焓、焓变及反应热

理解化学不仅涉及观察物质如何反应，还要理解涉及的能量变化。当物质发生化学反应时，要么从环境中吸收热量，要么向环境释放热量。这引导我们了解热化学中的一个重要概念，称为焓。在这一详细的解释中，我们将以易于理解的方式详细了解焓、焓变和反应热。

什么是焓？

焓（符号：H）是热力学系统总能量的量度。它包括内能，这是创建系统所需的能量，以及通过置换环境和建立其体积和压力而为其腾出空间所需的能量。简单来说，焓与恒压下进行的化学反应中的热能有关。

 H = U + PV 

在上述公式中，H代表焓，U是内能，P代表压力，V是体积。焓本身并不那么有趣；它提供了关于反应过程中焓变的重要信息。

焓变

焓变，用ΔH表示，是化学反应的产物与反应物之间的焓差。它对于预测反应是吸热还是放热非常重要。焓变可以分为两类：

• 放热反应：这些反应向周围环境释放热量。对于放热反应，焓变为负（ΔH < 0）。
• 吸热反应：这些反应从周围环境中吸收热量。对于吸热反应，焓变为正（ΔH > 0）。

让我们通过一个例子来探讨这个概念：

A + B → C + 热量（放热反应）
热量 + A + B → C（吸热反应）
    

在放热反应中，产生并释放热量，因此ΔH为负。相反，吸热反应需要热量才能继续，这意味着ΔH为正。

理解反应热

反应热，也称为反应的焓变，是反应发生时的焓变。通常在标准条件下测量，用ΔH°表示，其中度数符号表示标准状态条件。反应热提供了关于反应中能量变化的有用信息。

标准生成焓

这是指当一摩尔化合物由其标准状态下的元素形成时的焓变。公式表示为：

 ΔH°f 

例如，水由氢和氧形成可以表示如下：

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) ΔH°f = -285.8 kJ/mol
    

这表明，当一摩尔水形成时，释放285.8 kJ的能量。

标准燃烧焓

标准燃烧焓是指当一摩尔物质在标准条件下与氧气完全反应时的热变。甲烷的燃烧是一个经典示例：

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH°c = -890.3 kJ/mol
    

这代表了一摩尔甲烷燃烧时释放的能量。

具有化学方程和能量图的可视示例

上面的能量图表示一个放热反应。它显示两个反应物A + B被转化为产物C + D并伴有能量释放。反应物和产物之间的高度差代表释放的能量，这由向下的斜坡表示。

这个能量图表示吸热反应。在这里，反应物E + F 吸收能量并被转化为产物G + H。向上的斜坡表示能量的吸收，产物位于更高的能量水平。

影响焓变的因素

许多因素影响焓变的大小，例如：

1. 反应物和产物的性质：不同的物质具有不同的内能，这会影响焓变。
2. 物理状态：反应物和产物的状态（固体、液体、气体）影响能量的变化量。
3. 键能：焓变还受制于断键所需的能量和形成新键时释放的能量。

对于涉及键断裂和形成的反应，我们可以使用键焓：

 ΔH = ∑(反应物的键能) – ∑(产物的键能) 

焓计算示例

让我们使用这些原理计算一些反应的焓变。考虑：

反应：C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
给定：ΔH°f [C(s)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [O₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [CO₂(g)] = -393.5 kJ/mol

ΔH = ΔH°f [产物] - ΔH°f [反应物]
ΔH = [-393.5 kJ/mol] - [0 + 0]
ΔH = -393.5 kJ/mol
    

结果表明，该反应释放393.5 kJ/mol的能量，表明是放热反应。

让我们再用一个不同的反应作为例子：

反应：N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
给定：ΔH°f [N₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [H₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [NH₃(g)] = -45.9 kJ/mol

ΔH = 2(-45.9 kJ/mol) - [0 + 3(0)]
ΔH = -91.8 kJ/mol
    

此计算表明，当氨由氮和氢生成时将释放91.8 kJ/mol，表明再次为放热过程。

赫斯定律的作用

赫斯定律是热化学中的一项重要原理，指出化学反应的总焓变在反应发生的路径中始终相同。此定律有助于计算难以直接测量的反应的焓。这可以通过以下原则归纳：

 ΔH = ∑ΔH (反应路径中的步骤) 

考虑如下以石墨制备二氧化碳的情形：

C(石墨) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -393.5 kJ

现在假设我们采取不同的方法：

C(石墨) + ½O₂(g) → CO(g) ΔH₁ = -110.5 kJ
CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔH₂ = -283.0 kJ

应用赫斯定律：
ΔH = ΔH₁ + ΔH₂
ΔH = -110.5 kJ + (-283.0 kJ)
ΔH = -393.5 kJ
    

结果验证了焓变保持不变，这证明了赫斯定律。

焓与反应热的实际应用

焓和反应热的概念在许多领域中都很重要，包括：

1. 工业过程：控制能量转化对于化学品、药品和材料的制造的效率和经济性至关重要。
2. 环境科学：了解过程如燃烧中的能量有助于评估其环境影响。
3. 食品科学：计算食品反应中释放或吸收的能量对于营养和保存非常重要。

除了阐明这些应用之外，焓相关的见解还指导可持续能源的研究，例如开发高效和低排放燃料。

结论

通过学习焓、焓变和反应热，学生可以更好地理解化学反应如何改变物质和能量。这样的理解提供了理论见解和实际应用的窗口，并为进一步探索化学和相关科学奠定了基础。

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