无机化学_第五章_化学热力学基础
无机化学热力学基础
3.一定温度下，下列反应中， ∆rSm 值最大的是（） 3.一定温度下，下列反应中， 值最大的是（） 一定温度下 A. CaSO4(s)+2H2O(l)=CaSO4·2H2O (s) B. N2O4(g) =2NO2(g) C. 2SO2(g) + O2(g) =2SO3(g) D. H2(g) +Cl2(g) =2HCl(g) 4.根据下列反应的∆rGm 4.根据下列反应的 根据下列反应的∆ SnO2+Sn=2SnO ∆rGm =+16.7kJ·mol-1 PbO2+Pb=2PbO ∆rGm =-154.8kJ·mol-1 比较Sn、Pb的氧化物在标准态下的稳定性 的氧化物在标准态下的稳定性（） 比较Sn、Pb的氧化物在标准态下的稳定性（） A. SnO2比SnO稳定 SnO稳定 B. SnO比SnO2稳定 SnO比 C. PbO2比PbO稳定 PbO稳定 D.SnO2和PbO2都不稳定
9.已知： 9.已知： 已知
4NH3(g) +5O2(g) =4NO(g) +6H2O (l) ∆rHm =-1170kJ·mol-1 4NH3(g) +3O2(g)= 2N2(g) +6H2O (l) ∆rHm =-1530kJ·mol-1
(NO，g)为 ∆fHm (NO，g)为（）。 判断在298K及 10.通过计算下列反应的 10.通过计算下列反应的∆rGm ，判断在298K及 通过计算下列反应的∆ p(O2)=100kPa时，铁的两种氧化物哪一种较为 )=100kPa时 稳定？ 稳定？ 3Fe2O3(s) =1/2O2(g) +2Fe3O4(s) 11.判断在 11.判断在100kPa，500K时下列反应进行的方向， 判断在100kPa，500K时下列反应进行的方向 时下列反应进行的方向， 并求出该温度下的K 并求出该温度下的K 。 H2(g) +I2(g) =2HI(g)
无机化学-第五章-化学热力学基础
注:①G为广度性质,与参与过程的物质的量成正 比。
②逆过程G与正过程的G数值相等，符号相反。 等于各③反如应果一G个之反总应和是。多个反应的和，总反应的rG
化学热力学的四个重要状态函数
判断一个反应进行的方向时，如果： rG<0反应自发进行 rG>0反应不自发进行 rG=0平衡状态 当rG<0时(产物的G<反应物的G)该反应就自动 向生成产物的方向进行，在反应中反应物不断减 小而产物不断增加，G为广度性质，当G反应物=G产 物即rG=0时反应就不再朝一个方向进行了，这就 是化学反应的限度，即化学平衡。
状态函数。
化学热力学的四个重要状态函数
二、焓(H) 设一封闭体系在变化中只做体积功，不做其它功， 则U=Q+W中W代表体积功：-pV(N/m2×m3)
W=Fl=pSl=-pV
V=V2-V1 若体系变化是恒容过程(体积不变)，即没有体积功 则W=0，U=Qv Qv为恒容过程的热量，此式表示在不做体积功的 条件下体系在恒容过程中所吸收的热量全部用来增 加体系的内能。
我们可以从体系和环境间的热量传递来恒量体系 内部焓的变化。
如果化学反应的H为正值，表示体系从环境吸收 热能，称此反应为吸热反应。即：
∑H反应物<∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)>0 如果化学反应的H为负值，则表示体系放热给环 境，称此反应为放热反应。即：
∑H反应物>∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)<0
rG=-RTlnKa
此式只表示在等温下，rG与K平衡在数值上的关 系。
∴rG=-RTlnKa+RTlnJa
=RTln(Ja/Ka)
2019年new无机化学上习题答案
第5章 化学热力学5-6．测得氯化汞在407℃的1L 容积的真空系统里完全蒸发达到的压力为60kPa, 求氯化汞蒸气的摩尔质量和化学式。
9.278160)273407(314.896.2PV mRT M =⨯+⨯⨯==：解22HgCl : 496.271HgCl 分子式为的式量∴=5-8．25℃时将相同压力的氮气和15L 氧气压缩到一个的真空容器中，测得总压为150kPa ，①求两种气体的初始压力；②求混合气体中氮和氧的分压；③将温度上升到210℃，容器的总压。
由于混合前氮气和氧气的压力相同，因此可以假定它们混合过程为等压混合（只混合，不改变压力），则根据分体积的定义，氮气和氧气混合前的体积则为分体积，混合后的总体积为15+5 = 20L ，混合后的初始压力（体积20L)与混合前两种气体的初始压力相同。
然后再把混合气体体积压缩到10L 。
5-9. 25℃，下把氨气通入容积为刚性密闭容器中，在350℃下用催化剂使部分氨分解为氮气和氢气，测得总压为5MPa ，求氨的解离度和各组分的摩尔分数和分压。
kPa V V P V P 752010150P V P (1) 12212211=⨯==∴= ：解kPakPa P X N 5.1125.37150P 5.37150205P )2(222O N =-==⨯=⋅=kPa T P 243298)273210(150P T P )3(22211=+⨯==311132221.47101 0.5938.3142985101 0.9658.314(350273)PV n molRT PV n molRT ⨯⨯===⨯⨯⨯===⨯+解2NH 3 ==== N 2 + 3H 2n 平 x 3x-2x +x +4x = x =0. 186mol5-10. 某乙烯和足量的氢气的混合气体的总压为6930Pa ，在铂催化剂下发生如下反应：C 2H 4(g) + H 2(g) = C 2H 6(g) ,反应结束时温度降至原温度后测得总压为4530Pa 。
833《无机化学》
833无机化学考试内容范围考试内容：1.化学热力学基础1.1热力学第一定律热力学基本概念及术语、热力学第一定律、恒容热、恒压热及焓。
1.2热化学热化学方程式、盖斯定律、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓、键能与反应焓变的关系、用标准热力学数据计算化学反应热。
1.3热力学第二定律化学反应的自发性、熵、热力学第二定律、标准摩尔熵。
1.4吉布斯自由能及其应用吉布斯自由能、标准生成吉布斯自由能、△G与温度的关系、计算标准状态下反应自由能和熵的变化、运用自由能变化判断化学反应方向，吉布斯—赫姆霍兹公式应用。
2.化学反应速率和化学反应平衡2.1化学反应速率的概念和表示主意、化学反应速率理论简介、浓度对反应速率的影响、温度对反应速率的影响、催化剂对反应速率的影响。
2.2 化学反应的限度可逆反应与化学平衡、标准平衡常数。
2.3多重平衡规矩化学平衡常数和化学平衡的计算，总反应和分反应间吉布斯自由能和反应平衡常数关系。
2.4 化学反应方向和限度的判断化学反应的自发性、化学反应的熵变、吉布斯自由能和化学反应的方向、化学反应限度的判据、估算分解热及分解温度。
第 1 页/共 4 页2.5 化学平衡的移动浓度对化学平衡的影响、压力对化学平衡的影响、温度对化学平衡的影响、催化剂和化学平衡3.水溶液中的电离平衡3.1 了解浓度表示主意和换算，活度、活度系数、离子强度的概念。
控制一元弱电解质解离平衡的计算。
3.2 了解同离子效应及盐效应的概念及对电离平衡移动的影响。
3.3 理解缓冲溶液的概念及作用原理，控制缓冲溶液的相关计算。
3.4 控制酸碱质子理论，了解酸碱电子理论。
3.5 控制溶度积常数的概念和溶度积规矩，认识各种因素对沉淀-溶解平衡的影响与相关计算。
3.6 控制配位解离平衡常数及其相关计算。
4.氧化还原反应和电化学4.1理解标准电极电势的概念。
了解原电池的构成，能用奈斯特方程式举行有关计算，包括溶液pH值改变、沉淀形成对电极电势的影响。
无机化学(人卫版)第五章化学热力学基础
CO 2 (g)
mol △ rHm (2) = -282.98kJ· -1 计算298.15K下，下列反应的反应热：
1 O2 (g) C(s) 2
CO(g) △ rHm (3)
解法一： （利用 △ rHm (1) 由始态 CO2 g 到终态 途径1 的不同 途径）
2
解：利用Hess定律 △ rHm (3) C(s) O (g )
B —物质B的化学计量数
B为物质B的化学计量数，其量纲为一，反应物的
化学计量数为负值，而生成物的化学计量数为正值。
νA=-a， νB=-b， νY=y， νZ=z 。
例： 反应 1/2N2 + 3/2H2 = NH3 化学计量数 B分别为：
(NH3) = 1 ，(N2)= 1/2， (H2) = -3/2
mol △ rHm (298.15K) = -571.66kJ· -1
△ • 化学计量数不同时， rHm 不同。 1 H2(g)+ O2(g) H2O(g) 2 mol △ rHm (298.15K) = -241.82kJ· -1
2.3.3 盖斯（Hess）定律 △ rHm 始态 终态
△ rHm,1 △ rHm,2
结论： aA + bB → yY + zZ
rHm(T)
=Σν B fHm(生成物) +Σ νBfHm(反应物)
= Σν B fHm(B)
§2.4 热力学第二定律
2.4.1 化学反应的自发性
•水从高处流向低处； •热从高温物体传向低温物体；
•铁在潮湿的空气中锈蚀；
•锌置换硫酸铜溶液反应： Zn(s)+Cu2+(aq)
解： 该反应在恒温恒压下进行，所以
北师大《无机化学》第四版习题答案5
第五章化学热力学基础5-1 从手册中查出常用试剂浓硫酸、浓盐酸、浓硝酸、浓氨水的密度和质量分数计算它们的（体积）物质的量浓度和质量摩尔浓度。
解：经查阅: p(HCl)=1.19g/ml w(HCl)=37.23%p(H2SO4)=1.83g/ml w(H2SO4)=98%p(HNO3)=1.42g/ml w(HNO3)=69.80%p(NH3.H2O)=0.9g/ml w(NH3.H2O)=26%由公式c=pw/M可得：c(HCl)=12 mol·L–1c(H2SO4)=18.3mol·L–1c(HNO3)=15.7 mol·L–1 c (NH3.H2O)=13.8 mol·L–1设1㎏水中含溶质n mol,则由w=m/(m+1000)（m为溶质质量）可得：m (HCl)=16.2 mol/㎏m(H2SO4)=500 mol/㎏m(HNO3)=36.69 mol/㎏m (NH3.H2O)= 20.67 mol/㎏5-2 从手册查出常温下的饱和水蒸气压，计算当时相对湿度为40%时，水蒸气压多大。
解：在298K下，P（饱和水蒸气压）=3.167Kpa，P（不饱和）/P（饱和）=40%，则P（不饱和）/P（饱和）=40%×P（饱和）=0.4×3.167=1.2668 Kpa答：水蒸气压为1.2668 Kpa.5-3化学实验中经常用蒸馏水冲洗已用自来水洗净的烧杯。
设洗净烧杯内残留“水”为1mL,试计算，用30mL蒸馏水洗1次和2次，烧杯中残留的“自来水的浓度”分别多大？解：再用自来水洗之后，烧杯中自来水为1ml之后，加入30ml蒸馏水，一共为31ml 水，自来水占1/31，倒掉后又倒1ml，故自来水浓度为1/31。
若第一次加入的蒸馏水倒掉之后，1ml中含1/31ml的自来水；再加入30ml蒸馏水，一共为31ml水，自来水占1/312=1/963所以倒掉后自来水占1/312=1/9635-4 计算15℃,97kPa下15g氯气的体积。
第五章化学热力学初步
=
-393.5
kJ/mol
1
(2) CO(g) + 2
O2(g) = CO2(g)
H2= -283.0 kJ/mol
(3) C(石墨) + 1
2
O2(g) = CO(g)
H 3= ?
反应 (3) = 反应(1) – 反应(2)
H
3
= H1
–
H
2
=
-110.5
kJ/mol
无机化学
2、标准生成焓
在标态和 T(K) 条件下，由稳定态单质生成 1mol 化合物（或不稳定态单质或其它物质）时 的焓变叫做该物质在T(K) 时的标准生成焓。记 作 fHm (T)
G(T)
G(T) = H298 – TS298
100
H 和 S 随温度变化很 小，可用298K下的数据来 计算任意温度下的G(T) 。
无机化学
0
0 473 873 1273 T (K)
五、G-H方程的运用
G= H-T S 正向反应自发性
H S 低温
高温 随温度的变化
–+ –
– 任何温度下
均自发
+–+
5.2 热化学
一、 反应热的测量
1） 恒压热效应 Qp
如图所示的保温杯式量热计可用于测 定中和热、溶解热等溶液反映的热效 应。(大气压下测定)
Q放 = Q吸
Qp = Q溶液+ Q杯
设：c 为溶液的比热；V 为反应后溶液的 总体积；为溶液的密度；C 叫做量热
计常数，它代表量热计各部件热容量 之总和，即量热计每升高1 °C所需的 热量。又设溶液温升为
则：
t = t终 – t始 °C， Qp= c V t + C t
化学热力学初步(无机化学)
温度、浓度、酸碱性质等都可以影响酸碱平衡。
应用
酸碱平衡是生物体内和工业生产中非常重要的过程，可以用于调节溶液的酸碱度，以及处理工业废水等。
04
CHAPTER
相平衡
单组分相图是描述单一化学物质在不同温度和压力条件下相态变化的图形。
总结词
单组分相图显示了物质从气态、液态到固态的相变过程，以及不同压力和温度下的相平衡点，如露点、泡点等。
02
CHAPTER
化学反应的热力学
VS
反应热是指在一定的压力下，化学反应吸收或释放的热量，通常用Qr表示。焓变是指在等温、等压条件下，化学反应吸收或释放的热量，通常用ΔH表示。
详细描述
反应热是化学反应过程中吸收或释放的热量，是热力学的一个重要参数。在等温、等压条件下，反应热等于反应物和生成物的焓值之差，即ΔH = Σ(Hb,产物) - Σ(Hb,反应物)。焓变则表示了化学反应过程中能量的变化，其值直接影响反应的方向和平衡常数。
反应速率与速率方程
反应机理是化学反应过程中各个步骤的详细描述，包括中间产物和能量变化。速率常数是反应机理中的一个重要参数，它表示了反应速率与反应物浓度的关系。
总结词
化学反应过程往往包含多个步骤，这些步骤构成了反应机理。反应机理是化学反应过程中各个步骤的详细描述，包括中间产物和能量变化。通过了解反应机理，可以更深入地理解化学反应的本质。在反应机理中，速率常数是一个关键参数，它表示了反应速率与反应物浓度的关系。速率常数的大小反映了不同物质在反应中的贡献，是化学动力学研究的重要内容之一。
热力学第二定律
总结词：热机效率
详细描述：热机效率表示热机将热能转化为机械能的效率。根据热力学第二定律，任何热机的效率都不可能达到100%，因为必然会有热量损失。
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可以看出有的反应随温度的变化大些，有的小些， 但总的来说变化不大。
化学热力学的四个重要状态函数
三、热化学
讨论和计算化学反应热量变化问题的学科，称为
热化学。 在恒压或恒容条件下而且不做其它功的条件下， 当一个化学反应发生后若使反应的温度回到反应物 的起始温度，这时体系放出或吸收的热量称为反应
热。(通过实验测得的。)
化学热力学的四个重要状态函数
吉布斯自由能是状态函数，rG只决定于始态和 终态。而与过程无关，和焓一样，同样适用于盖斯 定律。 当温度发生变化时rH和rS变化不很大，而rG 则变化较大。 如果反应物或产物不处在标准状态下rG的数值 也与rG不同。如： CaCO3(s)===CaO(s)+CO2(g) 298 673 1073 1273 rG(105Pa) +130 +71 +7 -25 rG(103Pa) +119 +50 -35 -75 可看出在非标准状态下，CaCO3可能在较低温度 下分解。
化学热力学的四个重要状态函数
rG只能判断反应体系中各物质都处于标准状态， 各种物质的分压或浓度均为1单位位时，反应进行 的方向。(1单位：Pa/105，atm/1atm，mol/1mol) 当反应体系中各物质的分压或浓度不为1个单位 时，必须用rG大于或小于零去判断反应进行的方 向。 对于如何求得rG，可用下列公式 rG=rG+RTlnJa R=8.314J· -1· -1 K mol 这里Ja为浓度商或压力商(即浓度压力均为1单位)
H=U+pV Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=H
化学热力学的四个重要状态函数
对于一封闭体系，在恒压和不做其它功的条件下 变化时，所吸收的热量全部用以使体系的焓的增加， 决不能把焓误认为是体系中所含的热量。 我们可以从体系和环境间的热量传递来恒量体系 内部焓的变化。 如果化学反应的H为正值，表示体系从环境吸收 热能，称此反应为吸热反应。即： ∑H反应物<∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)>0 如果化学反应的H为负值，则表示体系放热给环 境，称此反应为放热反应。即： ∑H反应物>∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)<0
基本概念
2、体系的分类 (1)敞开体系 体系和环境之间既有物质的交换又有能量的交换。 (2)封闭体系 体系和环境之间没有物质的交换只有能量的交换。 (3)孤立体系 体系和环境之间既没有物质的交换又没有能量的 交换。 如：一个盛水的敞口的瓶(敞开体系)，因为既有热 量的交换，又有瓶中水汽的蒸发和瓶外空气的溶解 等；如在此瓶口盖上瓶塞(封闭体系)，因此时只有热 量交换；如将此广口瓶换为带盖的杜瓦瓶(孤立体系)， 由于瓶内外既没有物质的交换又没有能量的交换。
常用术语和概念
始态 p1=1.01×105Pa T1=298K 恒压过程 恒温过程 p2=2.02×105Pa T1=298K 恒压过程
p1=1.01×105Pa T2=398K 恒温过程
p2=2.02×105Pa T2=398K
终态
5-3 化学热力学的四个重要状态函数
一、热力学第一定律与热力学能 热力学第一定律的一个中心问题是“能量守恒”其数 学表达式为：U=Q+W U为体系始态到终态内能变化值；U=U2-U1内能U 是体系内部能量的总和，包括如下几部分： ①体系内所有物质的分子运动的动能，分子中原子和 电子运动的能量，如分子的转动动能、振动动能等； ②分子间的位能，分子内原子间的位能，如：质子与 质子间的作用，化学键能等；
化学热力学的四个重要状态函数
由：rG=rG+RTlnJa R=8.314J· -1· -1 K mol 当rG=0，即为平衡状态时则 rG=-RTlnKa 此式只表示在等温下，rG与K平衡在数值上的关 系。 ∴rG=-RTlnKa+RTlnJa =RTln(Ja/Ka) ∴Ja=Ka rG=0平衡 Ja>Ka rG>0反应非自发 Ja<Ka rG<0反应自发进行 与平衡时所得结论一致。
化学热力学的四个重要状态函数
如:2HgO(s)===2Hg(l)+O2(g) rH=+181.4kJ· -1 mol 此反应为吸热反应 2H2(g)+O2(g)===2H2O(l) rH=-571.6kJ· -1 mol 此反应为放热反应
2molH2 1molO2
2molHg 1molO2 2molHgO 2molH2O
②逆过程G与正过程的G数值相等，符号相反。
③如果一个反应是多个反应的和，总反应的rG 等于各反应G之总和。
化学热力学的四个重要状态函数
判断一个反应进行的方向时，如果： rG<0反应自发进行 rG>0反应不自发进行 rG=0平衡状态 当rG<0时(产物的G<反应物的G)该反应就自动 向生成产物的方向进行，在反应中反应物不断减 小而产物不断增加，G为广度性质，当G反应物=G产 物即rG=0时反应就不再朝一个方向进行了，这就 是化学反应的限度，即化学平衡。 对于一个化学反应都有一个标准自由能变化值。 如： aA+bBdD+eE rG=dfGD+efGE-afGA-bfGB
③原子核内的能量。
化学热力学的四个重要状态函数
由于内能包括位能等因素，所以内能的绝对值很 难求得。 但对解决实际问题并无妨碍，因为在处理实际问 题时我们考虑的主要是内能的变化值。 而内能的差值可以从过程中，体系与环境能量传 递的功和热的数值来求出。 内能U是状态函数。 U=Q+W Q为体系所吸收的热，若体系放热Q为负值； W为功，环境对体系做功W为正值，反之为负值。 Q和W不属于体系的状态，而是过程，即不属于 状态函数。
化学热力学的四个重要状态函数
二、焓(H)
设一封闭体系在变化中只做体积功，不做其它功， 则U=Q+W中W代表体积功：-pV(N/m2×m3) W=Fl=pSl=-pV
V=V2-V1
若体系变化是恒容过程(体积不变)，即没有体积功 则W=0，U=Qv Qv为恒容过程的热量，此式表示在不做体积功的 条件下体系在恒容过程中所吸收的热量全部用来增 加体系的内能。
化学热力学的四个重要状态函数
例：求反应4NH3(g)+5O2(g)===4NO(g)+6H2O(l)
的rG，并指出反应是否是自发的。
解：查表得H2O的fG=-237kJ· -1 mol NO的fG=86.6kJ· -1 mol NH3的fG=-16.5kJ· -1 mol O2的fG=0kJ· -1 mol rG=4×(86.6)+6×(-237)-4×(-16.5) =-1010.8(kJ· -1) mol
表示，此时为rH(298.15K)，为了简单我们把 298.15K下的焓变不注温度即写成rH或rH。 ③必须在化学式的右侧注明物质的物态或浓度。 ④化学式前的系数可以是整数亦可以是分数。
化学热力学的四个重要状态函数
例:2H2(g)+O2(g)===2H2O(g) rH=-483.6kJ· -1 mol rH─反应热的单位用kJ· -1，大小与方程式 mol 的写法有关： 2H2(g)+O2(g)===2H2O(g) 表示2molH2和1molO2生成2molH2O的热效应, rH=-483.6kJ· -1，而： mol H2(g)+0.5O2(g)===H2O(g) 则表示1molH2(g)和0.5molO2(g)生成1molH2O(g)的 热效应,rH=-241.8kJ· -1；当状态不同时，如： mol H2(g)+0.5O2(g)===H2O(l) 则表示1molH2(g)和0.5molO2(g)生成1molH2O(l)的 热效应，rH=-285.8kJ· -1。当反应式颠倒： mol H2O(l)===H2(g)+0.5O2(g) 即始态与终态调换，rH=285.8kJ· -1 mol
5-2 基本概念
一、体系 1、体系和环境
被研究的物质称为体系。也就是说为了研究的需要和周
围的物质和空间隔离开来的被研究的对象。 而体系以外的与体系有密切关系的周围部分称为环境。 如AgNO3与NaCl在溶液中的反应；含有这两种物质的水 溶液就是体系；而溶液之外的一切东西(烧杯、玻璃棒、溶
液上方的空气等)都是环境。
化学热力学的四个重要状态函数
化学热力学的四个重要状态函数
三、吉布斯自由能
与焓类似，用rG表示标准状态的自由能变化， fG是物质的标准生成自由能。
一纯物质的fG是在1.01×105Pa下由最稳定单质 生成1mol物质时，反应的自由能变化。并且规定最稳 定单质的fG为零。在水溶液中离子的fG是指定 H+(∞aq)的fG为零的基础上求得的。 热力学数据表中给的一般是298K时的生成自由能 (fG)其单位是kJ· -1。 mol 注:①G为广度性质,与参与过程的物质的量成正 比。
基本概念
3、体系的性质 根据体系中物质的量的关系，体系的性质可分为两类： (1)广度性质(亦称容量性质) 如体积、质量等。 (2)强度性质
此种性质的数值不随体系中物质的总量而变，它仅由体 系中物质本身的特性所决定，也就是没有加合性。
如温度、密度就是强度性质。
基本概念
4、状态和状态函数 体系中所有物理性质和化学性质的总和即为状 态。 也就是说一个体系的物理性质和化学性质都确 定了，则称为一个状态。 如：气体的状态可由压力、体积、温度及各组 分物质的量等物理量来决定。如果其中的一个或 多个物理量发生改变时，体系即由一种状态变为 另一种状态。 对于一个体系来说当其处于不同状态时，其性 质必然有所不同。这些用来描述规定状态的性质 用数学术语来讲称它们为“状态函数”。
化学热力学的四个重要状态函数
如果体系变化是恒压过程即p为定值，V由V1变 成V2，Qp表示恒压过程的热量(V2>V1时是体系对 环境做功W为负，反之亦然)。 U=Qp+W=Qp-p(V2-V1) U2-U1=Qp-p(V2-V1)=Qp-pV2+pV1 Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1) U、p、V都是体系的状态函数，它们的组合 (U+pV)也是状态函数在热力学上将(U+pV)定义为 新的状态函数，叫做焓，用H来表示：它具有广度 性质。 因内能U的绝对值无法测，所以H的绝对值亦无 法测，我们也只研究焓变(H)。