內能與焓
為了化學研究的目的，我們把宇宙分成兩個系統和一個環境。在任何時候，我們感興趣的部分是系統，其餘的都是圍繞著系統。焓和內能是與熱力學第一定律有關的兩個概念，它們描述了在一個系統和周圍環境中發生的反應。
什麼是焓？
當一個反應發生時，它可能會吸收或放出熱量，如果反應是在恆壓下進行的，這個熱量被稱為反應的焓。分子的焓是無法測量的。因此，反應過程中焓的變化是測量的。在給定的溫度和壓力下，反應的焓變（∆H）是通過從產物的焓中減去反應物的焓得到的。如果該值為負值，則反應是放熱的。如果吸熱值為正值，則為吸熱值。任何一對反應物和產物之間的焓變化與它們之間的路徑無關。此外，焓的變化取決於反應物的相。例如，當氧氣和氫氣反應生成水蒸氣時，焓變為-483.7kj。當相同反應物反應生成液態水時，焓變為-571.5kj。
2H2（g）+O2（g）→2H2O（g）；∆H=-483.7千焦
2H2（g）+O2（g）→2H2O（l）；∆H=-571.7 kJ
什麼是內能？
熱和功是能量傳遞的兩種方式。在機械過程中，能量可以從一個地方轉移到另一個地方，但總的能量是守恆的。在化學轉化中，類似的原理也適用。考慮一個反應，比如甲烷的燃燒。
CH4+2 O2→CO2+2 H2O
如果反應發生在密封容器中，那麼所發生的一切就是釋放熱量。我們可以用這種釋放的酶來做機械工作，比如運行渦輪或蒸汽機等。有無數的方法，可以將反應產生的能量分為熱和功。然而，發現熱演化和機械功的總和總是一個常數。這就導致了這樣一個想法：從反應物到產物，有一種叫做內能（U）的性質。內部能量的變化表示為△U。
∆U=q+w；其中q是熱量，w是完成的功
內能被稱為狀態函數，因為它的值取決於系統的狀態，而不是系統是如何進入這個狀態的。也就是說，U從初始狀態“i”變為“f”時，只取決於U在初始狀態和最終狀態下的值。
∆U=Uf–Ui
根據熱力學第一定律，孤立系統的內能變化為零。宇宙是一個孤立的系統，因此，宇宙的∆U為零。
| 焓和內能的區別是什麼？•焓可在以下方程式中表示，其中U是內能，p是壓力，V是系統的體積。H=U+pV•因此，內能在焓項內。焓為∆U=q+w |
