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化学反应中的能量变化：内能焓与热容化学反应中的能量变化：内能、焓与热容在化学反应中，物质发生变化时伴随着能量的转化和释放。
能量的变化是化学反应中重要的研究内容之一，它揭示了化学反应的动力学特征和热力学规律。
本文将介绍化学反应中的能量变化，重点讨论内能、焓与热容的概念、计算方法和实际应用。
一、内能（U）内能是指物质微观粒子的动能和势能之和，是描述系统热力学状态的重要参量。
化学反应中的内能变化可以通过实验测定或计算得到。
根据能量守恒定律，反应过程中的能量转化可表达为以下方程式：ΔU = Q - W其中，ΔU表示内能变化；Q表示系统与外界间的热量交换；W表示系统与外界间的功交换。
当Q和W都为正值时，系统吸热和做功；当Q和W都为负值时，系统放热和受到外界做功；当Q和W一正一负时，系统既吸热又放热，或既做功又受到外界做功。
内能是一个状态函数，与路径无关，只与起始状态和结束状态有关。
二、焓（H）焓是指在恒压条件下，系统与外界之间进行的热量变化，常用符号H表示。
在化学反应中，若反应为恒压反应，内能变化和焓变之间存在以下关系式：ΔH = ΔU + PΔV其中，ΔH为焓变；ΔU为内能变化；PΔV为压力与体积间的做功。
当ΔH为正值时，化学反应为吸热反应，系统获取热量；当ΔH为负值时，化学反应为放热反应，系统释放热量。
与内能不同，焓是一个状态函数，在化学反应中常用来表示反应的热力学性质。
三、热容（C）热容是指物质吸热或放热时温度变化的量度，常用符号C表示。
热容可分为恒容热容（Cv）和恒压热容（Cp）。
恒容热容指的是在等体积条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化；恒压热容指的是在等压条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化。
热容与物质的性质有关，同一物质在不同的物理状态下具有不同的热容。
热容可用于计算物质的温度变化和热量变化之间的关系，符合以下公式：Q = CΔT其中，Q表示吸热或放热的热量；C表示热容；ΔT表示温度变化。
化学反应中的能量变化化学反应是指物质之间发生化学变化的过程，而能量变化则是指在化学反应中所涉及的能量的转化与转移。
化学反应中的能量变化包括放热反应和吸热反应两种类型，其能量的变化情况有着重要的物理和化学意义。
一、放热反应放热反应是指在化学反应过程中，反应物所含的化学能转化为热能释放出来的情况。
这种反应通常伴随着温度升高，产热现象明显。
放热反应是自发进行的，也就是说反应物的自由能降低，反应的焓变为负值。
放热反应的例子有燃烧反应，如燃烧氢气生成水的反应：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) + 热能释放此反应是一个放热反应，它释放出的能量以热的形式迅速传递给周围，导致火焰和热量产生。
二、吸热反应吸热反应是指在化学反应过程中，反应物吸收周围环境的热量进行反应的情况。
这种反应通常伴随着温度降低，吸热现象明显。
吸热反应是非自发进行的，也就是说反应物的自由能升高，反应的焓变为正值。
吸热反应的例子有许多，如溶解氯化铵的反应：NH4Cl(s) + 热量吸收→ NH4+(aq) + Cl-(aq)此反应是一个吸热反应，它从周围环境吸收热量以完成反应。
这种反应在实验室中通常用来制冷或吸附湿度。
三、能量守恒定律化学反应中的能量变化遵循能量守恒定律，即能量在化学反应中既不能被创造，也不能被毁灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
根据热力学第一定律，能量的变化等于吸热与放热的代数和。
在生活中，了解化学反应中的能量变化是非常重要的。
例如，在燃料的燃烧过程中，我们需要知道能量的释放情况来优化能源利用和环境保护。
而在化学工业中，了解吸热反应的特性可以帮助我们设计更高效的化学过程，并控制温度变化。
总结：化学反应中的能量变化是化学反应过程中的重要现象之一。
放热反应释放出能量，吸热反应吸收能量。
能量在化学反应中不会被创造或者消失，只能在不同形式之间进行转化。
深入了解化学反应中的能量变化有助于我们更好地理解和应用化学知识，为科学研究和应用提供基础。
化学反应过程中的能量变化化学反应是物质发生变化的过程，而能量则是化学反应中不可忽视的重要因素。
在化学反应中，能量的变化可以是吸热的，也可以是放热的，这取决于反应物和生成物之间的化学键的形成和断裂。
一、吸热反应吸热反应是指在反应过程中吸收了外界的热量，使得反应物的能量增加，生成物的能量也相应增加。
吸热反应的典型例子是燃烧反应，例如燃烧木材时，木材与氧气发生反应，产生二氧化碳和水蒸气，并释放出大量的热能。
在吸热反应中，反应物的化学键被断裂，需要吸收能量，而生成物的化学键被形成，同样需要吸收能量。
这种能量的吸收导致反应物的内能增加，从而使反应物的温度升高。
吸热反应的能量变化可以用化学反应焓变（ΔH）来表示，ΔH为正值。
二、放热反应放热反应是指在反应过程中释放出热量，使得反应物的能量减少，生成物的能量也相应减少。
放热反应的典型例子是酸碱中和反应，例如盐酸与氢氧化钠反应生成氯化钠和水，反应过程中释放出大量的热能。
在放热反应中，反应物的化学键被断裂，释放出能量，而生成物的化学键被形成，同样释放出能量。
这种能量的释放导致反应物的内能减少，从而使反应物的温度降低。
放热反应的能量变化同样可以用化学反应焓变（ΔH）来表示，ΔH为负值。
三、能量守恒定律根据能量守恒定律，能量在化学反应中既不能被创造也不能被破坏，只能从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物的能量转化为生成物的能量，而反应物与生成物之间的能量差称为反应的焓变。
焓变可以通过实验测量得到，它反映了反应过程中的能量变化。
化学反应的焓变可以是吸热的，也可以是放热的，这取决于反应物与生成物之间的化学键的形成和断裂。
化学反应的焓变还可以用来判断反应的进行程度。
当焓变为正值时，表示反应是吸热反应，反应物的能量高于生成物的能量，反应难以进行；当焓变为负值时，表示反应是放热反应，反应物的能量低于生成物的能量，反应容易进行。
总结：化学反应过程中的能量变化是化学反应的重要特征之一。
化学反应中的能量变化化学反应是指物质之间发生化学变化的过程，而能量变化则是化学反应不可忽视的重要特性之一。
在化学反应中，通常会伴随着能量的吸收或释放，这种能量变化对于我们理解化学反应的性质和过程具有重要的意义。
本文将通过对化学反应中的能量变化进行论述，以帮助读者更好地理解这一现象。
一、化学反应与能量能量在化学反应中起着至关重要的作用。
化学反应可以分为两类：吸热反应和放热反应。
吸热反应指的是在反应过程中吸收热量，使系统的温度升高，而放热反应则是指反应过程中释放热量，导致系统的温度下降。
当化学反应吸收热量时，反应物的能量会增加，系统的内能也会增加。
这种吸热反应通常需要外界供应能量，因此被称为"吸热"反应。
例如，许多蒸发反应和溶解反应都属于吸热反应。
相反地，放热反应会产生能量的释放。
在这种情况下，反应物的能量会减少，系统的内能也会减少。
这种放热反应通常伴随着温度的升高。
例如，燃烧反应是一种典型的放热反应。
二、能量变化的量化表示能量的变化可以通过反应焓的变化来进行量化表示。
反应焓（ΔH）是指在常压下，反应物转变为产品时释放或吸收的能量变化。
反应焓的符号表示法如下：- 当ΔH为正值时，表示反应物转变为产品是吸热反应。
- 当ΔH为负值时，表示反应物转变为产品是放热反应。
反应焓的单位通常为焦耳（J）或千焦（kJ）。
在实际计算中，常常采用摩尔焓变（ΔH/mol）来表示单位物质参与反应的能量变化。
三、反应热和热力学描述反应热是指在常压下，单位物质参与反应所释放或吸收的热量。
反应热可以通过热化学方程式来表示。
例如，燃烧反应可以用以下方程式来描述：C(s) + O2(g) → CO2(g) + ΔH在这个方程式中，反应物C和O2通过燃烧反应生成了产物CO2，并伴随着释放的热量ΔH。
根据反应热的大小，我们可以对反应进行热力学描述。
热力学描述了反应的能量状态和反应方向。
对于放热反应而言，反应的熵（ΔS）一般会增加，而对于吸热反应而言，反应的熵一般会减少。
高一化学期末复习重点专题05 化学反应中热量的变化情况判断与计算方法探究一、化学反应中能量变化的原因在化学反应中，从反应物分子转变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间的结合方式发生了改变。
在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中的新化学键形成。
物质在化学反应中发生能量变化的主要原因是化学键的断裂和形成。
利用化学键的能量变化计算化学反应中的能量变化如下：既可以利用所有化学键的键能计算具体反应中的能量变化，又可以根据化学反应中的能量变化计算某一个具体的化学键的键能。
计算公式：化学反应中的能量变化值=反应物的总键能−生成物的总键能。
计算出的数值如果为正值，意味着是吸热反应；计算出的数值如果是负值，意味着是放热反应。
归纳总结化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的根本原因。
(1)化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
(2)化学键的断裂吸收能量，化学键的形成要放出能量，吸收能量和放出能量的数值不相等就造成了化学反应过程中的能量变化。
(3)一个化学反应是吸热还是放热，在宏观上取决于反应物总能量和生成物总能量的相对大小，在微观上取决于旧化学键断裂所吸收的总能量和新化学键形成所放出的总能量的相对大小。
二、吸热反应和放热反应的判断1.吸热反应和放热反应的比较2.常见的吸热反应与放热反应3.吸热反应和放热反应的判断方法E1>E2反应吸收能量(吸热反应)E1<E2反应放出能量(放热反应)(1)根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断——决定因素。
若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。
(2)根据化学键断裂或形成时的能量变化判断——用于计算。
若断裂反应物中的化学键所吸收的总能量小于形成生成物中化学键所放出的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。
(3)根据反应物和生成物的相对稳定性判断。
由不稳定的物质(能量高)生成稳定的物质(能量低)的反应为放热反应，反之为吸热反应。
第五讲化学中能量的变化第一节热力学第一定律[知识概要]一、几个重要的基本概念1、热力学专门研究能量相互转换过程中所遵循的法则的一门科学。
它以两个定律为基础，通过热力学函数的变化来判断反应的方向与限度，是一种纯宏观的方法。
2、化学热力学把热力学的定律、原理、方法用来研究化学过程以及伴随这些化学过程而发生的物理变化，就形成了化学热力学。
它是有关化学过程的热力学，主要解决化学变化的方向、限度和能量的变化关系。
3、体系和环境体系被研究的物质或空间系统称为体系。
环境体系以外的、与体系有联系的其他部分称为环境。
体系和环境之间可以有明显的界面即真实的界面，也可以是假想的界面。
热力学体系可分为三种：（1）敞开体系体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。
（2）封闭体系体系与环境之间有能量交换但没有物质交换。
在热力学中主要研究封闭体系。
（3）孤立体系体系与环境之间既无能量交换，又无物质交换。
4、状态和状态函数状态由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的存在形式称为体系的状态。
状态函数借以确定体系状态的物理量。
例如：某理想气体是研究的体系，其物质的量n=1mol，压强p=1.013×105Pa，体积V=22.4L，温度T=273.2K，则体系处于标准状态。
这里的p、V、T就是体系的状态函数。
状态函数的特征体系状态一定，则状态函数有一定的值。
体系的状态函数发生改变，则体系的状态发生改变。
体系的始态和终态一经确定，各状态函数的改变量也就确定了。
或者说状态函数的增量只决定于体系变化的起始和终了状态，而与变化的途径无关。
5过程和途径过程体系从始态到终态的变化经过。
途径体系经历一个过程，由始态变化到终态，可以采取许多种不同的方式，每一种具体方式称为一种途径。
6、热力学能（原称为内能）体系内一切能量的总和叫做体系的热力学能，通常用U表示。
它是体系自身的性质，是状态的单值函数，其改变值只决定于体系的始终态，而与变化的途径无关，且绝对值无法确定。
化学反应中的能量变化化学反应是指由反应物转变为产物的过程，而能量是驱动化学反应发生的重要因素。
在化学反应中，能量的变化可以通过热量变化、吸收或释放的能量来衡量。
本文将探讨化学反应中的能量变化，并分析其对反应速率和反应的影响。
一、热量变化在化学反应中的重要性热量变化是化学反应中最常见的能量变化形式之一。
化学反应可以发生吸热反应或放热反应，这将直接影响到反应的热力学特性和反应速率。
1. 吸热反应吸热反应是指在反应中吸收热量的过程。
在这类反应中，反应物吸收了外界的热量，而产物的能量高于反应物。
典型的吸热反应是化学吸收剂的使用，例如化学冷包中的化学反应。
吸热反应的特点是温度升高，周围环境温度下降。
2. 放热反应放热反应是指在反应中释放热量的过程。
在这类反应中，反应物释放了热量，而产物的能量低于反应物。
常见的放热反应包括燃烧反应、酸碱中和反应等。
放热反应通常会导致反应体系温度升高，周围环境温度升高。
二、能量变化对反应速率的影响能量变化对化学反应速率有直接的影响。
通常情况下，吸热反应速率较慢，而放热反应速率较快。
1. 吸热反应的速率吸热反应吸收热量，反应物需要克服能垒才能形成产物。
因此，吸热反应的速率取决于反应物的能垒高度。
能垒越高，反应速率越慢。
此外，吸热反应需要外界提供热量，当环境温度降低时，反应速率会进一步减慢。
2. 放热反应的速率放热反应释放热量，反应物之间的键能被打破，产生新的化学键。
由于放热反应释放的能量可供反应使用，使得放热反应速率更快。
同时，放热反应会导致反应体系的温度升高，反应速率进一步增加。
三、化学反应中的能量变化应用化学反应中的能量变化对许多日常应用具有重要意义。
1. 化学能源利用化学反应中的能量变化是许多能源利用技术的基础，如燃料电池、核能发电等。
这些技术利用化学反应的能量变化来产生电能，实现能源的转化和利用。
2. 热化学反应应用热化学反应应用广泛，包括热释放剂的使用，如冷热敷、火焰、爆炸等。
化学反应过程的能量变化一、概念解析1.能量变化：化学反应过程中，反应物和生成物之间能量的差异称为能量变化。
2.活化能：化学反应中，使反应物分子变成活化分子所需的最小能量称为活化能。
3.放热反应：化学反应中，生成物的总能量低于反应物的总能量，能量差以热能形式释放，称为放热反应。
4.吸热反应：化学反应中，生成物的总能量高于反应物的总能量，能量差以热能形式吸收，称为吸热反应。
二、能量变化的原因1.化学键的断裂与形成：化学反应中，反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成过程中，能量的吸收和释放。
2.分子轨道的重排：化学反应过程中，反应物分子轨道的重排导致能量的变化。
3.原子核之间的相互作用：化学反应中，原子核之间的相互作用导致能量的变化。
三、能量变化的计算1.焓变：化学反应过程中，系统内能的变化，用焓（ΔH）表示。
2.熵变：化学反应过程中，系统混乱度的变化，用熵（ΔS）表示。
3.自由能变化：化学反应过程中，系统自由能的变化，用自由能（ΔG）表示。
四、能量变化与反应速率1.活化能与反应速率：活化能越低，反应速率越快。
2.催化剂：降低活化能，加快反应速率。
五、能量变化与化学平衡1.吉布斯自由能：化学反应达到平衡时，系统自由能的变化。
2.勒夏特列原理：化学反应平衡时，系统总能量的变化。
六、能量变化在生活和生产中的应用1.燃烧反应：放热反应，广泛应用于加热、照明、动力等领域。
2.电池：利用化学反应过程中的能量变化，实现电能的储存和转化。
3.化学热泵：利用化学反应过程中的能量变化，实现热能的转移和利用。
七、注意事项1.掌握能量变化的基本概念，理解化学反应过程中能量的转化。
2.注意能量变化与反应速率、化学平衡之间的关系。
3.联系实际应用，认识能量变化在生活和生产中的重要性。
习题及方法：1.习题：某放热反应的反应物总能量为E1，生成物总能量为E2，则该反应的焓变ΔH为多少？解题方法：根据放热反应的定义，反应物总能量高于生成物总能量，因此焓变ΔH为负值。
化学反应中的能量变化
在化学反应中，能量的变化是非常重要的一个概念。
它可以分为以下几种：
1、热力学能量：热力学能量是物质间最基本的能量转换形式，是指物质之间
不可逆转的热力学反应过程中所放出与收回的能量。
以及它们在物质间的相互转
换而产生的热或冷的能量。
2、化学能量：化学反应中的化学能量指反应物之间的化学吸引力所产生的能量，也可以理解为物质之间的化学键所能够释放出来的能量。
大多数反应物在化
学反应中都会放出化学能，反应结束后收回化学能。
3、光合作用能量：光合作用能量是指通过光辐射或阳光激活反应物，从而实
现光合作用而产生的能量。
它可以通过光谱从植物体内提取，又称为光合糖。
4、电能：电能是指由电势作用产生的能量，通常由电场产生的能量来源，又
称电动能。
反应物中的电学作用会使其产生电势能。
5、原子能：原子能是指材料中原子结构的能量，它体现了原子结构中的物理
和化学性质，它可以被用来产生物理或化学变化。
6、核能：核能是指原子核中的能量，它是一种非常强大的能量，是原子发生
裂变、核反应和核聚变等反应过程中释放的能量。
通过以上的阐述可以看出，在化学反应中的能量变化是一个复杂而重要的概念，在一般的化学反应中，各种新物质的形成是由于能量的变化而产生的。
当反应物
之间的能量守恒律得到保证时，反应产生的新物质就可以被生成。
化学反应中的能量变化能量是指物体或系统所具有的做功或产生热的能力。
在化学反应中，能量的变化是一项非常重要的研究内容。
本文将探讨化学反应中的能量变化，并通过具体实例来说明。
一、热化学反应热化学反应是指在化学反应中伴随着能量的吸收或释放。
其中，吸热反应是指在反应过程中吸收热量，使周围温度下降；而放热反应是指在反应过程中释放热量，使周围温度上升。
例如，燃烧反应是一种常见的放热反应。
以甲烷燃烧为例，化学方程式如下：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O + 热量在这个反应中，甲烷和氧气反应生成二氧化碳、水，并释放热量。
这个热量就是化学反应中的能量变化，它使周围温度上升。
二、焓变与能量变化在热化学反应中，我们常常用焓变（ΔH）来描述反应的能量变化。
焓变可以是正值，表示放热反应；也可以是负值，表示吸热反应。
焓变的计算可以通过实验测定，也可以通过热力学计算得到。
常见的焓变计算包括标准焓变、标准生成焓变和反应焓变等。
标准焓变是指在标准状态下，物质的焓变。
标准生成焓变是指物质在标准状态下生成的焓变。
而反应焓变是指化学反应过程中的焓变。
三、吸热反应与化学反应在化学反应中，吸热反应具有重要的应用价值。
它可以用于吸收环境中的热量，实现降温效果。
例如，自感应加热杯就是利用吸热反应原理制成的。
自感应加热杯内部放置有一种化学物质，在与空气接触时发生吸热反应，从而使加热杯的温度下降。
这使得喝茶或咖啡时，加热杯的温度不会过高，保证了人们的饮品口感。
四、反应热与能量变化反应热是指化学反应在常压下放出或吸收的能量。
反应热可以通过实验测定或者热力学计算得到。
反应热与焓变之间存在着密切的关系。
对于常压下的反应，反应热等于反应焓变。
反应热可以分为标准反应热和反应热的计算。
标准反应热是指在标准状态下的反应热。
标准反应热可以通过热力学计算得到。
反应热的计算也可以通过反应的化学方程式及其对应的焓变计算得到。
五、能量守恒定律在化学反应中，能量守恒定律是一个重要的基本原则。
第五讲化学中能量的变化第一节热力学第一定律[知识概要]一、几个重要的基本概念1、热力学专门研究能量相互转换过程中所遵循的法则的一门科学。
它以两个定律为基础，通过热力学函数的变化来判断反应的方向与限度，是一种纯宏观的方法。
2、化学热力学把热力学的定律、原理、方法用来研究化学过程以及伴随这些化学过程而发生的物理变化，就形成了化学热力学。
它是有关化学过程的热力学，主要解决化学变化的方向、限度和能量的变化关系。
3、体系和环境体系被研究的物质或空间系统称为体系。
环境体系以外的、与体系有联系的其他部分称为环境。
体系和环境之间可以有明显的界面即真实的界面，也可以是假想的界面。
热力学体系可分为三种：（1）敞开体系体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。
（2）封闭体系体系与环境之间有能量交换但没有物质交换。
在热力学中主要研究封闭体系。
（3）孤立体系体系与环境之间既无能量交换，又无物质交换。
4、状态和状态函数状态由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的存在形式称为体系的状态。
状态函数借以确定体系状态的物理量。
例如：某理想气体是研究的体系，其物质的量n=1mol，压强p=1.013×105Pa，体积V=22.4L，温度T=273.2K，则体系处于标准状态。
这里的p、V、T就是体系的状态函数。
状态函数的特征体系状态一定，则状态函数有一定的值。
体系的状态函数发生改变，则体系的状态发生改变。
体系的始态和终态一经确定，各状态函数的改变量也就确定了。
或者说状态函数的增量只决定于体系变化的起始和终了状态，而与变化的途径无关。
5过程和途径过程体系从始态到终态的变化经过。
途径体系经历一个过程，由始态变化到终态，可以采取许多种不同的方式，每一种具体方式称为一种途径。
6、热力学能（原称为内能）体系内一切能量的总和叫做体系的热力学能，通常用U表示。
它是体系自身的性质，是状态的单值函数，其改变值只决定于体系的始终态，而与变化的途径无关，且绝对值无法确定。
7、热和功体系与环境之间的能量交换有两种形式，一种是热传递，另一种是做功。
由于温度不同而在体系和环境之间交换或传递的能量称为热，通常规定，体系吸收热量的数符为正，反之为负。
除以热的形式以外的其它各种被传递的能量称着功，体系对环境做功为正值，反之为负值。
本章中研究的全是体积功。
热和功都不是状态函数，不能谈体系在某种状态下具有多少热量或具有多少功。
热和功只有在能量交换时才会有具体数值，且随着途径不同，热和功的数值都有变化。
二、 热力学第一定律对于一个封闭体系，由状态I 变化到状态II ，在这一过程中体系吸收热为Q ，并做体积功W ，用△U 表示体系热力学能的改变量，则有关系式:∆U= Q - W这就是热力学第一定律的表达式。
可以说体系热力学能的改变量等于从环境吸收的热量减去体系对环境所做的功。
不难看出，热力学第一定律的实质就是能量守恒.三、 焓（H ）设一封闭体系在变化中只做体积功，不做其他功，则下式中W 代表体积功。
∆U= Q - W如果体系变化是恒容过程（体积不变），即没有做体积功，则W=0，△U=Q V ，Q V 表示恒容过程的热量。
这表明在不做体积功的条件下体系在恒容过程中所吸收的热量全部用来增加体系的热力学能。
如果体系变化为恒压过程，即p 为定值，V 由V 1变成V 2，Q p 表示恒压过程的热量。
()21p p U Q p dV Q P V V ∆=-=--∑外外 ()212211p U U Q p V pV -=-- ()()21221122211121()()P Q U U p V p V U p V U p V H H =-+-=+-+=-U 、p 、V 都是体系的状态函数，它们的组合（U+pV ）一定也具有状态函数的性质。
在热力学上将（U+pV ）定义为新的状态函数，叫做焓，用H 表示。
H=U+pV ，单位是kJ/mol 。
在一定状态下体系都有特定的焓，当体系发生改变时，其焓的变化只与始态和终态有关，而与变化的途径无关。
∆H = H 2 - H 1 = ( U 2 + p 2V 2 ) - ( U 1 + p 1V 1 ) = Q p这表明，对于一封闭体系在恒压和不作其他功的条件下变化时所吸收的热量全部用以使体系的焓增加。
但决不能把焓误认为体系中所含的热量，只是当体系在恒压条件下只作体积功时，可从体系和环境间的热量传递来衡量体系内部焓的变化。
若△H < 0，反应体系能量减少，体系放热给环境，称此反应为放热反应。
如：2221()()()285.82H g O g H O l kJ +=+ 可记为：2221()()()2H g O g H O l += △H 298= -285.8kJ/mol若△H > 0, 反应体系能量增加，体系从环境吸收热量，称此反应为吸热反应。
如：21()()()90.72HgO s Hg l O g kJ =+- 可记为：21()()()2HgO s Hg l O g =+ △H 298=+90.7kJ/mol因为Q p = C p ∆T ，C p 为物质的恒压热容（设为常数），所以对于恒压条件下、只做体积功的封闭体系其焓变∆H = C p(T2 - T1) （无相变和化学变化发生）。
同理，对于恒容条件下、只做体积功的封闭体系其热力学能变∆U = C V(T2 - T1) （无相变和化学变化发生），式中C V为物质的恒容热容（设为常数）。
请注意：（1）用焓变表示化学反应的热效应，其取值符号与中学里的反应热取值符号相反。
（2）一般化学反应通常是在大气压（或一定压强）下，于敞口容器（如烧杯、试管、坩埚等）中进行的，许多反应伴随着明显的体积变化。
因此，可以认为其反应热等于焓变。
（3）化学反应的焓变是随温度而变化的。
有的反应变化大些，有的小些，但总的来说变化不大。
四、热化学1. 反应热在恒压或恒容且只做体积功的条件下当一个化学反应发生后，体系放出或吸收的热量称为反应热。
有恒压反应热Q p和恒容反应热Q V之分。
2、热化学方程式热化学方程式是表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式。
书写热化学方程式要注意以下几点：（1）中学化学中放出的热量用“+”号表示，吸收的热量用“-”号表示。
（2）热化学方程式中的系数表示各物质的物质的量，可用整数或简单分数表示。
（3）必须注明各物质的聚集状态。
（4）热化学方程式可用两种方法书写。
其一为中学教科书中采用的把热效应写在化学反应方程式中。
第二种写法是根据热力学第一定律，在反应式后面加写△H或△U等于多少，并在△H 及△U的右下角标注反应温度。
五、盖斯定律化学反应的热效应指的是体系在不做其它功的等温反应过程中所放出或吸收的热量。
此处T1 = T2 = 常数。
若反应又在等压条件下进行，则化学反应的热效应即为Q p；若反应又在等容条件下进行，则化学反应的热效应即为Q V。
当参加反应的气体为理想气体时，因为△H = △U + △(pV) = △U + △n(g)RT，所以有Q p = Q V + △n(g)RT。
在等压或等容条件下，任一化学反应的热效应仅与反应物的起始状态和生成物的终了状态有关，而与中间的步骤无关，这就是盖斯定律。
即一个反应若分几步进行，则各步反应的热效应之和与这个反应由一步完成时热效应相同，如图所示。
Q = Q 1 + Q 2 = Q 3 + Q 4 + Q 5 ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 = ∆H 3 + ∆H 4 +∆H 5根据盖斯定律可得，热化学反应式可以相互加减，因而不易测量的反应热可以通过已知反应热的反应进行组合而求出。
[例1] 已知下列反应⑴、⑵的θm r H ∆分别为-1366.8kJ·mol -1和-1166.4kJ·mol -1，求反应⑶的θmr H ∆。
CH 3CH 2OH(l)+3O 2(g) → 2CO 2(g)+3H 2O(l) ⑴ CH 3CHO(l)+5/2 O 2(g) → 2CO 2(g)+2H 2O(l) ⑵ CH 3CH 2OH(l)+1/2 O 2(g) → CH 3CHO(l)+ H 2O(l) ⑶解：由盖斯定律得 反应⑶＝反应⑴ -反应⑵所以 θm r H ∆⑶＝θm r H ∆⑴-θm r H ∆⑵＝[(-1366.8)-(-1166.4)]kJ·mol -1 ＝-200.4kJ·mol -1由题目可知，反应⑴和反应⑵的热效应可通过实验测定，但是反应⑶在通常情况下较难控制，生成的乙醛容易被再氧化。
由盖斯定律就可以方便地得出乙醇氧化制乙醛是一个放热反应。
六、 几种热效应焓和热力学能无法测得它的绝对值，只能测定其改变值。
为了研究问题的方便，热力学上规定了物质的标准状态，即101.3kPa 下纯净的液体、固体或气体为标准态。
用△H θ表示标准态的焓变，其右上标“θ”表示标准态。
1、 生成热（生成焓）在标准压力p θ（101.3kPa ）和进行反应的温度（一般指298K ）下，由最稳定的单质生成1mol 化合物时的热效应，叫该化合物的标准生成热，以符号△f H θT 表示。
“θ”表示标准态，“f ”表示生成反应，“T ”表示反应温度。
常见的最稳定的单质有：H 2(g)、O 2(g)、N 2(g)、I 2(s)、Br 2(l)、Cl 2(g)、F 2(g)、Hg(l)、C(s ，石墨)、S(s ，斜方)等。
由此可得到一个推论：在标准状态下，最稳定的单质的生成热为零。
物质的标准生成热可以在化学手册中查到，利用这些数据就可以用下式计算化学反应的反应热。
298298,298,()()r B f B B f B BBH P H R H θθθ∆=∆-∆∑∑ 生成物反物上式表明，反应的反应热等于生成物的标准生成热之和减去反应物的标准生成热之和。
例如：21()()()2C O g CO g +=石墨△r H θ298= -110.5kJ/mol此反应的反应热△r H θ298实际上是()CO g 的标准生成热△f H θ298。
2、 燃烧热在101.3kPa 下1mol 物质在纯氧中完全燃烧时所放出的热量，叫该物质的燃烧热。
用符号△c H θT表示，常用298K 时的数据。
完全燃烧的产物为指定产物为：C→CO 2(g)、H →H 2O(l)、S →SO 2(g)、N →N 2(g)、Cl →HCl(aq)等，显然氧化后的指定产物的燃烧热为零。
29812298,298,()()r B c B B c B BBH H H R H P H θθθ∆=∆-∆=∆-∆∑∑ 反物生成物即一个反应的反应热等于反应物的燃烧热之和减去生成物的燃烧热之和。
3、 从键能估算反应热键的分解能是指在气体状态下，拆开一个化学键所需的能量，而键能则为某一键的分解能的平均值。
