A-level 化學/AQA/模組 2/能量學

能量變化

能量學是關於鍵的形成和斷裂過程中涉及的能量傳遞。斷裂鍵需要向系統注入能量，以便鍵不再能夠將各個部分結合在一起；形成鍵需要從系統中移除能量，以便各組分被結合力捕獲。在典型的反應中，一些鍵會斷裂，一些鍵會形成，因此會注入一些能量，也會移除一些能量。這些能量的總量（淨值）是注入還是移除決定了反應是吸熱（涉及能量的淨注入）還是放熱（涉及能量的淨移除）。

焓變 (ΔH)

上述簡單想法被正在研究的系統（反應）及其環境之間的相互作用所複雜化。這種相互作用相當於由反應引起的系統體積的變化。為了處理這種複雜性，我們引入了焓的概念（符號為 H）。焓不能直接測量：我們關注的是反應導致的焓變 (ΔH)。

對於給定的反應，焓變等於恆壓條件下的熱能變化。

放熱

• 負 ΔH

此類反應包括甲烷等燃料的燃燒 CH₄ (g) + 2O₂ (g) → CO₂ (g) + 2H₂O (l) = -890kJ mol⁻¹ 此外還包括葡萄糖等碳水化合物的氧化 C₆H₁₂O₆

吸熱

• 正 ΔH

此類反應包括碳酸鈣的熱分解 CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g) = +178kJ mol⁻¹

焓變

在恆壓下轉移的熱能。

ΔH = ΔH 產物 – ΔH 反應物

標準條件

我們經常在標準條件下處理焓變。即

100kPa，298K

標準生成焓

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

在標準條件下，1 摩爾處於標準狀態的化合物由其元素在標準狀態下形成時的焓變。

標準燃燒焓

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

在標準條件下，1 摩爾物質在氧氣中完全燃燒時的焓變。

量熱法

計算能量變化

• $q=mc\Delta T$
  • 熱能 = 物質質量 x 比熱容 x 溫度變化
• $\Delta H={\frac {q}{n}}$
  • 焓變 = 熱能 / 摩爾數

蓋斯定律

蓋斯定律

總焓變與化學反應發生的途徑無關。

鍵焓

鍵焓

• 斷裂/解離鍵所需的能量/焓，該數值是不同分子上的平均值。
• 始終為正數，因為斷裂鍵需要能量。
• $\Delta H_{r}^{\ominus }=\Sigma \Delta H_{r}^{\ominus }(bonds\ broken)-\Sigma \Delta H_{r}^{\ominus }(bonds\ made)$