焓

體系的狀態函數，用符號H表示。焓的定義式是：

。U是體系的內能，p是體系壓強，V是體積。在一定狀態下，體系的焓應有一定值，但現在無法測定焓的絕對值，對熱力學來説重要的是焓的變化值，這是可以通過實驗測量的

由熱力狀態參數定義的物理量—焓的本身也是熱力狀態參數，是顯而易見的。因此，對於簡單系統，它是任意兩個獨立的狀態參數的函數，即：

。在熱力過程中，焓的改變只取決於系統的初態和終態，而與過程的中間狀態無關。這意味着系統經歷一個閉合的過程—循環後， 比焓的變化等於零， 所以， 比焓的微增量是全微分，它的微分形式見右圖《微分形式》 ^[2] 

式中

，稱為比定壓熱容。利用

可以計算等壓過程中不同狀態之間系統的焓差：

。這一計算式表明，系統焓的增量在數值上等於等壓過程中外界輸送給系統的熱量。 ^[2] 

如果温度變化的範圍不大，可以忽略

與温度的關係時，焓差的計算式得以簡化：

。在許多場合下，例如液體和固體，可以不考慮焓與壓力的關係，這時非等壓過程的狀態之間的焓差也可以利用

進行計算。理想氣體的比焓與温度有關，與壓力無關，同樣可以利用簡化的焓差計算式，只是比熱容應取T₁至T₂温度範圍內的平均值。 ^[2] 

焓定義式中的量pV，可以稱為壓力勢能。在流動過程中，焓代表工作介質所攜帶的內能和壓力勢能的總和。 ^[2] 

焓是體系的狀態函數，與變化的途徑無關。只要體系的狀態確定，焓就有唯一確定的值。焓的引入是通過無非體積功的等壓變化引出的。但絕不意味着只有在無非體積功的等壓過程才有焓存在，其他情況下就不存在焓。 ^[2] 

焓的變化對化學反應很重要，因為吸收(或者放出的)的熱等於內能的變化（ΔU）加上變化時所做的外功（ΔpV）。在很多生物體系中，沒有做功，因此焓的變化和內能的變化相等。

在分析熱機或敞開系統(見熱力學系統)的能量交換時，焓是常用的參數。“焓”概念的引入，大大簡化了很多熱力過程的計算。在化學反應中，焓變表示反應過程中吸收或釋放的熱量。通過計算反應的焓變，可以預測反應的能量變化和反應方向，為化學反應的設計和控制提供依據。在工程設計中，比焓常與其他熱力狀態參數，如壓力、比熵(見熵)等組成各種圖或表，利用圖表的計算設計方法具有廣泛的用途。 ^[2]  例如，在空調系統中，焓被用來描述空氣的狀態。空氣的焓值取決於其温度、壓力和濕度等因素。通過測量空氣的焓值，可以確定空氣處理過程中需要的冷量或熱量，從而實現對空氣温度的精確控制。