盐酸和氢氧化钠反应放热时，'热'是谁放出来的——是烧杯里的溶液，还是连烧杯算上？'我们关心的部分'该怎么划定？这就是反应热研究的第一步——选好「体系」。

你摸不到'热'本身，但摸得到'温度'。量热计的妙处：让一壶水去'接'住反应放出的热，再借温度计读出水的升温——把难测的'热'变成好测的'温度变化'。

上一页我们划定了「体系」——研究的对象。但体系不是孤岛：它放热会加热周围的水和空气，吸热又会让周围降温。这个跟体系交换能量的「外面」，就是环境。

上一页用量热计实测——有实验才能拿数。但设计新反应时，化学家想提前预判 ΔH 的大小与方向：能不能不烧样品、只看分子式就估出来？办法有——回到反应的最小动作：断键与成键。

上节用量热计测出的那个数字，本质上是什么？它和「反应热 ΔH」能划等号吗？这一页把「热量」这个最基础的词钉死。

我们已经知道反应会吸收或释放热量——但只写普通化学方程式，这份'账单'就丢失了。就像购物小票只列商品不写金额，我们还需要一种带价格的写法。

烧煤气做饭，火焰烫手——这是放热。冰袋敷伤口变凉——这是吸热。化学反应中吸收或放出的热，就是反应热。但怎么定量？怎么区分吸热和放热？

从用量热计读出温度变化，到热化学方程式里那个 kJ·mol⁻¹ 的数字，中间其实只差两步换算。这一页就来做这件事。

反应热归根结底是体系能量的变化。要谈『能量变化』，先得知道那个被变化的『能量』是什么——它藏在分子的微观世界里，由动能和势能两部分拼成。本页拆开看内能。

上一页说到 ΔU 等于恒容下的热量。但化学实验几乎都在敞口容器里做——压强是大气压，体积可变。这时候 ΔU 就不再等于反应放出或吸收的热了，我们需要换一本账。

上一页认识了焓 H = U + PV。但在化学反应里，研究者真正关心的不是焓本身，而是它的变化量——焓变 ΔH。它是把「焓」和「反应热」直接连起来的那座桥。

上一页我们得到了 ΔH = H(产物) − H(反应物)。这个数值可以是正、可以是负，也可以恰好为 0——三种情况分别对应什么物理场景？这一页我们把符号当钥匙，看它到底在描述什么。

ΔH = -285.8 kJ/mol，每个学生都见过。但单位里的 mol⁻¹ 到底在除以什么？是每摩尔 H₂？每摩尔 O₂？还是别的？这个细节，决定了你算实际放热量时该用哪个数值。

• ✓ΔH>0吸热、ΔH<0放热，正负号由体系决定而非环境感受。
• ✓焓是状态函数——ΔH只取决于始态终态，与路径无关。
• ✓量热计实测与键能估算，是求ΔH的两条独立路径，可互相校验。
• ✓热化学方程式中系数、状态都参与定义ΔH，写错一处数值即变。
• ✓ΔH单位中mol⁻¹指每摩尔反应进度，不是某反应物的量。

先自己想，再对照参考答案。三个问题分属回顾、应用、迁移三个层次。