反应焓（或反应热，ΔH）测量化学反应过程中释放或吸收的总能量。放热反应释放热量 (ΔH < 0)，如燃烧或生锈。吸热反应吸收热量 (ΔH > 0)，如融化的冰或光合作用。焓对于理解反应能量学和预测反应是否会自发至关重要。

公式

使用赫斯定律：

ΔH_reaction = Σ ΔH_f(products) - Σ ΔH_f(reactants)

其中 ΔH_f 是标准生成焓（标准状态下的元素形成 1 摩尔物质的能量）。

或者从实验数据来看：

ΔH = q / n

其中 q 是吸收/释放的热量（以焦耳为单位），n 是限制试剂的摩尔数。

工作示例

计算焓： 2H2 + O2 → 2H2O

使用标准生成焓（25°C）：

  • ΔH_f(H2) = 0 kJ/mol
  • ΔH_f(O2) = 0 kJ/mol
  • ΔH_f(H2O) = -285.8 kJ/mol
ΔH_reaction = [2 × (-285.8)] - [2 × 0 + 1 × 0]
            = -571.6 - 0
            = -571.6 kJ/mol

这是一个高度放热的反应——燃烧氢气每消耗一摩尔氧气释放 571.6 kJ。

反应类型

类型 ΔH 例子
放热的 < 0 燃烧、中和、冷冻
吸热的 > 0 熔化、溶解、光合作用
热中性 ≈ 0 平衡时的相变

自发性和 ΔG

仅焓并不能确定反应是否是自发的。吉布斯自由能结合了焓和熵：

ΔG = ΔH - TΔS

当 ΔG < 0 时，反应是自发的。ΔH 为负的放热反应更有可能是自发的，但熵 (ΔS) 也很重要。

量热法

在实验上，通过测量量热计中的放热量来发现焓：

q = m × c × ΔT

其中 m 是质量，c 是比热容，ΔT 是温度变化。反应焓为 -q（负值，因为反应释放的热量被热量计吸收）。

＃＃ 尖端

请记住，根据定义，元素在标准状态下的形成焓为零。查找值时，请注意状态（固体、液体、气体）——不同的状态具有不同的焓。还要注意符号约定：负 ΔH 表示向周围环境释放热量。

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