化學反應熱檢視原始碼討論檢視歷史
| 化學反應熱 |
 |
chemical reaction heat 參見「反應熱效應」。簡稱反應熱，即系統發生化學變化後，使反應產物的溫度回到反應前始態的溫度，系統放出或吸收的熱量。化學反應熱通常有恆容反應熱和恆壓反應熱兩種。
反應熱原則上可用兩種實驗方法測定：(1)用量熱計直接測量，例如使反應在絕熱的密閉容器中進行，通過能量衡算便可算出反應熱；(2)先測定不同溫度下的反應平衡常數，然後用關聯反應熱、反應平衡常數和溫度的熱力學公式計算反應熱。對於難以控制和測定其反應熱或平衡常數的化學反應，可根據1840年T．H．蓋斯所提出的蓋斯定律（化學反應或物理變化的熱效應與其途徑無關）。利用生成熱（恆溫時由最穩定的單質化合成1 mol某種化合物時焓的變化）或燃燒熱(1mol某物質完全燃燒時焓的變化)間接計算。
基本內容
中文名：化學反應熱
領域：化學
外文名：chemical reaction heat
全稱：化學反應熱效應
概念
化學反應中吸收或放出的熱。
[在恆壓下，反應熱=體系的焓變]
2.符號：△H可為正或負（負為放熱反應，正為吸熱反應）
3.單位：kJ/mol
4.辨析：一般情況下，物質越穩定，具有的能量就越低；物質越不穩定，具有的能量就越高。如果一個化學反應中，反應物的總能量大於產物的總能量，則該反應就是放熱反應，此時的△H<0.反之則為吸熱反應，△H>0.
5.反應熱與物質能量關係：
△H=生成物的總能量-反應物的總能量；又知一種物質的鍵能之和越大越穩定，具有的能量就越低.
6.反應熱與鍵能的關係△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。[1]