反應能量編輯

能量凈改變

根據(jù)熱力學第二定律，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，任何反應混合物也是如此。

反應焓以及反應熱加成性定律（赫士定律）。

以一個甲烷和氧氣的燃燒反應為例：

CH4 + 2O2 →CO2 + 2 H2O

能量計算須打斷反應左側和右側的所有鍵結取得能量數(shù)據(jù)，才能計算反應物和生成物的能量差。以 ΔH 表示能量差。

假設，存在一個系統(tǒng)。通過計算得出反應前后系統(tǒng)的焓變?yōu)棣。

如果ΔH 計算為負值，則反應必為放熱反應。比如：燃燒就是燃料與空氣中氧氣劇烈反應放出熱量。

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

如果ΔH計算等于零，則反應不吸熱也不放熱；外界不對體系做功，體系也不對外界做功。

反應到底是吸熱還是放熱完全由體系的 ΔH決定。反應是否進行則完全由體系的由吉布斯自由能ΔG來表示。具體計算公式如下：

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，對系統(tǒng)中焓的分析可以得到合乎反應混合物的熱力學計算。反應中焓的計算方式采用標準

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

反應判斷編輯