摘要：化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化，这种变化常以热能、电能、光能等形式表现出来。当能量以热能表现出来时，化学反应就表现为吸热或放热。化学反应释放或吸收的热量，都可以热量(或换算成相应的热量)来表述，称为反应热。纵观近几年的高考试题，就会发现反应热已成为一个不容忽视的考点。
关键词：反应热；盖斯定律；燃烧热；中和热
反应热部分《考试说明》要求了解化学反应中的能量变化、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热及新能源的开发等概念；掌握有关燃烧热、中和热及新能源的开发等概念；掌握有关燃烧热的计算；掌握热化学方程式的含义等。分析近几年高考试题，实际上对反应热的考查可归纳为以下几个方面：
一、反应热的基本概念
1.反应热就是在一定外界条件下，化学反应过程中放出或吸收的热量。通常用符号Q表示。其单位为kJ/mol或J/mol。反应吸热时，Q为正值；反应放热时，Q为负值。
2.焓变是用来描述反应过程中能量变化多少的物理量，其数值为生成物的总焓与反应物的总焓之差，称为反应焓变，其表达式为：△H=H(生成物)-H(反应物)。如果△H＞0，即生成物的总焓大于反应物的总焓，反应是吸收能量的，为吸热反应；如果△H＜0，即生成物的总焓小于反应物的总焓，反应是放出能量的，为放热反应。
3.反应热与焓变的关系：化学反应的实质是旧的化学键断裂、新的化学键形成的过程，
在这一过程中常伴随着能量的变化，并且这种能量的变化通常是以热能的形式表现出来。因此常用焓的变化来描述与与反应热有关的能量变化。热化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能(同时可能伴随着反应体系体积的变化)，而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的改变。其数学表达式为：Qp=△H，式中：Qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。由于大多数反应是在等压条件下进行的，所以反应热的数值和焓变的数值是相等的。因而，在热化学中，常用热化学方程式表示化学反应中的物质的焓变，从而由此也可以看出反应热与焓变之间的内在联系。
二、热化学方程式书写注意事项
与普通化学方程式相比，书写热化学方程式除了要遵循书写一般化学方程式的要求外还应注意以下五点：
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℃、101325Pa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.注意反应物和生成物的聚集状态不同，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、燃烧热、中和热的简单计算
反应热主要包含燃烧热和中和热。在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热；在稀溶液中酸跟碱发生中和反应而生成l mol H2O，这时的反应热叫中和热．计算时应注意：燃烧热是以1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物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。因此在书写它们的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质或生成1mol H2O(l)为标准来配平其余物质的化学计量数。
例1．强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应：H+(aq)＋OH一(aq)＝H2O(l)；ΔH＝－57.3kJ·mol-1，分别向1L 0.5mol·L-1的NaOH溶液中加入醋酸、浓硫酸、稀硝酸，则恰好完全反应时的热效应ΔH1、ΔH2、ΔH3的关系正确的是( )
A. ΔH1>ΔH2>ΔH3 B. ΔH1<ΔH3<ΔH2 C.ΔH2>ΔH1>ΔH3 D.ΔH1>ΔH3>ΔH2
解析：题中向1L 0.5mol·L-1的NaOH溶液中加入稀硝酸符合中和热的条件，因此ΔH 3 = ×(-57.3kJ)= -28.7 kJ；由于浓硫酸稀释放出热量，因此加入浓硫酸时，ΔH2<-28.7 kJ；而加入醋酸时，由于醋酸的电离需消耗热量，因此ΔH1>-28.7 kJ；综上所述ΔH1>ΔH3>ΔH2，答案为D。
四、盖斯定律及其应用
1．盖斯定律的表述
盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的；也就是说，化学反应的反应热只与其反应的始态和终态有关，而与具体反应进行的途径无关。
2. 盖斯定律如图所示
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3.盖斯定律的应用
(1)利用总反应和一个反应来确定另一反应的热效应，如图：
(2)确定反应物和生成物的相对稳定性。反应放热，则生成物能量降低，生成物稳定性较反应物强。反之，则弱。例如，稳定性：NaHCO3 <Na2CO3，Na2O<Na2O2, P<P2O5.
4.注意事项
运用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应过程，同时注意：(1)当反应式乘以或除以某数时，△H也应乘以或除以某数；(2)反应式进行加减运算时，△H也同样要进行加减运算，且要带“+”、“一”符号，即把△H看作一个整体进行运算；(3)通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体；(4)在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固一液一气变化时，会吸热；反之会放热；(5)当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
例2．已知：①C(s)+O2(g)=CO2(g);△H= -393.5kJ·mol-1②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g); △H= -566kJ·mol-1③TiO2(s)+2Cl2(g)=TiCl4(s)+O2(g);△H= +141kJ·mol-1
则TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s)=TiCl4(s)+2CO(g)的△H= 。
解析：根据盖斯定律，化学反应热只与初态和终态有关，与路径无关。由①×2-②得反应：④2C(s)+O2(g)=2CO(g), △H= -393.5 kJ·mol-1×2-(-566kJ·mol-1)= -221kJ·mol-1。
由反应③与反应④相加得：TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s)=TiCl4(s)+2CO(g)；△H=+141kJ·mol-1+(-221kJ·mol-1)= -80kJ·mol-1。
五、根据键能计算反应热
通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能。键能常用E表示，单位是kJ/mol。键能大小可以衡量化学键强弱，也可用于估算化学反应的反应热(△H)，计算方法：ΔH=∑E(反应物)－∑E(生成物)，即反应热等于反应物的键能总和跟生成物的键能总和之差。
例3．已知H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的有关键能如下：
化学键H-HCl-ClH-Cl
键能(kJ·mol-1)436243431
则该反应的反应热△H等于( )
A.+862kJ/mol B.-679kJ/mol C.-183kJ/mol D.+183kJ/mol
解析：依题意，反应热等于反应物键能之和减去生成物键能之和。即△H=436kJ/mol+243kJ/mol-2×431kJ/mol= -183kJ/mol.本题易错选D。答案：C
六、放热反应、吸热反应的判断
一般地，燃烧、爆炸、中和反应；活泼金属与酸、水等反应；铝热反应等属于放热反应；固体分解反应如碳酸钙分解，氯化铵与八水氢氧化钡混合，硝酸铵与生石灰混合，碳与二氧化碳反应，制取水煤气等都是吸热反应。
注意：①放热反应或吸热反应与反应条件无关，如加热的反应不一定是吸热反应。②如果反应需要持续加热才能进行，则该反应是吸热反应；如果引发反应后，停止加热，反应能继续进行，如铁粉与硫粉混合加热，属于放热反应。③原电池反应是放热反应，电解反应是吸热反应。
具体地说，常见的放热反应有：(1)所有的燃烧反应；(2)酸碱中和反应；(3)金属与酸生成H2的反应；(4)浓H2SO4、固体NaOH、CaO溶于水。常见的吸热反应有：(1)铵盐与碱的反应，如NH4Cl与NaOH；(2)CaCO3、KClO3、Mg(OH)2等的分解反应；(3)需要持续加热的反应，如H2还原CuO、由乙醇制C2H4、浓盐酸制Cl2等；(4)弱电解质的电离。
例4．实验室制取下列气体，其反应放热的是( )
A．由无水醋酸钠制CH4 B．由乙醇制C2H4
C．由电石制C2H2 D．由氯酸钾制O2
解析：选项A、B、D都需要持续加热，选项C是放热反应．故答案为C．
(作者单位：山西省运城市临猗中学 044100)
论文作者:王孟荣
论文发表刊物:《中学课程辅导.教学研究》2015年10月下供稿
论文发表时间:2016/2/25
标签：生成物论文; 反应物论文; 放热反应论文; 化学反应论文; 方程式论文; 物质论文; 化学键论文; 《中学课程辅导.教学研究》2015年10月下供稿论文;