在平時的教學中，中學化學題目往往很少去比較物質的能量大小，考綱更側重于比較穩定性以及鍵能的大小，而後者大家都耳熟能詳。

首先用這張圖解釋一下為啥能量越低越穩定，如果說相同的一個物質，能量因為某種原因高了一點那麼它達到過渡态需要克服的活化能Ea就相對來說更低了，更容易去反應了。所以物質本身能量越低越穩定，而物質穩定的原因是破壞這種物質所需要的能量多，也就是破壞其鍵能所需能量多，難破壞，就說物質穩定。所以物質的鍵能越大，其本身的能量越低。鍵能代表的是想要破壞化學鍵所需要的能量。當然，我們大家都知道鍵能越大，化學鍵結合的越牢固，破壞化學鍵需要的能量越多，對應分子越穩定。

接下來我們來看看下面的這道題目：

首先是原子核間距的判斷：由于Cl、Br、I均為同主族元素，原子半徑易知依次增大，Cl2、Br2、I2分子中成鍵原子的核間距依次增大。

其次是能量的判斷:

共價鍵鍵能越大，分子越穩定，對應分子本身的能量越低。易知答案選A。

深層次探讨（僅供參考）：物質總能量越高，鍵能就越低嗎?

物質總能量即物質的内能(或熱力學能)，是物質内各種形式能量的總和，包括分子動能、分子勢能、分子内電子的動能和勢能，原子核能等等，随着認識的深化，還在發現新能量形式，内能的絕對值難以确定；而鍵能是指在常溫下(25℃ ) 基态化學鍵分解成氣态原子所吸收的能量，或者氣态原子形成基态化學鍵釋放的能量，這是兩個相反的過程，鍵能可通過實驗與計算的方法得到．

這兩種能量大小之間有什麼關系?

部分老師總結為:物質總能量越高，鍵能就越低．所依據理由大緻有如下兩個方面:

1． 物質的總能量越高，越不穩定，在化學反應中越活潑，越易斷鍵，鍵能就越低．

2． 在計算反應熱ΔH 時常采用兩個公式:

ΔH = 生成物總能量 － 反應物總能量；

ΔH = 反應物鍵能 － 生成物鍵能，

這兩種方法計算的 ΔH 相等，若生成物總能量＞ 反應物總能量，則生成物鍵能 ＜ 反應物鍵能，反應物與生成物相比，總能量越高，鍵能就越低．

我認為理由 1 欠嚴謹，大量的惰性物質總能量也會很高，化學性質會活潑嗎? 再者若隻是核能高導緻總能量高，而電子的動能與勢能并不高，物質化學性質未必活潑．

理由 2 中用鍵能計算反應熱僅是一種估算，特殊情況下，算出的ΔH 與真實的 ΔH正負都不同．

當然大多數情況，鍵能計算的 ΔH 與真實的 ΔH 接近，但不能随意延伸，如，有的教師延伸出:已知 1 mol NH3鍵能＞ 1 mol H2O 鍵能，則相同 條件下，1 mol NH3總能量 ＜ 1mol H2O 總能量，這個結論就更值得商榷．

試問:1 mol C10H22鍵能必定大于 1 mol CH4，但是總能量誰大呢? 單從核能角度 C10H22也大于 CH4．

判斷物質間總能量的大小，通常是通過一個變化過程來進行，若該變化是放熱過程，則反應物總能量大于生成物總能量，若為吸熱過程則反之．

例如，H2(g) ＋ Cl2(g) = 2 mol HCl(g) ΔH ＜ 0

總能量:1 mol H2(g) ＋ 1 mol Cl2(g) ＞ 2 mol HCl(g)，鍵能:1 mol H2(g)＋ 1 mol Cl2(g) ＜ 2 mol HCl(g)．

在中學的變化過程中元素質量是守恒的，用于比較總能量的物質之間元素種類和質量應當守恒．

我認為在中學階段可以這樣表述:對組成元素種類和質量相同的物質，一般總能量越高，鍵能越低． 如，1 mol H2(g) 與 1 mol Cl2(g) 混合物與 2 mol HCl( g) 的比較就符合這個結論． 雖然 1 mol NH3與 1 mol H2O的鍵能可以進行比較，但因為元素種類不同，通常無法直接比較兩者總能量大小．

為何要加"一般"二字呢，因為這個表述也有反例，例如，總能量 1 mol H2O( g) 大于1 mol H2O( L) ，但這兩者鍵能卻是相等的，因為液态水變成氣态水吸收的能量不應屬于鍵能．

再舉一反例:H2(g) ＋ I2(g) = 2 mol HI(g) ΔH ＜ 0，而H2(g)＋ I2(s) = 2 mol HI(g) ΔH ＞ 0． 查閱資料顯示，鍵能:1 mol H2(g) ＋ 1mol I2(g) ＜ 2 mol HI(g)，但總能量的大小卻因為 I2的狀态不同而不同． 根本原因是當物質種類和質量一旦确定，鍵能就确定了，不因溫度、狀态改變而改變；但總能量會因為溫度、狀态等不同而不同，所以總能量大小關系就難以确定．

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