[拼音]:汉

“焓”

任何系统的热力学函数定义为：

H=U+pV (1)

式中，U为系统的内能；P是系统的压强；V是系统的体积。

焓这个名字是由荷兰物理学家H.谢林-翁内斯创造的，它来自希腊语中的“热”。因为焓变量H与特定过程中的热量有关。焓有很多其他的名字，比如焓、热容、热函数和吉布斯热函数。这些名字不是很准确。中国国家标准GB31028-82规定该量的名称为焓，符号为H。

式(1)中，U、p、V为系统的状态参数。因此，U+pV即焓也是一个状态函数，而且范围很广。当系统经过某一过程时，焓变量H只与初始状态和最终状态有关，而与中间过程无关。

焓变与热效应的关系在给定的过程中，焓变与热效应有关。若在恒压条件下进行某一过程，只做体积功，则根据式(1)可得：

H=U=pV (2)

根据热力学第一定律，当只做体积功时，其表达式为：

U=Qp-peV (3)

其中pe代表外部压力。将式(3)代入式(2)可得：

H=Qp (4)

式中Qp为恒压过程的热效应，由状态决定，等于H。由上式可以看出，系统的焓变H仅在恒压过程和体积做功的条件下才等于恒压过程的热效应。在化学中，许多过程都满足上述两个条件，如恒压相变(熔化、升华、沸腾)和恒压下的化学变化。因此，可以利用式(4)通过焓变研究定压过程的热效应H。

定压热容定义为：

(5)

Cp为恒压下的热容；T是热力学温度；Q是热效应。根据热力学第一定律的微分表达式，式(3)为：

dU=Qp-pdV

恒压过程为：

Qp=d(U+pV)=dH (6)

将式(6)代入式(5)可得：

(7)

式(7)为恒压下的热容表达式。仅在定压定容做功的条件下，为系统温度变化引起的系统焓变。

在热力学中，对于热力学能的绝对值，纯物质的标准生成焓是未知的，因此焓的绝对值是不可能得到的。人们通常选择一些物质，选择任意状态作为标准状态，人为地确定焓值。例如，在热工的jian - case蒸汽表中，当液态水在32F的条件下与其饱和蒸汽压处于平衡状态时，水的焓值定义为零。在化学热力学中，纯物质的标准焓定义如下(见表)。

标准状态不指定温度的值，同一物质随温度变化，可能有无限多个标准状态。国际纯粹与应用化学联合会推荐0K, 273.15K和298.15K作为参考温度，首选298.15K。

根据上述规律，可得化合物的标准摩尔生成焓()，例如：

C (s) + O2 (g)二氧化碳(g)

(稳定形态单质石墨，298.15K, 101.325kPa)=0[O2, 298.15K, p(101.325kPa理想气体)]=0

(CO2, 298.15K, p0)=Qp (8)

化合物的标准摩尔生成焓等于标准状态下稳定元素恒压生成标准摩尔化合物过程的热效应Qp。

对于理想化学反应，不考虑混合焓变，化学反应的摩尔焓变rHm为：

(9)

式中，vB为化学反应的测量系数；B是参与反应的分子或原子的符号。由式(9)可知，化学反应的焓变等于生成物的总生成焓减去反应物的总生成焓。

赫斯定律是热化学中的一条重要定律，它指出：“如果相同的反应物经过不同的途径生成相同的产物，则化学反应的恒压热效应是固定的，与途径无关。”因此，可以从易于测量的Hm计算出难以测量的rHm;标准摩尔生成焓可用来计算化学反应；化学反应的rHm可由燃烧焓计算得到。

化学反应焓变与温度的关系基尔霍夫定律设对于任何化学反应，由热容的定义可知：

(10)

其中Cp是生成物的总热容减去反应物的总热容。通过对该方程积分，可以由该化学反应在另一温度下的焓变得到该化学反应在一温度下的焓变：

(11)

其中H0是不定积分常数。积分时，需要知道化学反应中各物质的Cp与温度的关系。这种关系在个别情况下可以从理论上推导出来，但一般采用以下经验公式：

Cp, m=a+bT+cT2 (12)

或

Cp, m=a+bT+c '/T2 (13)

式中，a, b, c, c '为经验常数。应用式(11)时，必须先知道某一温度下的焓变rHm，并代入式(11)求出H0，才能计算出另一温度下的焓变。标准摩尔生成焓通常用来计算给定温度下的焓变。

麦格拉山，《化学热力学》，学术出版社，伦敦，1979年。参考文章

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