變的計算公式

焓的定義式：(焓沒有實際的物理意義，但是它有操作意義。)是這樣的：H=U+pV（焓=流動內能+推動功）ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。公式為：ΔH=ΔU+Δ(pV)。

焓變的計算公式

1公式

焓

焓是一個狀態函式，也就是說，系統的狀態一定，焓的值就確定。

焓的定義式(焓沒有實際的物理意義，但是它有操作意義。)是這樣的：H=U+pV（焓=流動內能+推動功）其中U表示熱力學能，也稱為內能，即系統內部的所有能量；p是系統的壓強，V是系統的體積。

焓變

焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統狀態的狀態函式，焓變沒有明確的物理意義。ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ(pV)

在恆壓條件下，ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一，另一個是熵變。

熵增焓減，反應自發；

熵減焓增，反應逆向自發；

熵增焓增，高溫反應自發；

熵減焓減，低溫反應自發。

2蓋斯定律

蓋斯定律換句話說，化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關，而這可以看出，蓋斯定律實際上是“內能和焓是狀態函式”這一結論的進一步體現。利用這一定律可以從已經精確測定的反應熱效應來計算難於測量或不能測量的反應的熱效應。儘管蓋斯定律出現在熱力學第一定律提出前，但亦可透過熱力學第一定律推匯出。