反応熱とエネルギー図（発熱・吸熱）
反応物と生成物のエンタルピーの差がエンタルピー変化になる ΔH = H(生成物) − H(反応物) を、エネルギー図と温度アニメで体感します。
250 kJ
100 kJ
80 kJ
エンタルピー変化 ΔH = HP − HR
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反応の種類
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活性化エネルギー Ea
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周囲の温度変化
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周囲（フラスコ）の温度
反応の進行とエネルギー図（縦＝エンタルピー H）
化学反応では、物質がもつエネルギー（エンタルピー H）が反応の前後で変化します。
その差 ΔH = H(生成物) − H(反応物) がエンタルピー変化です。
生成物のほうがエネルギーが低い（ΔH < 0）と、余ったエネルギーが熱として放出され周囲の温度が上がります（発熱反応）。 逆に生成物のほうが高い（ΔH > 0）と、周囲から熱を奪うので温度が下がります（吸熱反応）。
反応物・生成物・活性化エネルギーのスライダーを動かし、エネルギー図の高低差と温度変化がどう連動するか確かめましょう。
生成物のほうがエネルギーが低い（ΔH < 0）と、余ったエネルギーが熱として放出され周囲の温度が上がります（発熱反応）。 逆に生成物のほうが高い（ΔH > 0）と、周囲から熱を奪うので温度が下がります（吸熱反応）。
反応物・生成物・活性化エネルギーのスライダーを動かし、エネルギー図の高低差と温度変化がどう連動するか確かめましょう。
いま何が起きている？
ここがポイント
- ΔH = H(生成物) − H(反応物) ── エネルギー図の「終点 − 始点」の差がエンタルピー変化。
- ΔH < 0 は発熱（熱を放出して周囲が温まる）、ΔH > 0 は吸熱（熱を吸収して周囲が冷える）。
- 活性化エネルギー Ea は反応物が越える「山の高さ」── 反応の速さに関わり、ΔH（山の前後の高低差）とは別物。
- エネルギーは保存される ── 放出/吸収された熱は周囲（環境）と出入りするだけで、消えたり生まれたりしない。