1.4.6 化学热力学-焓
本节需要读者稍微熟悉有关热力学（Thermodynamics）的知识：
热力学第一定律：孤立系统（即与外界没有物质和能量交换的系统）的总能量守恒。
热力学第二定律：孤立系统中，自发反应总是向着总熵（Entropy）增加的方向进行。
化学热力学（Chemical thermodynamics）是化学中的一个分支，利用热力学研究化学反应中的能量变化，以及化学反应自发性的条件。
焓（Enthalpy）是系统的热力学状态函数之一，通常用字母H表示，定义为：
H = U + pV
其中U是系统的内能，p是系统的压强，V是系统的体积。H的单位通常用KJ/mol，或Kcal/mol表示。
焓可视为体系在等压条件下所具有的“热量”。
恒压条件下，化学反应的热量变化用反应焓变（Enthalpy change）△H表示。
△H(反应焓变) = ∑H(产物) - ∑H(反应物)，△H>0表示反应为吸热反应，△H<0表示反应为放热反应。
反应焓变通常会随温度和压强的改变而稍有改变。
当一个反应中，各物质都处于标准态时，反应焓变称为标准反应焓变（Standard enthalpy change），在此条件下，发生1mol反应的焓变称为标准摩尔反应焓变（Standard molar enthalpy change），用△Hr,mO（国外常用）或△rHmO（国内常用）表示。
注：标准态指在标准压力（100kPa）下，物质的聚集状态为稳定状态的纯物质。标准态并不规定温度。
在标准状态下，由标准状态下最稳定单质生成1mol纯净物质的反应的焓变 称为标准摩尔生成焓（Standard molar enthalpy of formation），用△Hf,mO（国外常用）或△fHmO（国内常用）表示，单位同上。
注：r代表反应（reaction），f代表生成（formation），m代表摩尔（molar）
各元素最稳定的单质的标准生成焓规定为0。
由于单质的能量往往比化合物高，所以物质的△Hf,mO往往为负值，但也有一些高能物质的△Hf,mO为正值。
与之类似：
在标准状态下，将1mol溶质完全溶解在无限过量的溶剂中的过程的焓变称作溶质的标准摩尔溶解焓。
在标准状态下，在无限过量的氧气中完全燃烧1mol物质的反应的焓变称作标准摩尔燃烧焓。
焓是状态量，即，化学过程的焓与从初始状态到最终状态的路径无关，只与初始状态和最终状态有关。（盖斯定律）。可以使用此定律计算无法直接测量的反应焓变或生成焓。
比如，已知，在某个固定温度下：
C(s) + O2(g) → CO2(g) (△Hm=-393.5 KJ/mol)
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) (△Hm=-283.0 KJ/mol)
我们可以求得
C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g)
的摩尔反应焓变 △Hm = -393.5 - -283.0 = -110.5 kJ/mol
由盖斯定律可知，化学反应的标准反应焓变等于产物的标准生成焓之和减去反应物的标准生成焓之和。
△HrO = ∑△Hf,mO（产物） - ∑△Hf,mO（反应物）
思考1：请计算以下反应的标准摩尔反应焓变：
SO2(g) + 1/2 O2(g) + H2O(l) → H2SO4(l)
已知在298.15K时，
△Hf,mO(SO2(g)) = -296.8 kJ/mol
△Hf,mO(H2O(l)) = -285.8 kJ/mol
△Hf,mO(O2(g)) = 0 kJ/mol （因为O2是最稳定的单质）
△Hf,mO(H2SO4(l)) = -814.0 kJ/mol
思考1答案：
△Hr,mO
= ∑△Hf,mO（产物） - ∑△Hf,mO（反应物）
= △Hf,mO（H2SO4(l)） - △Hf,mO（SO2(g)） - △Hf,mO（H2O(l)） - 1/2 △Hf,mO（O2(g)）
= -814.0 - -296.8 - -285.8 - 1/2×0
= -231.4 kJ/mol
对本节内容有贡献的科学家包括：
迈尔，焦耳，亥姆霍兹：发现热力学第一定律。
克劳修斯：发现热力学第二定律
盖斯：提出盖斯定律