焓

焓（hán）（英語：Enthalpy）是一個熱力學系統中的能量參數。規定由字母<math>H</math>表示（<math>H</math>來自於英語<math>Heat</math> <math>Capacity</math>（熱容）一詞），單位為焦耳（<math>J</math>）。此外在化學和技術文獻中，摩爾焓<math>H_m</math>（單位：千焦/摩爾，<math>\frac{kJ}{mol}</math>）和質量焓（或比焓，<math>h</math>）（單位：千焦/千克，<math>\frac{kJ}{kg}</math>）也非常重要，前後分別描述了焓在單位物質的量和單位質量上的定義。

焓是內能和體積的勒壤得轉換。<math>S, P, N</math>總合的熱位能。

總論

焓的定義是：

<math>H = U + pV</math>

其中<math>H</math>表示焓，<math>U</math>表示內能。

內能來自於熱能－以分子不規則運動為依據（動能，旋轉動能，振動能），化學能和原子核的位能。此外還有偶極子的電磁轉換。焓由系統溫度的提高而成比例增大，在絕對零度時為零點能量。在這裏體積功直接視為對壓力（<math>p</math>）引起體系體積（<math>V</math>）變化而形成的功。

由微分形式表達為：

<math>

\mathrm{d}H = \mathrm{d}U + {d}(p \cdot V) = T \cdot {d}S - p \cdot {d}V + p \cdot{d}V + V \cdot {d}p = T \cdot {d}S + V \cdot {d}p</math>.

注意：微分符號中的正體<math>\mathrm{d}</math>和斜體<math>d</math>的區別，正體<math>\mathrm{d}</math>為狀態參數所保留。 <math>H = U + pV</math>實際上可以導出理想氣體焦湯係數（焦耳-湯姆生係數）為0的悖論。但實際上沒有理想氣體。所以並不存在矛盾。

定義

定義一個系統內：

<math>H = U + pV</math>

式子<math>H</math>為焓，<math>U</math>為系統內能，<math>p</math>為其壓強，<math>V</math>則為體積。

對於在大氣內進行的化學反應，壓強一般保持常值，則有

<math>\Delta H = \Delta U + p \Delta V</math>

規定放熱反應的焓取負值。如：

<chem>SO3 + H2O -> H2SO4</chem> <math>\bigtriangleup H=-130.3</math>kJ/mol

表示每生成1 mol H₂SO₄放出130.3 kJ的熱。

嚴格的標準熱化學方程式格式：<chem>H2 + 1/2O2 -> H2O</chem> <math>\Delta_r{H^\theta}_m=-286</math>kJ·mol⁻¹ （<math>\theta</math>表示標準態，<math>r</math>表示反應，<math>m</math>表示1mol反應，含義為標準態下進行一摩爾反應的焓變）

標準生成焓

主條目：標準摩爾生成焓

標準生成焓是指在標準狀態（100kPa；25 ℃）下生成一摩爾最穩定形態純淨物質放出（放熱反應，符號為負）或者吸收（吸熱反應，符號為正）的焓，單位千焦/摩爾，符號<math>\Delta {H_f}^0</math>。

焓為負時，表明構成此物質的過程中放出能量；相反焓為正時，構成此物質的過程中需要吸收能量。標準生成焓為極大的負值表明此物質有極高的化學穩定性（就是說，構成此物質時放出了極大能量，而要破壞此物質，同樣需要極大的能量）。

標準生成焓的一個重要應用是通過赫斯定律計算反應焓：反應焓等於反應產物的標準生成焓與反應物的標準生成焓之差。公式表示為

<math>\Delta H_{\mathrm{Reaction}}^0=\sum \Delta H_{f,\mathrm{Products}}^{0} -\sum \Delta H_{f, \mathrm{Reactants}}^{0} </math>

這與赫斯定律等效：生成焓在通常條件下只與物質本身相關，而與反應的過程無關。 生成焓是一個熱力學狀態參數。其所有值與熱力學平衡相關，因為溫度並未定義。

參見

• 熵（Entropy）
• 㶲（Exergy）
• 㷻（Anergy）
• 能量
• 熱力學
• 熱化學