2．放熱反應和吸熱反應

(1)放熱反應：即有熱量放出的化學反應，其反應物的總能量大于生成物的總能量。

(2)吸熱反應：即吸收熱量的化學反應，其反應物的總能量小于生成物的總能量。

1．定義：化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以熱量(或轉換成相應的熱量)來表示，稱為焓變(ΔH)，單位：kJ/mol 或 kJ•mol^-1

在化學反應中，舊鍵的斷裂需要吸收能量 ，而新鍵的形成則放出能量。總能量的變化取決于上述兩個過程能量變化的相對大小。

任何一個化學反應中，反應物所具有的總能量與生成物所具有的總能量總不會相等的。在新物質產生的同時總是伴隨著能量的變化。

注意：

(1)　　 反應熱和鍵能的關系

例如：1molH₂和1molCl₂反應生成2molHCl的反應熱的計算。

1moLH₂分子斷裂開H-H鍵需要吸收436kJ的能量；1molCl₂分子斷裂開Cl-Cl鍵需要吸收243kJ的能量，而2molHCl分子形成2molH-Cl鍵放出431kJ·mol^-1×2mol=862kJ的能量，所以，該反應H₂(g)+Cl₂(g)=2HCl(g)的反應熱

△H===生成物分子形成時釋放的總能量-反應物分子斷裂時所需要吸收的總能量

===862kJ·mol^--436 kJ·mol^-1-243 kJ·mol^-1

===183kJ·mol^-1

由于反應后放出的能量使反應本身的能量降低，故規(guī)定△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和

(2)反應焓變與反應條件的關系

焓是科學家們?yōu)榱吮阌谟嬎惴磻獰岫�定義的一個物理量，它的數值與物質具有的能量有關。對于一定量的純凈物質，在一定的狀態(tài)(如溫度、壓強)下，焓有確定的數值。在同樣的條件下，不同的物質具有的能量也不同，焓的數值也就不同；同一物質所處的環(huán)境條件(溫度、壓強)不同，以及物質的聚集狀態(tài)不同，焓的數值也不同。焓的數值的大小與物質的量有關，在相同的條件下，當物質的物質的量增加一倍時，焓的數值也增加一倍。因此，當一個化學放映在不同的條件下進行，尤其是物質的聚集狀態(tài)不同時，反應焓變是不同的。

3、蓋斯定律：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關。這就是蓋斯定律。利用蓋斯定律可以間接計算反應熱。

　　 例如：C(s)+O₂(g)＝CO₂(g)；△H₁

C(s)+O₂(g)＝CO(g)；△H₂　　 CO(g)+O₂(g)＝CO₂(g)；△H₃

依蓋斯定律有：△H₁＝△H₂+△H₃。

第1課時 化學反應的焓變

2、吸熱反應：反應物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，熱量的多少等于生成物具有的總能量與反應物具有的總能量的差值。常見的吸熱反應有：水解反應、結晶水合物失水的反應、碳與二氧化碳或與水蒸氣的反應等

物質的能量越低，性質就越穩(wěn)定；物質的能量越高，性質就越活潑。物質的化學能是化學鍵的能

量，通過化學鍵的鍵能可計算反應熱。

如：反應H₂(g)+Cl₂(g)＝2HCl(g)；△H。△H == E_(H－H)+E_(Cl－Cl)－2E_(H－Cl)。

1、放熱反應：反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，熱量的多少等于反應物具有的總能量與生成物具有的總能量的差值。常見的放熱反應有：燃燒、中和反應、常溫下能自發(fā)發(fā)生的絕大多數的各類反應。

3、書寫熱化學方程式注意事項：

　　 a. 注明反應的溫度和壓強(若在101kPa和298K條件下進行，可不予注明)，注明△H的“+”與“－”，放熱反應為“－”，吸熱反應為“+”。

　　 b. △H寫在方程式右邊，并用“；”隔開。

　　 c. 必須標明物質的聚集狀態(tài)(氣體用“g”，液體用“l(fā)”，固體用“s”，溶液用“aq”)。若用同素異形體要注明名稱。

　　 d. 各物質前的計量系數不表示分子數目只表示物質的量的關系。△H與計量數成正比關系。同樣的反應，計量系數不同，△H也不同，例如：

2H₂(g)+O₂(g)＝2H₂O(g)；△H＝－483.6kJ·mol^－1　

H₂(g)+O₂(g)＝H₂O(g)；△H＝－241.8kJ·mol^－1　

　　 上述相同物質的反應，前者的△H是后者的兩倍。

燃燒熱和中和熱：在101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。在稀溶液里，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol 液態(tài)H₂O，這時的反應熱叫做中和熱。燃燒熱的熱化學方程式強調燃燒物前的計量數為1，中和熱強調熱化學方程式中水前的計量數為1。燃燒熱要強調生成穩(wěn)定的氧化物，如：生成液態(tài)水。

如：H₂的燃燒熱的熱化學方程式：H₂(g)+O₂(g)＝H₂O(l)；△H＝－286kJ·mol^－1　

　　 中和熱的熱化學方程式：

NaOH(aq)+H₂SO₄(aq)＝Na₂SO₄(aq)+H₂O(l)；△H＝－57.3kJ·mol^－1　

2、影響反應熱大小的因素

①反應熱與測定條件(溫度、壓強等)有關。不特別指明，即指25℃，1.01×10⁵Pa(101kPa)測定的。中學里熱化學方程式里看到的條件(如：點燃)是反應發(fā)生的條件，不是測量條件。

②反應熱的大小與物質的集聚狀態(tài)有關。

③反應熱的大小與物質的計量數有關�！　　　　　　�

在反應：2H₂(g)+O₂(g)＝2H₂O(g)；△H₁＝－a kJ·mol^－1中，2molH₂燃燒生成氣態(tài)水放出的熱量a kJ，該反應的反應熱是a kJ·mol^－1，該反應的△H是－a kJ·mol^－1。注意這三個單位。

1、反應熱：化學反應都伴有能量的變化，常以熱能的形式表現出來，有的反應放熱，有的反應吸熱。反應過程中放出或吸收的熱叫做反應熱。反應熱用符號△H表示，單位是kJ/mol或(kJ·mol^－1)。放熱反應的△H為“－”，吸熱反應的△H為“+”。反應熱(△H)的確定常常是通過實驗測定的。

注意：在進行反應熱和△H的大小比較中，反應熱只比較數值的大小，沒有正負之分；而比較△H大小時，則要區(qū)別正與負。

2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(g)；△H₁＝－a kJ·mol^－1　 反應熱：a kJ·mol^－1，△H：－a kJ·mol^－1

2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(l)；△H₂＝－b kJ·mol^－1　 反應熱：b kJ·mol^－1，△H：－b kJ·mol^－1

a與b比較和△H₁與△H₂的比較是不一樣

4．實際大氣中的風向

　　 在海陸熱力性質差異的影響下，形成一個個的低壓中心和高壓中心。在氣壓梯度力、地轉偏向力和摩擦力的共同作用下，低氣壓和高氣壓運動狀況如下表：

3.近地面大氣中的風向

　　 近地面大氣中的風向，是氣壓梯度力、地轉偏向力和摩擦力共同作用的結果，風向與等壓線之間成一夾角。