化学能量学

在每个化学反应中,能量被转移。反应要么是放热的,要么是吸热的,取决于能量往哪个方向移动。

• 一个放热反应(exothermic reaction)向环境(surroundings)放出热能(thermal energy)。所以周围环境的温度上升。
• 一个吸热反应(endothermic reaction)从周围环境吸入热能。所以周围环境的温度下降。

放热反应的例子是燃烧(combustion,烧一种燃料)和中和(neutralisation,一个酸与一个碱反应)。一个吸热反应的例子是一个化合物的热分解(decomposition,用热把它分解)。

一个反应中转移的热能的量叫焓变(enthalpy change)。它被写成 $\Delta H$ 并有这些符号:

• 对一个放热反应 $\Delta H$ 是负的,因为能量离开化学物。
• 对一个吸热反应 $\Delta H$ 是正的,因为能量被吸入。

粒子不是每次相遇都反应。活化能(activation energy,$E_a$)是碰撞(colliding)的粒子(particles)在能反应之前必须有的最小能量。它像一座粒子在反应能发生之前必须越过的山。

一个反应进程图(reaction pathway diagram)显示随着一个反应发生能量如何变化。能量在竖轴上,而反应的进程在横轴上。

• 线从反应物(reactants)的能级开始。
• 它越过一座"山"上升——这座山的高度是活化能 $E_a$。
• 它随即下降或上升到生成物(products)的能级。
• 反应物能级和生成物能级之间的间隙是焓变 $\Delta H$。

对一个放热反应,生成物比反应物低,所以能量被放出而 $\Delta H$ 是负的。

对一个吸热反应,生成物比反应物高,所以能量被吸入而 $\Delta H$ 是正的。

一个反应涉及打破反应物中的键并在生成物中构成新键。

• 断键(bond breaking)吸入能量,所以它是一个吸热步骤。
• 成键(bond making)放出能量,所以它是一个放热步骤。

键能(bond energy)是打破一摩尔一个特定的键所需的能量。你可以用键能来求焓变:

若成键放出的能量比断键吸入的多,反应是放热的($\Delta H$ 负)。若放出的能量较少,它是吸热的($\Delta H$ 正)。

Worked example

对反应 $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$,用这些键能(以 kJ/mol 计):H–H $= 436$、Cl–Cl $= 242$、H–Cl $= 431$。

断的键:一个 H–H 和一个 Cl–Cl $= 436 + 242 = 678$。

成的键:两个 H–Cl $= 2 \times 431 = 862$。

答案是负的,所以这个反应是放热的。

• 放热放出热,所以周围环境温暖起来而 $\Delta H$ 是负的;吸热吸入热,所以周围环境降温而 $\Delta H$ 是正的。
• 断键吸入能量(吸热);成键放出能量(放热)。用 $\Delta H = (\text{energy to break bonds}) - (\text{energy released making bonds})$。
• 若成键放出的能量比断键用掉的多,反应是放热的。总是检查你最终答案的符号。
• 在一个反应进程图上,一个放热反应结束时比开始时低;一个吸热的结束时更高。山的高度是活化能。