热和功是系统发生变化时与环境进行能景交换的两种形式。也就是说，只有当系统经历某过程时,才能以热和功的形式与环境交换能量。热和功均具有能量的单位，如J,k等。

系统与环境之间由于温度差的存在而引起能量传递，这种能量传递形式称为热，以符号Q表示。

以热的形式转移能量总带有一定的方向性。热能自动地从高温物体传递到低温物体。

热力学中以Q值的正、负号来表明热传递的方向。若环境向系统传递热量，系统吸热，Q为正值，即Q>0（系统得到热量）;系统向环境放热,Q为负值，Q < 0（系统失去热量）。

当系统的始态、终态确定之后，Q的数值还会随途径的改变而变化。Q与具体的变化途径有关,不是状态函数。

系统进行的不同过程所伴随的热，如气化热、熔化热、定容反应热和定压反应热等均可由实验测定之。

系统与环境之间的另一种能量传递形式，称之为功，以符号W表示。

环境对系统做功，环境以功的形式失去能量),w > 0（系统得到功）；系统对环境做功(环境以功的形式得到能量)，W < 0（系统失去功）。功与热一样，与途径有关,不是状态函数。

①体积功:由于系统体积变化而与环境交换的功，称为体积功。

如气缸中气体的膨胀或被压缩。在恒定外压（大气压）过程中,pa是恒定的，系统膨胀（系统尚未平衡）必须克服外压。若忽略活塞的质量，活塞与气缸壁间又无摩擦力，活塞的截面积为A,活塞移动的距离为l,在定温下，系统对环境做功，w =- Fl=- p(V2- V1)，V2-V1是气体的体积。

在定容过程中，V1=V2，系统与环境之间没有体积功的交换。

②非体积功:体积功以外的其他形式的功为非体积功，如原电池放电，产生电流做功

热力学能，过去长期叫内能，符号U，是系统内各种形式能量的总和，例如系统中分子的动能(分子运动包括平动、转动和振动三种形式)、分子内电子运动的能量、原子核内的能量分子间作用能等等（无法确定），难以胜数。

随认识的深化不断发现新的能量形式，但有一点是肯定无疑的，任何系统在一定状态下内能是一定的，因而热力学能是状态函数。

热力学能的绝对值难以确定，也无确定的必要，我们关心的是热力学能的变化，只要终态始态一定，热力学的变化量U是一定的。

设想向一个系统供热，系统的温度就要上升，这表明，系统的内能增加了，其增加的量当然就等于系统吸收的热量:U=Q

在设想对一个系统做功，系统的内能也增加了，其增加量当然就等于环境向他做的功:U=W

若即向系统做功， 又向系统供热，系统内能的增加量等于环境向他做的功，系统内能的增加就等于吸收的热量与环境向系统做功的总和:U=Q+W

能量及不可能无缘无故地产生，也不会无缘无故地消失，只会从一种形式转变为另一种形式， 这就是热力学第一定律。

表达式为Q=U+W。表述形式：热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。

在一定条件下化学反应过程中吸收或放出的热量，叫做反应热。反应热与反应条件有关。

定容的封闭系统中，体积差为0.系统的体积功w=0，除体积功以外，如无其他形式的功。Qv=AU，Qv为定容反应热。

即在定容且非体积功为0的过程中，封闭系系统从环境吸收的热等于系统的热力学能的增加。

通常许多化学反应是在“敞口”容器（大气压）中进行的，系统压力与环境压力相等（此系统只要不与环境交换物质仍是封闭系统）。这时的反应热称为定压反应热，以Qp=AU表示。

热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，常用符号H（焓）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。

焓是一个热学的概念。

简单来讲，就是在压力一定的情况下，衡量一个系统的能量多少的指标。

定义为：H=U+pV

这里U是系统内能，p是压力，V是体积。

引进焓的概念后就有以下结果：在一个恒压过程中，系统的焓的增量就等于从外界吸取的热量。

（H = U + PV。把一个物体凭空变出来，除了需要增加该物体具有的内能U，还要排开该物体所占体积的空气，这个过程会做功PV，因此，焓可以理解为凭空变出一个物体需要的总能量）

焓变是生成物与反应物的焓值差。作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。

ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ（pV）

在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。

热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和焓变（或能量变化；热量变化）。例如热化学方程式：

H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g) H = －183 kJ/mol

　　ΔH代表在标准态时，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反应生成2 molHCl(g)，反应放热183kJ。这是一个假想的过程，实际反应中反应物的投料量比所需量要多，只是过量反应物的状态没有发生变化，因此不会影响反应的反应热。标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓，用符号ΔfHmO表示。

（1）反应热与温度和压强等测定条件有关，所以书写时指明反应时的温度和压强（25℃、101kPa时，可以不注明）

（2）各物质化学式右侧用圆括弧（）表明物质的聚集状态。可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态。固体有不同晶态时，还需将晶态注明，例如S（斜方），S（单斜），C（石墨），C（金刚石）等。溶液中的反应物质，则须注明其浓度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表无限稀释水溶液。

（3）热化学方程式中化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示物质分子个数或原子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。

（4） H只能写在化学方程式的右边，若为 放热反应，则H为“-”；若为 吸热反应，则H为“+”。其单位一般为kJ/mol。同一化学反应，若化学计量数不同时H的值不同。若化学计量数相同，当反应物、生成物状态不同时，H的值也不同。

（5）热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与H相对应，当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。

（6）不标“↑”或“↓”

（7）不注明反应条件，例如：（加热）

（8）有机热化学方程式用“=”，不用“→”

状态函数中热力学能U及焓H和吉布斯自由能G等热力学函数的绝对值是无法确定的。为了便于比较不同状态时它们的相对值，需要规定一个状态作为比较的标准。

对具体系统而言，纯理想气体的标准态是该气体处于标准压力p(101kPa)下的状态；混合理想气体的标准态是指任一气体组分的分压力为p的状态；纯液体（或纯固体）物质的标准态是标准压力p下的纯液体（或纯固体）。溶液中溶质的标准态，是在指定温度T和标准压力p，质量摩尔浓度1mol/kg的状态。因压力对液体和固体的体积影响恒很小，故可将溶质的标准态浓度改用c=1mol/L代替。

应当注意的是，由于标准态只规定了压力p，而没有指定温度，所以与温度有关的状态函数的标准状态应注明温度。为了便于比较，国际理论和应用化学联合会（IUPAC）推荐选择298.15K作为参考温度。需要注意的是，在1982年以前，IUPAC曾经采用101.325kPa作为标准状态的压力。从手册或专著查阅热力学数据时，应注意其规定的标准状态，以免造成数据误用。

标准摩尔反应焓变：条件是定温定压

标准摩尔反应热力学能变：条件是定温定容

“完全氧化”是指在没有催化剂作用下的自然燃烧。规定的指定产物不同，焓变值也不同。

化学反应中总是伴随着化学键的断开和形成。反应焓变与化学键(这里只讨论共价键)的改交密切相关。化学家们已能够通过实验的方法来测定化学键断开后形成的中间物种。例如:

CH4(g)- CH3(g) + H(g)

CH3(g)和H(g)又称为碎片,很不稳定，寿命很短。但是,它们的很多性质仍能被推知。上述断键(C —H）的焓变是能被测定的。在气相中键(VB=+1)断开时的标准摩尔焓变称为键焓，又称为键解离焓，可以D表示之。对CH4来说

盖斯定律，又名反应热加成性定律：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。它是由瑞士化学家盖斯发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为盖斯定律。

盖斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。

由于热力学能（U）和焓（H）都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。

可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应qv或qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。

盖斯定律的本质：方程式按一定系数比加和时其反应热也按该系数比加和。

盖斯定律的意义：有些反应的反应热通过实验测定有困难（有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发 . 生，有 些反应的产品不纯、有副反应发生），可以用盖斯定律间接计算出来。

已知一些分反应的标准摩尔反应焓变，利用热方程式的组合可以求得总反应的标准摩尔反应焓变。

例如计算碳和氧气反应生成CO2的反应焓变。碳和氧可以一步直接生成CO2，也可以先生成CO，再使CO与氧气继续反应生成CO2，根据Hess定律，这二种途径的反应热效应是完全相同的。如图所示。

对任一化学反应，利用各种反应物和生成物的标准摩尔生成焓变的数据，就可以求得该反应的标准摩尔反应焓变。物质的标准摩尔生成焓变的数值可从各种化学、化工手册或热力学数据手册中查到。

可以通过设置路径来计算反应的摩尔焓变。对任何一个化学反应来说，其反应物和生成物的原子种类和个数是相同的，因此可以用同样的稳定单质来生成反应物和生成物。例如对反应dD+eE=gG+hH，设置路径如图。

根据Hess定律，若把参加反应的各稳定单质定为始态，把反应的生成物定为终态，则途径1和途径2的反应焓变应相等。

即一定温度下，化学反应的标准摩尔反应焓变，等于同温度下产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和。

有机物难于直接从单质合成，其标准摩尔生成焓数据难以得到，但有机物容易燃烧，可利用燃烧焓的数据来求算某些反应的焓变。对于一个化学反应来说，其反应物和生成物的原子种类和数目相同，它们完全燃烧的产物也势必相同。可设置路径如图所示。

根据Hess定律，设计出反应的新途径。第一步使所有反应物的气态分子的键都断开成为气态原子，这步的焓变等于所有键焓之和。第二步,由气态原子形成产物的气态分子，其烟变是键焓之和的负值。如果反应过程中有相转变,必须考虑相变焰。综合号虑各步焓变，可以得到反应的焓变。