焓变（物体焓的变化量）

公式

焓变

在恒压条件下，

焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。

熵增焓减，反应自发；

熵减焓增，反应逆向自发；

熵增焓增，高温反应自发；

熵减焓减，低温反应自发。

相关知识

在介绍焓之前我们需要了解一下分子热运动、热力学能和热力学第一定律：

1827年，英国植物学家布朗把非常细小的花粉放在水面上并用显微镜观察，发现花粉在水面上不停地运动，且运动轨迹极不规则。起初人们以为是外界影响，如振动或液体对流等，后经实验证明这种运动的的原因不在外界，而在液体内部。原来花粉在水面运动是受到各个方向水分子的撞击引起的。于是这种运动叫做布朗运动，布朗运动表明液体分子在不停地做无规则运动。从实验中可以观察到，布朗运动随着温度的升高而愈加剧烈。这表示分子的无规则运动跟温度有关系，温度越高，分子的无规则运动就越激烈。正因为分子的无规则运动与温度有关系，所以通常把分子的这种运动叫做分子的热运动。

在热学中，分子、原子、离子做热运动时遵从相同的规律，所以统称为分子。

既然组成物体的分子不停地做无规则运动，那么，像一切运动着的物体一样，做热运动的分子也具有动能。个别分子的运动现象（速度大小和方向）是偶然的，但从大量分子整体来看，在一定条件下，他们遵循着一定的统计规律，与热运动有关的宏观量——温度，就是大量分子热运动的统计平均值。分子动能与温度有关，温度越高，分子的平均动能就越大，反之越小。所以从分子动理论的角度看，温度是物体分子热运动的平均动能的标志（即微观含义，宏观：表示物体的冷热程度）。

分子间存在相互作用力，即化学上所说的分子间作用力（范德华力）。分子间作用力是分子引力与分子斥力的合力，存在一距离r0使引力等于斥力，在这个位置上分子间作用力为零。分子引力与分子斥力都随分子间距减小而增大，但是斥力的变化幅度相对较大，所以分子间距大于r0时表现为引力，小于r0时表现为斥力。因为分子间存在相互作用力，所以分子间具有由它们相对位置决定的势能，叫做分子势能。分子势能与弹簧弹性势能的变化相似。物体的体积发生变化时，分子间距也发生变化，所以分子势能同物体的体积有关系。

物体中所有分子做热运动的动能和分子势能的总和叫做物体的热力学能，也叫做内能。热力学能与动能、势能一样，是物体的一个状态量。

初中我们学过，改变物体内能的方式有两个：做功和热传递。

一个物体，如果它跟外界不发生热交换，也就是它既没有吸收热量也没有放出热量，则外界对其做功等于其热力学能的增量：

如果物体对外界做功，则W为负值，热力学能增加量

如果外界既没有对物体做功，物体也没有对外界做功，那么物体吸收的热量等于其热力学能的增量：

如果物体放热，则Q为负值，热力学能增加量

一般情况下，如果物体跟外界同时发生做功和热传递的过程，那么物体热力学能的增量等于外界对物体做功加上物体从外界吸收的热量，即：

因为热力学能U是状态量，所以：

上式即热力学第一定律的表达式。

化学反应都是在一定条件下进行的，其中以恒容与恒压最为普遍和重要。

在密闭容器内的化学反应就是恒容过程。因为系统体积不变，而且只做体积功（即通过改变物体体积来对物体做功，使物体内能改变，如在针管中放置火柴头，堵住针头并压缩活塞，火柴头会燃烧），所以

它表明恒容过程的热等于系统热力学能的变化，也就是说，只要确定了过程恒容和只做体积功的特点，Q就只决定于系统的初末状态。

在敞口容器中进行的化学反应就是恒压过程。所谓横压是制系统的压强p等于环境压强p外，并保持恒定不变，即

其中W为外界对系统做的功，所以系统对外做功为负。压强乘以体积的改变量是系统对外做的功，可以按照

将其代入热一定律表达式得：

因为

它表明恒压过程中的热等于系统焓的变化，也就是说，只要确定了过程恒压和只做体积功的特点，Q就只决定于系统的初末状态。

焓变

在化学反应中，因为H是状态函数，所以只有当产物和反应物的状态确定后，

气体——在

液体和固体——在

对于一个任意的化学反应：

其中e、f、g、r为化学计量系数。若各物质的温度相同，且均处于热化学标准状态，则g mol G和r mol R的焓与e mol E和f mol F的焓之差，即为该反应在该温度下的标准摩尔反应焓或标准摩尔反应热，符号为

B

式中，B代表反应物或产物，vB为相应的化学计量系数，对反应物取负值，对产物取正值。根据相关计量标准，对于化学反应

B

由此可以概括出如下几点：

对于指定的化学计量方程式，vB为定值，

由于vB的量纲为1，

对于反应

对于指定的化学计量方程式，当

焓变是与化学反应的起始状态、终止状态有关，与物质所处环境的压强、温度等因素有关，与化学反应的过程无关。焓（H）及焓变（

在等压，只做体积功条件下：

含

则

结论：等压，只做体积功条件下（化学反应通常属此种情况），体积焓变

反应热和焓变

焓是与内能有关的物理量，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变

在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可用热量（或换成相应的热量）来表示，叫反应热，又称“焓变”，符号用

说明：

1、化学反应中不仅存在着“物质变化”，还存在着“能量变化”，这种变化不仅以热能的形式体现出来，还可以以光、电等形式表现。

2、如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，就有部分能量以热的形式释放出来，称为放热反应；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，反应物就需要吸收能量，才能转化为生成物。

一个化学反应是放热还是吸热取决于所有断键吸收的总能量与所有形成新键放出的总能量的相对大小，若断键吸收的总能量小于形成新键释放的总能量，则为放热反应；断键吸收的总能量大于形成新键释放的总能量，则为吸热反应。

3、焓是与内能有关的物理量，在敞口容器中（即恒压条件下）焓变与反应热相同。

4、从宏观角度：焓变

H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；

5、从微观角度：

6、体系：被研究的物质系统称为体系，体系以外的其他部分称为环境。放热是体系对环境做功，把能量传递给环境；而吸热则是环境对体系做功，是环境把能量传递给体系。

7、反应热和焓变的单位都是“kJ/mol或

8、常见的放热反应有：化合反应、酸碱中和反应、燃烧反应、活泼金属与酸的反应等；常见的吸热反应有：分解反应、碳与一氧化碳的反应、氢氧化钡与氯化铵固体的反应等。

热化学方程式

热化学方程式：能表示参加反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。

说明：

1、影响一个化学反应的反应热的因素有：①反应时的温度与压强；②反应物与生成物的状态；③方程式中的计量数。

2、我们可以通过：①注明温度与压强；②注明反应物与生成物的状态；③注明△H的正负；④△H与计量数成比例等直观地表示化学反应中的热效应。

3、热化学方程式的意义：表明了物质的种类（质变的过程）；表明了物质数量的变化（量变的过程）；表明了化学反应中能量的变化（焓变）。

4、与化学方程式相比，正确书写热化学方程式时应注意：①需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其

5、热化学方程式书写正确的判断：遵循质量守恒定律和能量守恒定律。

分类

摩尔相变焓

摩尔相变焓是指单位物质的量的物质在恒定温度T及该温度平衡压力下发生相变时对应的焓变，记作

若物质的量为n的物质在温度T及该温度平衡压力下发生相变，则其相变焓为

有关摩尔相变焓需要说明几点：

1 因为定义中的相变过程是恒压且无非体积功，所以摩尔相变焓和Qp，m相等，即

2 对纯物质两相平衡系统，温度一旦确定，则该温度下的平衡压力也就确定，故摩尔相变焓仅仅是温度T的函数。

3由焓的状态函数性质可知，同一种物质、相同条件下互为相反的两种相变过程，其摩尔相变焓量值相等，符号相反。 

摩尔溶解焓

在恒定T、p下，将单位物质的量的溶质B溶解于物质的量为nA的溶剂A形成摩尔分数xB的溶液时，此过程的焓变即称为该组成溶液的摩尔溶解焓。