對化學教材熱化學方程式的書寫的一些探討

曾大兵

（隆昌縣第一中學，四川內江642150）

摘要文章探討化學教材中引入△H (反應熱)的必要性和依據，引入△H后，熱化學方程式的表示方法的變化，詳細介紹了“反應進度”的含義。

關鍵詞反應熱；熱化學方程式；反應進度

一、教材引入△H (反應熱)的必要性和依據

化學反應總伴隨著能量變化，通常表現為熱量的變化。人們用熱化學方程式來表示化學反應中放出或吸收的熱量。在原教材中熱化學方程式這樣表示：

C(固) + O2(氣) = CO2(氣) + 393.5 kJ

上式表示在101 kPa和25 ℃的條件下，1 mol 固態碳和1 mol 氧氣反應生成1 mol CO2氣體時放出393.5 kJ的熱量。這種表示方法寫法直觀，容易為學生理解。但是因為書寫化學反應方程式必須遵守質量守恒定律，這種表示方法把反應中原子結合的變化和熱量的變化用加號連在一起是欠妥的。因此，在GB 3102.4～93中規定，熱量(Q)“應當用適當的熱力學函數的變化來表示，例如T·△S，△S是熵的變化，或△H，焓的變化”。

在中等化學中，一般研究在一定壓強下，在敞開容器中發生的反應所放出或吸收的熱量。因此，根據熱力學第一定律△U=Q+WQP=△U－W=(U2－U1)+(p2V2－p1V1)=(U2+p2V2)－(U1+p1V1)=H2－H1=△H 即QP=△H式中QP叫恒壓熱，是指封閉系統不做除體積功以外的其他功時，在恒壓過程中吸收或放出的熱量。上式表明，恒壓熱等于系統焓的變化。所以，在中等化學所研究的反應范圍之內，Q=QP=△H，這是教材中引入△H的依據。

二、引入△H以后，熱化學方程式的表示方法發生的變化

引入△H這個物理量以后，使得熱化學方程式的表示方法發生了變化。

1．根據國標，在熱力學中將內能U改稱為熱力學能。其定義為：對于熱力學封閉系統，△U=Q+W，（式中Q是傳給系統的能量，W是對系統所作的功。）Q、W都是以“系統”的能量增加為“+”來定義的。而舊教材中，Q是以“環境”的能量增加（或以“系統”的能量減少）為“+”來定義的，這樣，原來的熱化學方程式中的“+”“－”所表示的意義正好與國標的規定相反。因此，引入△H以后，當反應為放熱反應時，△H為“－”或△H<0；當反應為吸熱反應時，△H為“＋”或△H>0。

2．在原教材中，熱化學方程式中物質的聚集狀態用中文表示，如固、液、氣等，根據國標，應當用英文字母表示。如s代表固體、l代表液體、g代表氣體或蒸氣、aq表示水溶液等。

3．熱化學方程式中反應熱的單位不同。原教材中反應熱的單位是J或kJ，而△H的單位為J/mol或kJ/mol。根據引入△H以后的變化，類似以下熱化學方程式的表示法就廢除：

C(固) + O2(氣) = CO2(氣) + 393.5 kJ

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

正確表示法為：先寫出反應的化學方程式，并注明各物質的聚集狀態。然后寫出該反應的摩爾焓[變] △rHm（下標“r”表示反應，“m”表示摩爾）。實際上，一般給出的都是反應物和產物均處于標準狀態（指溫度為298.15 K，壓強為101 kPa時的狀態）時的摩爾焓[變]，即反應的標準摩爾焓[變]△rHmΘ（上標“Θ”表示標準），兩者之間用逗號或分號隔開。

三、有關反應進度

考慮到中等化學的實際情況，教材沒有引入“反應進度(符號為ξ)”這個物理量。但是應該明確，△rHm的單位“kJ/mol”中的“mol”是指定反應的反應進度的國際單位制（簡稱SI）單位，而不是物質的量的單位。國標中，反應進度的定義為：

對于化學反應 0=ΣBνBB nB(ξ) = nB(0) +νBξ式中nB(0)和nB(ξ)分別代表反應進度ξ=0(反應未開始)和ξ=ξ時B的物質的量。由于nB(0) 為常數，因此有dξ=νB-1dnB，對于有限的變化△ξ=νB-1△nB所定義的反應進度，只與化學反應方程式的寫法有關，而與選擇反應系統中何種物質B無關。反應進度與物質的量具有相同的量綱，SI單位為mol。由于ξ的定義與νB（化學計量數，對于反應物其為負，對于產物其為正）有關，因此在使用ξ時必須指明化學反應方程式。

反應進度自1982年進入國家標準，ISO國際標準從1992年引入了反應進度。反應進度是化學反應的最基礎的量。由于化學中引入了此量，使涉及化學反應的量綱和單位的標準化大大前進了一步，也很好地解決了一系列量在量綱上出現的困難和矛盾。對于化學反應0=ΣBνBB，反應的摩爾焓[變]△rH>m，可由測量反應進度ξ1→ξ2時的焓變△H，除以反應進度變△ξ而得，即△rHm=△H/△ξ。由于反應進度ξ的定義與化學反應方程式的寫法有關，因此△rHm也與化學反應方程式的寫法有關，即對同一實驗數據，由于計算△ξ所依據的化學反應方程式不同，使得△rHm也不同。所以在使用△rHm時，必須指明對應的化學反應方程式。例如：

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

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

對于反應①，2mol H2(g)和1 molO2(g)完全反應生成2 mol H2O(g)表示1反應進度的反應，而對于反應②，1mol H2(g)和0.5 mol O2(g)完全反應生成1mol H2O(g)也表示1反應進度的反應，前者放熱483.6 kJ，后者放熱241.8 kJ。因此，兩個反應的△rHm不同，反應① 的△rHm是反應②的兩倍。由此可以看出：

(1) 反應的摩爾焓[變]△rHm實際上是單位反應進度的焓變。△rHm的單位“J/mol”或“kJ/mol”中的“mol”是“指定反應”的反應進度的SI單位，mol－1是每反應進度的SI單位。(2) 對于用不同的化學計量數表示的相同物質的反應，每反應進度的反應所表示的意義是不同的，當然相對應的△rHm也是不同的。最后需要說明的是：由于△rHm與反應的溫度和壓強有關，因此書寫熱化學方程式時應注明反應的溫度和壓強。但中等化學所用的△rHm的數據，一般都是在101 kPa和298.15 K時的數據，因此可不特別注明。考慮到這一點和中等化學中學生的知識水平和接受能力，新教材中將△rHmΘ(298.15 K)簡寫為△H來表示。

總之，引入△H以后，熱化學方程式的表示方法發生了很大變化，教師對此應做到心中有數，但教學過程中不要向學生過分強調，以避免不必要的深究。