化學反應原理中有關熱力學內容的幾點探討

盛榮

摘要：針對中學《化學反應原理》課程中反應自發性、加熱對于放熱反應的作用、反應熱與溫度關系及在熱化學方程式中的表示等幾個易誤解問題進行探討，并提出教學建議。

關鍵詞：自發性；反應焓變；反應熱；持續加熱

文章編號：1005–6629（2014）1–0075–03 中圖分類號：G633.8 文獻標識碼：B

《化學反應原理》是高中化學課程的選修模塊之一，該模塊通過對化學反應中的能量、化學反應速率和化學平衡等內容的研究，揭示了化學反應所遵循的基本規律，展示了化學反應原理的運用在控制和利用化學反應、推動科學技術和人類社會文明進步上所起的巨大作用。該模塊也著眼于為學生的后續學習提供較為完整和系統的知識基礎，其內容多涉及化學熱力學、動力學理論。鑒于學生認知水平和課程要求，有些知識教材只是結合具體實例做了淺顯說明，又由于這些理論本就高于中學知識，教學時容易出現偏差。本文試圖對其中幾個問題作進一步探討，希望有助于更準確的理解與表述。

1 反應的自發性如何理解

化學熱力學中不同體系的自發性有不同判據：恒溫恒壓不做非體積功的體系中自發變化總是朝向吉布斯自由能減小的方向進行，即（dG）T，P，Wf=0≤0（可逆變化時取等號）；恒溫恒容不做非體積功時適用亥姆霍茲自由能判據（dF）T，P，Wf=0≤0；與環境間無任何能量和物質交換的孤立體系則應使用熵判據（dS）U，V≥0。中學常見的反應體系一般為恒溫恒壓，教材中將自發反應定義為“無需外界幫助就能自動進行”，結合吉布斯自由能判據可見“外界幫助”指的是非體積功，具體講就是自發反應體系可與環境進行熱量及體積功的交換，但不能由環境對體系做非體積功（如通電、光照）來促使反應進行。

中學階段不可能透徹講清自發性的各種含義，也無必要全面羅列原電池的不同類型（如總反應不是氧化還原反應的濃差電池），但也應避免以偏概全而給學生帶來思維局限。對于原電池，不妨將無非體積功簡化為電功，其總反應的自發性即可解釋為無需外界提供電能就能進行，讓學生能據此與電解池區分，認識到原電池裝置能改變能量轉化方式但不能改變反應進行的方向，如此既滿足高中層次的知識要求又不致與后續學習產生矛盾。

2 有些放熱反應為何需要持續加熱

關于反應熱效應的判斷，目前流行的說法仍是“有些放熱反應需要加熱引發”、“需持續加熱的反應一定是吸熱反應”，對于后者有文獻通過計算焓變澄清了幾個被誤解的反應，如氯酸鉀分解、一氧化碳還原氧化鐵均是放熱反應[3]。有文獻從活化能角度對于“持續加熱”的作用予以解釋：因為反應放出的熱量小于活化能所以需要持續加熱[4]。但從放熱反應的活化能示意圖（圖1）可見，正反應的活化能Ea一定小于過渡態轉化為產物所放能量Ea'，兩者的差值即為ΔrH，因此反應進行后就無需外界提供熱量，此解釋不能說明“持續”的必要性。還應注意的是過渡態及碰撞理論均是微觀動力學理論，可用以解釋溫度對反應速率的影響，卻不一定適合解釋宏觀熱力學問題。

對于實際而非理想的反應體系，考察其是否能維持溫度T需要結合時間變量做全面的熱量衡算。單位時間內流動的熱量可大致分為三部分：①由熱源（如酒精燈火焰）輸入的熱量Q入；②反應自身產生的熱量Q生，其大小與ΔrH和反應速率成正比關系；③體系輸出的熱量Q出，主要是向環境（如空氣）流出的熱量，為探討的簡便，將反應中可能伴有的熔化等相變所消耗的熱量以及逸出氣體所帶走的熱量也歸入其中。顯然 Q出與（Q生+Q入）的相對大小決定了體系溫度的變化，對于產熱較多的反應（即只需加熱引發），加熱至T后Q生即可不小于Q出，體系溫度無需Q入就能維持，進而如Q生>Q出，未輸出的熱量可使體系溫度繼續升高，升溫的同時Q生會因反應速率增大而繼續增大，但Q出也會因與環境溫差增大而增大，最終至Q生=Q出而達到溫度穩定。反之若加熱至T時Q生仍小于Q出，一旦停止加熱，體系便會因熱量的散失而降溫，反應速率將隨之減小至微不可察，所以這樣的放熱反應就需要接受外界的持續加熱以維持較大反應速率，但Q入并未轉化為生成物所具有的能量，而是與Q生一起構成了Q出，這是其與吸熱反應（Q入>Q出）的區別所在。

以下對在試管中加熱KClO3（以1 g計）做熱量分析，先以分解率α與反應時間的數據（恒溫360℃且無催化劑存在下，1 min時α=0.061、8 min時α=0.26、40 min時α=0.52）[6]結合反應焓變計算平均每秒產熱量，得Q生分別為0.37 J、0.20 J、0.080 J。因熱量的傳導與傳熱面積、傳熱系數、溫差等因素有關，對于Q出無直接數據可查，限于知識水平和實驗條件，筆者只能做一粗略測算：將KClO3置于大試管中加熱至200℃后撤去酒精燈（近似認為此溫度下分解尚未開始），測得其在空氣中每秒下降約1℃，結合KClO3的摩爾熱容算得每秒向空氣散熱約0.20 J，又因溫差越大導熱越快，再加上O2帶走的熱量，360℃下每秒輸出的熱量一定大于0.20J。對比Q生與Q出不難看出，如無外界供熱彌補，反靠反應放熱無法將體系溫度持續維持在360℃，反應速率必然會隨之不斷減小，而且此反應也隨反應物的減少而減慢，更需要供熱升溫以保證較穩定的速率。

綜上分析，所謂的放熱反應需要的“持續加熱”只是忽視體系散失熱量而造成的片面認知，將輸入和輸出的熱量進行比較就會發現反應仍是放熱的，“加熱”是為了維持反應以較大速率進行所需的體系溫度，而與反應進行方向無關。可以想象，如讓這類反應在保溫性能更好的裝置中進行，使Q出不大于Q生則無需持續加熱；如在絕熱裝置中進行，體系溫度將一直升高直至反應完全。

4 反應焓變的單位從何而來

反應焓變ΔH是指一定量的物質發生化學反應時焓值的變化，為容量性質，單位是kJ；而摩爾反應焓ΔHm是指單位反應進度的反應焓變，為強度性質（摩爾性質），單位kJ·mol-1。熱化學方程式中標注的實際上是摩爾反應焓，但目前的教材均將ΔH與ΔHm模糊化，規定恒壓反應熱為ΔH，單位是kJ·mol-1，對其中“mol-1”的來由有不同表述：蘇教版規定了方程式中的化學計量數表示物質的量，但未對單位做出解釋[7]；魯科版指出將化學計量數看作物質的量，并在“資料”欄中將“mol-1”解釋為每摩爾反應[8]；人教版在“資料在線”欄中說明“mol-1”表示參加反應的各物質的物質的量與其系數相同[9]。如此處理可能是為了兼顧學科標準與課程復雜度，但在實際教學中卻可能給理解和表述帶來一些不便，比如描述1 mol H2燃燒或斷裂1 mol H-H鍵的能量變化時應使用kJ，一旦要代入熱化學方程式則需改為kJ·mol-1，其間的轉變顯得突兀和強制，不利于學生對知識體系有意義的構建，而如假借能量ΔE或熱量Q代替ΔH（單位為kJ）后再轉化為教材中的ΔH（實為ΔHm）雖有助思考[10]，卻不符合學科標準。筆者以為選修階段的學生完全可以理解容量性質與摩爾性質間的轉換，引入ΔH與ΔHm不會加大學習難度，反因有了規范的名稱而便于以合適的符號表征形成清晰思路。為避免引入反應進度，對于ΔHm的定義可采取類似魯科版的表述，再考慮到物理量的定義中不應出現特定單位，宜將其定義為“單位物質的量的反應發生時的焓變”，解釋時可近似表述為參加反應的各物質的物質的量與其化學計量數相同。這樣可讓學生更好地領悟熱化學方程式的書寫意義，也便于讓學生通過自身思維的探索來獲得新知，生成更切合新課程理念的課堂教學。

參考文獻：

[1]傅獻彩，沈文霞，姚天陽.物理化學（第四版）[M].北京：高等教育出版社，1990：126～128.

[2]胡英主編.物理化學（第四版）[M].北京：高等教育出版社，1999：93～96.

[3]嚴西平，錢蕙.分解反應一定是吸熱的嗎[J].中學化學教學參考，2011，（12）：37～38.

[4]江建.略談化學反應進行方向的幾個誤區[J].中學化學教學參考，2012，（11）：33～34.

[5][6]熊輝.氯酸鉀催化熱分解反應動力學研究[J].黃岡師范學院學報，1993，（2）：32～38.

[7]王祖浩主編.普通高中課程標準實驗教科書·化學反應原理[M].南京：江蘇教育出版社，2009：4.

[8]王明召主編.普通高中課程標準實驗教科書·化學反應原理[M].濟南：山東科學技術出版社，2007：4.

[9]宋心琦主編.普通高中課程標準實驗教科書·化學反應原理[M].北京：人民教育出版社，2007：6.

[10]朱志江.課堂教學中學生思維誤判原因分析——必修2“化學反應中的熱量”教學反思[J].中學化學教學參考，2012，（10）：12～14.

摘要：針對中學《化學反應原理》課程中反應自發性、加熱對于放熱反應的作用、反應熱與溫度關系及在熱化學方程式中的表示等幾個易誤解問題進行探討，并提出教學建議。

關鍵詞：自發性；反應焓變；反應熱；持續加熱

文章編號：1005–6629（2014）1–0075–03 中圖分類號：G633.8 文獻標識碼：B

《化學反應原理》是高中化學課程的選修模塊之一，該模塊通過對化學反應中的能量、化學反應速率和化學平衡等內容的研究，揭示了化學反應所遵循的基本規律，展示了化學反應原理的運用在控制和利用化學反應、推動科學技術和人類社會文明進步上所起的巨大作用。該模塊也著眼于為學生的后續學習提供較為完整和系統的知識基礎，其內容多涉及化學熱力學、動力學理論。鑒于學生認知水平和課程要求，有些知識教材只是結合具體實例做了淺顯說明，又由于這些理論本就高于中學知識，教學時容易出現偏差。本文試圖對其中幾個問題作進一步探討，希望有助于更準確的理解與表述。

1 反應的自發性如何理解

化學熱力學中不同體系的自發性有不同判據：恒溫恒壓不做非體積功的體系中自發變化總是朝向吉布斯自由能減小的方向進行，即（dG）T，P，Wf=0≤0（可逆變化時取等號）；恒溫恒容不做非體積功時適用亥姆霍茲自由能判據（dF）T，P，Wf=0≤0；與環境間無任何能量和物質交換的孤立體系則應使用熵判據（dS）U，V≥0。中學常見的反應體系一般為恒溫恒壓，教材中將自發反應定義為“無需外界幫助就能自動進行”，結合吉布斯自由能判據可見“外界幫助”指的是非體積功，具體講就是自發反應體系可與環境進行熱量及體積功的交換，但不能由環境對體系做非體積功（如通電、光照）來促使反應進行。

中學階段不可能透徹講清自發性的各種含義，也無必要全面羅列原電池的不同類型（如總反應不是氧化還原反應的濃差電池），但也應避免以偏概全而給學生帶來思維局限。對于原電池，不妨將無非體積功簡化為電功，其總反應的自發性即可解釋為無需外界提供電能就能進行，讓學生能據此與電解池區分，認識到原電池裝置能改變能量轉化方式但不能改變反應進行的方向，如此既滿足高中層次的知識要求又不致與后續學習產生矛盾。

2 有些放熱反應為何需要持續加熱

關于反應熱效應的判斷，目前流行的說法仍是“有些放熱反應需要加熱引發”、“需持續加熱的反應一定是吸熱反應”，對于后者有文獻通過計算焓變澄清了幾個被誤解的反應，如氯酸鉀分解、一氧化碳還原氧化鐵均是放熱反應[3]。有文獻從活化能角度對于“持續加熱”的作用予以解釋：因為反應放出的熱量小于活化能所以需要持續加熱[4]。但從放熱反應的活化能示意圖（圖1）可見，正反應的活化能Ea一定小于過渡態轉化為產物所放能量Ea'，兩者的差值即為ΔrH，因此反應進行后就無需外界提供熱量，此解釋不能說明“持續”的必要性。還應注意的是過渡態及碰撞理論均是微觀動力學理論，可用以解釋溫度對反應速率的影響，卻不一定適合解釋宏觀熱力學問題。

對于實際而非理想的反應體系，考察其是否能維持溫度T需要結合時間變量做全面的熱量衡算。單位時間內流動的熱量可大致分為三部分：①由熱源（如酒精燈火焰）輸入的熱量Q入；②反應自身產生的熱量Q生，其大小與ΔrH和反應速率成正比關系；③體系輸出的熱量Q出，主要是向環境（如空氣）流出的熱量，為探討的簡便，將反應中可能伴有的熔化等相變所消耗的熱量以及逸出氣體所帶走的熱量也歸入其中。顯然 Q出與（Q生+Q入）的相對大小決定了體系溫度的變化，對于產熱較多的反應（即只需加熱引發），加熱至T后Q生即可不小于Q出，體系溫度無需Q入就能維持，進而如Q生>Q出，未輸出的熱量可使體系溫度繼續升高，升溫的同時Q生會因反應速率增大而繼續增大，但Q出也會因與環境溫差增大而增大，最終至Q生=Q出而達到溫度穩定。反之若加熱至T時Q生仍小于Q出，一旦停止加熱，體系便會因熱量的散失而降溫，反應速率將隨之減小至微不可察，所以這樣的放熱反應就需要接受外界的持續加熱以維持較大反應速率，但Q入并未轉化為生成物所具有的能量，而是與Q生一起構成了Q出，這是其與吸熱反應（Q入>Q出）的區別所在。

以下對在試管中加熱KClO3（以1 g計）做熱量分析，先以分解率α與反應時間的數據（恒溫360℃且無催化劑存在下，1 min時α=0.061、8 min時α=0.26、40 min時α=0.52）[6]結合反應焓變計算平均每秒產熱量，得Q生分別為0.37 J、0.20 J、0.080 J。因熱量的傳導與傳熱面積、傳熱系數、溫差等因素有關，對于Q出無直接數據可查，限于知識水平和實驗條件，筆者只能做一粗略測算：將KClO3置于大試管中加熱至200℃后撤去酒精燈（近似認為此溫度下分解尚未開始），測得其在空氣中每秒下降約1℃，結合KClO3的摩爾熱容算得每秒向空氣散熱約0.20 J，又因溫差越大導熱越快，再加上O2帶走的熱量，360℃下每秒輸出的熱量一定大于0.20J。對比Q生與Q出不難看出，如無外界供熱彌補，反靠反應放熱無法將體系溫度持續維持在360℃，反應速率必然會隨之不斷減小，而且此反應也隨反應物的減少而減慢，更需要供熱升溫以保證較穩定的速率。

綜上分析，所謂的放熱反應需要的“持續加熱”只是忽視體系散失熱量而造成的片面認知，將輸入和輸出的熱量進行比較就會發現反應仍是放熱的，“加熱”是為了維持反應以較大速率進行所需的體系溫度，而與反應進行方向無關。可以想象，如讓這類反應在保溫性能更好的裝置中進行，使Q出不大于Q生則無需持續加熱；如在絕熱裝置中進行，體系溫度將一直升高直至反應完全。

4 反應焓變的單位從何而來

反應焓變ΔH是指一定量的物質發生化學反應時焓值的變化，為容量性質，單位是kJ；而摩爾反應焓ΔHm是指單位反應進度的反應焓變，為強度性質（摩爾性質），單位kJ·mol-1。熱化學方程式中標注的實際上是摩爾反應焓，但目前的教材均將ΔH與ΔHm模糊化，規定恒壓反應熱為ΔH，單位是kJ·mol-1，對其中“mol-1”的來由有不同表述：蘇教版規定了方程式中的化學計量數表示物質的量，但未對單位做出解釋[7]；魯科版指出將化學計量數看作物質的量，并在“資料”欄中將“mol-1”解釋為每摩爾反應[8]；人教版在“資料在線”欄中說明“mol-1”表示參加反應的各物質的物質的量與其系數相同[9]。如此處理可能是為了兼顧學科標準與課程復雜度，但在實際教學中卻可能給理解和表述帶來一些不便，比如描述1 mol H2燃燒或斷裂1 mol H-H鍵的能量變化時應使用kJ，一旦要代入熱化學方程式則需改為kJ·mol-1，其間的轉變顯得突兀和強制，不利于學生對知識體系有意義的構建，而如假借能量ΔE或熱量Q代替ΔH（單位為kJ）后再轉化為教材中的ΔH（實為ΔHm）雖有助思考[10]，卻不符合學科標準。筆者以為選修階段的學生完全可以理解容量性質與摩爾性質間的轉換，引入ΔH與ΔHm不會加大學習難度，反因有了規范的名稱而便于以合適的符號表征形成清晰思路。為避免引入反應進度，對于ΔHm的定義可采取類似魯科版的表述，再考慮到物理量的定義中不應出現特定單位，宜將其定義為“單位物質的量的反應發生時的焓變”，解釋時可近似表述為參加反應的各物質的物質的量與其化學計量數相同。這樣可讓學生更好地領悟熱化學方程式的書寫意義，也便于讓學生通過自身思維的探索來獲得新知，生成更切合新課程理念的課堂教學。

參考文獻：

[1]傅獻彩，沈文霞，姚天陽.物理化學（第四版）[M].北京：高等教育出版社，1990：126～128.

[2]胡英主編.物理化學（第四版）[M].北京：高等教育出版社，1999：93～96.

[3]嚴西平，錢蕙.分解反應一定是吸熱的嗎[J].中學化學教學參考，2011，（12）：37～38.

[4]江建.略談化學反應進行方向的幾個誤區[J].中學化學教學參考，2012，（11）：33～34.

[5][6]熊輝.氯酸鉀催化熱分解反應動力學研究[J].黃岡師范學院學報，1993，（2）：32～38.

[7]王祖浩主編.普通高中課程標準實驗教科書·化學反應原理[M].南京：江蘇教育出版社，2009：4.

[8]王明召主編.普通高中課程標準實驗教科書·化學反應原理[M].濟南：山東科學技術出版社，2007：4.

[9]宋心琦主編.普通高中課程標準實驗教科書·化學反應原理[M].北京：人民教育出版社，2007：6.

[10]朱志江.課堂教學中學生思維誤判原因分析——必修2“化學反應中的熱量”教學反思[J].中學化學教學參考，2012，（10）：12～14.

摘要：針對中學《化學反應原理》課程中反應自發性、加熱對于放熱反應的作用、反應熱與溫度關系及在熱化學方程式中的表示等幾個易誤解問題進行探討，并提出教學建議。

關鍵詞：自發性；反應焓變；反應熱；持續加熱

文章編號：1005–6629（2014）1–0075–03 中圖分類號：G633.8 文獻標識碼：B

《化學反應原理》是高中化學課程的選修模塊之一，該模塊通過對化學反應中的能量、化學反應速率和化學平衡等內容的研究，揭示了化學反應所遵循的基本規律，展示了化學反應原理的運用在控制和利用化學反應、推動科學技術和人類社會文明進步上所起的巨大作用。該模塊也著眼于為學生的后續學習提供較為完整和系統的知識基礎，其內容多涉及化學熱力學、動力學理論。鑒于學生認知水平和課程要求，有些知識教材只是結合具體實例做了淺顯說明，又由于這些理論本就高于中學知識，教學時容易出現偏差。本文試圖對其中幾個問題作進一步探討，希望有助于更準確的理解與表述。

1 反應的自發性如何理解

化學熱力學中不同體系的自發性有不同判據：恒溫恒壓不做非體積功的體系中自發變化總是朝向吉布斯自由能減小的方向進行，即（dG）T，P，Wf=0≤0（可逆變化時取等號）；恒溫恒容不做非體積功時適用亥姆霍茲自由能判據（dF）T，P，Wf=0≤0；與環境間無任何能量和物質交換的孤立體系則應使用熵判據（dS）U，V≥0。中學常見的反應體系一般為恒溫恒壓，教材中將自發反應定義為“無需外界幫助就能自動進行”，結合吉布斯自由能判據可見“外界幫助”指的是非體積功，具體講就是自發反應體系可與環境進行熱量及體積功的交換，但不能由環境對體系做非體積功（如通電、光照）來促使反應進行。

中學階段不可能透徹講清自發性的各種含義，也無必要全面羅列原電池的不同類型（如總反應不是氧化還原反應的濃差電池），但也應避免以偏概全而給學生帶來思維局限。對于原電池，不妨將無非體積功簡化為電功，其總反應的自發性即可解釋為無需外界提供電能就能進行，讓學生能據此與電解池區分，認識到原電池裝置能改變能量轉化方式但不能改變反應進行的方向，如此既滿足高中層次的知識要求又不致與后續學習產生矛盾。

2 有些放熱反應為何需要持續加熱

關于反應熱效應的判斷，目前流行的說法仍是“有些放熱反應需要加熱引發”、“需持續加熱的反應一定是吸熱反應”，對于后者有文獻通過計算焓變澄清了幾個被誤解的反應，如氯酸鉀分解、一氧化碳還原氧化鐵均是放熱反應[3]。有文獻從活化能角度對于“持續加熱”的作用予以解釋：因為反應放出的熱量小于活化能所以需要持續加熱[4]。但從放熱反應的活化能示意圖（圖1）可見，正反應的活化能Ea一定小于過渡態轉化為產物所放能量Ea'，兩者的差值即為ΔrH，因此反應進行后就無需外界提供熱量，此解釋不能說明“持續”的必要性。還應注意的是過渡態及碰撞理論均是微觀動力學理論，可用以解釋溫度對反應速率的影響，卻不一定適合解釋宏觀熱力學問題。

對于實際而非理想的反應體系，考察其是否能維持溫度T需要結合時間變量做全面的熱量衡算。單位時間內流動的熱量可大致分為三部分：①由熱源（如酒精燈火焰）輸入的熱量Q入；②反應自身產生的熱量Q生，其大小與ΔrH和反應速率成正比關系；③體系輸出的熱量Q出，主要是向環境（如空氣）流出的熱量，為探討的簡便，將反應中可能伴有的熔化等相變所消耗的熱量以及逸出氣體所帶走的熱量也歸入其中。顯然 Q出與（Q生+Q入）的相對大小決定了體系溫度的變化，對于產熱較多的反應（即只需加熱引發），加熱至T后Q生即可不小于Q出，體系溫度無需Q入就能維持，進而如Q生>Q出，未輸出的熱量可使體系溫度繼續升高，升溫的同時Q生會因反應速率增大而繼續增大，但Q出也會因與環境溫差增大而增大，最終至Q生=Q出而達到溫度穩定。反之若加熱至T時Q生仍小于Q出，一旦停止加熱，體系便會因熱量的散失而降溫，反應速率將隨之減小至微不可察，所以這樣的放熱反應就需要接受外界的持續加熱以維持較大反應速率，但Q入并未轉化為生成物所具有的能量，而是與Q生一起構成了Q出，這是其與吸熱反應（Q入>Q出）的區別所在。

以下對在試管中加熱KClO3（以1 g計）做熱量分析，先以分解率α與反應時間的數據（恒溫360℃且無催化劑存在下，1 min時α=0.061、8 min時α=0.26、40 min時α=0.52）[6]結合反應焓變計算平均每秒產熱量，得Q生分別為0.37 J、0.20 J、0.080 J。因熱量的傳導與傳熱面積、傳熱系數、溫差等因素有關，對于Q出無直接數據可查，限于知識水平和實驗條件，筆者只能做一粗略測算：將KClO3置于大試管中加熱至200℃后撤去酒精燈（近似認為此溫度下分解尚未開始），測得其在空氣中每秒下降約1℃，結合KClO3的摩爾熱容算得每秒向空氣散熱約0.20 J，又因溫差越大導熱越快，再加上O2帶走的熱量，360℃下每秒輸出的熱量一定大于0.20J。對比Q生與Q出不難看出，如無外界供熱彌補，反靠反應放熱無法將體系溫度持續維持在360℃，反應速率必然會隨之不斷減小，而且此反應也隨反應物的減少而減慢，更需要供熱升溫以保證較穩定的速率。

綜上分析，所謂的放熱反應需要的“持續加熱”只是忽視體系散失熱量而造成的片面認知，將輸入和輸出的熱量進行比較就會發現反應仍是放熱的，“加熱”是為了維持反應以較大速率進行所需的體系溫度，而與反應進行方向無關。可以想象，如讓這類反應在保溫性能更好的裝置中進行，使Q出不大于Q生則無需持續加熱；如在絕熱裝置中進行，體系溫度將一直升高直至反應完全。

4 反應焓變的單位從何而來

反應焓變ΔH是指一定量的物質發生化學反應時焓值的變化，為容量性質，單位是kJ；而摩爾反應焓ΔHm是指單位反應進度的反應焓變，為強度性質（摩爾性質），單位kJ·mol-1。熱化學方程式中標注的實際上是摩爾反應焓，但目前的教材均將ΔH與ΔHm模糊化，規定恒壓反應熱為ΔH，單位是kJ·mol-1，對其中“mol-1”的來由有不同表述：蘇教版規定了方程式中的化學計量數表示物質的量，但未對單位做出解釋[7]；魯科版指出將化學計量數看作物質的量，并在“資料”欄中將“mol-1”解釋為每摩爾反應[8]；人教版在“資料在線”欄中說明“mol-1”表示參加反應的各物質的物質的量與其系數相同[9]。如此處理可能是為了兼顧學科標準與課程復雜度，但在實際教學中卻可能給理解和表述帶來一些不便，比如描述1 mol H2燃燒或斷裂1 mol H-H鍵的能量變化時應使用kJ，一旦要代入熱化學方程式則需改為kJ·mol-1，其間的轉變顯得突兀和強制，不利于學生對知識體系有意義的構建，而如假借能量ΔE或熱量Q代替ΔH（單位為kJ）后再轉化為教材中的ΔH（實為ΔHm）雖有助思考[10]，卻不符合學科標準。筆者以為選修階段的學生完全可以理解容量性質與摩爾性質間的轉換，引入ΔH與ΔHm不會加大學習難度，反因有了規范的名稱而便于以合適的符號表征形成清晰思路。為避免引入反應進度，對于ΔHm的定義可采取類似魯科版的表述，再考慮到物理量的定義中不應出現特定單位，宜將其定義為“單位物質的量的反應發生時的焓變”，解釋時可近似表述為參加反應的各物質的物質的量與其化學計量數相同。這樣可讓學生更好地領悟熱化學方程式的書寫意義，也便于讓學生通過自身思維的探索來獲得新知，生成更切合新課程理念的課堂教學。

參考文獻：

[1]傅獻彩，沈文霞，姚天陽.物理化學（第四版）[M].北京：高等教育出版社，1990：126～128.

[2]胡英主編.物理化學（第四版）[M].北京：高等教育出版社，1999：93～96.

[3]嚴西平，錢蕙.分解反應一定是吸熱的嗎[J].中學化學教學參考，2011，（12）：37～38.

[4]江建.略談化學反應進行方向的幾個誤區[J].中學化學教學參考，2012，（11）：33～34.

[5][6]熊輝.氯酸鉀催化熱分解反應動力學研究[J].黃岡師范學院學報，1993，（2）：32～38.

[7]王祖浩主編.普通高中課程標準實驗教科書·化學反應原理[M].南京：江蘇教育出版社，2009：4.

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