内容：化学反应中的物质变化和能量变化或热量变化。

生成的新物质与反应物的能量不同，而反应体系又遵守能量守恒，故任何一个化学变化一定表现出能量的吸收和放出，通常化学反应的能量变化又主要是以热能形式变化（除此之外还可能有电能、光能、声能等）。

定义

当系统发生了化学变化之后，系统的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量，称为该反应的热效应。研究化学反应中热与其他能量变化的定量关系的学科叫做热化学。

测试方式

热效应可以如下测定：使物质在热量计中作绝热变化，从热量计的温度改变，可以计算出应从热量计中取出或加多少热才能恢复到始态的温度，所得结果就是等温变化中的热效应。

任何物质总是和它周围的其他物质相联系着的，为了科学研究的需要，尤其在考虑诸如热化学这方面的内容时，必须规定待研究物质的范围，也就是要把被研究的对象和周围的物质隔离开来。这种被研究的对象叫做系统，系统以外的周围物质叫做环境。

系统可以通过一个边界（范围）与它的环境区分开来；这个边界可以是具体的，也可以是假想的。例如，在一只容器里研究硫酸与氢氧化钠在水溶液中的反应，通常就把含有硫酸和氢氧化钠的水溶液作为系统，而溶液以外的周围物质如容器、溶液上方的空气等作为环境。显然，这系统与环境是通过溶液的界面这个具体的边界区分开来的，如果用锌来代替氢氧化钠，锌将会与稀硫酸反应产生氢气，逸出液面而扩散到空气中。若该容器是完全密闭的，则可以将密闭在容器中的空气以及产生的氢气包括在系统内，该系统还是可以有具体的边界与环境区分开。若该容器不是密闭的，则系统与环境的边界只能是假想的。

意义

热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和能量变化或热量变化。例如热化学方程式：

H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g)△H = －183 kJ/mol

ΔH代表在标准态时，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反应生成2 molHCl(g)，反应放热183kJ。这是一个假想的过程，实际反应中反应物的投料量比所需量要多，只是过量反应物的状态没有发生变化，因此不会影响反应的反应热。标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓，用符号ΔfHmO表示。

书写

（1）反应热与温度和压强等测定条件有关，所以书写时指明反应时的温度和压强（25℃、101kPa时，可以不注明）

（2）各物质化学式右侧用圆括弧（）表明物质的聚集状态。可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态。固体有不同晶态时，还需将晶态注明，例如S（斜方），S（单斜），C（石墨），C（金刚石）等。溶液中的反应物质，则须注明其浓度，以aq代表水溶液，（aq，∝）代表无限稀释水溶液。

（3）热化学方程式中化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示物质分子个数或原子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。

（4）△H只能写在化学方程式的右边，若为放热反应，则△H为“-”；若为吸热反应，则△H为“+”。其单位一般为kJ/mol。同一化学反应，若化学计量数不同时△H的值不同。若化学计量数相同，当反应物、生成物状态不同时，△H的值也不同。

（5）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，当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。

（6）不标“↑”或“↓”

（7）不注明反应条件，例如：△（加热）

（8）有机热化学方程式用“=”，不用“→”

盖斯定律

讲到热力学方程式，不得不提起盖斯定律。

1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实（热化学实验数据）的基础上提出：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的（反应热的总值相等）。”这叫作盖斯定律。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。

由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。

化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一。化学反应一般以热和功的形式与外界进行能量交换，而主要以热的形式。

辨别方式

不同物质内部能量是不同的，而整个反应过程中能量又是守恒的。反应物和生成物的能量差异常以热量的形式表现出放热和吸热，如果反应物和生成物两者能量相近，则吸、放热不明显。　当反应物的总能量高于生成物的总能量，则放出热量。

当反应物的总能量低于生成物的总能量，则吸收热量。

按反应过程中热量的变化，通常把化学反应分为放热反应、吸热反应。

放热反应有热量放出的化学反应。　原因：反应物具有的总能量高于生成物具有的总能量。

燃烧与缓慢氧化，中和反应。　金属与酸反应制取氢气，生石灰和水反应等。

②吸热反应：有热量吸收的化学反应。

原因：反应物具有的总能量低于生成物具有的总能量。

常见的吸热反应：　C(s)+H2O(g) CO(g)+H2O

C+CO2 2CO，Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl的反应。

以及：KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

注意问题

化学反应中的能量变化主要表现为放热和吸热，反应是放热还是吸热主要取决于反应物、生成物所具有的总能量相对大小。放热反应和吸热反应在一定条件下都能发生。反应开始时需加热的反应可能是

吸热反应，也可能是放热反应。反应的热量变化与反应发生是否需要加热没有必然联系。

为什么许多反应（如煤的燃烧、H2的燃烧等）在反应时要加热呢？这是因为，在常温下能稳定存在的物质，其自身能量不是很高，加热或光照可提高反应物的能量，使反应物分子运动速率增大，分子间相互碰撞发生反应的机会增大，使反应容易进行。当反应开始后，若反应放出的能量够继续维持或超过开始反应所需要能量，则停止加热时反应继续进行，这就是放热反应；若反应时放出的热量不足以提供继续反应所需要的能量，则要持续不断的加热反应才能进行，这就是吸热反应。