放热和吸热反应热量符号差异的原因

化学变化过程中往往伴随有能量变化。在化学反应过程中常会发生化学能与其他形式能量之间的转化。例如，氢气燃烧过程中，每摩尔氢气会放出285.8 kJ的热量，有的化学教材上氢气燃烧的热化学方程式写为：

还有的化学教材上氢气燃烧的热化学方程式写为：

同样是放热反应，为什么有不同的表示呢？ ΔH 表示什么含义呢？

* * *

要理解这个问题，先介绍几个概念。在热力学中研究的对象称为体系，体系以外的部分称为环境。体系在反抗外界压强，并发生体积变化所做的功，称为体积功。如图32所示，体系在外界大气压p 0作用下，体积增大了V 0，体系对外界做功W=p 0V 0

图32　体积功示意图

体系内一切能量的总和称为体系的热力学能，用U 表示。热力学能的数值目前是无法求得的。热力学第一定律指出，若体系由状态Ⅰ变化到状态Ⅱ，在这一过程中体系吸热为Q，并对环境做体积功W，则体系热力学能的改变量为ΔU=U终态-U始态=Q-W。由于改变量是终态减去始态，因此负值表示体系能量降低，向外界释放能量，而正值表示体系能量升高，从外界吸收能量。例如，体系吸热30 kJ，并对环境做功20 kJ，则ΔU=30-20=10 kJ，表明体系能量升高10 kJ；若体系放热20 kJ，同时对环境做功20 kJ，则ΔU=-20-20=-40 kJ，表明体系能量降低40 kJ。(www.xing528.com)

在化学反应中，除了有热量的产生外，往往有气体参与，即伴随体积功的产生。假设某一化学反应体系，在恒定外界大气压下进行反应，其热效应为Q，对环境做功W，则有ΔU=Q-W。假设体系在这过程中反抗外界压强p，膨胀了ΔV，则W=pΔV，因此式子可变为：ΔU=Q-pΔV，即Q=ΔU+pΔV。因为p 恒定不变，则Q=ΔU+Δp V=Δ（U+p V）。

定义H=U+p V，称为体系的焓，则该过程的热效应Q=ΔH，也就是说在恒压过程中，体系吸收的热量全部用于改变体系的焓。

对放热反应，体系的焓是降低的，故ΔH 是负值。这就是为什么许多化学教材上热化学方程式的热效应使用焓变表示的原因。

上述化学方程式表示，2 mol氢气在恒温恒压条件下完全燃烧的焓变是-571.6 kJ，即放热571.6 kJ。有的化学教材中，反应体系向环境放热是用“+”表示，故热化学方程式写为：

这两种表示方法在本质上是相同的，只是没有用焓变表示反应热。