焓&熵
焓的百分比表示
焓的百分比表示焓是热力学中一个重要的概念，它是热力学系统的一种重要的状态函数，在物理和化学学科中被广泛运用。
焓的百分比表示在热力学计算中经常应用，本文将从以下几个方面展开。
一、焓概念及计算公式焓是热力学中的一种状态函数，又称为“等焓”，表示系统在一定压力下的总能量。
焓的计算公式为：H = U + PV其中，H表示焓，U表示内能，P表示压力，V表示体积。
在固定压力下，焓的变化量等于热量的变化量，即ΔH = ΔQ。
二、百分比表示焓的百分比表示可以帮助我们更好地理解和处理热力学问题。
假设有一定量的物质，在进入某一过程前的初始状态为H1，进入某一过程后的末状态为H2，则焓的变化量ΔH = H2 - H1。
我们可以通过计算焓的变化百分比来评估进行的过程：ΔH% = ΔH/H1 × 100%其中，ΔH%表示焓的变化百分比，ΔH表示焓的变化量，H1表示初始状态下的焓值。
三、应用实例焓的百分比表示在实际应用中有广泛的应用，下面以蒸汽发电过程为例进行说明：假设在蒸汽发电过程中，1000kg/h的水流经过锅炉，水的初温度为25℃，汽化温度为100℃，蒸汽的最终温度为300℃。
根据热力学原理，水被加热时需要吸收热量，从而使水的焓值增加；水蒸气化时需要吸收潜热，进一步增加水的焓值。
因此，在锅炉中加热水，并将水转化为蒸汽时，焓值的变化为：ΔH = H2 - H1其中，H2为蒸汽的焓值，H1为水的焓值。
根据计算，水的焓值约为104.8kJ/kg，蒸汽的焓值约为2837.6kJ/kg，因此：ΔH = 2837.6 - 104.8 = 2732.8kJ/kg按照百分比表示的公式，焓的变化百分比为：ΔH% = ΔH/H1 × 100%ΔH% = 2732.8/104.8 × 100% ≈ 2601.14%这就意味着，在蒸汽发电过程中，水的焓值增加了2601.14%。
四、注意事项在使用焓的百分比表示时，需要注意以下几点：1. 初始状态下的焓值需要准确测量；2. 某一过程中温度和压力的变化应考虑在内；3. 焓的百分比表示只适用于定压过程，对定容过程不适用。
焓的定义和意义
定义热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，常用符号H表示。
数值上等于系统的内能U加上压强p和体积V的乘积，即H=U+pV。
焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。
英语为：enthalpy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[1]。
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，它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。
焓的定义和意义
定义热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，常用符号H表示。
数值上等于系统的内能U加上压强p和体积V的乘积，即H=U+pV。
焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。
英语为：enthalpy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[1]。
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，它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。
理想气体的焓
理想气体的焓
理想气体的焓
理想气体是指在一定温度和压力下，分子间相互作用力可以忽略不计
的气体。
在热力学中，焓是一个重要的物理量，它表示单位质量物质
的总能量，包括内能和流动能。
对于理想气体，焓的计算可以通过以
下公式得出：
H = U + PV
其中，H表示焓，U表示内能，P表示气体的压强，V表示气体的体积。
对于理想气体，内能只与温度有关，与压强和体积无关。
因此，焓的
变化主要取决于气体的压强和体积的变化。
当气体发生等压过程时，
焓的变化等于气体吸收或放出的热量。
当气体发生等容过程时，焓的
变化为零。
在实际应用中，焓的概念常用于热力学计算和工程设计中。
例如，在
工业生产中，焓的变化可以用于计算热力学效率和能量转换效率。
在
空气动力学中，焓的变化可以用于计算气体的压缩和膨胀过程中的能
量变化。
总之，理想气体的焓是一个重要的热力学量，它可以用于描述气体的能量变化和热力学过程。
在实际应用中，我们需要根据具体情况选择合适的热力学量进行计算和分析，以便更好地理解和掌握气体的热力学性质。
热力学第一定律与焓
热力学第一定律与焓热力学是研究物质内部能量变化和能量传递的学科。
在热力学中，有一个重要的基本定律，即热力学第一定律。
热力学第一定律是能量守恒定律的具体表述，它指出了能量在系统中的转化和传递过程。
热力学第一定律的原理可以通过焓的概念来解释。
焓是一个在热力学中非常重要的物理量，表示了系统的能量和对外做功的能力。
它的符号是H，单位是焦耳（J）。
焓的定义是H=U+PV其中，U是系统的内能，P是压强，V是体积。
内能是系统中分子的平均能量，由分子的热运动引起。
压强和体积则是系统外部条件对系统做功的结果。
根据焓的定义，我们可以推导出焓的变化与内能、压强和体积的关系。
当一定量的物质吸收了热量Q，且对外做了功W时，其焓的变化∆H可以表示为∆H=Q-W焓的增加意味着系统吸收了热量，而焓的减少则意味着系统释放了热量。
热力学第一定律指出了能量在系统中的转化和传递过程，即能量既不能创造也不能消失，只能转化为不同形式的能量。
换言之，系统内的能量增加必定是由于吸收了热量或者对外做了功。
热力学第一定律的数学表达式是∆U=Q-W其中，∆U是系统的内能变化，Q是系统吸收或释放的热量，W是系统对外做的功。
这个方程表明了内能的变化可以由吸热和做功引起。
根据热力学第一定律，我们可以对实际过程进行热力学分析。
例如，当一定量的物质在定压条件下发生化学反应时，系统的焓变等于吸释的热量；当物质在定容条件下发生化学反应时，系统的内能变化等于吸释的热量。
焓在实际应用中有广泛的用途，特别是在化学工程和热力学计算中。
焓的变化可以用于衡量化学反应和相变过程的能量变化，从而帮助我们理解和优化实际过程。
总结一下，热力学第一定律和焓是热力学中的重要概念。
热力学第一定律指出了能量在系统中的转化和传递过程，而焓作为能量和对外做功的能力的度量，帮助我们理解和分析热力学过程。
了解热力学第一定律和焓的原理和应用，对于研究和应用热力学具有重要意义。
焓在生物中的名词解释
焓在生物中的名词解释焓是热力学中的一个重要概念，它在生物学中也发挥着重要的作用。
本文将从生物学的角度出发，对焓在生物中的含义和应用进行解释。
焓（Enthalpy）是热力学中的一个物理量，表示系统的总能量和对外做功的能力之和。
在生物学中，焓是描述生物体内化学反应发生过程中能量变化的重要指标。
生物体内的化学反应是生命活动的基础，而能量在其中起着至关重要的作用。
焓的概念正是用来描述这些能量变化的。
生物体内的能量变化通常表现为热量的释放或吸收，而焓正是用来描述这种热量能量变化的。
对于生物体内的化学反应而言，焓的变化可用来判断反应的方向和速率。
在这里，我们需要引入一个相关的概念——焓变（ΔH）。
焓变是指化学反应中，反应物和生成物之间的焓差，即焓的变化量。
焓变正值表示反应吸热，反应过程中吸收了外界的热量；焓变负值表示反应放热，反应过程中释放了热量。
生物体内的化学反应往往伴随着焓变的发生，而焓变的大小与反应的能量变化密切相关。
举个例子来说明，在人体的呼吸过程中，氧气和葡萄糖发生反应生成二氧化碳和水。
这个反应对应的化学方程式如下：C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O这个反应是放热反应，焓变为负值。
在这个反应过程中，葡萄糖和氧气中的化学键断裂，形成了氧化产物二氧化碳和水，并释放出能量。
这些能量以热量的形式释放出来，并用于维持人体的正常生理功能、运动等等。
生物体内的许多其他重要反应也伴随着焓变，比如蛋白质的合成、核酸的复制等。
生物体内这些重要的化学反应往往能够通过测量焓变的大小来判断反应的进行状况。
焓变的大小取决于反应物的能量状态和反应过程中的能量转化，因此焓变能够为生物学家提供反应热力学数据，帮助他们更好地理解生命活动的基本原理。
总之，焓在生物学中是一个重要的物理量，用来描述生物体内化学反应的能量变化。
通过测量焓变的大小，我们可以了解生物体内的反应热力学性质，并对生命活动进行更深入的研究。
这为生物学家提供了更全面的理论基础，进一步推动了生物科学的发展和进步。
焓
焓[编辑本段]简介焓是一个热力学系统中的能量参数。
规定由字母H（单位：焦耳,J）表示，H来自于英语Heat Capacity（热容）一词。
此外在化学和技术文献中，摩尔焓Hm（单位：千焦/摩尔KJ/mol）和特别焓h（单位：千焦/千克KJ/Kg）也非常重要，它们描述了焓在物质的量n 和物质质量m 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。
[编辑本段]详细内容英语为：enthalpy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[1]。
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，它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。
热力学中的焓
热力学中的焓一、引言热力学是研究能量转化和传递的学科，焓是热力学中一个重要的物理量。
本文将从定义、计算、应用等方面全面介绍焓在热力学中的作用。
二、定义焓（Enthalpy）是热力学中一个重要的物理量，表示系统内部能量与外界做功之和。
它通常用符号H表示，单位为焦耳（J）或卡路里（cal）。
三、计算1. 焓的计算公式根据焓的定义，可以得到以下计算公式：H = U + PV其中，U表示系统内部能量，P表示压强，V表示体积。
2. 焓变的计算公式在化学反应中，通常需要计算化学反应前后系统的焓变。
对于恒压条件下的理想气体来说，可以使用以下公式进行计算：ΔH = ΔU + PΔV四、应用1. 焓在化学反应中的应用在化学反应中，焓变可以帮助我们判断反应是否放热或吸热，并且可以根据焓变大小预测反应速率。
例如，在制备硫酸时，通过计算反应前后系统的焓变可以判断该反应是否放热，以及放热的程度。
2. 焓在工程中的应用在工程中，焓可以用来计算能量转化和传递的效率。
例如，在蒸汽动力机中，可以通过计算蒸汽进入和离开机器的焓值来确定机器的效率。
3. 焓在生物学中的应用在生物学中，焓可以用来计算生物体内化学反应的能量转化。
例如，在人体内，食物被消化吸收后会产生能量，并且这些能量可以通过计算食物前后系统的焓变来确定。
五、总结焓是热力学中一个重要的物理量，它表示系统内部能量与外界做功之和。
通过计算焓变可以判断化学反应是否放热或吸热，并且可以预测反应速率。
在工程和生物学中也有广泛应用。
热力学中的焓和功
热力学中的焓和功热力学是研究能量转化和能量传递的学科。
其中，焓和功是研究热力学过程中的重要概念和关键角色。
本文将详细介绍焓和功在热力学中的定义、性质和应用。
一、焓的定义和性质焓是热力学中描述物质内能和压力-体积之间关系的重要量。
它的定义为：焓等于内能加上外部对系统所作的功，即H=U+PV，其中H表示焓，U表示内能，P 表示系统的压力，V表示体积。
焓是一种热力学状态函数，它的值只取决于系统的初始和末态，与过程的路径无关。
这使得我们能够通过焓的计算来研究系统的热力学性质，并进行能量转化计算。
焓在许多领域中都有着广泛的应用。
在工程中，焓常用于计算理想气体或混合气体的热力学性质，以及控制系统的温度和压力。
在化学反应中，焓变常被用作反应热和反应熵的计算基础。
此外，焓还帮助我们理解热力学过程中的能量转化和传递机制。
二、功的定义和性质功是一个物体由于力的作用而做的功，用来描述能量的转移或转化过程。
在热力学中，功是指外界对系统做的体积功或面积功，通常表示为W。
体积功是通过对系统施加外力使系统体积发生变化而进行的功。
例如，当我们用活塞压缩气体时，我们对气体做了一个体积功。
体积功的计算公式可以表示为W=-PΔV，其中P表示外界的压力，ΔV表示体积的变化。
面积功是通过外界对系统表面施加力而进行的功。
例如，当我们用活塞推动液体流动时，我们对液体做了一个面积功。
面积功的计算公式可以表示为W=-FΔd，其中F表示外界力的大小，Δd表示位置的变化。
功也是状态函数，它的取值只取决于系统的初态和末态，与过程的路径无关。
这使得我们能够通过功的计算来研究系统的能量变化和转移，并进行能量守恒的分析。
三、焓和功的关系与应用焓和功是在热力学过程中密切相关的。
根据焓的定义，焓可以表示为内能和通过功对系统的影响的总和。
换句话说，焓是描述系统内能和外界对系统做功的一个综合指标。
通过对焓和功的计算和分析，我们能够更好地理解系统中能量的转化和传递机制。
焓的定义
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），化学能和原子核的势能。
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强（"p"）引起体系体积（V）变化ΔV 而形成的功。
由微分形式表达为：.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。
[编辑] 定义定义一个系统内:H = U + pV式子H为焓，U为系统内能，p为其压强，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δH = δU + pδV规定放热反应的焓取负值。
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)[编辑] 标准生成焓标准生成焓是指在标准状态(1,013 bar；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）。
化学元素在最稳定状态（氢|H2,氦|He,锂|Li,...）下的标准生成焓，是通过0KJ/Mol定义的。
标准生成焓的一个重要应用是通过赫士定律(又称盖斯定律)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。
公式表示为这与定理等效：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。
焓的定义和意义
定义热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，常用符号H表示。
数值上等于系统的内能U加上压强p和体积V的乘积，即H=U+pV。
焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。
英语为：enthalpy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[1]。
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，它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。
焓_熵
结合实际说一说，在锅炉这两个概念没有汽轮机的明显，我就结合汽轮机的来说说，一般来说，焓降表示做功能力的大小，所以在汽轮机中，要判断那一级的叶片或者高中低缸的做功能力那一个大，则可以根据其蒸汽的初参数和末参数在焓墒表上查的值，两者之差则为改级叶片或汽缸的焓降，如果焓降大则说明改叶片或汽缸的做功能力强；而墒则表示一个不可逆的过程，可以理解为做的是无用功，即在叶片或汽缸做功过程中的能量损失。
焓是单位物质所含能量的多少！汽轮机中就是一个焓降的过程，焓降的过程就是对外做功的过程！实际上，哪怕效率非常高的机组，焓降也不会很高，我们为什么不能让焓降更大呢？这就引出了熵，霍金语：“熵是一种新的世界观” 熵的多少代表了我们利用这些能量所需要付出代价的多少。焓降的过程伴随着熵增，当焓降到一定程度，熵会增到一定程度，也就说我们利用这些能所需要的代价越来越高，熵增到一定程度，需要付出的代价已经不划算利用这些能源了！熵是一种代价，它决定了我们不能靠能量守恒定律而尽情挥霍能源。举例，同样参数的汽轮机，背压机组能发电20-30MW，凝气机组能发电100MW，因为我们建立了真空，付出了循环水的“代价”
焓
d.由卡诺循环得出的另一个重要结论
可逆循环中热量与温度的关系
Q1 Q2 = − T1 T2
Q1 Q2 + =0 T1 T2
卡诺循环中热温商之和为零。
二、理想气体的 C P与 CV 之差
由热力学定律可以证明：C P 和 CV 都必定为正值 对气体来说，C P 恒大于 CV C P 是易测量， CV 是难测量，找出 C P 与 CV 的关系， 可通过 求 P 。 CV C 两者之差为
∂V ∂U C P − CV = + P ∂T P ∂V T
c.理想热机的效率
卡诺循环所做的功 卡诺循环所吸的热 可逆热机的效率
V2 W = R(T2 − T1 ) ln V1
V2 Q 2 = RT 2 ln V1
T1 W T2 − T1 η= = = 1− Q2 T2 T2
可逆热机的效率只与两个热源的温度差有 关，而与工作物质无关。高低温热源温差 越大，热机的效率越高。
过程1 ∆U 1 = 0 过程2
Q=0
V2 V2 Q2 = W1 = nRT2 ln = RT2 ln V1 V1
W2 = − ∆U 2 = CV ,m (T2 − T1 )
V4 Q1 = W3 = RT1 ln V3
过程3 ∆U 3 = 0 过程4
Q=0
W4 = − ∆U 4 = CV , m (T1 − T2 )
Q Q C = = T 2 − T1 ∆T
温度变化很小，则
C =
δQ
dt
热容的单位是 J ⋅ K −1 若物质的量是1Kg（或是1g）则称比热容 J ⋅ K −1 ⋅ g −1 （specific heat），单位 J ⋅ K −1 ⋅ Kg −1 或 若是1mol物质则为摩尔热容，符号 C m ， 单位 J ⋅ K −1 ⋅ mol −1 ∗ C m (B ) 纯物质符号 ，即为1mol纯B物质的摩尔 热容
焓的定义和意义
定义热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，常用符号H表示。
数值上等于系统的内能U加上压强p和体积V的乘积，即H=U+pV。
焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。
英语为：enthalpy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[1]。
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，它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。
中文 焓的由来
中文焓的由来
焓的概念源自于热力学，它是一个重要的状态参量，用于表征物质系统内的能量。
焓的定义是\( H = U + pV \)，其中\( U \) 是物质的内能，\( p \) 是体系的压强，而\( V \) 表示体积。
这个表达式说明焓包含了内能和由于压强变化而引起的能量两部分。
焓的计算是基于物质在不同状态下的能量差异。
当一个系统从一个状态变化到另一个状态时，其焓的增量等于在这个过程中吸收或释放的热量。
这个过程可以是等压的，也可以是任意压强的非等压过程。
对于等压过程，焓的增量等于外界传递给系统的热量；而对于非等压过程，焓的增量则需要考虑压强变化带来的影响。
工程热力学中焓的定义
工程热力学中焓的定义嘿，朋友们！今天咱来唠唠工程热力学里特别重要的一个概念——焓！你说这焓啊，就像是一个神秘的宝藏盒子。
它可不是随随便便就能理解透的哟！想象一下，一个系统就好比是一个大舞台，而焓呢，就是这个舞台上的主角之一。
焓其实包含了好多东西呢！它把内能和流动功这两个家伙揉合在了一起。
这就好像是把两个好朋友拉到了一块儿，组成了一个超强组合。
内能大家都知道吧，那可是系统内部的能量呢，就像我们身体里的力气一样。
而流动功呢，就像是给这个能量加了一把力，让它能更好地发挥作用。
咱举个例子哈，就好比一辆汽车在跑，内能就是汽车本身的动力，而流动功就像是让汽车在路上跑得更顺畅的那些因素，比如好的道路条件啦之类的。
焓的作用可大了去了！它能帮我们分析好多热力学过程呢。
比如说在一个热交换的过程中，焓的变化就能告诉我们好多信息。
就好像我们看一场比赛，焓就是那个计分牌，让我们清楚地知道谁占优势，谁落后了。
你说这焓神奇不神奇？它不是简单的一个数字，而是包含了好多复杂的东西。
有时候我就想啊，这大自然还真是神奇，能创造出这么有趣又有用的概念。
那我们在实际生活中怎么用焓呢？比如说在设计一个热力系统的时候，我们就得考虑焓的变化啦。
要是不考虑，那可就乱套了，就像盖房子不打地基一样，那能行吗？再比如在研究能源利用的时候，焓也是个重要的指标呢。
我们得想办法让焓发挥最大的作用，让能源利用得更高效，这样不就能省好多资源，对环境也有好处嘛！总之啊，焓这个家伙，看着不起眼，实则厉害得很呢！它就像一个隐藏在热力学世界里的大侠，默默地发挥着重要的作用。
我们可得好好研究它，把它的奥秘都给挖出来，让它为我们的生活和科学研究服务。
所以啊，可别小瞧了焓哟！它可是工程热力学里的宝贝呢！原创不易，请尊重原创，谢谢!。
焓的定义式为
焓的定义式为以焓的定义式焓是热力学中的一个重要概念，它用来描述系统的热能状态。
在化学和物理领域中，焓常常被用来描述化学反应或物质的热力学性质。
焓的定义式如下：H = U + PV其中，H表示焓，U表示内能，P表示压力，V表示体积。
这个定义式揭示了焓与内能、压力和体积之间的关系。
内能是系统的总能量，包括了系统的热能、势能和动能。
内能与系统的状态有关，它可以通过测量系统的温度、压力和其他物理性质来确定。
内能的变化可以通过热量和功来实现。
压力是物质对单位面积的作用力。
在焓的定义式中，压力与体积的乘积表示了系统对外界做功的能力。
当系统的体积发生变化时，这一项会对焓产生影响。
体积是物质所占据的空间大小。
当系统的体积发生变化时，系统的焓也会发生变化。
例如，当气体被压缩时，其体积减小，根据定义式，焓也会相应减小。
通过焓的定义式，我们可以看出焓是一个状态函数，它只与系统的初始状态和最终状态有关，而与过程的路径无关。
这意味着无论系统是通过单一的过程还是多个过程进行变化，最终的焓变化是相同的。
焓在化学反应中起着重要的作用。
在化学反应中，焓的变化可以用来计算反应的热效应。
热效应是指反应过程中释放或吸收的热量。
根据焓的定义式，我们可以通过测量反应物和生成物的内能、压力和体积来计算反应的焓变化。
焓的定义式还可以用来计算物质的热力学性质。
例如，我们可以通过测量物质在不同温度和压力下的焓变化来确定其热容和热膨胀系数。
焓是描述系统热能状态的重要量，它与内能、压力和体积密切相关。
通过焓的定义式，我们可以计算化学反应的热效应，以及确定物质的热力学性质。
了解焓的定义和性质对于理解热力学和化学反应过程具有重要意义。
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焓enthalpy
为了引出焓这个概念，我们先讨论恒容和恒压过程的热效应。
对于一个封闭体系，△U=Q-W，封闭体系，恒容变化（不做体积功），且不做非体积功时，△U=Q，即封闭系、恒容、W'=0时，△U=Q v（Q v为恒容热效应），dU=δQ v。
上式是热力学中常用的一个公式，使用此公式时，一定要满足前面的条件，请大家注意，在热力学中用公式必须满足条件。
在化学中，我们更关心恒压过程，因为化学效应一般是在恒压条件下进行的。
封闭体系、恒压时，△U=Q p-W，若W'=0,则Q p=△U+W=△U+P e△V=U2-U1+
（P e V2-P e V1）,因恒压P e=P1=P2，则Q p=（U2+P2V2）-（U1+P1V1），为了数学表达的方便，引进一个物理量，焓：H=U+PV，这里要说明一下，焓在这里无明确的物理意义，可以理解为，为了表达方便，专门设为一个符号，H即U+PV，之所以要提出焓这一物理量，是因为U+PV经常会用到，所以专门用一个符号来代替它。
则上式 Qp=H2-H1=△H。
∴封闭体系、恒压、W'=0时, Qp=△H，dH=δQ p。
这里要特别说明的是，H是状态系数，因为U、P、V都是状态系数，状态确定，U、P、V都是一定值，当然H也是确定值，也就是说从始态→终态，所有途径的△H都是的一样的，也就是说，在计算△H时，可以设计一条方便计算得途径。
焓是热力学的基本概念之一，以后经常要用到。
总的来说，封闭体系不做非体积功时的过程，内能变化可以通过测定恒容热效应来求，焓变可以通过测恒压热效应求得。
焓
焓(enthalpy)，符号H，是一个系统的热力学参数。
物理意义：⑴H=U+pV 焓=流动内能+推动功
⑵焓表示流动工质所具有的能量中，取决于热力状态的那部分能量
定义一个系统内:
H = U + pV
式子中"H"为焓，U为系统内能，p为其压强，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
ΔH = ΔU + pΔV
规定放热反应的焓取负值。
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)
现在我们设想在同一温度下发生同上的1mol反应：2H2（g）+O2（g）＝2H2O（g），但不是在等温等容条件下，而是在等温等压条件下，或者说发生的不是等温等容反应，而使等温等压反应，若反应发生时同样没有做其他功，反应的热效应多大？这种热效应的符号通常用Qp表示，下标p表明等压，成为等压热效应。
Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB（g）
式中△U≡U终态-U始态≡U反应产物-U反应物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即发生1mol 反应，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。
由该式可见，对于一个具体的化学反应，等压热效应与等容热效应是否相等，取决于反应前后气体分子总数是否发生变化，若总数不变，系统与环境之间不会发生功交换，于是，Qp=QV；若总数减小，对于放热反应∣Qp∣〉∣QV∣，等压过程放出热多于等容过程放出热，；若反应前后气体分子总数增加，对于放热反应，∣Qp∣〈∣QV∣，反应前后内能减少释放的一部分能量将以做功的形式向环境传递，放出的热少于等容热效应。
同样的，对于吸热反应也可以类推得到。
将上式展开又可得到：
Qp=△U+p△V=（U终态-U始态）+p（U终态-U始态）
=（U终态+pU始态）-（U终态+pU始态）
由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，为此，我们定义一个新的状态函数，称为焓，符号为H，定义式为H≡U+pV，于是：
△H≡H终态-H始态= Qp
此式表明，化学反应在等温等压下发生，不做其他功时，反应的热效应等于系统的状态函数焓的变化量。
请特别关注上句中的“不做其他功时”，若做其它功（如电池放电做功）反应的热效应决不会等于系统的状态函数H的变化量△H。
我们之所以要定义焓这个函数，其原因是由于其变化量是可以测定的（等于等温等压过程不做其它公式的热效应），具有实际应用的价值。
这样处理，包含着热力学的一个重要思想方法：在一定条件下发生一个热力学过程显现的物理量，可以用某个状态函数的的变化量来度量。
QV=△U、Qp，都是这种思想方法的具体体现。
在随后的讨论中，这种思想方法还将体现。
应当指出，焓变在数值上等于等温等压热效应，这只是焓变的度量方法，并不是说反应不在等压下发生，或者同一反应被做成燃料电池放出电能，焓变就不存在了，因为焓变是状态函数，只要发生反应，同样多的反应物在同一温度和压力下反应生成同样多的产物，用同一化学方程式表达时，焓变的数值是不变的。
另外，我们在反应含的符号否面加上反应的温度条件，是因为温度不同，焓变数值不同。
但实验事实告诉我们，反映焓变随温度的变化并不太大，当温度相差不大时，可近似地看作反应含不随温度变，以下内容只作这种近似处理，不考虑焓变随温度的变化。
实验和热力学理论都可以证明：反应在不同压力下发生，焓变不同！但当压力改变不大时，不作精确计算时，这种差异可忽略，可借用标准态数据。
以下内容均作这种近似处理。