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(enthalpy,读音ㄏㄢˊ|hán)是一个热力学系统中的能量参数。规定由字母H表示(H来自于英语Heat Capacity(热容)一词),单位為焦耳(J)。此外在化学技术文献中,摩尔焓Hm(单位:千焦/摩尔,kJ/mol)和质量焓(或比焓)h(单位:千焦/千克,kJ/kg)也非常重要,它们分别描述了焓在单位物质的量和单位质量上的定义。

焓是内能和体积的勒让德变换。它是SpN总合的热势能。

总论[编辑]

焓的定义是:

H = U + pV

其中H表示焓,U表示内能。

内能来自于热能-以分子不规则运动为依据(动能旋转动能振动能),化学能和原子核的位能。此外还有偶极子的电磁转换。焓由系统温度的提高而成比例增大,在绝对零度时为零点能量。在这里体积功直接视为对压力(p)引起体系体积V)变化而形成的功。

由微分形式表达为:


\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:微分符号中的正体d和斜体d的区别,正体d为状态参数所保留。 H = U + pV实际上可以导出理想气体焦汤系数为0的悖论。但实际上没有理想气体。

定义[编辑]

定义一个系统内:

H = U + pV

式子H,U为系统内能,p为其壓力,V则为体积

对于在大气内进行的化学反应压强一般保持常值,则有

\delta H = \delta U + p \delta V

规定放热反应的取负值。如:

SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4(l) ΔH= -130.3 kJ/mol

表示每生成1 mol H2SO4放出130.3 kJ的热。

严格的标准热化学方程式格式:H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l) ΔrHθm=-286kJ·mol-1 (θ表示标准态,r表示反应,m表示1mol反应,含义为标准态下进行一摩尔反应的焓变)

标准生成焓[编辑]

标准生成焓是指在标准状态(101.3 kPa;25 ℃)下生成一摩尔最稳定形态纯净物质放出(放热反应,符号为负)或者吸收(吸热反应,符号为正)的焓,单位千焦/摩尔,符号Δ Hf0

焓为负时,表明构成此物质的过程中放出能量;相反焓为正时,构成此物质的过程中需要吸收能量。标准生成焓为极大的负值表明此物质有极高的化学稳定性(就是说,构成此物质时放出了极大能量,而要破坏此物质,同样需要极大的能量)。

标准生成焓的一个重要应用是通过盖斯定律计算反应焓:反应焓等于反应产物的标准生成焓与反应物的标准生成焓之差。公式表示为

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

这与盖斯定律等效:生成焓在通常条件下只与物质本身相关,而与反应的过程无关。 生成焓是一个热力学状态参数。其所有值与热力学平衡相关,因为温度并未定义。

参见[编辑]