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title: 反应热与焓变
description: "介绍热化学方程式的书写、反应热的概念，以及燃烧热的定义和计算。"
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## 一些常见变化的吸放热情况

1. 钢铁生锈、食物腐败：放热

2. 大部分分解反应：吸热（**特例：双氧水、硝酸铵、‌氯酸钾的分解**）

3. $\ce{HF}$溶于水电离：放热（**溶解放热，电离吸热，水合放热，总体放热**）

4. $\ce{CuO + CO}$加热生成$\ce{Cu + CO_2}$：放热

## 热化学方程式

### 热化学方程式

(1)概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。

(2)意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

在 $25$ ℃、$101$ kPa下，$\ce{2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)}$ $ΔH＝－571.6$ kJ/mol，其表示在 $25$ ℃、$101$ kPa 下，$2$ mol 气态 $\ce{H2}$ 与 $1$ mol 气态 $\ce{O2}$ 完全反应生成 $2$ mol 液态 $\ce{H2O}$ 时放出 $571.6$ kJ 的热量。

### 书写热化学方程式的注意事项

（1）$ΔH$ 写在方程式右边并用空格隔开，注意**吸热要标注加好，放热要标注减号**

（2）需注明反应时的温度和压强。如不注明，即专指 **$25$ ℃，$101$ kPa**。

（3）不用写加热、加压、催化剂、沉淀、气体等反应条件或符号。**但必须注明各物质的状态：固体—$s$，液体—$l$，气体—$g$，溶液—$aq$**

（4）热化学方程式中化学计量数可**为整数或分数**，其表示参加反应的**各物质的物质的量**，因此 **$ΔH$ 与化学计量数成比例**。

（5）若反应**逆向进行**，则 $ΔH$ 改变符号，但绝对值不变。

（6）若反应为**可逆反应**，$ΔH$ 指的是完全发生反应所吸收或者放出的热量。

## 燃烧热

1.定义：$101$ kPa时，$1$ mol 纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ/mol。

2.熟记常见元素完全燃烧生成的指定产物

| 元素           | C             | H             | S             | N            |
| -------------- | ------------- | ------------- | ------------- | ------------ |
| 指定产物及状态 | $\ce{CO2(g)}$ | $\ce{H2O(l)}$ | $\ce{SO2(g)}$ | $\ce{N2(g)}$ |

$\ce{CO(g) + \frac{1}{2}O2(g) = CO2(g)}$ $∆H＝−283$ kJ/mol

$\ce{2CO(g) + O2(g)  =   2CO2(g)}$ $∆H＝−566$ kJ/mol

3.$25$ ℃、$101$ kPa时甲烷的燃烧热为 $890.3$ kJ/mol，解释其表示的意义：**表示 $25$ ℃、$101$ kPa 时， $1$ mol $\ce{CH4}$ 完全燃烧生成 $\ce{CO2}$ 气体和液态 $\ce{H2O}$ 时放出 $890.3$ kJ的热量。**

4.燃烧热的热化学方程式
书写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：在 $101$ kPa下，汽油的成分之一辛烷（$\ce{C8H18}$）燃烧的热化学方程式为 $\ce{2C8H18(l)＋25O2(g)=16CO2(g)＋18H2O(l)}$ $ΔH＝－11 036$ kJ/mol。则表示辛烷燃烧热的热化学方程式为 $\ce{C8H18(l)＋\frac{25}{2}O2(g) = 8CO2(g)＋9H2O(l)}$ $ΔH=-5 518$ kJ/mol

### 燃烧热的测量

测定原理：将待测物质放在一个充满氧气的密封金属容器（称为氧弹）内，再将此容器置于盛有一定量水的量热计内筒中，通过点火装置使氧弹中物质燃烧，反应放出的热量会使氧弹外面的水温升高。用温度计测量水温的变化，即可计算出此反应放出的热量。

### 中和反应反应热的测定实验

请按照下列步骤，用简易量热计 (如图) 测量盐酸与 $\ce{NaOH}$ 溶液反应前后的温度![](./image/img1.webp)

1.反应物温度的测量

​ (1) 用量筒量取 $50$ mL $0.50$ mol/L盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度.用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用

​ (2) 用另一个量筒量取 $50$ mL $0.55$ mol/L $\ce{NaOH}$ 溶液，用温度计测量并记录 $\ce{NaOH}$ 溶液的温度

​ 2.反应后体系温度的测量打开杯盖，将量筒中的 $\ce{NaOH}$ 溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌.密切关注温度变化，将最高温度记为反应后体系的温度 ($t_2$)

​ 3.重复上述步骤 1 至步骤 2 两次.

##### 【数据处理】

(1) 取盐酸温度和 $\ce{NaOH}$ 溶液温度的平均值记为反应前体系的温度 ($t_1$).计算温度差 ($t_2-t_1$)，将数据填入下表
|实验次数|起始温度$(\ce{HCl})t_1/^\circ\text{C}$|起始温度$(\ce{NaOH})t_2/^\circ\text{C}$|平均值|终止温度$t_2/^\circ\text{C}$|温度差$(t_2-t_1)/^\circ\text{C}$|
|------|------|------|------|------|------|
|1||||||
|2||||||
|3||||||

(2) 取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据

(3) 根据温度差和比热容等计算反应热

(4) 实验数据处理

##### 数据处理计算

​ 1.反应原理：$Q=cm∆t$

​ $Q$ 是中和反应放出的热量
$m$ 是反应混合液的质量
$C$ 是反应混合液的比热容
$Δt$ 是反应前后溶液温度的差值

​ 2.为了计算简便，可以近似地认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容，

则:① $50$ mL $0.50$ mol/L盐酸的质量 $m_1=50g$，$50$ mL $0.55$ mol/L $\ce{NaOH}$ 溶液的质量 $m_2=50g$.

​ ②反应后生成的溶液的比热容 $c=4.18$ J/(g∙℃)

$Q=4.18×10-3×(50+50)×(t_2-t_1)kJ=0.418(t_2-t_1)kJ$

##### 为了提高测定的准确度，应该采取哪些措施?

1.隔热层、杯盖等的使用是为了减少热量散失，降低实验误差.

2.要使用同一支温度计，避免仪器误差.注意测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干.

3.使用不同的量筒分别量取酸碱溶液

4.正确读取体积和温度，多次试验求平均值时，若有某一组的实验数据有明显偏差，应直接舍去.

5.操作时动作要快，尽量减少热量的散失

6.为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的 $\ce{NaOH}$ 溶液.

### 吸放热反应的判断

依据化学键能量变化：对比反应物断键吸收的能量与生成物成键释放能量的多少（断键吸热 > 成键放热为吸热反应，反之则为放热反应）。

依据物质总能量：反应物总能量 > 生成物总能量为放热反应，反之则为吸热反应。

提示：放热反应与放热过程不同，放热反应有新物质生成（如燃烧），放热过程无新物质生成（如水蒸气液化）。

### 典型的吸热反应与放热反应

典型吸热反应：绝大多数分解反应、铵盐与碱的反应、$\ce{C}$ 与 $\ce{CO₂/CO/H₂O}$ 的反应、弱电解质电离及盐类水解过程。

典型放热反应：燃烧与中和反应、绝大多数化合与氧化还原反应、铝热反应、金属与酸 / 水的置换反应、氯酸钾分解、双氧水分解。