課題八：化學反應與能量
大家好！歡迎來到化學中最基礎但也最迷人的課題之一：能量變化！你有沒有想過，為什麼暖手包會變熱，或是即棄冰袋會感覺冰冷？這一切都與化學和能量有關。在本章中，我們將會探索化學反應如何釋放或吸收能量。了解這些知識有助於我們設計更好的燃料、創造新材料，甚至理解我們體內的生物過程。如果一開始覺得有點難，別擔心，我們會一起逐步拆解。準備好，我們開始吧！
1. 基本概念：焓與能量變化
每個化學反應都伴隨著能量變化。能量守恆定律指出，能量不能被創造，也不能被毀滅，它只會從一種形式轉化為另一種形式。在化學中，我們通常關注的是從環境中吸收或釋放到環境中的熱能。
認識主角：放熱反應與吸熱反應
化學反應根據它們如何處理熱能，可以分為兩大類。
放熱反應：熱量「給予者」
- 這些反應會向環境釋放熱能。
- 環境的溫度會升高。
- 例子：營火中燃燒木材、暖手包中的反應，或酸與鹼的中和反應。
- 記住：放熱反應 = 能量放出系統。
吸熱反應：熱量「接收者」
- 這些反應會從環境中吸收熱能。
- 環境的溫度會降低。
- 例子：即棄冰袋中的反應、光合作用，或某些鹽類溶於水（例如硝酸銨溶於水）。
- 記住：吸熱反應 = 能量吸入系統。
引入焓變 (ΔH)
化學家使用一個專門術語來描述在恆定壓力下反應的熱量變化：焓變，符號為 ΔH（讀作「delta H」）。
ΔH 的正負號超級重要！
- 對於放熱反應，熱量被釋放，所以產物的焓值比反應物低。變化是負值。ΔH 是負值 (-)。
- 對於吸熱反應，熱量被吸收，所以產物的焓值比反應物高。變化是正值。ΔH 是正值 (+)。
能量可視化：焓變圖
我們可以繪製簡單的圖表來顯示這些能量變化。這些圖表稱為焓變圖。
放熱反應焓變圖：
反應物一開始具有較高的能量。隨著反應發生，它們釋放能量，最終產物處於較低的能量水平。能量的差值就是負的 ΔH。
Reactants → Products + Heat ($$ \Delta H < 0 $$)
吸熱反應焓變圖：
反應物一開始具有較低的能量。它們需要從環境中吸收能量才能反應，所以最終產物處於較高的能量水平。能量的差值就是正的 ΔH。
Reactants + Heat → Products ($$ \Delta H > 0 $$)
第一部分重點回顧
- 放熱反應：釋放熱量，環境變熱，ΔH 為負值。
- 吸熱反應：吸收熱量，環境變冷，ΔH 為正值。
- 焓變圖直觀地顯示了反應物與產物之間的能量差異。
2. 深入探討：能量與化學鍵
那麼，這些能量是從哪裡來的呢？這一切都與化學鍵的斷裂和形成有關！
想像一下你在玩樂高積木：
- 鍵斷裂：要斷裂化學鍵，你需要投入能量。想像一下把兩塊緊緊相連的樂高積木分開——這需要力氣！這是一個吸熱過程。
- 鍵形成：當新的化學鍵形成時，能量會被釋放。想像一下兩塊磁性樂高積木吸在一起——當它們變得穩定時，會釋放能量。這是一個放熱過程。
每個反應都涉及舊鍵（在反應物中）的斷裂和新鍵（在產物中）的形成。總焓變 (ΔH) 是這兩個過程的淨結果。
- 如果形成鍵釋放的能量多於斷裂鍵所需的能量，那麼該反應是放熱反應 (ΔH 為負)。
- 如果形成鍵釋放的能量少於斷裂鍵所需的能量，那麼該反應是吸熱反應 (ΔH 為正)。
第二部分重點回顧
- 鍵斷裂需要能量（吸熱）。
- 鍵形成釋放能量（放熱）。
- 總 ΔH 取決於斷裂鍵所需的能量與形成鍵釋放的能量之間的平衡。
3. 更具體地說：標準焓變
為了公平地比較焓變，科學家們商定了一套標準狀況。當反應在這些條件下測量時，我們稱之為標準焓變，並用符號 ΔH⊖ 表示。
什麼是標準狀況？
- 壓力為 1 大氣壓 (atm)。
- 溫度為 298 K (即 25 °C)。
- 對於溶液，濃度為 1.0 mol dm-3。
你必須知道的三種重要類型
1. 標準生成焓變 (ΔHf⊖)
- 定義：當一摩爾化合物由其標準狀態的元素形成時的焓變。
- 例子：一摩爾液態水由氫氣和氧氣形成。
- $$ H_2(g) + \frac{1}{2}O_2(g) \rightarrow H_2O(l) \quad \Delta H_f^{\ominus} = -286 \, kJ \, mol^{-1} $$
- 重要提示：任何元素在其標準狀態下的 ΔHf⊖（例如 O2(g) 或 C(石墨)）為零。
2. 標準燃燒焓變 (ΔHc⊖)
- 定義：當一摩爾物質在標準狀況下於過量氧氣中完全燃燒時的焓變。
- 燃燒總是放熱反應，所以 ΔHc⊖ 總是負值。
- 例子：一摩爾甲烷氣體的完全燃燒。
- $$ CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2H_2O(l) \quad \Delta H_c^{\ominus} = -890 \, kJ \, mol^{-1} $$
3. 標準中和焓變 (ΔHneut⊖)
- 定義：當一摩爾水由酸和鹼在標準狀況下反應形成時的焓變。
- 中和反應總是放熱反應，所以 ΔHneut⊖ 總是負值。
- 例子：鹽酸與氫氧化鈉的反應。
- $$ H^+(aq) + OH^-(aq) \rightarrow H_2O(l) \quad \Delta H_{neut}^{\ominus} \approx -57 \, kJ \, mol^{-1} $$
第三部分重點回顧
- 標準狀況容許公平比較 (298 K, 1 atm, 1M)。
- 記住生成、燃燒和中和（生成水）定義中的「一摩爾」規則。
4. 實驗室探究：熱量測量 — 量熱法
我們如何實際測量這些熱量變化呢？我們使用一種稱為量熱法的技術。在學校，這通常使用一個簡單的儀器，例如發泡膠杯（良好的絕緣體）加上蓋子和溫度計。這就是一個簡單的量熱器。
魔法公式：q = mcΔT
要計算熱量變化，我們使用這個關鍵公式：
$$ q = mc\Delta T $$
其中：
- q = 吸收或釋放的熱能（單位：焦耳，J）。
- m = 被加熱或冷卻的物質的質量（通常是水或溶液，單位：克，g）。對於稀溶液，我們通常假設密度為 1 g cm-3，因此以 cm3 表示的體積 = 以 g 表示的質量。
- c = 物質的比熱容（對於水，這是 4.2 J g-1 K-1）。這表示將 1 克水的溫度升高 1 開爾文（或 1 °C）需要 4.2 焦耳的能量。
- ΔT = 溫度變化（單位：K 或 °C）。$$ \Delta T = T_{final} - T_{initial} $$
逐步計算指南
以下是你如何使用實驗數據來找出焓變 (ΔH) 的方法：
步驟 1：找出熱量變化 (q)
使用公式 $$ q = mc\Delta T $$ 來找出溶液吸收的熱量（單位：焦耳）。
步驟 2：找出摩爾數
計算作為限量反應物（例如中和反應中的酸）的反應物的摩爾數。
步驟 3：計算焓變 (ΔH)
ΔH 是每摩爾的熱量變化，通常以 kJ mol-1 表示。因此，將 q 除以摩爾數。別忘了將 J 轉換為 kJ（除以 1000），並確定正負號！
$$ \Delta H = -\frac{q}{moles} $$
常見錯誤警示！
ΔH 的正負號與水的溫度變化相反。
如果水溫上升 (ΔT 為正)，反應是放熱反應，所以 ΔH 必須為負。
如果水溫下降 (ΔT 為負)，反應是吸熱反應，所以 ΔH 必須為正。
這就是為什麼我們在最終公式中加上一個負號：$$ \Delta H = -\frac{q}{moles} $$
此外，請記住簡單的量熱實驗容易出現誤差，主要是熱量散失到環境，這會使測得的溫度變化小於真實值。
5. 赫斯定律：化學家的聰明捷徑
有些反應在實驗室中無法直接測量（例如，它們太慢、太危險，或者會產生其他產物）。這時候，赫斯定律就派上用場了！
什麼是赫斯定律？
赫斯定律指出，一個反應的總焓變與所採取的途徑無關。
登山比喻
想像一下你在爬山。從山腳到山頂的海拔總變化是相同的，無論你選擇一條短而陡峭的路徑（途徑 1）還是一條長而彎曲的路徑（途徑 2）。重要的只是起點和終點。
在化學中，「海拔」是焓，「路徑」是不同的反應序列。
運用赫斯定律：能量循環圖法
我們可以利用赫斯定律來繪製簡單的圖表，稱為能量循環圖（或赫斯循環圖），以找出未知的焓變。
關鍵是通過一條已知所有焓變的替代途徑（例如，使用已知的 ΔHf⊖ 或 ΔHc⊖ 值）來連接目標反應的反應物和產物。
假設我們要找出反應 A → B 的 ΔH。
途徑 1（直接、未知途徑）：A → B (ΔH1)
途徑 2（間接、已知途徑）：我們找到一個共同的中間產物 C，A 和 B 都可以由它形成或形成它。例如，使用生成焓數據時，元素會是中間產物。使用燃燒焓數據時，燃燒產物 (CO2 和 H2O) 會是中間產物。
A → C (ΔH2) 和 B → C (ΔH3)。
根據赫斯定律，途徑 1 的能量變化必須等於途徑 2 的能量變化。在構建循環時，我們跟隨箭頭的方向：
$$ \Delta H_1 = \Delta H_2 - \Delta H_3 $$ （注意：我們減去 ΔH3 是因為我們是逆著它的箭頭方向，從 C 到 B。）
動手計算！—— 實例演練
問題：根據以下標準燃燒焓變，計算甲烷 (CH4) 的標準生成焓變：
- $$ \Delta H_c^{\ominus}[C(s)] = -394 \, kJ \, mol^{-1} $$
- $$ \Delta H_c^{\ominus}[H_2(g)] = -286 \, kJ \, mol^{-1} $$
- $$ \Delta H_c^{\ominus}[CH_4(g)] = -890 \, kJ \, mol^{-1} $$
步驟 1：寫出目標方程式。
甲烷由其元素形成：
$$ C(s) + 2H_2(g) \rightarrow CH_4(g) \quad (\Delta H_f^{\ominus} = ?) $$
步驟 2：使用燃燒數據構建赫斯循環圖。
反應物 (C + 2H2) 和產物 (CH4) 都會在氧氣中燃燒形成相同的燃燒產物 (CO2 + 2H2O)。
我們可以繪製一個循環，其中頂部箭頭是我們的目標反應，向下箭頭代表燃燒（我們的間接途徑）。
步驟 3：計算間接途徑（途徑 2）的焓變。
- 燃燒反應物：這涉及到燃燒 1 摩爾碳和 2 摩爾氫氣。
- $$ \Delta H_{reactants} = \Delta H_c^{\ominus}[C] + 2 \times \Delta H_c^{\ominus}[H_2] $$
- $$ \Delta H_{reactants} = (-394) + 2 \times (-286) = -394 - 572 = -966 \, kJ $$
- 燃燒產物：這就是給定的甲烷的 ΔHc⊖。
- $$ \Delta H_{product} = \Delta H_c^{\ominus}[CH_4] = -890 \, kJ $$
步驟 4：應用赫斯定律。
途徑 1（目標反應）+ 途徑 2（產物燃燒）= 途徑 2（反應物燃燒）
$$ \Delta H_f^{\ominus} + (\Delta H_c^{\ominus}[CH_4]) = (\Delta H_c^{\ominus}[C] + 2 \times \Delta H_c^{\ominus}[H_2]) $$
$$ \Delta H_f^{\ominus} + (-890) = (-966) $$
$$ \Delta H_f^{\ominus} = -966 - (-890) $$
$$ \Delta H_f^{\ominus} = -966 + 890 = -76 \, kJ \, mol^{-1} $$
第五部分重點回顧
- 赫斯定律：總焓變與所採取的途徑無關。
- 能量循環圖是解決問題的強大視覺工具。
- 小心正負號和化學計量（方程式前面的數字）！如果需要將方程式乘以 2，你也必須將其 ΔH 值乘以 2。