深度理解焓變概念，準確解答能量問題

《普通高中化學課程標準（2017年版2020年修訂）》中對焓變要求為“認識化學能與熱能的相互轉化，恒溫恒壓條件下化學反應的反應熱可以用焓變表示，了解蓋斯定律及其簡單應用.能進行反應焓變的簡單計算，能用熱化學方程式表示反應中的能量變化，能運用反應焓變合理選擇和利用化學反應”，這使得焓變考查成為必考點.焓變計算盡管理論上較為簡單，但由于涉及鍵能、摩爾燃燒焓、能壘、活化能等相關知識，導致計算耗時較長，且常因符號問題出現計算錯誤.因此，只有深度理解焓變概念，才能準確解答此類問題.

1焓變的概念、特征

焓 （H） 是表示物質能量高低的一個物理量，其表達式為 H=U+pV（U，V，? 依次為物質的內能、體積、承受的外部壓強）.焓變則界定為 ΔH=H_☉- H_☉，? ，單位為 kJ?mol^-1 或 J?mol^-1 等.由焓的表達式可知其受溫度、壓強等影響，進而可知 ΔH 也受溫度、壓強等影響，只是在 298K，101kPa 時可不標記.由焓變概念可知，焓變僅與始態、終態對應的所有物質的能量之和有關，與變化過程、條件等無關，故 ΔH 是一個矢量，其運算符合數學上的向量運算法則，這也是蓋斯定律內容的本質體現，

2考查角度分析

2.1考查焓變概念

例1 工業上利用甲酸的能量轉換如圖1所示.

反應 CO₂（g）+H₂（g）HCOOH（g） 的焓變

分析由焓變概念可知，只要物質的始態、終態固定，無論中間過程如何變化，其焓變是不變的.為了快速解答，選取 CO₂（g） 與 H₂（g） 反應得到HCOOH（g）的變化為研究對象，反應有兩種途徑，如圖2所示.

圖2

由數學上的向量運算法則可得ΔH=-ΔH₁-ΔH₂+ΔH₃= -（+72.6kJ?mol^-1）-（-283.0kJ?mol^-1）+ （2號

【方法拓展】本題也可以運用常規解法，即先根據圖1寫出各步變化對應的熱化學方程式，然后利用蓋斯定律進行計算.根據題圖可得如下熱化學方程式：

ΔH₃=-241.8kJ?mol^-1 反應 CO₂（g）+H₂（g）HCOOH（g） 可由 ③- ①-② 得到，故ΔH=ΔH₃-ΔH₁-ΔH₂=-31.4kJ^?mol^-1.

2. 2 ： 考查焓變的影響因素

例2（2021年1月浙江卷）在298.15K、100kPa 條件下， N₂（g）+3H₂（g）2NH₃ （g） ΔH= -92.4kJ?mol^-1，N₂（g），H₂ H₂（g） 和 NH₃（g） 的比熱容分別為 29.1J?K^-1?mol^-1.28. 9J?K^-1?mol^-1 和35.6J?K^-1?mol^-1 .一定壓強下， 1mol 反應中，反應物 [N₂（g）+3H₂（g）] 、生成物 [2NH₃（g）] 的能量隨溫度 T 的變化示意圖合理的是（ ）.

分析由題中比熱容的單位可知，比熱容指1mol 物質升溫1K時所吸收的熱量.根據所給方程式可知， 1molN₂ （g）與 3mol （204號 H₂ （g）的比熱容之和（115.8J?K^-1?mol^-1 大于 2molNH₃（g） 的比熱容之和 （71.2J?K^-1?mol^-1）， ，所以升高相同溫度時反應物吸收的能量更多，即反應物的總焓高于生成物的總焓.答案為B.

認真審題，正確理解題中信息是解題的關鍵.例如，解答本題需理解“比熱容”這一術語，同時根據焓的概念可知，在同溫同壓下，吸收的能量越多，內能越大，焓值越高.

2.3 利用蓋斯定律計算

例3（2023年全國乙卷，節選）已知下列熱化學方程式：

FeSO₄?7H₂O（s）=FeSO₄（s）+7H₂O（g）

FeSO₄?xH₂O（s）=FeSO₄（s）+xH₂O（g） ΔH₂=bkJ?mol^-1，②

FeSO₄?_yH₂O（s）=FeSO₄（s）+yH₂O（g）

則 FeSO₄?7H₂O（s）+FeSO₄?yH₂O（s）=2（FeSO₄. xH₂ （s）的 （20

分析根據蓋斯定律可知，目標方程式可由 ①+ ②-2×③ ，故 ΔH=（a+c-2b）kJ?mol^-1.

首先根據目標方程式找出反應物、生成物的唯一已知的反應方程式，然后調整已知方程

式中的計量數及物質的位置，最后進行焓變加和即得出目標方程式的焓變.注意每個已知方程式的使用只能有一次.

2.4利用焓高低的間接物理量計算

焓的絕對值不能測定，但其高低可通過相對能量、鍵能、摩爾燃燒焓、摩爾生成焓、活化能（或能壘）等物理量來間接體現.

一例4中國科學院大連化學物理研究所的一項最新成果實現了甲烷高效生產乙烯，甲烷在催化作用下脫氫，在氣相中經自由基偶聯反應生成乙烯，如圖3所示.已知相關物質的燃燒熱如表1所示，寫出甲烷制備乙烯的熱化學方程式：

圖3

表1

分析甲烷制備乙烯的方程式為

2CH₄（g）=C₂H₄（g）+2H₂（g），

根據摩爾燃燒焓的概念可得圖4，故ΔH=-890.3kJ?mol^-1×2-（-1 411.0kJ?mol^-1）- （-285.8kJ^?mol^-1×2）=+202.0kJ^?mol^-1

答案 2CH₄（g）=C₂H₄（g）+2H₂（g） ΔH= [或 H₂

【知識深化】由圖4可得出反應焓變與摩爾燃燒焓之間的關系，即 ΔH= 反應物的摩爾燃燒焓之和一生成物的摩爾燃燒焓之和.常見H、C、S、N元素燃燒生成的穩定物質依次為液態水、 CO₂ 氣體、 SO₂ 氣體、 N₂

例5（2023年1月浙江卷）標準狀態下，氣態反應物和生成物的相對能量與反應歷程示意圖如圖5所示[已知 O₂（g） 和 Cl₂（g） 的相對能量為0]，下列說法不正確的是（ ）.

圖5

A. E_?6-E_?3=E_?5-E_?2 B.可計算Cl—Cl鍵能為 2（E₂-E₃）kJ?mol^-1 C.相同條件下， O₃ 的平衡轉化率：歷程 Igt; 歷程ID.歷程I、歷程 I 中速率最快的一步反應的熱化學方程式為 ClO（g）+O（g）O₂（g）+Cl（g） ΔH= （E₅-E₄）kJ?mol^-1

分析根據焓變及活化能概念進行分析（如圖6），反應 O₃（g）+O（g）=2O₂（g） 的 ΔH=（E₆-E₃） （204號kJ?mol^-1=（E₅-E₂）kJ?mol^-1 ，選項A說法正確.對比 O₃（g）+O（g） 和 O₃（g）+O（g）+Cl（g） 狀態可知， Cl（g） 的相對能量為 （E₂-E₃）kJ?mol^-1 ，結合4 的相對能量為0\"可得Cl—C1鍵能為 2（E₂- E₃）kJ?mol^-1 ，選項B說法正確.催化劑不影響反應的平衡狀態，故相同條件下 O₃ 的平衡轉化率相同，選項C說法錯誤.比較兩個歷程中的正活化能可知，Ⅱ中第二步反應的活化能最低，所以速率最快的一步反應的熱化學方程式為

ClO（g）+O（g）=O₂（g）+Cl（g）

ΔH=（E₅-E₄）kJ^?mol^-1，

選項D說法正確.答案為C.

【知識延伸】反應歷程I中正反應的活化能（或能壘）為 （E₁-E₃）kJ?mol^-1 ，逆反應的活化能為 （E₁- E₆）kJ?mol^-1 ，根據“活化能越大，反應物的相對能量越低”可知，該反應的焓變為正反應活化能減去逆反應活化能.

2.5考查焓變的物理意義

焓變是指研究對象為 1mol 變化時的能量變化，不涉及反應可逆、快慢、平衡等內容.

例6（2022年湖南卷，節選）在一定溫度下，向容積固定的密閉容器中加入足量的C（s）和 1mol H₂O（g） ，起始壓強為 0.2MPa 時，發生下列反應生成水煤氣：

I.C（s）+H₂O（g）CO（g）+H₂（g） ΔH₁=+131.4kJ?mol^-1

Π.CO（g）+H₂O（g）CO₂（g）+H₂（g） ΔH₂=-41.1kJ?mol^-1

反應平衡時， H₂O（g） 的轉化率為 50% ，CO的物質的量為 0.1mol .此時，整個體系 （填“吸收\"或“放出”熱量 ：

分析根據焓變的含義，列式如下：

C（s）+H₂O（g）CO（g）+H₂（g） ΔH₁ 轉化量/mol （20 x x x （20 131.4x （20 CO（_g）+H₂O（_g）CO₂（g）+H₂（g） ΔH₂ （204 轉化量/mol

y1=-y1，y1=-y1-y1

由“反應平衡時， H₂O（g） 的轉化率為 50% ，CO的物質的量為 0.1mol ”可得， x+y=0.5mol，x- y=0.1mol ，解得 x=0. 3，y=0. 2 ，故整個體系中吸收的熱量為 131.4kJ?mol^-1×0.3mol- 41.1kJ^?mol^-1×0. 2mol=31. 2kJ

焓變計算與應用的關鍵在于對焓變概念的深度理解，雖然焓的絕對值不能測定，但可以通過待定的方法或物理量來體現焓的相對大小，因而在學習中要加強對核心概念的深度思考，才能提高知識的舉一反三、靈活遷移與應用能力.

本文系山東省教育科學“十四五”規劃一般課題“數字化賦能大概念統領的中學課程融合研究\"（批準號：2023YB195）和中國教育學會2024年度教育科研一般規劃課題“數字化賦能基礎教育大概念統領跨學科教學模式研究”（課題編號：202416311910B）階段性研究成果.

（完）