基本介紹
相關知識,分類,摩爾相變焓,摩爾溶解焓,反應熱和焓變,熱化學方程式,
ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。
ΔH=ΔU+Δ（pV）
在恆壓條件下，ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。
熵增焓減，反應自發；
熵減焓增，反應逆向自發；
熵增焓增，高溫反應自發；
熵減焓減，低溫反應自發。
相關知識
分子的熱運動
1827年，英國植物學家布朗把非常細小的花粉放在水面上並用顯微鏡觀察，發現花粉在水面上不停地運動，且運動軌跡極不規則。起初人們以為是外界影響，如振動或液體對流等，後經實驗證明這種運動的的原因不在外界，而在液體內部。原來花粉在水面運動是受到各個方向水分子的撞擊引起的。於是這種運動叫做布朗運動，布朗運動表明液體分子在不停地做無規則運動。從實驗中可以觀察到，布朗運動隨著溫度的升高而愈加劇烈。這表示分子的無規則運動跟溫度有關係，溫度越高，分子的無規則運動就越激烈。正因為分子的無規則運動與溫度有關係，所以通常把分子的這種運動叫做分子的熱運動。
熱力學能
既然組成物體的分子不停地做無規則運動，那么，像一切運動著的物體一樣，做熱運動的分子也具有動能。個別分子的運動現象（速度大小和方向）是偶然的，但從大量分子整體來看，在一定條件下，它們遵循著一定的統計規律，與熱運動有關的巨觀量——溫度，就是大量分子熱運動的統計平均值。分子動能與溫度有關，溫度越高，分子的平均動能就越大，反之越小。所以從分子動理論的角度看，溫度是物體分子熱運動的平均動能的標誌（即微觀含義，巨觀：表示物體的冷熱程度）。
分子間存在相互作用力，即化學上所說的分子間作用力（范德華力）。分子間作用力是分子引力與分子斥力的合力，存在一距離r0使引力等於斥力，在這個位置上分子間作用力為零。分子引力與分子斥力都隨分子間距減小而增大，但是斥力的變化幅度相對較大，所以分子間距大於r0時表現為引力，小於r0時表現為斥力。因為分子間存在相互作用力，所以分子間具有由它們相對位置決定的勢能，叫做分子勢能。分子勢能與彈簧彈性勢能的變化相似。物體的體積發生變化時，分子間距也發生變化，所以分子勢能同物體的體積有關係。
一個物體，如果它跟外界不發生熱交換，也就是它既沒有吸收熱量也沒有放出熱量，則外界對其做功等於其熱力學能的增量：
ΔU1=W
如果物體對外界做功，則W為負值，熱力學能增加量ΔU1也為負值，表示熱力學能減少。
如果外界既沒有對物體做功，物體也沒有對外界做功，那么物體吸收的熱量等於其熱力學能的增量：
ΔU2=Q
如果物體放熱，則Q為負值，熱力學能增加量ΔU2也為負值，表示熱力學能減少。
ΔU=ΔU1+ΔU2=Q+W
熱力學第一定律
因為熱力學能U是狀態量，所以：
ΔU=U末態-U初態=Q+W
上式即熱力學第一定律的表達式。
在密閉容器內的化學反應就是恆容過程。因為系統體積不變，而且不做體積功，所以W=0，代入熱一定律表達式得：
ΔU=Q
它表明恆容過程的熱等於系統熱力學能的變化，也就是說，只要確定了過程恆容和不做體積功的特點，Q就只決定於系統的初末狀態。
在敞口容器中進行的化學反應就是恆壓過程。所謂恆壓是指系統的壓強p等於環境壓強p外，並保持恆定不變，即p=p外=常數。由於過程恆壓和只做體積功，所以：
W=W體積=-p外(V2-V1)=-(p2V2-p1V1)
其中W為外界對系統做的功，所以系統對外做功為負。壓強乘以體積的改變數是系統對外做的功，可以按照p=F/S，V=Sh，∴Fh=pV來理解。
將其代入熱一定律表達式得：
Q=ΔU-W=U2-U1+(p2V2-p1V1)=(U2+p2V2)-(U1+p1V1)
Q=H2-H1=ΔH
它表明恆壓過程中的熱等於系統焓的變化，也就是說，只要確定了過程恆壓和只做體積功的特點，Q就只決定於系統的初末狀態。
焓的理解
焓的物理意義可以理解為恆壓和只做體積功的特殊條件下，Q=ΔH，即反應的熱量變化。因為只有在此條件下，焓才表現出它的特性。例如恆壓下對物質加熱，則物質吸熱後溫度升高，ΔH>0，所以物質在高溫時的焓大於它在低溫時的焓。又如對於恆壓下的放熱化學反應，ΔH<0，所以生成物的焓小於反應物的焓。
在化學反應中，因為H是狀態函式，所以只有當產物和反應物的狀態確定後，ΔH才有定值。為把物質的熱性質數據匯集起來，以便人們查用，所以很有必要對物質的狀態有一個統一的規定，只有這樣才不致引起混亂。基於這種需要，科學家們提出了熱力學標準狀態的概念。熱力學標準狀態也稱熱化學標準狀態，具體規定為：
液體和固體——在pθ壓力下的液態和固態純物質。
對於一個任意的化學反應：
eE+fF——→gG+rR
其中e、f、g、r為化學計量係數。若各物質的溫度相同，且均處於熱化學標準狀態，則g mol G和r mol R的焓與e mol E和f mol F的焓之差，即為該反應在該溫度下的標準摩爾反應焓或標準摩爾反應熱，符號為ΔrH(T)，其中下標“r”指反應，“T”指反應時的熱力學溫度，“m”指ξ=1mol，ΔrH的單位為kJ·mol-1。
ξ讀作“可賽”，為反應進度，對於反應eE+fF——→gG+rR，可以寫成：
0=gG+rR-eE-fF=∑vBB
B
式中，B代表反應物或產物，vB為相應的化學計量係數，對反應物取負值，對產物取正值。根據相關計量標準，對於化學反應0=∑vBB，若任一物質B物質的量，初始狀態時為nB0，某一程度時為nB，則反應進度ξ的定義為：
B
ξ=(nB-nB0)/vB=ΔnB/vB
由此可以概括出如下幾點：
對於指定的化學計量方程式，vB為定值，ξ隨B物質的量的變化而變化，所以可用ξ度量反應進行的深度。
由於vB的量綱為1，ΔnB的單位為mol，所以ξ的單位也為mol。
對於反應eE+fF——→gG+rR，可以寫出：
ξ=ΔnE/vE=ΔnF/vF=ΔnG/vG=ΔnR/vR
對於指定的化學計量方程式，當ΔnB的數值等於vB時，則ξ=1mol。
焓變的理解
焓變是與化學反應的起始狀態、終止狀態有關，與物質所處環境的壓強、溫度等因素有關，與化學反應的過程無關。焓（H）及焓變（△H）與等壓熱效應（qp）的關係如下：
在等壓，只做體積功條件下：
Δu = qp + w = qp – p(v2– v1)
Δu = qp + pv1– pv2
qp = (u2+ pv2 – (u1+ pv1)
含 H = u + pv (H 定義為焓，是狀態函式)
則 qp = H2 – H1 = ΔH
分類
摩爾相變焓
摩爾相變焓是指單位物質的量的物質在恆定溫度T及該溫度平衡壓力下發生相變時對應的焓變，記作△相變Hm .單位為J/mol或kJ/mol
若物質的量為n的物質在溫度T及該溫度平衡壓力下發生相變，則其相變焓為
△相變Hm=n△相變Hm
有關摩爾相變焓需要說明幾點：
1 因為定義中的相變過程是恆壓且無非體積功，所以摩爾相變焓和Qp，m相等，即△相變Hm=Qp，m，因為這裡的摩爾相變焓，在量值上就是摩爾相變熱
2 對純物質兩相平衡系統，溫度一旦確定，則該溫度下的平衡壓力也就確定，故摩爾相變焓僅僅是溫度T的函式。
3由焓的狀態函式性質可知，同一種物質、相同條件下互為相反的兩種相變過程，其摩爾相變焓量值相等，符號相反。
摩爾溶解焓
在恆定T、p下，將單位物質的量的溶質B溶解於物質的量為nA的溶劑A形成摩爾分數xB的溶液時，此過程的焓變即稱為該組成溶液的摩爾溶解焓。
反應熱和焓變
焓是與內能有關的物理量，反應在一定條件下是吸熱還是放熱由生成物和反應物的焓值差即焓變（△H）決定。
在化學反應過程中所釋放或吸收的能量都可用熱量（或換成相應的熱量）來表示，叫反應熱，又稱“焓變”，符號用△H表示，單位一般採用kJ/mol
說明：
1、化學反應中不僅存在著“物質變化”，還存在著“能量變化”，這種變化不僅以熱能的形式體現出來，還可以以光、電等形式表現。
2、如果反應物所具有的總能量高於生成物所具有的總能量，那么在發生化學反應時，就有部分能量以熱的形式釋放出來，稱為放熱反應；如果反應物所具有的總能量低於生成物所具有的總能量，那么在發生化學反應時，反應物就需要吸收能量，才能轉化為生成物。
一個化學反應是放熱還是吸熱取決於所有斷鍵吸收的總能量與所有形成新鍵放出的總能量的相對大小，若斷鍵吸收的總能量小於形成新鍵釋放的總能量，則為放熱反應；斷鍵吸收的總能量大於形成新鍵釋放的總能量，則為吸熱反應。
3、焓是與內能有關的物理量，在敞口容器中（即恆壓條件下）焓變與反應熱相同。
4、從巨觀角度：焓變（△H）：ΔH=H生成物－H反應物（巨觀），其中：
H生成物表示生成物的焓的總量；H反應物表示反應物的焓的總量；ΔH為“+”表示吸熱反應，ΔH為“－”表示放熱反應。
5、從微觀角度：ΔH=E吸收－E放出 （微觀），其中：E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量，E放出表示生成物成鍵時放出的總能量；ΔH為“+”表示吸熱反應，ΔH為“－”表示放熱反應。
6、體系：被研究的物質系統稱為體系，體系以外的其他部分稱為環境。放熱是體系對環境做功，把能量傳遞給環境；而吸熱則是環境對體系做功，是環境把能量傳遞給體系。
7、反應熱和焓變的單位都是“kJ/mol或kJ·mol-1”，其中mol是指每摩爾某一反應，而不是指某一物質的微粒等。
8、常見的放熱反應有：化合反應、酸鹼中和反應、燃燒反應、活潑金屬與酸的反應等；常見的吸熱反應有：分解反應、碳與一氧化碳的反應、氫氧化鋇與氯化銨固體的反應等。
熱化學方程式
熱化學方程式：能表示參加反應的物質的量和反應熱的關係的化學方程式。
說明：
1、影響一個化學反應的反應熱的因素有：①反應時的溫度與壓強；②反應物與生成物的狀態；③方程式中的計量數。
2、我們可以通過：①註明溫度與壓強；②註明反應物與生成物的狀態；③註明△H的正負；④△H與計量數成比例等直觀地表示化學反應中的熱效應。
3、熱化學方程式的意義：表明了物質的種類（質變的過程）；表明了物質數量的變化（量變的過程）；表明了化學反應中能量的變化（焓變）。
4、與化學方程式相比，正確書寫熱化學方程式時應注意：①需註明反應的溫度和壓強；因反應的溫度和壓強不同時，其△H不同。（對於25℃、101kPa時進行的反應可以不註明）；②必須標明各種物質的狀態（s、l、g、aq）。（不同物質中貯存的能量不同）；③方程式後面必須標明反應熱，吸熱反應ΔH為“+”、放熱反應ΔH為“－”；④熱化學方程式中各物質化學式前面的係數僅表示該物質的物質的量，所以，可以用分數表示；⑤ΔH的數值與反應的係數成比例；⑥不需要註明反應的條件。
