一、焓和内能的通俗易懂讲解
熵是描述物质混乱程度的物理量，用符号S来表示，单位是J/（mol·K)
焓也是物质的一种物理量，跟内能有点关系，但又不是内能，是在做一些计算时，人为引入的一个物理量。用符号H来表示，单位是kJ/mol。
焓值与内能的关系可以用一个公式表示：H=U+pV（U是内能，p是压强，V是体积）
但是在高中可以把焓简单认为是物质的内能。
由此可见，熵是对物质混乱程度的描述，而焓是有关“内能”的物理量，区别还是很大的。
2.熵的大小比较与熵变
熵值的大小关系：物质越混乱熵值越大，对于同一种物质，熵值大小关系是气态＞液态>固态；在一个化学反应中，由固态变成液态或者气态，或者由液态变成气态，以及气态分子数由少变多的等过程熵的值都会增加。
至于熵值是如何得出来的，一般可以根据实验数据、按一定规律计算，也可以按统计力学方法计算，方法较为复杂，这里暂时不做探讨。如果想要知道具体某个物质的熵值是多少，如果是常见的物质，可以直接通过查询标准熵值表得到，这些熵值是科学家们通过实验和计算得到的，可以自行搜索。
在一个化学反应中，从反应物变为生成物的过程中，熵的值是会发生变化的，这个变化的值我们称为“熵变”，用生成物的熵减去反应物的熵来得到
二、焓与内能之间的区别及联系
焓变即物体焓的变化量.焓是物体的一个热力学能状态函数,即热函：一个系统中的热力作用,等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压力的乘积的总和
熵：体系混乱度(或无序度)的量度.S 表示熵.也表示黑洞中不可用热量与其温度的比值.
简单地来说,焓变是指物质之间发生化学变化后的能量变化量,熵变是指发生化学或物理变化之后物体混乱度的变化量.焓变和熵变都大于零的在任何条件下自发反应发生,焓变和熵变都小于零任何条件下反应不发生,焓变大于零熵变小于零低温下反应自发进行,焓变小于零熵变大于零高温下反应自发进行。
三、焓和内能的计算公式
焓，热力学中表征物质系统能量的一个重要状态参量，常用符号H表示。对一定质量的物质，焓定义为H=U+pV，式中U为物质的内能，p为压强，V为体积。单位质量物质的焓称为比焓，表示为h=u+p/ρ
空气焓值的定义及空气焓值的计算公式:
空气的焓值是指空气所含有的绝热量，通常以干空气的单位质量为基准。焓用符号i表示，单位是kj/kg干空气。湿空气焓值等于1kg干空气的焓值与dkg水蒸气焓值之和。
湿空气焓值计算公式化：
i=1.01t+(2500+1.84t)d 或i=(1.01+1.84d)t+2500d （kj/kg干空气）
式中： t—空气温度℃
d —空气的含湿量kg/kg干空气
1.01 —干空气的平均定压比热 kj/(kg.K)
1.84 —水蒸气的平均定压比热kj/(kg.K)
2500 —0℃时水的汽化潜热 kj/kg
由上式可以看出：（1.01+1.84d）t是随温度变化的热量，即“显热”；而2500d 则是0℃时dkg水的汽化潜热，它仅随含湿量而变化，与温度无关，即是“潜热”
四、焓和内能什么时候相等
内能和焓是热力学中常用的两个物理量。内能是系统中分子、原子等粒子的热运动能和势能的总和，是一个状态量，通常用符号U表示；而焓是系统的总能量与其体积乘积的物理量，也是一个状态量，通常用符号H表示。两个物理量之间的关系可以用热力学基本关系式来表示：H = U + PV，其中P是压强，V是物体体积。根据这个公式，我们可以得知，在容积一定的情况下，焓的变化量就等于吸收/放出的热量，即H = Q。因此，焓是一种很重要的热力学状态量，常用于描述化学反应、物理过程等等。而内能则涵盖了更广泛的物理量，是研究热力学问题时必须掌握的基础概念之一。
五、热力学内能和焓的区别
这四个都是热力学函数，热力学能是热和功的和，根据热力学第一定律得到的；焓是根据前者推出的函数，一般不具有物理意义；熵的物理意义是混乱度，涉及到热力学第二定律；自由能也是推出来的，可以作为某些体系的判据
六、焓与内能一样可表示体系所含热量
焓是与内能有关的物理量，符号用H表示，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定的，恒压条件下的反应热等于焓变。单位一般采用kJ/mol。化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键的过程．旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量．而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化，所以化学反应过程中会有能量的变化。扩展资料焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。因为只有在此条件下，焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热，则物质吸热后温度升高，ΔH>0，所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应，ΔH
七、内能与焓的物理意义
确切来说焓并没有明确的物理意义，在大学里焓变可以理解为反应的等压热，在高中阶段，算方程式的能量变化，实际都是在等压条件下进行计算的。焓不是内能，内能有单独的符号U，高中计算化学反应用的焓变而不是内能变是因为，高中把反应都看作等压条件下，当等容条件下，计算反应变化的时候才用内能变，焓没有明确的物理意义，只是人们给的一种叫法。高中阶段为了好理解，可以当作是物质的能量。具体的以后学习化学，会学到的。
八、焓和内能的关系式
焓变与温度有关反应中当三角H小于零时有自发性趋势 但不全面 熵变是指有序和无序相关的熵判据 如同种物质气体大于液体大于固体 熵用S来表示 用来判断反应进行方向也不全面 要综合分析焓变与熵变
焓变、熵变及温度有关的吉布斯自由能判据：ΔG= ΔH- TΔS。
当ΔH<0，ΔS>0时，ΔG>0，自发过程，过程能正向进行；
当ΔH>0，ΔS<0时，ΔG<0，非自发过程，过程能向逆方向进行；
ΔH<0，ΔS<0或ΔH>0，ΔS>0时反应的自发性取决于温度，低温时焓变为主，高温时熵变为主。当ΔG=0，处于平衡状态。
显然，煅烧石灰石为ΔH>0，ΔS>0的化学反应，经过计算在102.32kPa和1183K（即910℃）的条件下，石灰石能自发且剧烈的进行化学反应，该反应需要高温条件下“自发”的进行，只要维持这个温度，反应就会一直进行下去。
扩展资料
1、化学上认为的自发反应和自发过程是限定了温度和压强等条件的，不同于字典解释的社会学领域的“自发”。
2、单独从焓变或熵变来判断反应的自发性是有局限性的，我们应该综合二者因素，从自由能的角度来理解化学反应的自发性；
3、化学上认为反应的进行自发，即该反应朝某个方向进行的显著程度，在化学上认为其相反方向的反应几乎不能发生。从化学平衡的角度去理解，自发的反应就是化学平衡常数很大，正反应进行的很彻底。
4、站在化学反应的实质的角度理解，只要给定的外界条件能够破坏旧的化学键，引起原子重新排列，形成新的化学键，任何化学反应都能在给定的条件下进行，如氮气和氧气可以反应一样，自由能理论解释其是任何温度下为非自发的反应。
总之，ΔG = ΔH - TΔS作为化学反应自发性的判据，必须是在恒温恒压条件下且不做非体积功时进行的化学反应。
九、焓和内能有什么区别
焓，热力学名词；单位是焦耳（J）。焓表示物质热力学性质的一个参数，数值上等于体系里面所含的内能加上压力与体积的乘积。热力学中表征物质系统能量的一个重要状态参量，常用符号H表示。焓的物理意义是体系中热力学能再附加上PV这部分能量的一种能量。H来自于英语 Heat C apacity（热容）一词。摩尔焓Hm（ 单位：千焦/摩尔KJ/mol）和比焓 h（单位：千焦/千克 kJ/kg） 也非常重要，它们描述了焓在物 质的量n和物质质量m上的定义 。焓是内能和体积的勒让德变换 。它是SpN总合的热势能。扩展资料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。焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。因为只有在此条件下，焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热，则物质吸热后温度升高，ΔH>0，所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应，ΔH
十、焓,内能和熵只有相对意义
焓指的是一个物质中含有的能量,焓变指的是反应前后,储存在物质中的能量的变化.如果是吸热反应,那么它从外界吸收来的热量最终是储存在产物中的,根据能量守恒,储存在反应物中的总能量加上吸收的热量等于储存在成生物中的总能量,也就是储存在物质中的焓是增加的,即焓变=产物总能量—反应物总能量>0.所以,焓变是大于零是吸热,小于零是放热.
熵是用来衡量一个物质混乱度的量,气体>液体>固体,混乱度越大,物质混合的就越充分,反应就越容易进行.如氢气与氧气光照条件下爆炸性反应生成水.所以,如果是熵变大于零,也就是反应物不乱而生成物乱,就不是自发进行的方向,如碳酸钙高温煅烧生成CaO和CO2.
一般条件下,焓变、熵变都小于零,自发；都大于零,非自发；焓变大于零、熵变小于零或焓变小于零、熵变大于零可能自发.