熱化學方程式

熱化學方程式是表示化學反應中的物質變化和焓變（或能量變化；熱量變化）。

例如，熱化學方程式：

方程的意義是在標準態時，完全反應生成，反應放熱。

熱化學方程式代表著一個假想的過程，實際反應中反應物的投料量比所需量要多，只是過量反應物的狀態沒有發生變化，即使是一個無法全部完成的反應，也不會因此影響反應的反應熱。

書寫和應用熱化學方程式時必須注意以下幾點：

（1）反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強，若是標準狀態下，即溫度為、氣壓為時，可以不註明。

（2）各物質化學式右側用圓括弧（）表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態（同素異形體）時，還需將晶態（形）註明，例如S（斜方），S（單斜）；C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應物質，則須註明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∞) 代表無限稀釋水溶液。

（3）熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量，不表示物質分子個數或原子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。

（4）只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則；若為吸熱反應，則。其單位一般為kJ/mol，有時也用J/mol。

（5）熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由於△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。

（6）不標註氣體上升符號和沉澱符號，即“↑”或“↓”。

（7）熱化學方程式無需書寫如△（加熱）和催化劑的反應條件。

（8）即使是有機熱化學方程式或可逆反應也用等號“=”，不用箭頭和可逆符號“→”,“⇌”。

（9）反應熱可分為多種，如燃燒熱、中和熱、溶解熱等，在時，（舊的標準態壓力為，即1標準大氣壓，新的標準態壓力改為。1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱．單位為kJ/mol

（10）在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應生成1mol水時的反應熱叫中和熱。書寫中和熱的化學方程式應以生成1mol水為基準。

（11）同一化學反應，隨著化學計量數改變△H的值而改變。若化學計量數相同，當反應物、生成物狀態不同時，的值也不同。

（12）的意義是在標準狀態下，下標r表示反應(reaction），m反應進度為，上標Θ表示標準狀態

(13)，在SI單位制中，標準壓力應為，但是這個數字使用不太方便，國際純粹與應用化學聯合會（IUPAC）建議以作為氣態物質的熱力學標誌狀態，符號為p，若壓力不為p，反應焓變符號為。

（14）中學化學課本將，但實際上這二者是有所區別的。代表的是一個過程的焓變，兩種符號的意義不同，單位為kJ或J，二者的關係是：

對於，的數值和方程的計量關，但某一具體的過程的焓變△H的數值與計量方程無關，這一點需要和中學化學區分開來。

1840年俄國的化學家赫斯(Hess)在總結大量實驗事實（熱化學實驗數據）的基礎上提出：“定壓或定容條件下的任意化學反應，在不做其它功時，不論是一步完成的還是幾步完成的，其熱效應總是相同的（反應熱的總值相等）。赫斯定律的建立，使得熱化學方程式可以向普通代數方程式一樣進行計算，有很大的實用性。可以從已知的反應熱數據，經過加減運算得到難以通過實驗測定的反應熱數據。使用時應注意聚集狀態和反應條件是否不同。