反应焓

Reaction Enthalpy

化学反应是分子翻越活化能这座“山”，产物比反应物低则放热，高则吸热。断键吸收能量、成键释放能量，二者之差就是ΔH。焓是状态函数，总变化只取决于始态与终态，这就是盖斯定律。在这一页，你可以用ΔH滑块改变焓图，并把键能与盖斯定律联系起来。

直觉导入 — 翻越能量山丘

💡 类比:翻山越岭

①化学反应 = 分子翻越'能量山丘'的过程

②山丘高度 = 活化能E_a — 启动反应所需

③终点低于起点 → 放热(放热反应)

④终点高于起点 → 吸热(吸热反应)

⑤暖宝宝 = 放热(ΔH<0)、冰袋 = 吸热(ΔH>0)

焓变化图可视化

ΔH (kJ)-40

🔍 尝试滑块!

①ΔH设为负 → 生成物低于反应物 = 放热

②ΔH设为正 → 生成物高于反应物 = 吸热

③无论哪种,都必须越过过渡态(山顶)

④E_a = 启动反应所需的最小能量

由键能计算ΔH

键分离程度3

键能公式

ΔH = Σ(反应物键能) − Σ(生成物键能)

断键吸收能量 − 成键释放能量

💡 为何公式成立?

①任何化学反应 = '断旧键 + 成新键'

②断键 = 吸收能量(恒为+)

③成键 = 释放能量(恒为−)

④新键更强 → 释放 > 吸收 → 放热(ΔH<0)

⑤这就是'生成物更稳定'的物理意义

盖斯定律

ΔH_总 = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + ⋯

与反应路径无关,总焓变仅取决于始末态

使用生成热

ΔH = Σ(生成物生成热) − Σ(反应物生成热)

由元素基准的生成热可计算任意反应ΔH

💡 为何与路径无关?

①焓是'状态函数' — 仅取决于当前状态

②首尔→釜山:高速或国道,高度差相同

③即使不知直接反应的ΔH,也可由其他反应组合求得

例题演练

例题 1

用键能求 H₂ + Cl₂ → 2HCl 的 ΔH。（H−H = 436，Cl−Cl = 243，H−Cl = 431 kJ/mol）

ΔH = Σ(反应物断键) − Σ(生成物成键)。

ΔH = (436 + 243) − (2 × 431)

计算。

ΔH = 679 − 862 = −183 kJ

▸ −183 kJ（放热反应）

断键吸收(+)，成键放出(−)。新键(HCl)更强，故 ΔH<0 → 放热。

例题 2

由下列反应求 C + ½O₂ → CO 的 ΔH。（甲）C + O₂ → CO₂, ΔH = −394 kJ（乙）CO + ½O₂ → CO₂, ΔH = −283 kJ

盖斯定律：目标反应 =（甲）−（乙）。

C + ½O₂ → CO =（甲）−（乙）

将 ΔH 相减。

ΔH = (−394) − (−283) = −111 kJ

▸ −111 kJ

盖斯定律：难以直接测量的反应也能用已知反应组合（加减）求 ΔH。

总结

核心公式

ΔH = Σ(键能_断) − Σ(键能_成)

或 ΔH = Σ(生成物生成热) − Σ(反应物生成热)

高考类型变式

某反应中反应物的键能总和为 1000 kJ，生成物为 1200 kJ。该反应的 ΔH 与类型是？

①+200 kJ，吸热

②−200 kJ，放热

③+2200 kJ，吸热

④−2200 kJ，放热

⑤0 kJ，无热量出入

▸ ② −200 kJ，放热

代入 ΔH = Σ(反应物键能) − Σ(生成物键能)。

ΔH = 1000 − 1200 = −200 kJ

ΔH < 0，故为放热反应。

ΔH < 0 → 放热

🎯 考试重点

①ΔH < 0:放热反应(放热)— 生成物更稳定

②ΔH > 0:吸热反应(吸热)— 生成物更不稳定

③盖斯定律:与路径无关,总ΔH仅与始末态有关

④生成热:由单质生成1 mol化合物时的ΔH

⑤活化能E_a:启动反应所需的最小能量