赫斯定律·反应焓计算器

什么是赫斯定律？

赫斯定律（总热量守恒定律）指出，化学反应的焓变与反应路径无关，只取决于初态和终态。该定律由俄国化学家G.H.赫斯于1840年发现，是热力学第一定律（能量守恒）在化学领域的应用。

借助该定律，难以直接测定的反应热——例如 C + ½O₂ → CO——也可以通过标准生成焓的组合间接计算得到。

标准生成焓 ΔHf°

在标准状态（25°C、1 atm）下，由最稳定单质生成1 mol某物质时的焓变称为标准生成焓。根据定义，纯单质（H₂、O₂、C（石墨）等）的ΔHf°为零。

• H₂O(l)：−285.8 kJ/mol
• CO₂(g)：−393.5 kJ/mol
• CH₄(g)：−74.8 kJ/mol
• C₂H₅OH(l)：−277.7 kJ/mol

计算方法

$$\Delta H_{rxn}^{\circ} = \sum_{\text{生成物}} n \cdot \Delta H_f^{\circ} - \sum_{\text{反应物}} n \cdot \Delta H_f^{\circ}$$

示例：甲烷燃烧 CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l)

ΔH = [(−393.5) + 2×(−285.8)] − [(−74.8) + 2×0] = −965.1 − (−74.8) = −890.3 kJ/mol

如何读懂能级图

• 纵轴表示焓（kJ/mol），越高表示能量越大。
• 反应物与生成物能级之差即为ΔH。
• 放热反应：生成物位置更低（下坡）→ 箭头朝下。
• 吸热反应：生成物位置更高（上坡）→ 箭头朝上。