化学反应与能量变化

引入

为什么有些化学反应会放热,有些会吸热?

为什么燃烧反应都放热,而分解反应多数吸热?

怎样定量描述化学反应中的能量变化?

日常生活中能感受到很多化学反应伴随能量变化:燃烧放热、冰袋吸热、生石灰遇水发热。这些现象背后都涉及化学键的断裂和形成,涉及能量的释放和吸收。

理解化学反应与能量变化,不只是为了解释现象,还能帮助我们判断反应是否可行、选择合适的反应条件、设计更节能的工艺流程。

正文

定义

化学反应与能量变化是指化学反应过程中伴随的能量释放或吸收。通常用反应热或焓变来定量描述。

化学反应中的能量变化来源

化学反应的本质是旧化学键断裂、新化学键形成。断键需要吸收能量,成键会释放能量。

过程	能量变化	说明
断裂化学键	吸收能量	克服原子间作用力需要外界提供能量
形成化学键	释放能量	原子结合时释放能量使体系更稳定

反应是放热还是吸热,取决于断键吸收的总能量和成键释放的总能量哪个更大。

• 如果断键吸收的能量 < 成键释放的能量 → 放热反应
• 如果断键吸收的能量 > 成键释放的能量 → 吸热反应

反应热和焓变

反应热是指化学反应过程中释放或吸收的热量。在恒压条件下,反应热就等于焓变 $\Delta H$。

定义

焓变 $\Delta H$ 是生成物总焓与反应物总焓的差值,单位通常是 $kJ/mol$。

$\Delta H=H_{\text{生成物}}-H_{\text{反应物}}$

符号	含义	说明
$\Delta H<0$	放热反应	生成物总焓低于反应物,能量以热的形式释放
$\Delta H>0$	吸热反应	生成物总焓高于反应物,需要从外界吸收能量
$\Delta H=0$	能量守恒	理论上不存在严格为零的反应,只是近似

常见的放热反应和吸热反应

类型	常见例子	原因
放热反应	燃烧反应、中和反应、金属与酸反应、大多数化合反应	成键释放能量大于断键吸收能量
吸热反应	大多数分解反应、$\mathrm{Ba}(\mathrm{OH}){}_2\cdot 8\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$ 与 $\mathrm{NH}{}_4\mathrm{Cl}$ 反应、$\mathrm{C}$ 与 $\mathrm{CO}{}_2$ 高温反应	断键吸收能量大于成键释放能量

注意:分解反应多数吸热,但不是绝对规律。比如 $2\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}{}_2\to 2\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}+\mathrm{O}{}_2$ 也是分解反应,但它是放热的。判断放热吸热的根本依据是能量对比,而不是反应类型。

热化学方程式

热化学方程式是在化学方程式基础上标明反应热或焓变的表示方式。

写法规则:

1. 注明物质的聚集状态:$(\mathrm{g})$ 气态、$(\mathrm{l})$ 液态、$(\mathrm{s})$ 固态、$(\mathrm{aq})$ 水溶液
2. 标出反应的焓变 $\Delta H$,单位通常是 $kJ/mol$
3. 注明测定条件,通常默认 $25{}^{\circ }\mathrm{C}$、$101\mathrm{kPa}$
4. 化学计量数可以是分数,表示反应对应 $1\mathrm{mol}$ 某物质时的焓变

例子:

$\mathrm{C}(\mathrm{s})+\mathrm{O}{}_2(\mathrm{g})=\mathrm{CO}{}_2(\mathrm{g})\Delta H=-393.5kJ/mol$

这表示:$1\mathrm{mol}$ 固态碳在氧气中完全燃烧生成 $1\mathrm{mol}$ 气态二氧化碳,放出 $393.5\mathrm{kJ}$ 热量。

$2\mathrm{H}{}_2(\mathrm{g})+\mathrm{O}{}_2(\mathrm{g})=2\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\Delta H=-571.6kJ/mol$

这表示:$2\mathrm{mol}$ 氢气和 $1\mathrm{mol}$ 氧气反应生成 $2\mathrm{mol}$ 液态水,放出 $571.6\mathrm{kJ}$ 热量。

热化学方程式和普通化学方程式的区别:

项目	普通化学方程式	热化学方程式
聚集状态	可以不标	必须标明
焓变	不标	必须标明
化学计量数	通常是整数	可以是分数
可逆符号	可以用 $\rightleftharpoons$	一般用 $=$

燃烧热和中和热

燃烧热:

定义

$1\mathrm{mol}$ 可燃物在氧气中完全燃烧生成稳定氧化物时放出的热量,叫做该物质的燃烧热。

稳定氧化物是指:$\mathrm{CO}{}_2(\mathrm{g})$、$\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})$、$\mathrm{SO}{}_2(\mathrm{g})$ 等在常温常压下稳定存在的氧化物。

燃烧热的热化学方程式中,可燃物的化学计量数必须是 $1$,其他物质的化学计量数可以是分数。

例子:

$\mathrm{CH}{}_4(\mathrm{g})+2\mathrm{O}{}_2(\mathrm{g})=\mathrm{CO}{}_2(\mathrm{g})+2\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\Delta H=-890.3kJ/mol$

甲烷的燃烧热就是 $890.3kJ/mol$。

中和热:

定义

在稀溶液中,酸和碱发生中和反应生成 $1\mathrm{mol}$ 液态水时放出的热量,叫做中和热。

中和热的热化学方程式中,生成水的化学计量数必须是 $1$。

例子:

$\mathrm{HCl}(\mathrm{aq})+\mathrm{NaOH}(\mathrm{aq})=\mathrm{NaCl}(\mathrm{aq})+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\Delta H=-57.3kJ/mol$

如果是浓酸或浓碱,中和热会略有不同,因为浓溶液稀释时也会放热。

能量守恒定律

化学反应过程中,能量不会凭空产生或消失,只是从一种形式转化为另一种形式,或从一个物体转移到另一个物体。这是能量守恒定律在化学中的体现。

放热反应中,化学能转化为热能释放到环境中;吸热反应中,热能或其他形式的能量转化为化学能储存在生成物中。

盖斯定律

定义

一个化学反应,无论是一步完成还是分几步完成,其总的反应热是相同的。

盖斯定律的意义:有些反应的焓变不容易直接测定,可以通过已知反应的焓变间接计算。

例子:

已知:

1. $\mathrm{C}(\mathrm{s})+\mathrm{O}{}_2(\mathrm{g})=\mathrm{CO}{}_2(\mathrm{g})\Delta H_1=-393.5kJ/mol$
2. $\mathrm{CO}(\mathrm{g})+\frac{1}{2}\mathrm{O}{}_2(\mathrm{g})=\mathrm{CO}{}_2(\mathrm{g})\Delta H_2=-283.0kJ/mol$

求:$\mathrm{C}(\mathrm{s})+\frac{1}{2}\mathrm{O}{}_2(\mathrm{g})=\mathrm{CO}(\mathrm{g})$ 的 $\Delta H$

解法:

目标反应 = 反应1 - 反应2

$\Delta H=\Delta H_1-\Delta H_2=-393.5-(-283.0)=-110.5kJ/mol$

盖斯定律本质上是能量守恒定律的应用,也说明焓是状态函数,只和始末状态有关,和路径无关。

应用

化学反应与能量变化的知识可以用于:

应用	说明	例子
判断反应方向	放热反应通常更容易自发进行	燃烧、中和反应
选择反应条件	吸热反应需要持续加热或其他能量输入	分解反应、高温冶炼
能源开发	选择燃烧热大的物质作为燃料	氢气、天然气、煤
工业设计	利用反应热提高能源利用率	合成氨、硫酸生产中的热量回收

引出

为什么有些反应虽然放热,但常温下不会自发进行?

焓变和反应自发性之间是什么关系?

如何通过实验测定反应热?

反应热和活化能是什么关系?