參考：標準生成焓（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 |
鍵能（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.
什麼是熱化學？
熱化學是化學反應的能量記賬：能量去了哪裡、有多少、以什麼節奏流動。它的核心貨幣是熱（q，焦耳），測量方法是讓反應在量熱計中進行，觀察已知質量的水溫變化。最高法則是熱力學第一定律 — 能量守恆，既不憑空產生也不憑空消失，只在化學鍵與環境之間轉移 — 本頁的一切（比熱、蓋斯定律、生成焓、吉布斯自由能）都是這同一條定律的不同化身。
唯一需要記住的規則：焓是狀態函式 — 只取決於始態和終態，與中間路徑無關。正是這一性質使蓋斯定律成立，也使下方的參考表可用。
熱與溫度的區別
溫度衡量分子無規則運動的平均快慢；熱是這種運動改變時轉移的總能量。比熱面板用 q = mcΔT 在兩者之間換算：示例將 100 g 水（c = 4.184 J/g·°C）從 20 °C 加熱到 80 °C，需要 q = 100 × 4.184 × 60 = 25104 J = 25.104 kJ，吸收熱量。水異常大的 c 值正是它成為首選冷卻液和氣候"飛輪"的原因：同樣的焦耳能讓金屬鍋的溫度劇烈波動，卻只能讓一壺水微微升溫。水偏大的比熱源於氫鍵：每一焦耳都必須先部分拆解氫鍵網路，分子才能加速。
斷鍵要花錢，成鍵會付錢
反應的焓變就是這筆賬的差額：ΔH ≈ ΣBE(斷鍵) − ΣBE(成鍵)。斷開 H–H（436）和 Cl–Cl（243）鍵需要 679 kJ/mol；形成兩個 H–Cl 鍵（每個 431）回收 862 kJ/mol；鍵能面板的示例淨值為 −183 kJ/mol，放熱 — H2 + Cl2 → 2HCl 釋放熱量，因為生成物比反應物把原子束縛得更緊。符號約定是通用的：ΔH 為負表示系統釋放熱（放熱，如燃燒），為正表示吸收熱（吸熱，如冰融化）。
蓋斯定律與生成焓
由於焓是狀態函式，你可以用任何方便的已知步驟"階梯"拼出任何反應，再把各步焓相加 — 總和與路徑無關。記賬通過標準生成焓 ΔH°f 統一化：由標準態下的元素生成 1 摩爾化合物的焓變，這使每種元素自身的值按定義為零。生成焓面板的示例是經典範式：C(s) + O2(g) → CO2(g) 左邊是 (0 + 0)，右邊是 −393.5，所以 ΔH°rxn = −393.50 kJ/mol — 上方的參考表正是為此類求和而準備：生成物減反應物，各乘以化學計量係數。
熵：清點微觀排列方式
熵（S）統計一個狀態有多少種微觀排列 — 氣體多於液體多於晶體，混合物多於純物質。第二定律要求任何自發過程中宇宙的熵增加，它可以拆成：ΔSuniv = ΔSsys + ΔSsurr，其中環境的份額是 ΔSsurr = −ΔH/T — 放熱反應把熱散入環境並提高其熵。熵面板的示例：298 K 下放熱 −100 kJ/mol 向環境注入 +335.570 J/mol·K；若 ΔSsys = 150，宇宙獲得 485.570 J/mol·K，過程自發。
吉布斯自由能：最終裁決
J. Willard Gibbs 把兩本賬合併為一個數：ΔG = ΔH − TΔS。吉布斯面板的示例執行一個"有利但混亂"的反應 — ΔH = −100 kJ/mol，ΔS = −50 J/mol·K，T = 298 K — 得到 ΔG = −100 − 298(−0.05) = −85.10 kJ/mol，自發。四種符號組合值得記住：放熱+熵增恆自發；吸熱+熵減永不自發；兩種混合情形取決於溫度 — 這正是冰只在 273 K 以上融化的原因（TΔS 超過了 ΔH）。平衡時 ΔG = 0，標準自由能通過 ΔG° = −RT ln K 與平衡常數相聯絡。
常見誤區
- 放熱就是自發。不對：熵這本賬也必須平衡。許多鹽溶解是吸熱的卻自發，因為混亂度的收益付清了賬單。
- 熱和溫度是一回事。30 °C 的浴缸比 90 °C 的一杯水含有多得多的熱；q = mcΔT 說明質量和熱容量也有發言權。
- 成鍵需要能量。恰恰相反：成鍵總是釋放能量 — 釋放出的能量正是放熱反應兌現的那筆錢。
- 鍵能能精確預測 ΔH。它們是眾多分子的平均值；面板公式中的 ≈ 號是誠實的。生成焓才是精確工具。
相關工具：化學平衡（ΔG° 與 K 相遇之處）、氣體定律（熱交換對應的 PΔV 功）以及 化學動力學（自發不等於快速）。
