化學反應焓變如何判斷

1. 高二化學求解，b，怎麼判斷焓變

解析：
平衡常數K
指
各生成物濃度的顫梁指數次冪的乘積
與
各反應物濃度的指數次冪的乘積
，實際上K增大，說明反應向正向（右側）移動。
a.
【吸熱】：溫度升高，K增大，反應正向移動，說明反應需要熱量（即吸熱）
b.
反應1
K
=
c（CO）/
c（CO2）
反應2
K『
=
c（H2）/
c（H2O）
反應3
K』『
=
c（CO）×
c（H2O）
/
c（CO2）×
c（H2）
=
[
c（CO）/
c（CO2）
]
×
[
c（H2O）/
c（H2）
]
=
K
×
1/K』
溫度升高，K增大，平衡正茄掘運向移動，反應吸熱，△H
＞
0
溫度升高，K『減小，1/K』增大，K
×
1/K』增大（即K『』增大），平衡正向移動，反應吸熱，【△H
＞散渣
0】

2. 反應焓變是什麼意思

1、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。

2、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「+」表示吸熱反肢模應，ΔH為「－」表示放熱反應。

常用計算方法：

（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。

(2)化學反應焓變如何判斷擴展閱讀

（1）反應焓變的數值與各物質的系數成正比。因此熱化學方程式中各物質的系數改變時，其反應焓變的數值需同時做相同倍數的改變。

（2）正咐笑、逆反應的反應熱焓變的數值相等，符號相反。

（3）熱化學方程式歷簡緩與數學上的方程式相似，可以移項同時改變正負號，各項的系數包括ΔH的數值可以同時擴大或縮小相同的倍數。

（4）多個熱化學方程式可以相加或相減，ΔH也進行相應的相加或相減，得到一個新的熱化學方程式。

（5）熱化學方程式中的反應焓變是指反應按照所給形式進行完全時的反應焓變。

3. 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)化學反應焓變如何判斷擴展閱讀：

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。

4. 如何理解焓和焓變

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力的攔鉛銀乘積的總和
熵：體系混亂度(或無序度)的量度.S 表示熵.也表示黑洞中不可用熱量與其溫度的比值.
簡單地來說,焓變是指物質之間發生化學變化後的能量變化量,熵變是指發生化學或物理變化之後物體混亂度的變化量.焓變和熵變都大於零的在任何條件下自發反應發生,焓變和熵變都小於零任何條件下反應不發生,焓變大於零熵變小於零低溫下反應自發進行,焓變小於零熵變大於零高溫下反應自發進行。

焓是一個狀態函數,也就是說,系統的狀態一定,焓是值就定了。焓的定義式是這樣的：H=U+pV其中U表示熱力學能，也稱為內能激舉，即系統內部的所有能量p是系統的壓力，V是系統的體積作為一個描述系統狀態的狀態函數，焓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)可以表示過程的熱力學能變。

焓的定義就是H=U+pV,顯然與內能U有關,pV的量綱是能量,因此pV也可以看做系統的某種能量,不過這個能量並不對應於系統的任何一種真實存在的能量形式（能量的本質是運動,pV不對應於任何一種運動）,只是看做能量而已.由於焓是狀態函數,可以用於描述系統狀態,常用於描述等壓過程中系統的能量.在等壓過程中用焓代表系統能量是方便的,因為容易證明等壓過程的焓增量等於系統在過程中的吸熱量.熱量是過程量往往直接計算比較麻煩,定義焓以後,就可以通過計算系統的焓變來來間接得知吸熱量.
描述系統能量的狀態函數除了焓,最常用的就是內能,內能具有客觀的簡宴物理意義.描述系統能量的狀態函數還有吉布斯自由能G和亥姆霍茲自由能F等,它們分別常用於討論等溫等壓過程和等溫等容過程.類似G、F和焓一樣均無實際物理意義。

5. 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

6. 則該反應的焓變為正值.怎樣判斷化學反應的焓

則該反應的焓變為正值.怎樣判斷化學反應的焓
焓變就是物質所具有的能量的變化（可以這么理唯簡此解）,比如說你舉的這個例子,焓變就是生成咐宴物的總能量-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.
放熱反指迅應的焓變為負值；吸熱反應的焓變為正值

7. 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。

(7)化學反應焓變如何判斷擴展閱讀：

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。

8. 反應焓變判斷

也稱標准生成熱.由標准狀態(壓力為100kPa,溫度TK)下最穩定單質生成標准搜沒狀態下1mol的化合物的熱效應或焓變,稱為該化合物的標准生成焓),以符號△Hf表示.最穩定的單質的標准生成熱規定為零.各種物理化學手冊中給出的生成焓是在溫度為298.15K時生成lmol化合物的標准生成焓,叫做標准摩爾生成焓.例如,下列反應在298.15K及101325Pa條件下的摩爾反應熱是-393.51kJ/mol：C（固,石墨）+O2（氣）=CO2（氣） 根據定義,CO2的標准摩爾生成焓=-393.51kJ/mol.
焓是一個狀態函數,也就是說,系統的狀態一定,焓的值就定了.
焓的定義世攜納式（物理意義）是這樣的：H=U+pV [焓=流動內能+推動功]
其中U表示熱力隱耐學能,也稱為內能(Internal Energy),即系統內部的所有能量
p是系統的壓力(Pressure),V是系統的體積(Volume)
作為一個描述系統狀態的狀態函數,焓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)可以表示過程的熱力學能變

9. 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

10. 化學反應速率里要怎麼判斷焓變是大於零還是小於零

+ 吸 - 放，只要記住這個就行了，如果是吸熱，那麼晗變大於0，也就是正號如果是放熱，那麼晗變小於0，也就是負號