2、焓
化學熱力學是一門研究在化學變化和物理變化中伴隨發(fā)生的能量轉換和傳遞的科學。
(一)基本概念：
（1）．體系與環(huán)境：在化學中，把研究的對象叫做體系，把體系以外的部分叫做環(huán)境
敞開體系：體系與環(huán)境之間既有物質交換，又有能量的交換。
封閉體系：體系與環(huán)境之間無物質交換，只有能量的交換。
孤立體系：體系與環(huán)境之間，既沒有物質交換，也沒有能量交換。
（2）．狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)：
狀態(tài)：用來描述這個體系的諸如溫度、壓力、體積、質量和組成等物理性質和化學性質的總和，當這些性質都有確定值時，就說體系處于一定的狀態(tài)。
狀態(tài)函數(shù)：用來描述體系的這些性質僅決定于狀態(tài)本身而與變化過程的具體途徑無關，這些性質就是狀態(tài)函數(shù)。
顯然，P、V、T、n、△u等都是狀態(tài)函數(shù)，而Q、w都不是狀態(tài)函數(shù)與途徑有關。
狀態(tài)函數(shù)值的變化只取決于體系的初態(tài)和終態(tài)而與變化的途徑無關。
（3）．過程和途徑：
過程：體系所發(fā)生的狀態(tài)變化叫做熱力學過程，簡稱過程。過程開始的狀態(tài)叫做始態(tài)，最后的狀態(tài)叫做終態(tài)，習慣上把狀態(tài)變化所經(jīng)歷的具體步驟叫做途徑。常見的過程：
等溫過程(T)：在溫度不變的情況下，體系由始態(tài)到終態(tài)進行的過程。
等壓過程(P)：在壓力不變的情況下，體系由始態(tài)到終態(tài)進行的過程。
恒容過程(V)：在體積不變的情況下，體系由始態(tài)到終態(tài)進行的過程。
絕熱過程(Q)：在變化過程中，體系與環(huán)境之間沒有熱量交換。
(二)熱力學能與熱力學第一定律
（1）．熱與功：
在化學反應中除了有熱能變化之外，還有其他形式的能量變化。在熱力學中，把體系與環(huán)境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量稱為熱，除了熱以外的其他一切交換或傳遞的能量都稱之為功，一般用符號Q表示熱，用符號W表示功。并規(guī)定體系吸收熱量為正值，體系放出熱量為負值，體系對環(huán)境所作的功是正值，環(huán)境對體系所作的功是負值。
（2）．熱力學能：
體系內部能量的總和稱為熱力學能，用符號u表示。熱力學能包括體系內各種物質的分子平動能，分子間勢能，分子內部的轉動能和振動能，電子運動能、核能等。內能的絕對值雖無法測出，但內能的變化△u可通過熱力學第一定律進行計算。
（3）．熱力學第一定律：
人們經(jīng)過長期實踐證明，能量是不生不變的，但它可以變換形式，這就是能量守恒定律。也稱為熱力學第一定律。
如果體系由狀態(tài)(1)變化到狀態(tài)(2)，在此過程中體系從環(huán)境吸熱Q對環(huán)境作功W，則根據(jù)能量守恒定律，體系內能的變化△u為：
△ u=u2一u1=Q-w ——熱力學第一定律的數(shù)學表達式。
(三)焓(H)
在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應叫做恒壓熱效應，用Qp表示，某化學反應在不作其他功和恒壓條件下進行時，其熱效應Qp由熱力學第一定律可知：
Qp =( u2 +pV2)一(u1+pVl)
從上式可看出，Qp就是終態(tài)的(u2 +pV2)與始態(tài)的(u1+pVl )之差，由于u、p、V都是體積的狀態(tài)函數(shù)，它們的組合當然也是狀態(tài)函數(shù)，在熱力學中，將u+pV定義為
新的狀態(tài)函數(shù)，叫做焓，用符號H表示，即：H=u+pV。
此式表明：焓不是“體系所包含的熱”而是一項復合能，即等于體系的內能(u)與體系的體積能(pV)的總和，它是體系的一種熱力學性質。
當體系的狀態(tài)在恒壓下發(fā)生改變時，其焓變?yōu)椤鱄=H2一Hl=( u2 +pV2 )一(u1+pVl)，所以Qp=△H，即在恒壓過程中，體系吸收的熱量等于體系中焓的增量，因此，△H也叫做恒壓條件下的反應熱，它等于體系的內能變化與體系所作膨脹功的總和
△H=△u+p·△V。
(1)．標準焓變△rHm㈠
恒壓下，化學反應的焓變可由實驗測定Qp而得到，但一般也可利用熱力學數(shù)據(jù)計算得出，由于焓的絕對值和內能一樣，也是無法測定的。因而只能采取一些相對的標準，這樣可方便地計算反應的焓變，常把 △rHm㈠稱作標準摩爾焓變，△rHm㈠中，r表示反應，(-)表示反應時壓力為100kPa，m表示化學進度為1mol。
(2)．蓋斯定律
蓋斯定律：不管化學反應是一步完成，或者是幾步完成，這一反應的熱效應總是相同的。這也是能量守恒定律的一種表現(xiàn)形式。
這是因為焓或內能是狀態(tài)函數(shù)，只要化學反應的始態(tài)和終態(tài)給定，則△H或△u便是定值，與這個反應的途徑無關，
（3）．標準生成焓
由穩(wěn)定單質生成單位量(如lmol)某種物質反應的標準焓變，定義為該種物質的標準生成焓，以△fH m㈠表示，f：表示生成，m代表lmol；(-)：表示處于標準狀態(tài)。
任何處于最穩(wěn)定狀態(tài)下的單質，其標準生成焓為零：
顯然，根據(jù)蓋斯定律和標準生成焓的定義，可以得出某一反應的標準焓變。對于任何一個反應： aA+bB=eE+dD
在298k，100kPa的標準條件，反應的標準焓變△rHm㈠，可按下式求得：
△rHm㈠=（e·△fH m㈠(E)+ d·△fH m㈠(D)）-（a·△fH m㈠(A)+ b·△fH m㈠(B)）
例2、 求：3Fe2O3(s)+H2(g)一2Fe304(s) +H20(1) 的△rHm㈠
-824.25 0 -1118.38 -285.83
△fH m㈠(298k)/kJ·mol-1
解： △rHm㈠ =∑(△fH m㈠)產(chǎn)物—∑(△fH m㈠)生成物
=2×(-1118.38)+(-285.83)一3×(-824.25)
=-49.84kJ·mol-1
化學熱力學是一門研究在化學變化和物理變化中伴隨發(fā)生的能量轉換和傳遞的科學。
(一)基本概念：
（1）．體系與環(huán)境：在化學中，把研究的對象叫做體系，把體系以外的部分叫做環(huán)境
敞開體系：體系與環(huán)境之間既有物質交換，又有能量的交換。
封閉體系：體系與環(huán)境之間無物質交換，只有能量的交換。
孤立體系：體系與環(huán)境之間，既沒有物質交換，也沒有能量交換。
（2）．狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)：
狀態(tài)：用來描述這個體系的諸如溫度、壓力、體積、質量和組成等物理性質和化學性質的總和，當這些性質都有確定值時，就說體系處于一定的狀態(tài)。
狀態(tài)函數(shù)：用來描述體系的這些性質僅決定于狀態(tài)本身而與變化過程的具體途徑無關，這些性質就是狀態(tài)函數(shù)。
顯然，P、V、T、n、△u等都是狀態(tài)函數(shù)，而Q、w都不是狀態(tài)函數(shù)與途徑有關。
狀態(tài)函數(shù)值的變化只取決于體系的初態(tài)和終態(tài)而與變化的途徑無關。
（3）．過程和途徑：
過程：體系所發(fā)生的狀態(tài)變化叫做熱力學過程，簡稱過程。過程開始的狀態(tài)叫做始態(tài)，最后的狀態(tài)叫做終態(tài)，習慣上把狀態(tài)變化所經(jīng)歷的具體步驟叫做途徑。常見的過程：
等溫過程(T)：在溫度不變的情況下，體系由始態(tài)到終態(tài)進行的過程。
等壓過程(P)：在壓力不變的情況下，體系由始態(tài)到終態(tài)進行的過程。
恒容過程(V)：在體積不變的情況下，體系由始態(tài)到終態(tài)進行的過程。
絕熱過程(Q)：在變化過程中，體系與環(huán)境之間沒有熱量交換。
(二)熱力學能與熱力學第一定律
（1）．熱與功：
在化學反應中除了有熱能變化之外，還有其他形式的能量變化。在熱力學中，把體系與環(huán)境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量稱為熱，除了熱以外的其他一切交換或傳遞的能量都稱之為功，一般用符號Q表示熱，用符號W表示功。并規(guī)定體系吸收熱量為正值，體系放出熱量為負值，體系對環(huán)境所作的功是正值，環(huán)境對體系所作的功是負值。
（2）．熱力學能：
體系內部能量的總和稱為熱力學能，用符號u表示。熱力學能包括體系內各種物質的分子平動能，分子間勢能，分子內部的轉動能和振動能，電子運動能、核能等。內能的絕對值雖無法測出，但內能的變化△u可通過熱力學第一定律進行計算。
（3）．熱力學第一定律：
人們經(jīng)過長期實踐證明，能量是不生不變的，但它可以變換形式，這就是能量守恒定律。也稱為熱力學第一定律。
如果體系由狀態(tài)(1)變化到狀態(tài)(2)，在此過程中體系從環(huán)境吸熱Q對環(huán)境作功W，則根據(jù)能量守恒定律，體系內能的變化△u為：
△ u=u2一u1=Q-w ——熱力學第一定律的數(shù)學表達式。
(三)焓(H)
在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應叫做恒壓熱效應，用Qp表示，某化學反應在不作其他功和恒壓條件下進行時，其熱效應Qp由熱力學第一定律可知：
Qp =( u2 +pV2)一(u1+pVl)
從上式可看出，Qp就是終態(tài)的(u2 +pV2)與始態(tài)的(u1+pVl )之差，由于u、p、V都是體積的狀態(tài)函數(shù)，它們的組合當然也是狀態(tài)函數(shù)，在熱力學中，將u+pV定義為
新的狀態(tài)函數(shù)，叫做焓，用符號H表示，即：H=u+pV。
此式表明：焓不是“體系所包含的熱”而是一項復合能，即等于體系的內能(u)與體系的體積能(pV)的總和，它是體系的一種熱力學性質。
當體系的狀態(tài)在恒壓下發(fā)生改變時，其焓變?yōu)椤鱄=H2一Hl=( u2 +pV2 )一(u1+pVl)，所以Qp=△H，即在恒壓過程中，體系吸收的熱量等于體系中焓的增量，因此，△H也叫做恒壓條件下的反應熱，它等于體系的內能變化與體系所作膨脹功的總和
△H=△u+p·△V。
(1)．標準焓變△rHm㈠
恒壓下，化學反應的焓變可由實驗測定Qp而得到，但一般也可利用熱力學數(shù)據(jù)計算得出，由于焓的絕對值和內能一樣，也是無法測定的。因而只能采取一些相對的標準，這樣可方便地計算反應的焓變，常把 △rHm㈠稱作標準摩爾焓變，△rHm㈠中，r表示反應，(-)表示反應時壓力為100kPa，m表示化學進度為1mol。
(2)．蓋斯定律
蓋斯定律：不管化學反應是一步完成，或者是幾步完成，這一反應的熱效應總是相同的。這也是能量守恒定律的一種表現(xiàn)形式。
這是因為焓或內能是狀態(tài)函數(shù)，只要化學反應的始態(tài)和終態(tài)給定，則△H或△u便是定值，與這個反應的途徑無關，
（3）．標準生成焓
由穩(wěn)定單質生成單位量(如lmol)某種物質反應的標準焓變，定義為該種物質的標準生成焓，以△fH m㈠表示，f：表示生成，m代表lmol；(-)：表示處于標準狀態(tài)。
任何處于最穩(wěn)定狀態(tài)下的單質，其標準生成焓為零：
顯然，根據(jù)蓋斯定律和標準生成焓的定義，可以得出某一反應的標準焓變。對于任何一個反應： aA+bB=eE+dD
在298k，100kPa的標準條件，反應的標準焓變△rHm㈠，可按下式求得：
△rHm㈠=（e·△fH m㈠(E)+ d·△fH m㈠(D)）-（a·△fH m㈠(A)+ b·△fH m㈠(B)）
例2、 求：3Fe2O3(s)+H2(g)一2Fe304(s) +H20(1) 的△rHm㈠
-824.25 0 -1118.38 -285.83
△fH m㈠(298k)/kJ·mol-1
解： △rHm㈠ =∑(△fH m㈠)產(chǎn)物—∑(△fH m㈠)生成物
=2×(-1118.38)+(-285.83)一3×(-824.25)
=-49.84kJ·mol-1