焓

焓通常以H表示，定义为H＝U＋pV，其中U是体系内能，p和V分别为压强和体积。它是状态函数：给定始末状态后，焓变不依赖经过的具体路径。与此相反，热和功描述能量在过程中的传递，不能把它们当作储藏在物体内部的同类属性。

引入pV项，便于处理气体膨胀或收缩对环境做功的情形。反应中即使传出了热量，内能变化也可能与该热量不同，因为能量还通过体积功交换。焓把这部分关系重新组织起来，却没有取消能量守恒，也没有增加一种独立的能量来源。

参考：[1]

对于恒压、只涉及压强—体积功的过程，体系吸收的热量可写成焓变。这个等式附带条件，不能仅凭实验在大气中进行，就忽略电功等其他能量交换。体系吸热时焓变为正，放热时为负；采用的是体系的视角，而非观察者觉得周围变热还是变冷。

量热法通过已知热容的物体或溶液的温度变化推算交换热量。近似恒压的溶液量热实验可用于求反应焓；定容燃烧量热计则首先给出相应条件下的内能变化。仪器自身吸热、向外界散热等因素须计入分析，温度计读数本身不是反应焓。

参考：[1] [2]

反应焓必须与明确的反应方程式对应。把各项化学计量数同时加倍，所描述的反应量加倍，焓变也加倍；把反应方向颠倒，焓变符号反转。给出每摩尔数值时，还须说明这“每摩尔”对应哪一种物质或哪一个规定的反应进度。

物质的相态同样重要。生成液态水与生成水蒸气不是同一个终态，反应焓不能直接混用。标准生成焓以元素的规定标准态作为参照，约定参照元素的标准生成焓为零；这并不宣称它们的内能或焓在绝对意义上为零。温度等条件也应随数据说明。

参考：[1]

盖斯定律建立在焓的状态函数性质上：若若干反应按适当方向和倍数相加得到目标反应，相应焓变也可相加。因而难以直接测量的反应，可以借助其他可测反应或标准生成焓求得。这种组合是一种能量账目，不要求实际反应真的走过所列的中间步骤。

使用盖斯定律时，反应物、产物和相态必须逐项对齐，不能只让元素数量看似平衡。量热法提供实验数据，状态函数则提供路径无关的约束；两者结合使反应能量可比较、可核算，也说明“焓变”为什么比含混的“热含量”更准确。

参考：[1] [2]