是反应的活化能，能量差：
Ea(逆）- Ea = 反应热。2. 活化能大小决定了一般分子成为活化分子难易；
3. 活化能不影响化学反应前后的能量变化，即对反应热无影响；4. 不同的化学
反应所需的活化能差别很大，通常只能用实验方法测得，并以测量温度对反应
速率的影响
为主要方法，因为温度对某
反应的速率的影响程度，大
致反映了该反应的活化能的
大小，活化能大的，温度影响较大。5. 加入催化剂能
降低反应的活化能
