2．放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)

(1)放熱反應(yīng)：即有熱量放出的化學(xué)反應(yīng)，其反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量。

(2)吸熱反應(yīng)：即吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)，其反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量。

1．定義：化學(xué)反應(yīng)過程中所釋放或吸收的能量，都可以熱量(或轉(zhuǎn)換成相應(yīng)的熱量)來表示，稱為焓變(ΔH)，單位：kJ/mol 或 kJ•mol^-1

在化學(xué)反應(yīng)中，舊鍵的斷裂需要吸收能量 ，而新鍵的形成則放出能量�？偰芰康淖兓�取決于上述兩個過程能量變化的相對大小。

任何一個化學(xué)反應(yīng)中，反應(yīng)物所具有的總能量與生成物所具有的總能量總不會相等的。在新物質(zhì)產(chǎn)生的同時總是伴隨著能量的變化。

注意：

(1)　　 反應(yīng)熱和鍵能的關(guān)系

例如：1molH₂和1molCl₂反應(yīng)生成2molHCl的反應(yīng)熱的計算。

1moLH₂分子斷裂開H-H鍵需要吸收436kJ的能量；1molCl₂分子斷裂開Cl-Cl鍵需要吸收243kJ的能量，而2molHCl分子形成2molH-Cl鍵放出431kJ·mol^-1×2mol=862kJ的能量，所以，該反應(yīng)H₂(g)+Cl₂(g)=2HCl(g)的反應(yīng)熱

△H===生成物分子形成時釋放的總能量-反應(yīng)物分子斷裂時所需要吸收的總能量

===862kJ·mol^--436 kJ·mol^-1-243 kJ·mol^-1

===183kJ·mol^-1

由于反應(yīng)后放出的能量使反應(yīng)本身的能量降低，故規(guī)定△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和

(2)反應(yīng)焓變與反應(yīng)條件的關(guān)系

焓是科學(xué)家們?yōu)榱吮阌谟嬎惴磻?yīng)熱而定義的一個物理量，它的數(shù)值與物質(zhì)具有的能量有關(guān)。對于一定量的純凈物質(zhì)，在一定的狀態(tài)(如溫度、壓強)下，焓有確定的數(shù)值。在同樣的條件下，不同的物質(zhì)具有的能量也不同，焓的數(shù)值也就不同；同一物質(zhì)所處的環(huán)境條件(溫度、壓強)不同，以及物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，焓的數(shù)值也不同。焓的數(shù)值的大小與物質(zhì)的量有關(guān)，在相同的條件下，當(dāng)物質(zhì)的物質(zhì)的量增加一倍時，焓的數(shù)值也增加一倍。因此，當(dāng)一個化學(xué)放映在不同的條件下進行，尤其是物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同時，反應(yīng)焓變是不同的。

3、蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān)。這就是蓋斯定律。利用蓋斯定律可以間接計算反應(yīng)熱。

　　 例如：C(s)+O₂(g)＝CO₂(g)；△H₁

C(s)+O₂(g)＝CO(g)；△H₂　　 CO(g)+O₂(g)＝CO₂(g)；△H₃

依蓋斯定律有：△H₁＝△H₂+△H₃。

第1課時 化學(xué)反應(yīng)的焓變

2、吸熱反應(yīng)：反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，熱量的多少等于生成物具有的總能量與反應(yīng)物具有的總能量的差值。常見的吸熱反應(yīng)有：水解反應(yīng)、結(jié)晶水合物失水的反應(yīng)、碳與二氧化碳或與水蒸氣的反應(yīng)等

物質(zhì)的能量越低，性質(zhì)就越穩(wěn)定；物質(zhì)的能量越高，性質(zhì)就越活潑。物質(zhì)的化學(xué)能是化學(xué)鍵的能

量，通過化學(xué)鍵的鍵能可計算反應(yīng)熱。

如：反應(yīng)H₂(g)+Cl₂(g)＝2HCl(g)；△H�！鱄 == E_(H－H)+E_(Cl－Cl)－2E_(H－Cl)。

1、放熱反應(yīng)：反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，熱量的多少等于反應(yīng)物具有的總能量與生成物具有的總能量的差值。常見的放熱反應(yīng)有：燃燒、中和反應(yīng)、常溫下能自發(fā)發(fā)生的絕大多數(shù)的各類反應(yīng)。

3、書寫熱化學(xué)方程式注意事項：

　　 a. 注明反應(yīng)的溫度和壓強(若在101kPa和298K條件下進行，可不予注明)，注明△H的“+”與“－”，放熱反應(yīng)為“－”，吸熱反應(yīng)為“+”。

　　 b. △H寫在方程式右邊，并用“；”隔開。

　　 c. 必須標(biāo)明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(氣體用“g”，液體用“l(fā)”，固體用“s”，溶液用“aq”)。若用同素異形體要注明名稱。

　　 d. 各物質(zhì)前的計量系數(shù)不表示分子數(shù)目只表示物質(zhì)的量的關(guān)系�！鱄與計量數(shù)成正比關(guān)系。同樣的反應(yīng)，計量系數(shù)不同，△H也不同，例如：

2H₂(g)+O₂(g)＝2H₂O(g)；△H＝－483.6kJ·mol^－1　

H₂(g)+O₂(g)＝H₂O(g)；△H＝－241.8kJ·mol^－1　

　　 上述相同物質(zhì)的反應(yīng)，前者的△H是后者的兩倍。

燃燒熱和中和熱：在101kPa時，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。在稀溶液里，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol 液態(tài)H₂O，這時的反應(yīng)熱叫做中和熱。燃燒熱的熱化學(xué)方程式強調(diào)燃燒物前的計量數(shù)為1，中和熱強調(diào)熱化學(xué)方程式中水前的計量數(shù)為1。燃燒熱要強調(diào)生成穩(wěn)定的氧化物，如：生成液態(tài)水。

如：H₂的燃燒熱的熱化學(xué)方程式：H₂(g)+O₂(g)＝H₂O(l)；△H＝－286kJ·mol^－1　

　　 中和熱的熱化學(xué)方程式：

NaOH(aq)+H₂SO₄(aq)＝Na₂SO₄(aq)+H₂O(l)；△H＝－57.3kJ·mol^－1　

2、影響反應(yīng)熱大小的因素

①反應(yīng)熱與測定條件(溫度、壓強等)有關(guān)。不特別指明，即指25℃，1.01×10⁵Pa(101kPa)測定的。中學(xué)里熱化學(xué)方程式里看到的條件(如：點燃)是反應(yīng)發(fā)生的條件，不是測量條件。

②反應(yīng)熱的大小與物質(zhì)的集聚狀態(tài)有關(guān)。

③反應(yīng)熱的大小與物質(zhì)的計量數(shù)有關(guān)。　　　　　　　

在反應(yīng)：2H₂(g)+O₂(g)＝2H₂O(g)；△H₁＝－a kJ·mol^－1中，2molH₂燃燒生成氣態(tài)水放出的熱量a kJ，該反應(yīng)的反應(yīng)熱是a kJ·mol^－1，該反應(yīng)的△H是－a kJ·mol^－1。注意這三個單位。

1、反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)都伴有能量的變化，常以熱能的形式表現(xiàn)出來，有的反應(yīng)放熱，有的反應(yīng)吸熱。反應(yīng)過程中放出或吸收的熱叫做反應(yīng)熱。反應(yīng)熱用符號△H表示，單位是kJ/mol或(kJ·mol^－1)。放熱反應(yīng)的△H為“－”，吸熱反應(yīng)的△H為“+”。反應(yīng)熱(△H)的確定常常是通過實驗測定的。

注意：在進行反應(yīng)熱和△H的大小比較中，反應(yīng)熱只比較數(shù)值的大小，沒有正負之分；而比較△H大小時，則要區(qū)別正與負。

2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(g)；△H₁＝－a kJ·mol^－1　 反應(yīng)熱：a kJ·mol^－1，△H：－a kJ·mol^－1

2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(l)；△H₂＝－b kJ·mol^－1　 反應(yīng)熱：b kJ·mol^－1，△H：－b kJ·mol^－1

a與b比較和△H₁與△H₂的比較是不一樣

4．實際大氣中的風(fēng)向

　　 在海陸熱力性質(zhì)差異的影響下，形成一個個的低壓中心和高壓中心。在氣壓梯度力、地轉(zhuǎn)偏向力和摩擦力的共同作用下，低氣壓和高氣壓運動狀況如下表：

3.近地面大氣中的風(fēng)向

　　 近地面大氣中的風(fēng)向，是氣壓梯度力、地轉(zhuǎn)偏向力和摩擦力共同作用的結(jié)果，風(fēng)向與等壓線之間成一夾角。