A-level 化学/AQA/模块 2/能量学

能量变化

能量学是关于键的形成和断裂过程中涉及的能量传递。断裂键需要向系统注入能量，以便键不再能够将各个部分结合在一起；形成键需要从系统中移除能量，以便各组分被结合力捕获。在典型的反应中，一些键会断裂，一些键会形成，因此会注入一些能量，也会移除一些能量。这些能量的总量（净值）是注入还是移除决定了反应是吸热（涉及能量的净注入）还是放热（涉及能量的净移除）。

焓变 (ΔH)

上述简单想法被正在研究的系统（反应）及其环境之间的相互作用所复杂化。这种相互作用相当于由反应引起的系统体积的变化。为了处理这种复杂性，我们引入了焓的概念（符号为 H）。焓不能直接测量：我们关注的是反应导致的焓变 (ΔH)。

对于给定的反应，焓变等于恒压条件下的热能变化。

放热

• 负 ΔH

此类反应包括甲烷等燃料的燃烧 CH₄ (g) + 2O₂ (g) → CO₂ (g) + 2H₂O (l) = -890kJ mol⁻¹ 此外还包括葡萄糖等碳水化合物的氧化 C₆H₁₂O₆

吸热

• 正 ΔH

此类反应包括碳酸钙的热分解 CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g) = +178kJ mol⁻¹

焓变

在恒压下转移的热能。

ΔH = ΔH 产物 – ΔH 反应物

标准条件

我们经常在标准条件下处理焓变。即

100kPa，298K

标准生成焓

$\Delta H_{f}^{\ominus }$

在标准条件下，1 摩尔处于标准状态的化合物由其元素在标准状态下形成时的焓变。

标准燃烧焓

$\Delta H_{c}^{\ominus }$

在标准条件下，1 摩尔物质在氧气中完全燃烧时的焓变。

量热法

计算能量变化

• $q=mc\Delta T$
  • 热能 = 物质质量 x 比热容 x 温度变化
• $\Delta H={\frac {q}{n}}$
  • 焓变 = 热能 / 摩尔数

盖斯定律

盖斯定律

总焓变与化学反应发生的途径无关。

键焓

键焓

• 断裂/解离键所需的能量/焓，该数值是不同分子上的平均值。
• 始终为正数，因为断裂键需要能量。
• $\Delta H_{r}^{\ominus }=\Sigma \Delta H_{r}^{\ominus }(bonds\ broken)-\Sigma \Delta H_{r}^{\ominus }(bonds\ made)$