高中物理教学论文 剖析热化学方程式的表示方法

高中化学教学论文：剖析热化学方程式的表示方法

「摘要」本文介绍高中化学教材“化学反应中的能量变化”中引入△H （焓变、反应热效应）的必要性和依据，以及引入△H 以后，热化学方程式的表示方法发生的变化，并详细介绍了“反应进度”的含义。

「关键词」热化学方程式反应热焓反应进度

按照国家指令性规定，在使用“量和单位”的名称、符号、书写规则时都应符合《中华人民共和国国家标准GB3100～3102-93“量和单位”》（以下简称《国标》）的规定。《全日制普通高级中学教科书（试验本）化学》（以下简称“新教材”）遵循国家的有关规定，结合中学化学教学特点，在物理量的引用上，积极贯彻“量和单位”国家标准，规范了教材中相关物理量的表述。本文就新教材里“化学反应中的能量变化”中引入热力学函数“△H”及其由此引发的热化学方程式的表示方法问题作一些探讨。

一、新教材引入△H 的必要性和依据

在化学反应中，物质发生化学变化的同时，还伴随有能量的变化，通常以热能的形式表现出来，称为反应热。这种化学反应的热效应（反应中吸收或放出的热量）可用热化学方程式来表示。在旧教材中热化学方程式是这样表示的：

C（固） + O2（气） = CO2（气） + 393.5 kJ

上式表示标准状态（即反应体系在压强为101kPa和温度为25℃时的状态）下，1mol

固态碳和1mol氧气反应生成1mol二氧化碳气体时放出393.5kJ的热量。这种表示方法的优点是写法直观，容易为学生所理解。但由于物质的化学式具有表示物种及其质量之意义，化学方程式揭示的又是物质的转化关系，而热化学方程式的这种表示方法把反应中物质的变化和热量的变化用加号连在一起是欠妥的。因此，《国标》规定，热量（Q）应当用适当的热力学函数的变化来表示，例如用“T.△S”或“△H”表示（△S 是熵的变化，△H 是焓的变化）。

在中等化学中，一般仅研究在一定压强（即恒压条件）下，在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。因此根据热力学第一定律：系统在过程中的热力学能（旧称内能）变化“△U”等于传给系统的热量“Q”与外界对系统所作功“W”之和，即：△U = Q + W .当系统处于恒压过程时，则有：

△U = QP + W

若系统在反应过程中只有体积功，即：W =－P（V2－V1） =－（P2V2－P1V1），则有：△U = QP －（P2V2－P1V1）

依据焓（H ）的定义：H = U + PV ，显然：

QP = （U2－U1）+（P2V2－P1V1）= （U2+P2V2）－（U1+P1V1） = H2－H1 =△H

即有： QP = △H

式中“QP”叫恒压热，是指封闭系统不做除体积功以外的其他功时，在恒压过程中吸收或放出的热量。上式表明，恒压热等于系统焓的变化。所以，在中等化学所研究的反应范围之内，Q = QP =△H，这就是新教材中引入△H的依据。但需注意的是，限于中等化学学生的知识水平和接受能力，教材不便引入焓的概念，而仍称“△H”为反应热，教学中也不必引深。

二、引入△H 后的热化学方程式表示方法

新教材引入△H 这个物理量后，热化学方程式的表示方法同旧教材相比发生了如下变化。

1.根据《国家标准》，在热力学中将内能 U 改称为热力学能。其定义为：对于热力学封闭系统，

△U = Q + W

式中“Q”是传给系统的能量，“W”是对系统所作的功。Q、W都是以“系统”的能量增加为“+”来定义的。而旧教材中，Q是以“环境”的能量增加（或以“系统”的能量减少）为“+”来定义的，这样，旧教材中热化学方程式中反应热的“+”、“－”所表示的意义正好与《国家标准》的规定相反。因此，引入△H以后，当反应为放热反应时，△H为“－”或△H ＜0 （表明系统能量减少）；当反应为吸热反应时，△H 为“+”或△H ＞0 （表明系统能量增加）。

2.在旧教材里，热化学方程式中物质的聚集状态用中文表示，如固、液、气等。根据《国家标准》，应当用英文字母（取英文词头）表示，如“ s”代表固体（solid）、“l”代表液体（liquid）、“g”代表气体（gas）、“aq”表示水溶液（Aqueous solution）等。

3.热化学方程式中反应热的单位不同。旧教材中反应热的单位是J或kJ，而△H的单位为J/mol或 kJ/mol.

根据引入△H以后的这些变化，类似以下热化学方程式的表示方法已经废除：

C（固） + O2（气） = CO2（气） + 393.5 kJ

C（固） + H2O（气） = CO（气） + H2（气）－131.5 kJ

正确的表示方法为：

在化学方程式中用规定的英文字母注明各物质的聚集状态。然后写出该反应的摩尔焓[变]△rHm（下标“r”表示反应，“m”表示摩尔）。实际上通常给出的是反应体系处于标准状态（指温度为298.15K，压强为101kPa时的状态）时的摩尔焓[变]，即反应的标准摩尔焓[变]，以“△rHmΘ”表示（上标“Θ”表示标准）。方程式与摩尔焓[变]间用逗号或分号隔开。例如：

C（s）+O2（g） = CO2（g）；△rHmΘ（298.15 K） =－393.5 kJ/mol

C（s）+H2O（g） = CO（g）+H2（g）；△rHmΘ（298.15 K） =+131.5 kJ/mol

由于△rHm与反应体系的温度和压强有关，对于非标准状态下的反应体系，书写热化学方程式时还应注明反应的温度和压强。但中等化学所用的△rHm的数据，一般都是反应的标准摩尔焓[变]，因此可不特别注明。考虑到这一点和中等化学学生的知识水平和接受能力，新教材中将“△rHmΘ（298.15K）”简写为△H 来表示。例如：

C（s）+O2（g） = CO2（g）；△H =－393.5 kJ/mol

C（s）+H2O（g） = CO（g）+H2（g）；△H = +131.5 kJ/mol

三、△H 的单位与反应进度

基于对中等化学知识的要求深度，新教材中没有引入“反应进度（代号为ξ）”这个物理量。但应明确，△rHm的单位“kJ/mol”中的“mol”是指定反应体系的反应进度的国际单位制（简称SI）单位，而不是物质的量的单位。

反应进度的定义为：对于化学反应 0 = ∑νBB ，

nB（ξ） = nB（0） +νBξ

式中“nB（0）”和“nB（ξ）”分别为反应进度ξ=0（反应未开始）和ξ=ξ时B的物质的量，“νB”为反应中B物质的化学计量数（对于反应物其为负，对于产物其为正）。因“nB（0）”为常数，则对于反应系统发生微小变化时有：

dξ=νB－1dnB

对于反应系统发生有限的变化，则有：

△ξ=νB－1△nB

在此所定义的反应进度，显然只与指定反应系统的化学方程式的写法有关，而与选择系统中何种物质B无关。反应进度与物质的量具有相同的量纲，SI单位为mol.由于ξ的定义与νB有关，因此在使用ξ及其与此相关的其它物理量时必须指明化学方程式，否则是无意义的。例如，说“氢气跟氧气反应生成水蒸气的标准摩尔焓[变]为：△rHmΘ（298.15 K） =－483.6 kJ/mol”是不明确的。

反应进度是研究化学反应过程状态变化的最基础的物理量。由于化学中引入了此量，使涉及化学反应的量纲和单位的标准化大大前进了一步，也很好地解决了一系列物理量在量纲上出现的困难和矛盾。

对于化学反应“0 =∑νBB”，反应的摩尔焓[变]△rHm，一般可由测量反应进度ξ1→ξ2时的焓变△H，除以反应进度变△ξ而得，即：

△rHm = △H／△ξ

由于反应进度（ξ）的定义与化学方程式的写法（即与反应方程式中物质B的νB）有关，因此反应的摩尔焓[变]△rHm也与化学方程式的写法有关，即对同一实验数据，由于计算△ξ所依据的化学方程式不同，使得△rHm也不同。所以在使用△rHm时，必须指明对应的化学方程式。例如：

2H2（g） + O2（g） = 2H2O（g）；△rHmΘ（298.15 K） =－483.6 kJ/mol ①

H2（g） + 1/2 O2（g） = H2O（g）；△rHmΘ（298.15 K） =－241.8 kJ/mol ②

对于反应①来说，2molH2（g）和1molO2（g）完全反应生成2molH2O（g）表示反应进度“ξ=1mol”的反应，对于反应②来说，1molH2（g）和0.5molO2（g）完全反应生成1molH2O （g）也表示反应进度“ξ=1mol”的反应，前者放热483.6kJ，后者放热241.8kJ.因此，两个反应的△rHm不同，反应①的△rHm是反应②的两倍。

由上可见：

（1）反应的摩尔焓[变]△rHm，实际上是单位反应进度的焓变。△rHm的单位“J/mol”或“kJ/mol”中的“mol”是“指定反应”的反应进度的SI单位，mol－1是每单位反应进度的SI单位。

（2）对于某个反应系统，当其指定反应的化学方程式的写法不同时，每单位反应进度的反应所表示的意义是不同的，当然相对应的△rHm也是不同的。

总之，引入△H后，热化学方程式的表示方法同旧教材相比有了较大的变动，其表达方式以热力学理论为根据，以《国家标准》为规范，因此，具有了更强的科学性和规范性。教学中应做到心中有数，但不要过分引深，以避免不必要的深究。