化学反应除有物质变化外，还通常伴有能量变化，能量变化又主要体现在热量变化。在之前的学习中，我们已经接触到了诸多的化学反应，其中的一些会放出热量，如燃烧反应、中和反应、大多数化合反应、金属的置换反应等；另一些则会吸收热量，如大多数分解反应、碳与水蒸气、氧化铜的反应等。若能定量地描述类似化学反应中的热量变化，我们可以更好地在实践中应用这些反应。在本节中，我们将初步了解相关知识。

反应热

在等温条件下，即化学反应发生前后体系温度相等的条件下，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（heat of the reaction），单位是kJ/mol。如图下图所示，反应热等于生成物的总能量与反应物的总能量之差，也等于反应物的总键能与生成物的总键能之差。反应热反映了反应体系能量的变化，也反映了反应体系内能的变化。我们规定，反应体系吸热时，反应热为正值；反应体系放热时，反应热为负值。

体系（system）：指研究的对象，可根据需要划分，有一定的人为性。

环境（surrounding）：除去体系以外的一切事物。

注意 若反应热为正值，在书写时要将“$+$”写出。

思考 为什么化学反应体系会与环境交换热量，或者说化学反应中热量变化的原因是什么？

我们知道化学反应中化学键的断裂和形成会引起热量的变化。那么化学键的变化是化学反应中热量变化的主要原因吗？下面，我们以$\ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(g)}$为例来探讨这个问题。

通过查阅数据可知，在101 kPa下，断开1 mol $\ce{H-H}$键需要吸收436 kJ热量。断开1 mol $\ce{O=O}$键需要吸收495 kJ热量，形成1 mol $\ce{H-O}$键会放出463 kJ热量。那么生成2 mol $\ce{H2O(g)}$时，由化学键变化引起的热量变化即为：
$$\begin{aligned}\Delta Q &=2\times 436+495-2\times 2\times 463 \\&=-485\text{ kJ}\end{aligned}$$
由实验测得在101 kPa下生成2 mol $\ce{H2O(g)}$时反应放出$Q_2$ = 483.6 kJ热量，可以看出$Q_1$和$Q_2$的值十分接近。大量的化学反应都符合这一结论。因此，化学键的变化是化学反应中热量变化的主要原因。化学键的变化即是反应热的微观实质。

由于反应的情况不同，反应热可分为多种，在中学阶段，常见的有中和热与燃烧热。在本节之后的学习中，我们会接触到这两种特殊的反应热。

中和热的测量

不少反应热是可以直接测量的，因为体系的热量变化反映为体系温度的变化，我们只需测量出体系温度变化的数据即可计算出反应过程的热效应。测量反应热的仪器统称为量热计（calorimeter）。

我们可以使用保温杯式量热计测量中和热（heat of neutralization），即酸碱中和反应的反应热。

保温杯式量热计的使用较为简便，下面我们以测量$\ce{NaOH}$溶液和盐酸反应的中和热为例，说明这种量热计的使用方法。

实验 测量$\ce{NaOH}$溶液和盐酸反应的中和热

进行实验

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，测量完成后用水把温度计冲洗干净，擦干备用。

2.用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L $\ce{NaOH}$溶液，用刚刚擦干的温度计测量并记录NaOH溶液的温度，测量完成后用水把温度计冲洗干净，擦干备用。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$t_1$。

3.打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入刚刚擦干的温度计，用玻璃搅拌器上下均匀搅动。关注温度计示数变化，将最高温度记为反应后体系的温度$t_2$。再重复上述步骤两次，总计三次。

数据处理

计算每次实验的温度差（$t_2-t_1$），取三次测量所得温度差的平均值作为$\Delta t$
计算分析

这个反应所放热量$Q$等于量热计和反应后溶液升温所需的热量。即 $$Q = Q_{\text{体系}} + Q_{\text{量热计}}$$ 结合初中所学比热容的知识，可以得到$Q_{\text{体系}} = c\rho V\Delta t$，其中$c$为溶液的比热容，$\rho$为反应后溶液的密度，$V$为反应后溶液的总体积，$\Delta t$为反应后溶液温度的升高值。而在高中阶段，为计算简便，我们忽略掉量热计升温所需的温度所需的热量$Q_{\text{量热计}}$。上式即可写成：
$$Q = c\rho V\Delta t$$
因所用溶液较稀，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，即$\rho$ = 1 g/cm$^3$，$c$ = 4.18 J/(g·℃) ，代入计算即可求出结果。

我们也可近似认为溶液的摩尔质量与水的相同，可取$M$ = 18 g/mol。由此我们可以求出这个反应的摩尔中和热，即生成1 mol水时的中和热：
$$Q_M = \frac{Q}{18\text{ g/mol}}$$

注意事项

1.$\ce{NaOH}$溶液应稍过量以保证反应完全；

2.应使用同一支温度计，不同温度计在同一温度的示数可能有微小差别，使用不同的温度计测量易出现误差；

3.应填充泡沫塑料或纸条保温隔热并盖好杯盖，以减少热量损失；

4.内筒口应与外壳口平齐，以减少热量损失。

大量实验测得，在298 K和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应的摩尔中和热为$-$57.3 kJ/mol。弱酸或弱碱的稀溶液发生中和反应的摩尔中和热会因弱酸或弱碱电离时吸热而比$-$57.3 kJ/mol略大。

燃烧热

在101 kPa的恒压条件下，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定产物（下表）时所放出的热量叫做该物质的燃烧热（heat of combustion），单位是kJ/mol。

例如，298 K和101 kPa时，1 mol $\ce{H2(g)}$完全燃烧生成$\ce{H2O(l)}$放出285.8 kJ的热量，$\ce{H2(g)}$的燃烧热即为$-$285.8 kJ/mol。燃烧热同中和热一样，也可以使用量热计测得。

焓与焓变

许多化学反应在等压的条件下进行，相应的反应热称为等压反应热。为了描述等压反应热，科学上引入了一个物理量：焓（enthalpy，符号为$H$），单位是kJ/mol。生成物和反应物的焓值之差$\Delta H$叫做焓变。和反应热一样，反应体系吸热时，$\Delta H$为正值；反应体系放热时，$\Delta H$为负值。当一个反应在等压条件下进行时，若反应体系只做体积功，$\Delta H$等于该反应的等压反应热。在中学阶段，我们认为$\Delta H$等于反应热。同反应热一样，若$\Delta H$为正值，在书写时要将“$+$”写出。

体积功：体系在反抗外界压强变化时产生的功，中学阶段认为反应体系只做体积功。

当一个反应在等压条件下进行时，若反应体系只做体积功，$\Delta H$等于该反应的等压反应热。若记为反应历程为$\xi$，则等压条件下吸热与放热反应体系的热量变化如下图所示。