反応エンタルピー

Reaction Enthalpy

化学反応は分子が活性化エネルギーという丘を越える過程で、生成物が反応物より低ければ発熱、高ければ吸熱です。結合を切るときはエネルギーを吸収し、新しい結合を作るときは放出するので、その差でΔHを求められます。エンタルピーは状態関数なので経路に関係なく始点と終点だけで決まり、これがヘスの法則です。このページではΔHスライダーでエンタルピー図を変え、結合エネルギーとヘスの法則を一緒に見ます。

直感導入 — エネルギーの丘を越える

💡 例え:山を越える登山

①化学反応 = 分子が'エネルギーの丘'を越える過程

②丘の高さ = 活性化エネルギーE_a — 反応開始に必要

③到達地が出発地より低い → 熱を放出(発熱反応)

④到達地が出発地より高い → 熱を吸収(吸熱反応)

⑤カイロ = 発熱(ΔH<0)、冷却パック = 吸熱(ΔH>0)

エンタルピーダイアグラムの可視化

ΔH (kJ)-40

🔍 スライダーを操作!

①ΔHを負に → 生成物が反応物より下 = 発熱

②ΔHを正に → 生成物が反応物より上 = 吸熱

③どちらも遷移状態(頂上)を必ず超える

④E_a = 反応開始に必要な最小エネルギー

結合エネルギーでΔHを求める

結合分離度3

結合エネルギー利用の公式

ΔH = Σ(反応物結合エネルギー) − Σ(生成物結合エネルギー)

切断時吸収エネルギー − 形成時放出エネルギー

💡 なぜこの公式が成り立つか?

①全反応 = '既存結合の切断 + 新結合の形成'

②切断 = エネルギー吸収(常に+)

③形成 = エネルギー放出(常に−)

④新結合が強ければ → 放出 > 吸収 → 発熱(ΔH<0)

⑤これが'生成物がより安定'の物理的意味

ヘスの法則

ΔH_総 = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + ⋯

反応経路に無関係で、総エンタルピー変化は始点と終点に依存

生成熱の利用

ΔH = Σ(生成物生成熱) − Σ(反応物生成熱)

単体基準の生成熱からどの反応のΔHも計算可能

💡 なぜ経路無関?

①エンタルピーは'状態関数' — 現在の状態にのみ依存

②ソウル→釜山:高速道でも国道でも標高差は同じ

③直接反応のΔHが分からなくても、他の反応を組み合わせて求められる

例題で確認

例題 1

H₂ + Cl₂ → 2HCl の ΔH を結合エネルギーから求めよ。（H−H = 436、Cl−Cl = 243、H−Cl = 431 kJ/mol）

ΔH = Σ(反応物の結合切断) − Σ(生成物の結合形成)。

ΔH = (436 + 243) − (2 × 431)

計算する。

ΔH = 679 − 862 = −183 kJ

▸ −183 kJ（発熱反応）

結合切断は吸収(+)、形成は放出(−)。新しい結合(HCl)が強いので ΔH<0 → 発熱。

例題 2

次の反応から C + ½O₂ → CO の ΔH を求めよ。（ア）C + O₂ → CO₂, ΔH = −394 kJ（イ）CO + ½O₂ → CO₂, ΔH = −283 kJ

ヘスの法則：目的反応 =（ア）−（イ）。

C + ½O₂ → CO =（ア）−（イ）

ΔH を引いて計算する。

ΔH = (−394) − (−283) = −111 kJ

▸ −111 kJ

ヘスの法則：直接測りにくい反応も、既知反応の組合せ（加減）で ΔH を求められる。

総まとめ

核心公式

ΔH = Σ(結合エネルギー_切断) − Σ(結合エネルギー_形成)

または ΔH = Σ(生成物生成熱) − Σ(反応物生成熱)

共通テスト類題

ある反応で反応物の結合エネルギー和が 1000 kJ、生成物が 1200 kJ である。この反応の ΔH と種類は？

①+200 kJ、吸熱

②−200 kJ、発熱

③+2200 kJ、吸熱

④−2200 kJ、発熱

⑤0 kJ、熱の出入りなし

▸ ② −200 kJ、発熱

ΔH = Σ(反応物の結合) − Σ(生成物の結合) に代入する。

ΔH = 1000 − 1200 = −200 kJ

ΔH < 0 なので発熱反応。

ΔH < 0 → 発熱

🎯 試験ポイント

①ΔH < 0:発熱反応(熱放出)— 生成物が安定

②ΔH > 0:吸熱反応(熱吸収)— 生成物が不安定

③ヘスの法則:経路無関、総ΔHは始点·終点のみ

④生成熱:単体から化合物1 mol生成時のΔH

⑤活性化エネルギーE_a:反応開始に必要な最小エネルギー