暑假化学预习笔记

第一章 热化学基础

第一节 焓与焓变

1. 焓与焓变的定义

• 焓（$H$）：单位质量的物质所含的总热量。
• 焓变（$\Delta H$）：反应前后系统焓值的变化量，是我们在必修二熟悉的 $\Delta H$。

焓本身总为正值，但焓变可以为正也可以为负：

• $\Delta H > 0$：吸热反应
• $\Delta H < 0$：放热反应

打个比方，减肥就像是系统放出热量（$\Delta H < 0$），而**增肥**就像是系统吸收热量（$\Delta H > 0$）。

2. 焓变与反应热的关系

恒压条件下：

$$
\text{反应热} = \Delta H
$$

这是高中阶段的默认前提，但有些题目会故意改成“任意条件”，来误导你。记住：

反应热等于焓变仅在等压条件下成立！

这是因为：

$$
H = U + pV
$$

其中：

• $H$：焓
• $U$：内能
• $p$：压强
• $V$：体积

等压条件下，焓变反映了能量的真实变化，因此等式才成立。

3. 焓变判断吸热/放热

我们常用的判断方法：

判断方式	依据
数值	$\Delta H > 0$ 吸热，$\Delta H < 0$ 放热
图像	生成物能量高：吸热，上坡；生成物能量低：放热，下坡
生活类比	增肥吸热，减肥放热

4. 常见吸热/放热反应记忆法

吸热反应（$\Delta H > 0$）

1. 多数分解反应（除过氧化氢等）
2. 高温下碳和$CO_2$、$H_2O$反应
3. 盐类吸热反应（如氯化铵 + 水合氢氧化钡）

放热反应（$\Delta H < 0$）

1. 酸碱中和
2. 金属 + 酸 / 水
3. 燃烧、缓慢氧化、铝热反应等大多数化合反应

记忆策略：

• 主要记吸热反应，其他都默认放热
• 吸热不一定加热，放热不一定不加热！

5. 吸热≠加热！

“需要加热的就是吸热反应”是错误观点。

加热与反应是否吸热或放热无直接关系，所以：

• 不可用“是否加热”来判断反应热
• 判断依据必须是能量变化和稳定性！

6. 反应热的微观本质

以氢气与氯气反应生成氯化氢为例：

化学反应过程实质是：

1. 旧键断裂 → 吸热
2. 新键形成 → 放热

断键与成键的能量差，决定了 $\Delta H$ 的大小与正负。

图示理解：

• $E_1$：断键吸收的总能量
• $E_R$：成键释放的总能量
• $\Delta H = E_R - E_1$

若释放能大于吸收能，即：

$$
\Delta H < 0 \Rightarrow \text{放热}
$$

7. 建能的计算与口诀

• 计算建能时使用：

$$
\Delta H = \sum E_{\text{断}} - \sum E_{\text{成}}
$$

也可理解为：

$$
\Delta H = E_{\text{前}} - E_{\text{后}}
$$

口诀：建“前”眼开 → 前减后

用“见钱眼开”记忆口诀，表示见能总是前减后，防止混淆。

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以上就是关于焓、焓变与反应热的全部内容。一定要重点掌握判断反应热正负的方法，以及理解其微观本质（断键吸热，成键放热）！