化学反应焓变如何判断

1. 高二化学求解，b，怎么判断焓变

解析：
平衡常数K
指
各生成物浓度的颤梁指数次幂的乘积
与
各反应物浓度的指数次幂的乘积
，实际上K增大，说明反应向正向（右侧）移动。
a.
【吸热】：温度升高，K增大，反应正向移动，说明反应需要热量（即吸热）
b.
反应1
K
=
c（CO）/
c（CO2）
反应2
K‘
=
c（H2）/
c（H2O）
反应3
K’‘
=
c（CO）×
c（H2O）
/
c（CO2）×
c（H2）
=
[
c（CO）/
c（CO2）
]
×
[
c（H2O）/
c（H2）
]
=
K
×
1/K’
温度升高，K增大，平衡正茄掘运向移动，反应吸热，△H
＞
0
温度升高，K‘减小，1/K’增大，K
×
1/K’增大（即K‘’增大），平衡正向移动，反应吸热，【△H
＞散渣
0】

2. 反应焓变是什么意思

1、从宏观角度：焓变（△H）：ΔH=H生成物－H反应物（宏观），其中：

H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

2、从微观角度：ΔH=E吸收－E放出（微观），其中：E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量；ΔH为“+”表示吸热反肢模应，ΔH为“－”表示放热反应。

常用计算方法：

（1）根据热化学方程式进行计算：焓变与反应物各物质的物质的量成正比；

（2）根据反应物和生成物的总焓计算：ΔH=H（反应产物）－H（反应物）；

（3）依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量－生成物的化学键形成释放的能量；

（4）根据盖斯定律的计算；

（5）根据比热公式求算：Q=－c·m·ΔT。

(2)化学反应焓变如何判断扩展阅读

（1）反应焓变的数值与各物质的系数成正比。因此热化学方程式中各物质的系数改变时，其反应焓变的数值需同时做相同倍数的改变。

（2）正咐笑、逆反应的反应热焓变的数值相等，符号相反。

（3）热化学方程式历简缓与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正负号，各项的系数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。

（4）多个热化学方程式可以相加或相减，ΔH也进行相应的相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

（5）热化学方程式中的反应焓变是指反应按照所给形式进行完全时的反应焓变。

3. 如何比较化学中焓变的大小

根据状态，一般的按固体液体气体排列，有的也给数值计算。还有的需要记着。理解就行没必要在这上面浪费时间，能懂则懂，不懂也不要强求。重要的是燃烧热。

焓变是生成物与反应物的焓值差。作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。

ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ（pV）

在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。

焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。

熵增焓减，反应自发；

熵减焓增，反应逆向自发；

熵增焓增，高温反应自发；

熵减焓减，低温反应自发。

(3)化学反应焓变如何判断扩展阅读：

焓是与内能有关的物理量，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定。

在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可用热量（或换成相应的热量）来表示，叫反应热，又称“焓变”，符号用△H表示，单位一般采用kJ/mol

从宏观角度：焓变（△H）：ΔH=H生成物－H反应物（宏观），其中：

H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

从微观角度：ΔH=E吸收－E放出（微观），其中：E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

反应热和焓变的单位都是“kJ/mol或kJ·mol-1”，其中mol是指每摩尔某一反应，而不是指某一物质的微粒等。

4. 如何理解焓和焓变

焓变)即物体焓的变化量.焓是物体的一个热力学能状态函数,即热函：一个系统中的热力作用,等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压力的拦铅银乘积的总和
熵：体系混乱度(或无序度)的量度.S 表示熵.也表示黑洞中不可用热量与其温度的比值.
简单地来说,焓变是指物质之间发生化学变化后的能量变化量,熵变是指发生化学或物理变化之后物体混乱度的变化量.焓变和熵变都大于零的在任何条件下自发反应发生,焓变和熵变都小于零任何条件下反应不发生,焓变大于零熵变小于零低温下反应自发进行,焓变小于零熵变大于零高温下反应自发进行。

焓是一个状态函数,也就是说,系统的状态一定,焓是值就定了。焓的定义式是这样的：H=U+pV其中U表示热力学能，也称为内能激举，即系统内部的所有能量p是系统的压力，V是系统的体积作为一个描述系统状态的状态函数，焓没有明确的物理意义ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量ΔH=ΔU+Δ（pV）在恒压条件下，ΔH(焓变)可以表示过程的热力学能变。

焓的定义就是H=U+pV,显然与内能U有关,pV的量纲是能量,因此pV也可以看做系统的某种能量,不过这个能量并不对应于系统的任何一种真实存在的能量形式（能量的本质是运动,pV不对应于任何一种运动）,只是看做能量而已.由于焓是状态函数,可以用于描述系统状态,常用于描述等压过程中系统的能量.在等压过程中用焓代表系统能量是方便的,因为容易证明等压过程的焓增量等于系统在过程中的吸热量.热量是过程量往往直接计算比较麻烦,定义焓以后,就可以通过计算系统的焓变来来间接得知吸热量.
描述系统能量的状态函数除了焓,最常用的就是内能,内能具有客观的简宴物理意义.描述系统能量的状态函数还有吉布斯自由能G和亥姆霍兹自由能F等,它们分别常用于讨论等温等压过程和等温等容过程.类似G、F和焓一样均无实际物理意义。

5. 如何判断焓变的正负

焓变就是物质所具有的能量的变化（可以这么理解）,比如说你举的这个例子,焓变就是生成物的总能量-反应物的总能量.由于这是个放热反应,生成物的总能量肯定比反应物的要低,所以焓变就是负的.
放热反应的焓变为负值；吸热反应的焓变为正值

6. 则该反应的焓变为正值.怎样判断化学反应的焓

则该反应的焓变为正值.怎样判断化学反应的焓
焓变就是物质所具有的能量的变化（可以这么理唯简此解）,比如说你举的这个例子,焓变就是生成咐宴物的总能量-反应物的总能量.由于这是个放热反应,生成物的总能量肯定比反应物的要低,所以焓变就是负的.
放热反指迅应的焓变为负值；吸热反应的焓变为正值

7. 如何比较化学中焓变的大小

若是比较△H的大小，就带着正负号比较大小。数值大的反应焓变越大。若是说比较其数值则只比绝对值。

焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。因为只有在此条件下，焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热，则物质吸热后温度升高，ΔH>0，所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应，ΔH<0，所以生成物的焓小于反应物的焓。

(7)化学反应焓变如何判断扩展阅读：

化学反应的热效应只与始态、终态有关，与反应过程无关，反应热总值一定。如下图表示始态到终态的反应热，则△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5。

化学反应遵循质量守恒和能量守恒。在指定的状态下，各种物质的焓值都是确定，因此反应不论是一步完成，还是分步完成，最初的反应物和最终的产物都是一样的。反应物和反应产物的焓的差值都是一样的。

计算方法：

（1）根据热化学方程式进行计算：焓变与反应物各物质的物质的量成正比；

（2）根据反应物和生成物的总焓计算：ΔH=H（反应产物）－H（反应物）；

（3）依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量－生成物的化学键形成释放的能量；

（4）根据盖斯定律的计算；

（5）根据比热公式求算：Q=－c·m·ΔT。

8. 反应焓变判断

也称标准生成热.由标准状态(压力为100kPa,温度TK)下最稳定单质生成标准搜没状态下1mol的化合物的热效应或焓变,称为该化合物的标准生成焓),以符号△Hf表示.最稳定的单质的标准生成热规定为零.各种物理化学手册中给出的生成焓是在温度为298.15K时生成lmol化合物的标准生成焓,叫做标准摩尔生成焓.例如,下列反应在298.15K及101325Pa条件下的摩尔反应热是-393.51kJ/mol：C（固,石墨）+O2（气）=CO2（气） 根据定义,CO2的标准摩尔生成焓=-393.51kJ/mol.
焓是一个状态函数,也就是说,系统的状态一定,焓的值就定了.
焓的定义世携纳式（物理意义）是这样的：H=U+pV [焓=流动内能+推动功]
其中U表示热力隐耐学能,也称为内能(Internal Energy),即系统内部的所有能量
p是系统的压力(Pressure),V是系统的体积(Volume)
作为一个描述系统状态的状态函数,焓没有明确的物理意义
ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量
ΔH=ΔU+Δ（pV）
在恒压条件下,ΔH(焓变)可以表示过程的热力学能变

9. 你有三种方法可以确定一个反应的焓的变化

反应焓：在等温等压下化学反应的焓变为生成物焓的总和减去反应物焓的总和之差。
生产焓：这个是人为的规定，在标准压力下（100KPa）下，在进行反应的温度时，有最稳定的单质合成标准压力P下单位量物质B的反应焓变，叫做物质B的标准摩尔生成焓。
燃烧焓：可燃物质B在标准的压力下，反应温度T时，单位量的物质B完全氧化为同温下指定产物时的标准摩尔焓变。
三者之间的关系为： 从燃烧焓可以计算反应焓，如果知道反应中各物质的标准摩尔燃烧焓，反应焓就等于各反应物燃烧焓的总和减去各产物燃烧焓的总和。
从燃烧焓也可以求生成焓（特别是一些通常不能直接由单质合成的有机化合物），举例： 求C（s)+2H2(g)+1/2O2(g)==CH3OH(L)反应焓变
△fH CH3OH=△cH C+2△cH H2 -△cH CH3OH
△fH 为反应焓 △cH 为燃烧焓

10. 化学反应速率里要怎么判断焓变是大于零还是小于零

+ 吸 - 放，只要记住这个就行了，如果是吸热，那么晗变大于0，也就是正号如果是放热，那么晗变小于0，也就是负号