焓

焓（hán）（英语：Enthalpy）是一个热力学系统中的能量参数。规定由字母<math>H</math>表示（<math>H</math>来自于英语<math>Heat</math> <math>Capacity</math>（热容）一词），单位为焦耳（<math>J</math>）。此外在化学和技术文献中，摩尔焓<math>H_m</math>（单位：千焦/摩尔，<math>\frac{kJ}{mol}</math>）和质量焓（或比焓，<math>h</math>）（单位：千焦/千克，<math>\frac{kJ}{kg}</math>）也非常重要，前后分别描述了焓在单位物质的量和单位质量上的定义。

焓是内能和体积的勒让德变换。<math>S, P, N</math>总合的热势能。

总论

焓的定义是：

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

其中<math>H</math>表示焓，<math>U</math>表示内能。

内能来自于热能－以分子不规则运动为依据（动能，旋转动能，振动能），化学能和原子核的势能。此外还有偶极子的电磁转换。焓由系统温度的提高而成比例增大，在绝对零度时为零点能量。在这里体积功直接视为对压力（<math>p</math>）引起体系体积（<math>V</math>）变化而形成的功。

由微分形式表达为：

<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：微分符号中的正体<math>\mathrm{d}</math>和斜体<math>d</math>的区别，正体<math>\mathrm{d}</math>为状态参数所保留。 <math>H = U + pV</math>实际上可以导出理想气体焦汤系数（焦耳-汤姆孙系数）为0的悖论。但实际上没有理想气体。所以并不存在矛盾。

定义

定义一个系统内：

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

式子<math>H</math>为焓，<math>U</math>为系统内能，<math>p</math>为其压强，<math>V</math>则为体积。

对于在大气内进行的化学反应，压强一般保持常值，则有

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

规定放热反应的焓取负值。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的热。

严格的标准热化学方程格式：<chem>H2 + 1/2O2 -> H2O</chem> <math>\Delta_r{H^\theta}_m=-286</math>kJ·mol⁻¹ （<math>\theta</math>表示标准态，<math>r</math>表示反应，<math>m</math>表示1mol反应，含义为标准态下进行一摩尔反应的焓变）

标准生成焓

主条目：标准摩尔生成焓

标准生成焓是指在标准状态（100kPa；25 ℃）下生成一摩尔最稳定形态纯净物质放出（放热反应，符号为负）或者吸收（吸热反应，符号为正）的焓，单位千焦/摩尔，符号<math>\Delta {H_f}^0</math>。

焓为负时，表明构成此物质的过程中放出能量；相反焓为正时，构成此物质的过程中需要吸收能量。标准生成焓为极大的负值表明此物质有极高的化学稳定性（就是说，构成此物质时放出了极大能量，而要破坏此物质，同样需要极大的能量）。

标准生成焓的一个重要应用是通过赫斯定律计算反应焓：反应焓等于反应产物的标准生成焓与反应物的标准生成焓之差。公式表示为

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

这与赫斯定律等效：生成焓在通常条件下只与物质本身相关，而与反应的过程无关。 生成焓是一个热力学状态参数。其所有值与热力学平衡相关，因为温度并未定义。

参见

• 熵（Entropy）
• 㶲（Exergy）
• 㷻（Anergy）
• 能量
• 热力学
• 热化学