如何比較熱化學方程式h大小

⑴ 熱化學方程式中物質的狀態怎樣判斷其焓值大小，同樣的

△H是焓變，其值為負值時，反應放熱。負號後面的數字越大，放出的熱量就越大；負號後面的數字越小，放出的熱量就越小。又，H2、CO、C8H18、CH4的相對分子質量分別為2、28、114、16，所以相同質量的這四種物質的物質的量之比就是：56:4.07:1:7.125所以相同質量的氫氣、一氧化碳、辛烷、甲烷完全燃燒時，放出熱量之比為：56×285.8:4.07×283.0:1×5518:7.125×89.3＝16:1.15:5.52:0.64所以相同質量的氫氣、一氧化碳、辛烷、甲烷完全燃燒時，放出熱量最少的是甲烷 （D）

⑵ 熱化學方程式中如何比較△H

這個可以把第二個反應分為兩個部分:
(1)S(s)=S(g),固體變為氣體是吸熱的,所以△H>0
(2)s(g)+o2(g)=so2(g) △H<0
其實第2部分就是原題的第一個反應,因為第二個反應要經過一個吸熱的過程才能達到第一個反應,所以放出的熱量比第一個少
---
其他的也可以這樣比較

⑶ 只知道一個化學方程式如何判斷ΔH的大小

依據規律、經驗和常識直接判斷不同反應的△H的大小的方法可稱為直接比較法。 （1）吸熱反應的△H肯定比放熱反應的大（前者大於0，後者小於0）； （2）物質燃燒時，可燃物物質的量越大，燃燒放出的熱量越多； （3）等量的可燃物完全燃燒所放出的熱量肯定比不完全燃燒所放出的熱量多； （4）產物相同時，氣態物質燃燒放出的熱量比等量的固態物質燃燒放出的熱量多； 反應物相同時，生成液態物質放出的熱量比生成等量的氣態物質放出的熱量多； （5）生成等量的水時強酸的稀溶液反應比弱酸和強鹼或弱鹼和強酸或弱酸和弱鹼的稀溶液反應放出的熱量多； （6）對於可逆反應，因反應不能進行完全，實際反應過程中放出或吸收的能量要小於相應熱化學方程式中的數值。例如：2SO2(g) + O2(g)≒2SO3(g)；△H= - 197kJ/mol，則向密閉容器中通入2mol SO2和1 mol O2，反應達到平衡後，放出的熱量要小於197kJ。

還有一個經驗一般的分解反應都是吸熱，而化合反應都是放熱

大學化學還可通過查表計算，反應物和生成物的能量來計算！！

⑷ 化學中如何判斷△H大小如何對待能量變化，中和熱，燃燒熱，熱化學方程式等一些列有關問題！

△H是反應前後物質的總能量之差，是生成物的總能量減去反應物的總能量。如果是△H＞0，則反應吸熱，若△H＜0，則說明該反應放熱。

中和與燃燒都是放熱反應，△H都＜0。
熱化學方程式後面的熱量數值前要標明正負號，後面要有單位。

⑸ 怎麼比較熱化學方程式大小

ΔH=反應物的鍵能之和—生成物的鍵能之和=生成物本身的能量—反應物本身的能量。比較ΔH值大小時要注意正負號。A和B：氫氣和氧氣反應ΔH<0，水液化放熱，氣化吸熱，所以ΔHa>ΔHb,Qa<QbE和F：S和氧氣反應ΔH<0，氣體的能量比固體能量大，所以ΔHe<ΔHf,Qe>QfH和I：C和氧氣反應ΔH<0，根據蓋斯定律，CO可視為C和氧氣的中間產物，所以ΔHh<ΔHi,Qh>Qi 信譽團隊「力揚孝義」為您解答！！

⑹ 比較下列各組熱化學方程式中△H的大小關系．（1）S（s）+O2（g）═SO2（g）△H1 S（g）+O2（g）═SO

（1）固體硫燃燒時要先變為氣態硫，過程吸熱，氣體與氣體反應生成氣體比固體和氣體反應生成氣體產生熱量多，但反應熱為負值，所以△H1＞△H2；
故答案為：＞；
（2）水由氣態變成液態，放出熱量，所以生成液態水放出的熱量多，但反應熱為負值，所以△H1＜△H2；
故答案為：＜；
（3）①4Al（s）+3O2（g）═2Al2O3（s）△H1
②4Fe（s）+3O2（g）═2Fe2O3（s）△H2
由蓋斯定律①-②：4Al（s）+2Fe2O3（s）=2Al2O3（s）+4Fe（s）△H1-△H2，鋁熱反應放熱，所以△H1-△H2＜0，即△H1＜△H2．
故答案為：＜；
（4）途徑Ⅱ：C（s）+H2O（g）═CO（g）+H2（g）△H2＞0
②
再燃燒水煤氣：2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H3＜0
③
2H2（g）+O2
（g）═2H2O（g）△H4＜0
④
由蓋斯定律可知，②×2+③+④得2C（s）+2O2
（g）═2CO2（g）△H=2△H2+△H3+△H4．
所以△H1=
1
2
△H=
1
2
（2△H2+△H3+△H4）=△H2+
1
2
（△H3+△H4），
故答案為：△H2+
1
2
（△H3+△H4）．

⑺ 反應熱大小關系怎麼比較

化學反應熱的大小比較考慮正負號：
看是比較熱化學方程式中的「△H」（需考慮正負號）
還是比較熱化學方程式中的熱量大小的數值（正負號後的數值）（不考慮正負號）。如：
H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(l)；
△H1＝－Q1kJ/mol
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)；
△H2＝－Q2kJ/mol
Q1<Q2
or
△H1>△H2

⑻ 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。

(8)如何比較熱化學方程式h大小擴展閱讀：

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