你冬天搓手会发热，汽油燃烧推动活塞——这些「热」从哪来、又流到哪里去？热力学就是量化这些能量收支的工具。

上一页我们谈了反应吸放热，但仅靠 ΔH 判断反应能否自发并不可靠——有些吸热反应自发（如 NH₄NO₃ 溶解），有些放热反应却难以发生。本页引入更完整的热力学工具。

你们可能早就听过「能量既不会凭空产生，也不会凭空消失」——这其实就是热力学第一定律的核心。化学家要做的，是把这句话变成可以计算的等式。

上一节我们讲了反应热有吸热放热之分，但'热多少'还取决于实验条件。最常见的两个边界是恒温恒压与恒温恒容——它们对应的热效应并不相等。

上一节我们区分了 Qp 与 Qv 两个热效应，但它们各自对应哪个状态函数？这一页把热效应钉到 U 与 H 上，给热化学计算铺路。

上一节我们谈了反应焓与反应熵，但描述能量变化时该挂什么变量还没解决。直接说「消耗了多少 A」不严谨——化学计量比不同，不同物质的变化幅度天然有别。我们需要一把统一的「进度尺」。

前面我们知道了 ΔH 代表反应前后的焓变。现在问题来了：一个具体反应，比如 CH₄ 燃烧，到底该怎样把能量变化写进方程式里？这就要用到热化学方程式，以及处理复杂反应热的盖斯定律。

上页我们写出带状态、带ΔH的热化学方程式。但真到实验室你会发现，很多反应热根本测不到——比如石墨要直接变金刚石，需要高温高压，量热计塞不进去。这时候怎么办？

前面学了标准摩尔生成热，是固定参考点。任意一个化学方程对应的'标准摩尔反应热'要严谨定义，必须先分清一对容易混的概念——反应进度ξ与化学计量数ν。

化学反应中的能量变化-标准摩尔反应热的计算(二)：定义、要点与

前面用 ΔG 只能判断「能不能发生」，却回答不了「走多远」。工业合成氨转化率卡在 30% 就停住——因为很多反应不是一条单行道，而是双向的。

上一页我们聊到可逆反应——正反两个方向都能跑。但放进密闭容器后，反应会不会一直来回拉锯？什么时候会「安静下来」？化学平衡，就是给这种拉锯画一条规则线。

• ✓反应能量看断键与成键之差，单键强度无法预言总效果
• ✓盖斯定律让 ΔH 像数字一样可加减，路径无关
• ✓标准生成焓是相对零点的标度，便于比较物质相对能量
• ✓化学平衡是动态的，正逆速率相等但反应并未停止
• ✓平衡常数 K 只随温度改变，温度是真正的控制变量

三个问题分别对应回顾、应用与迁移。建议先独立思考，再对照参考答案。