参考：标准生成焓（kJ/mol，298 K）
| 化合物 | ΔH°f | 化合物 | ΔH°f | 化合物 | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
键能（kJ/mol）： H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
什么是热化学？
热化学是化学反应的能量记账：能量去了哪里、有多少、以什么节奏流动。它的核心货币是热（q，焦耳），测量方法是让反应在量热计中进行，观察已知质量的水温变化。最高法则是热力学第一定律 — 能量守恒，既不凭空产生也不凭空消失，只在化学键与环境之间转移 — 本页的一切（比热、盖斯定律、生成焓、吉布斯自由能）都是这同一条定律的不同化身。
唯一需要记住的规则：焓是状态函数 — 只取决于始态和终态，与中间路径无关。正是这一性质使盖斯定律成立，也使下方的参考表可用。
热与温度的区别
温度衡量分子无规则运动的平均快慢；热是这种运动改变时转移的总能量。比热面板用 q = mcΔT 在两者之间换算：示例将 100 g 水（c = 4.184 J/g·°C）从 20 °C 加热到 80 °C，需要 q = 100 × 4.184 × 60 = 25104 J = 25.104 kJ，吸收热量。水异常大的 c 值正是它成为首选冷却液和气候"飞轮"的原因：同样的焦耳能让金属锅的温度剧烈波动，却只能让一壶水微微升温。水偏大的比热源于氢键：每一焦耳都必须先部分拆解氢键网络，分子才能加速。
断键要花钱，成键会付钱
反应的焓变就是这笔账的差额：ΔH ≈ ΣBE(断键) − ΣBE(成键)。断开 H–H（436）和 Cl–Cl（243）键需要 679 kJ/mol；形成两个 H–Cl 键（每个 431）回收 862 kJ/mol；键能面板的示例净值为 −183 kJ/mol，放热 — H2 + Cl2 → 2HCl 释放热量，因为生成物比反应物把原子束缚得更紧。符号约定是通用的：ΔH 为负表示系统释放热（放热，如燃烧），为正表示吸收热（吸热，如冰融化）。
盖斯定律与生成焓
由于焓是状态函数，你可以用任何方便的已知步骤"阶梯"拼出任何反应，再把各步焓相加 — 总和与路径无关。记账通过标准生成焓 ΔH°f 统一化：由标准态下的元素生成 1 摩尔化合物的焓变，这使每种元素自身的值按定义为零。生成焓面板的示例是经典范式：C(s) + O2(g) → CO2(g) 左边是 (0 + 0)，右边是 −393.5，所以 ΔH°rxn = −393.50 kJ/mol — 上方的参考表正是为此类求和而准备：生成物减反应物，各乘以化学计量系数。
熵：清点微观排列方式
熵（S）统计一个状态有多少种微观排列 — 气体多于液体多于晶体，混合物多于纯物质。第二定律要求任何自发过程中宇宙的熵增加，它可以拆成：ΔSuniv = ΔSsys + ΔSsurr，其中环境的份额是 ΔSsurr = −ΔH/T — 放热反应把热散入环境并提高其熵。熵面板的示例：298 K 下放热 −100 kJ/mol 向环境注入 +335.570 J/mol·K；若 ΔSsys = 150，宇宙获得 485.570 J/mol·K，过程自发。
吉布斯自由能：最终裁决
J. Willard Gibbs 把两本账合并为一个数：ΔG = ΔH − TΔS。吉布斯面板的示例运行一个"有利但混乱"的反应 — ΔH = −100 kJ/mol，ΔS = −50 J/mol·K，T = 298 K — 得到 ΔG = −100 − 298(−0.05) = −85.10 kJ/mol，自发。四种符号组合值得记住：放热+熵增恒自发；吸热+熵减永不自发；两种混合情形取决于温度 — 这正是冰只在 273 K 以上融化的原因（TΔS 超过了 ΔH）。平衡时 ΔG = 0，标准自由能通过 ΔG° = −RT ln K 与平衡常数相联系。
常见误区
- 放热就是自发。不对：熵这本账也必须平衡。许多盐溶解是吸热的却自发，因为混乱度的收益付清了账单。
- 热和温度是一回事。30 °C 的浴缸比 90 °C 的一杯水含有多得多的热；q = mcΔT 说明质量和热容量也有发言权。
- 成键需要能量。恰恰相反：成键总是释放能量 — 释放出的能量正是放热反应兑现的那笔钱。
- 键能能精确预测 ΔH。它们是众多分子的平均值；面板公式中的 ≈ 号是诚实的。生成焓才是精确工具。
相关工具：化学平衡（ΔG° 与 K 相遇之处）、气体定律（热交换对应的 PΔV 功）以及 化学动力学（自发不等于快速）。
