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△H
鎖定
- 中文名
- △H
- 外文名
- △H
- 單 位
- kJ/mol
- 稱 為
- 反應熱
△H概念
△H公式
ΔH=ΔU+pΔV,ΔH在等壓且只做體積功條件下 ΔH=Q
焓的物理意義可以理解為恆壓和體積功為零的特殊條件下,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,則物質吸熱後温度升高,ΔH>0,所以物質在高温時的焓大於它在低温時的焓。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。
所以當ΔH小於0,是一個放熱過程,吸收的能量小於釋放的能量
反之就是ΔH大於0,就是吸熱過程
△H比較H大小的方法
△H直接比較法
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ΔH肯定比放熱反應的大(前者大於0,後者小於0);
(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;
(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);ΔH= - 197kJ/mol-1,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。
[1]
△H圖示比較法
畫出化學變化過程中的能量變化圖後,依據反應物的總能量與生成物的總能量的高低關係可以很方便地比較△H的大小。如圖所示:
[1]
△H特別提醒
在比較反應放熱或吸熱大小時,只比較數值大小,沒有正、負之分;而比較ΔH的大小,則要區分正、負,當ΔH > 0時,反應熱數值越大,ΔH越大,當ΔH < 0時,反應熱數值越大,ΔH越小。
- 參考資料
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- 1. 蓋斯定律與反應焓變 .163[引用日期2018-09-16]
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