反應(yīng)能量編輯

能量?jī)舾淖?/p>

根據(jù)熱力學(xué)第二定律，任何等溫等壓封閉系統(tǒng)傾向降低吉布斯自由能。在沒有外力的影響下，任何反應(yīng)混合物也是如此。

反應(yīng)焓以及反應(yīng)熱加成性定律（赫士定律）。

以一個(gè)甲烷和氧氣的燃燒反應(yīng)為例：

CH4 + 2O2 →CO2 + 2 H2O

能量計(jì)算須打斷反應(yīng)左側(cè)和右側(cè)的所有鍵結(jié)取得能量數(shù)據(jù)，才能計(jì)算反應(yīng)物和生成物的能量差。以 ΔH 表示能量差。

假設(shè)，存在一個(gè)系統(tǒng)。通過計(jì)算得出反應(yīng)前后系統(tǒng)的焓變?yōu)棣。

如果ΔH 計(jì)算為負(fù)值，則反應(yīng)必為放熱反應(yīng)。比如：燃燒就是燃料與空氣中氧氣劇烈反應(yīng)放出熱量。

如果ΔH 計(jì)算是正值，則反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)。比如：石灰石在高溫下反應(yīng)分解出氧化鈣（生石灰）和二氧化碳。

如果ΔH計(jì)算等于零，則反應(yīng)不吸熱也不放熱；外界不對(duì)體系做功，體系也不對(duì)外界做功。

反應(yīng)到底是吸熱還是放熱完全由體系的 ΔH決定。但是，反應(yīng)是否進(jìn)行則完全由體系的由吉布斯自由能ΔG來表示。具體計(jì)算公式如下：

ΔG = ΔH - TΔS [1] 

ΔG 是自由能改變，ΔH 是焓改變，而ΔS 則為熵改變，T是開爾文溫度。

比方，對(duì)系統(tǒng)中焓的分析可以得到合乎反應(yīng)混合物的熱力學(xué)計(jì)算。反應(yīng)中焓的計(jì)算方式采用標(biāo)準(zhǔn)

Δ(Delta) 表示差異，H 則為焓等于固定壓力下的熱傳導(dǎo)能量。ΔH 的單位為千焦耳或千卡。

反應(yīng)判斷編輯