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$H$表示（$H$來自於英語$Heat$ $Capacity$（熱容）一詞），單位為焦耳（$J$）。此外在化學和技術文獻中，摩爾焓$H_{m}$（單位：千焦/摩爾，${\frac {kJ}{mol}}$）和質量焓（或比焓，$h$）（單位：千焦/千克，${\frac {kJ}{kg}}$）也非常重要，它們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。它是$S,P,N$總合的熱位能。

總論

焓的定義是：

$H=U+pV$

其中$H$表示焓，$U$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（$p$）引起體系體積（$V$）變化而形成的功。

由微分形式表達為：

$\mathrm {d} H=\mathrm {d} U+{d}(p\cdot V)=T\cdot {d}S-p\cdot {d}V+p\cdot {d}V+V\cdot {d}p=T\cdot {d}S+V\cdot {d}p$.

注意：微分符號中的正體$\mathrm {d}$和斜體$d$的區別，正體$\mathrm {d}$為狀態參數所保留。 $H=U+pV$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：

$H=U+pV$

式子$H$為焓，$U$為系統內能，$p$為其壓強，$V$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

$\Delta H=\Delta U+p\Delta V$

規定放熱反應的焓取負值。如：

${\ce {SO3 + H2O -> H2SO4}}$ $\bigtriangleup H=-130.3$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：${\ce {H2 + 1/2O2 -> H2O}}$ $\Delta _{r}{H^{\theta }}_{m}=-286$kJ·mol^-1 （$\theta$表示標準態，$r$表示反應，$m$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（101.3 kPa；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$\Delta {H_{f}}^{0}$。

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

$\Delta H_{\mathrm {Reaction} }^{0}=\sum \Delta H_{f,\mathrm {Products} }^{0}-\sum \Delta H_{f,\mathrm {Reactants} }^{0}$

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