功和热

功和热（Q 和 W）是在化学学习过程中碰到的唯一一组非状态函数的函数，他们属于过程函数，是在状态变化的过程中所产生，其数值大小跟状态函数不同，主要跟状态变化所经历的具体过程和途径有关，相同的始态和终态，若所走途径不一样，其所对应的功和热可能也不一样，而状态函数的变化值只与始态以及终态有关。此处强调功和热的产生是由于状态变化而导致的，其数值和某个状态无关，如：物体的温度越高，则含的热量越多。

化学反应热效应

化学反应热效应定义：当生成物和反应物温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量。化学反应若是等温等压且不做非体积功的前提下进行，通过热力学第一定律的推导，Q_P=△rH ，r 为英文单词“react”，为化学反应，这里仅仅是要与其他状态变化原因区分开，强调状态变化的原因是由于化学反应导致的焓变。若反应进度为 1mol时，△rH 可以写为△rHm。由此可以看出△rHm的大小与反应进度有关，也即与化学反应方程式的书写有关。若化学反应在等温等容且不做非体积功的前提下进行，则热效应通过热力学第一定律的推导为

，同理，△rUm的大小也与方程式的书写有关。这里与反应进度有关的一切物理量都与方程式的书写有关。

标准摩尔生成焓

标准摩尔生成焓（

）定义：在一定的温度(通常是 298.15K) 时，标准状态下由指定元素的最稳定单质生成 1mol 某物质时的焓变称为该物质的标准摩尔生成焓，简称标准生成焓。

标准摩尔熵

化学反应的方向与两个因素有关，一是能量因素，二是混乱度因素，而熵即为混乱度的量度。混乱度大，则体系的能量大，也即熵大。化学反应方向是这两者共同作用的结果。若用Ω表示体系拥有的微观排列总数，则由统计力学可以证明 S=klnΩ。该式称为玻尔兹曼关系式。它表明，处于一定宏观状态的系统所拥有的微观状态数愈多，则系统的混乱度愈大，熵值愈高。在绝对零度（0 K）时，纯净完美的晶体的排列是整齐有序的，这种微观状态数为 1（Ω=1）。所以，热力学规定：0K 时，任何纯净完美的晶体的熵值等于零（S₀=0）。以此为基准，某物质在温度 T 时的熵值称为该物质在温度 T 时的绝对熵（S_T）。某物质从 0K 升温到 TK 时的熵变 S 就等于该物质在 T度时的绝对熵。与标准摩尔生成焓不同，熵是绝对值。

吉布斯自由能

按照国际纯粹与应用化学联合会( IUPAC ) 的定义，吉布斯自由能是焓( H )减去热力学温度（T）和熵（S）的乘积，即 G = H -TS ，常称为自由能。其单位为焦耳( J )或为千焦（KJ）。G 同 H 一样，是复合状态函数，也具有状态函数的属性。由于 H 绝对值未知故 G 的绝对值也是不可知的，但其变化量即

只决定于系统的始态和终态，而与变化的具体途径无关。经过热力学推导

的正负值直接决定了过程变化的方向。

标准摩尔生成吉布斯自由能

标准摩尔生成吉布斯自由能（

）是指：在标准状态下，由指定元素单质生成 1mol纯物质时反应的吉布斯自由能变化，称为该物质的标准摩尔吉布斯生成自由能，简称标准吉布斯生成自由能。单位是 J·mol^-1或 kJ·mol^-1。此物理量的定义与标准摩尔生成焓的定义相似，所表达的意义也相同，可以推导出同样的结论，即：指定元素最稳定单质的标准摩尔生成吉布斯自由能数值为零，事实上绝对值不为零。所以标准摩尔生成吉布斯自由能实验数据都是相对于元素最稳定单质而来的，是一个相对值。