4.2  热化学方程式

热化学方程式除须指出反应的热效应外，其它与第三章所讨论的配平方程式并无不同。我们通常将△H值（千焦）列在方程式右侧。因而，对4.1节讨论的两个反应，热化学方程式可以写为：

H₂(g)+ O₂(g) → H₂O(l)   △H=－285.5kJ                        (4.2)

HgO(s) → Hg(l)+ O₂(g)   △H= +90.7kJ                                 (4.3)

在书写与阐明热化学方程式时，必须注意下列几种习惯用法：

1、系数总是代表摩尔数。因此，－285.5kJ是指由1摩尔H₂(g)和 摩尔O₂(g)生成1摩尔H₂O(l)时的焓变。

2、因物质的焓决定于它是液态、固态还是气态，所以这一点在书写方程式时应特别标出。在反应4.2中，若生成的是H₂O(g)而不是H₂O(l)，则放出的热量就会少些，因为水的气化要吸收一定（44.0kJ）热量。

3、因为物质的焓与温度有关，所以我们必须注明反应的温度。除非另有指出，我们将设反应物与生成物的温度均为25℃。

热化学定律

为了更有效地利用热化学方程式，有必要运用热化学的某些基本定律。用焓变△H可以最简便地表述这些定律。

1、因焓与质量成正比（4.1节），所以△H与反应物或生成物的量成正比。

例题4.1  过氧化氢是一种常见的漂白剂，它按下式分解：

H₂O₂(l) → H₂O(l)+       △H=－98.2kJ

问贮存在敞口瓶中的1克H₂O₂分解时放出多少热量？

解： 由方程式可知，每1摩尔H₂O₂分解时，△H是－98.2kJ所以，

1molH₂O₂ =34.0gH₂O₂ ~ －98.2kJ

应用换算因式法，

1.00gH₂O₂×

我们得到：1克过氧化氢分解时放出2.89kJ(2890J)的热量。

2、正反应与逆反应的△H值大小相等，但符号相反。

这个定律的正确性从图4.1应能看得很清楚。从该图右方可以看到，HgO(s)的焓低于Hg(l)与 的总焓90.7kJ。所以，欲将1摩尔HgO(s)分解为单质，就必须吸收90.7kJ热量。

HgO(s) → Hg(l)+     △H=+90.7kJ

如反应逆向进行，即由单质生成1摩尔HgO(s)，就必须放出90.7kJ。

Hg(l)+ → HgO(s)      △H=－90.7kJ

3、因H是物质的状态性质，△H必然与由始态至终态的途径无关。△H尤其与路径步骤的多少没有关系。这意味着如果一个反应可以看到是两个或更多反应之和，则总反应的△H必然是各分步反应焓变之和。

请看下列反应（图4.3）：

Sn(s)+Cl₂(g)→SnCl₂(s)               △H₁=－349.8kJ                         (4.4a)

SnCl₂(s)+Cl₂(g)→SnCl₄(l)           △H₂=－195.4kJ                         (4.4b)

将两式相加，可以得到由单质生成SnCl₄的方程式：

Sn(s)+2Cl₂(g)→SnCl₄(l)                     △H=△H₁+△H₂=－545.2kJ        (4.4)

反应4.4的焓变是反应4.4a与4.4b的△H之和。

上述反应之间的焓变关系称为Hess定律。这个定律对于测定难于或不可能进一步直接完成的反应的热效应是极有用的。

在我们所写过的方程式中，△H是以焦耳或千焦表示的。以后各章仍将采用这种单位，因为焦耳是国际单位制（SI）采纳的单位。但读者应该明白，应用适当的换算因式，能量变化不难用其它单位表示。如将焦耳换算为卡（这是一种仍在许多国家使用的单位），或由千焦换算为千卡，我们只须除以4.184，因为：

1cal=4.184J；1kcal=4.184kJ

因此，对反应4.4，可以算出：

△H=－545.2kJ×

所以热化学方程式可以写成：

Sn(s)+2Cl₂(g)→SnCl₄(l)              △H=－130.3kcal

4.3 生成热