化學如何判斷涵變

A. 反應物狀態不同的熱化學方程式間焓變怎麼比較大小焓變要取絕對值嗎求大神解答

反應物狀態不同的熱化學方程式間的焓變，直接根據焓變值進行大小比較，無需取絕對值。反應放熱，焓變值為負，反應吸熱焓變值為正。

1、焓變即物體焓的變化量。焓是物體的一個熱力學能狀態函數，即熱函：一個系統中的熱力作用，等於該系統內能加上其體積與外界作用於該系統的壓強的乘積的總和。

2、焓變是生成物與反應物的焓值差。ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。ΔH=ΔU+Δ（pV）

3、在恆壓條件下，ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。

4、焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一，另一個是熵變。熵增焓減，反應自發；熵減焓增，反應逆向自發；熵增焓增，高溫反應自發；熵減焓減，低溫反應自發。

(1)化學如何判斷涵變擴展閱讀：

焓是與內能有關的物理量，反應在一定條件下是吸熱還是放熱由生成物和反應物的焓值差即焓變（△H）決定。在化學反應過程中所釋放或吸收的能量都可用熱量來表示，叫反應熱，又稱「焓變」，符號用△H表示，單位一般採用kJ/mol

1、化學反應中不僅存在著「物質變化」，還存在著「能量變化」，這種變化不僅以熱能的形式體現出來，還可以以光、電等形式表現。

2、一個化學反應是放熱還是吸熱取決於所有斷鍵吸收的總能量與所有形成新鍵放出的總能量的相對大小，若斷鍵吸收的總能量小於形成新鍵釋放的總能量，則為放熱反應；斷鍵吸收的總能量大於形成新鍵釋放的總能量，則為吸熱反應。

3、焓是與內能有關的物理量，在敞口容器中（即恆壓條件下）焓變與反應熱相同。

4、從宏觀角度：焓變（△H）：ΔH=H生成物－H反應物（宏觀），其中：H生成物表示生成物的焓的總量；H反應物表示反應物的焓的總量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

5、從微觀角度：ΔH=E吸收－E放出（微觀），其中：E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量，E放出表示生成物成鍵時放出的總能量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

6、常見的放熱反應有：化合反應、酸鹼中和反應、燃燒反應、活潑金屬與酸的反應等；常見的吸熱反應有：分解反應、碳與一氧化碳的反應、氫氧化鋇與氯化銨固體的反應等。

參考資料來源：

網路-焓變

B. 如何判斷焓變的正負

焓變就是物質所具有的能量的變化（可以這么理解）,比如說你舉的這個例子,焓變就是生成物的總能量-反應物的總能量.由於這是個放熱反應,生成物的總能量肯定比反應物的要低,所以焓變就是負的.
放熱反應的焓變為負值；吸熱反應的焓變為正值

C. 如何比較化學中焓變的大小

根據狀態，一般的按固體液體氣體排列，有的也給數值計算。還有的需要記著。理解就行沒必要在這上面浪費時間，能懂則懂，不懂也不要強求。重要的是燃燒熱。

焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統狀態的狀態函數，焓變沒有明確的物理意義。

ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ（pV）

在恆壓條件下，ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。

焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一，另一個是熵變。

熵增焓減，反應自發；

熵減焓增，反應逆向自發；

熵增焓增，高溫反應自發；

熵減焓減，低溫反應自發。

(3)化學如何判斷涵變擴展閱讀：

焓是與內能有關的物理量，反應在一定條件下是吸熱還是放熱由生成物和反應物的焓值差即焓變（△H）決定。

在化學反應過程中所釋放或吸收的能量都可用熱量（或換成相應的熱量）來表示，叫反應熱，又稱「焓變」，符號用△H表示，單位一般採用kJ/mol

從宏觀角度：焓變（△H）：ΔH=H生成物－H反應物（宏觀），其中：

H生成物表示生成物的焓的總量；H反應物表示反應物的焓的總量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

從微觀角度：ΔH=E吸收－E放出（微觀），其中：E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量，E放出表示生成物成鍵時放出的總能量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

反應熱和焓變的單位都是「kJ/mol或kJ·mol-1」，其中mol是指每摩爾某一反應，而不是指某一物質的微粒等。

D. 如何比較化學中焓變的大小

若是比較△H的大小，就帶著正負號比較大小。數值大的反應焓變越大。若是說比較其數值則只比絕對值。

焓的物理意義可以理解為恆壓和只做體積功的特殊條件下，Q=ΔH，即反應的熱量變化。因為只有在此條件下，焓才表現出它的特性。例如恆壓下對物質加熱，則物質吸熱後溫度升高，ΔH>0，所以物質在高溫時的焓大於它在低溫時的焓。又如對於恆壓下的放熱化學反應，ΔH<0，所以生成物的焓小於反應物的焓。

(4)化學如何判斷涵變擴展閱讀：

化學反應的熱效應只與始態、終態有關，與反應過程無關，反應熱總值一定。如下圖表示始態到終態的反應熱，則△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5。

化學反應遵循質量守恆和能量守恆。在指定的狀態下，各種物質的焓值都是確定，因此反應不論是一步完成，還是分步完成，最初的反應物和最終的產物都是一樣的。反應物和反應產物的焓的差值都是一樣的。

計算方法：

（1）根據熱化學方程式進行計算：焓變與反應物各物質的物質的量成正比；

（2）根據反應物和生成物的總焓計算：ΔH=H（反應產物）－H（反應物）；

（3）依據反應物化學鍵斷裂與生成物化學鍵形成過程中的能量變化計算：ΔH=反應物的化學鍵斷裂吸收的能量－生成物的化學鍵形成釋放的能量；

（4）根據蓋斯定律的計算；

（5）根據比熱公式求算：Q=－c·m·ΔT。

E. 你有三種方法可以確定一個反應的焓的變化

反應焓：在等溫等壓下化學反應的焓變為生成物焓的總和減去反應物焓的總和之差。
生產焓：這個是人為的規定，在標准壓力下（100KPa）下，在進行反應的溫度時，有最穩定的單質合成標准壓力P下單位量物質B的反應焓變，叫做物質B的標准摩爾生成焓。
燃燒焓：可燃物質B在標準的壓力下，反應溫度T時，單位量的物質B完全氧化為同溫下指定產物時的標准摩爾焓變。
三者之間的關系為： 從燃燒焓可以計算反應焓，如果知道反應中各物質的標准摩爾燃燒焓，反應焓就等於各反應物燃燒焓的總和減去各產物燃燒焓的總和。
從燃燒焓也可以求生成焓（特別是一些通常不能直接由單質合成的有機化合物），舉例： 求C（s)+2H2(g)+1/2O2(g)==CH3OH(L)反應焓變
△fH CH3OH=△cH C+2△cH H2 -△cH CH3OH
△fH 為反應焓 △cH 為燃燒焓