本文目录一览：
- 1、焓变的定义是什么？
- 2、焓变是怎么回事？
- 3、焓变计算公式
- 4、焓变是什么意思？
- 5、什么是焓变？
- 6、焓变是啥意思？怎么理解？
- 7、焓变指的是反应内能的变化吗？
- 8、什么是焓变
- 9、反应焓变的三种计算方法
焓变的定义是什么？
焓变的定义是：
焓（hán）变(Enthalpy changes)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强的乘积的总和(Enthalpy is a combination of internal energy and flow work.)。
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。
反应热和焓变
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。
焓变是怎么回事？
1.焓变△H：即物体焓的变化量。焓是物体的一个热力学能状态函数，即热焓。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，ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。
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强的乘积的总和。
即H=U+pV
解读为： 焓=流动内能+推动功，
其中U表示热力学能，也称为内能，即系统内部的所有能量；
p是系统的压强，V是系统的体积 。
所以：ΔH=ΔU+Δ（pV）
在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。
2.△U：物体中所有分子做热运动的动能和分子势能的总和叫做物体的热力学能，也叫做内能。热力学能与动能、势能一样，是物体的一个状态量。
改变物体内能的方式有两个：做功（W）和热传递（Q）。一般情况下，如果物体跟外界同时发生做功和热传递的过程，那么物体热力学能的增量等于外界对物体做功加上物体从外界吸收的热量，即：
ΔU=Q+W
焓变计算公式
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。
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。
扩展资料：
分子间存在相互作用力，即化学上所说的分子间作用力。分子间作用力是分子引力与分子斥力的合力，存在一距离r0使引力等于斥力，在这个位置上分子间作用力为零。
分子引力与分子斥力都随分子间距减小而增大，但是斥力的变化幅度相对较大，所以分子间距大于r0时表现为引力，小于r0时表现为斥力。
因为分子间存在相互作用力，所以分子间具有由它们相对位置决定的势能，分子势能与弹簧弹性势能的变化相似。物体的体积发生变化时，分子间距也发生变化，所以分子势能同物体的体积有关系。
总变化的焓变等于各个变化焓变的和，而键能是形成键或拆开键能量变化的绝对值，一个反应就是要拆散旧键，再形成新键两步，拆开旧键，拆键是吸收能量，焓增大，所以带正的，形成新键，放出能量焓减小，所以带负的
反应吸收热量减去反应放出热量
生成物键能减去反应物键能
断键吸热成键放热
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。
它表明恒容过程的热等于系统热力学能的变化，也就是说，只要确定了过程恒容和不做体积功的特点，Q就只决定于系统的初末状态。
在敞口容器中进行的化学反应就是恒压过程。所谓恒压是指系统的压强p等于环境压强p外，并保持恒定不变，即p=p外=常数。由于过程恒压和只做体积功。
扩展资料：
既然组成物体的分子不停地做无规则运动，那么，像一切运动着的物体一样，做热运动的分子也具有动能。个别分子的运动现象（速度大小和方向）是偶然的，但从大量分子整体来看，在一定条件下，它们遵循着一定的统计规律，与热运动有关的宏观量——温度。
就是大量分子热运动的统计平均值。分子动能与温度有关，温度越高，分子的平均动能就越大，反之越小。所以从分子动理论的角度看，温度是物体分子热运动的平均动能的标志。
参考资料来源：百度百科-焓变
焓变是什么意思？
焓（hán）变(Enthalpy changes)即物体焓的变化量，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。
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强的乘积的总和。
焓变的单位是“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。
扩展资料
化学焓变的计算总结：
1、根据实验测得热量的数据求算
反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。对于同一反应状态而言，相应物质的量之比等于对应的反应热之比。
2、根据物质能量的变化求算
根据能量守恒，焓变等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。当E1(反应物)＞E2(生成物)时，△H＜0，是放热反应；反之，是吸热反应。△H＝ΣE生成物－ΣE反应物。
3、根据键能的大小求算
化学反应的实质是旧键的断裂和新键的生成，其中旧键的断裂要吸收能量，新键的生成要放出能量，由此得出化学反应的焓变和键能的关系为△H ＝E1(反应物的键能总和)-E2(生成物的键能总和)
4、根据燃烧热求算
燃烧热表明了燃料燃烧的能量变化。△H的大小可以根据燃烧热的定义来计算。
5、根据盖斯定律的规律求算
具体计算方法是：通过热化学方程式的叠加，进行△H的加减运算。
参考资料来源：百度百科-焓变
什么是焓变？
ΔH是化学反应焓变，焓是物体的一个热力学能状态函数，焓变即物体焓的变化量。
ΔH＝ΔU＋PV ；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。
在化学反应中，因为H是状态函数，所以只有当产物和反应物的状态确定后，ΔH才有定值。
扩展资料：
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。
在化学反应中，因为H是状态函数，所以只有当产物和反应物的状态确定后，ΔH才有定值。为把物质的热性质数据汇集起来，以便人们查用，所以很有必要对物质的状态有一个统一的规定，只有这样才不致引起混乱。基于这种需要，科学家们提出了热力学标准状态的概念。热力学标准状态也称热化学标准状态，具体规定为：
1、气体——在pθ（101kPa，上标θ指标准状态）压力下处于理想气体（我们周围的气体可以近似看作理想气体）状态的气态纯物质。
2、液体和固体——在pθ压力下的液态和固态纯物质。
参考资料来源：百度百科-焓变
焓变是啥意思？怎么理解？
焓变是啥意思？怎么理解？
焓变是指物质的热力学属性，描述物质进行加热或冷却过程中的变化。它反映了热力学变化的复杂性，指出物质的加热或冷却过程中的各种变化，是物质的总能量的测量单位。
ΔG=ΔH-TΔS
G吉布斯函数变=焓变-熵变
1、在温度、压力一定的条件下，放热的熵增加的反应一定能自发进行；
2、在温度、压力一定的条件下，吸热的熵减少的反应一定不能自发进行；
3、当焓变和熵变的作用相反时，如果二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导地位；
4、当焓变和熵变的作用相反且二者相差不大，温度可能对反应的方向起决定性作用；
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。
以上内容参考：百度百科-焓变
焓变指的是反应内能的变化吗？
不是的。
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) 。
而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）所以焓变多用于开口系的分析，既有物质又有能量交换的体系。
确切的讲键能的变化只是内能变化的一部分，当然不是焓变，但初高中课本上好像没有区分啊
不是，
焓变是一个化学反应前后能量的变化，表现为放出或者吸收能量（一般指热量），而内能，一切物体都有内能，内能的高低取决于物体所有分子的热运动和势能。焓变和内能没有任何的关系。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。
在物理化学这门科学中总是喜欢“系统化思维”；既考虑问题从系统--体系这样一个聚集体（系）的大局参数出发，例如，体系的内能包含了组成体系的个体及其个体原子之间的联系的能量，问题的核心不是能量的绝对值大小，而是体系内能的变化值及其意义。键能实源自个体之间的联系能量表现形式，焓变是体系整体能量变化的一种表现形式，而且是以热量为能量输出或者输入的一个系统的大局参数值。系统的整体能量值的计算很复杂，但焓的变化只在最开始是靠量热器测量出来的，如今，已经有热力学数据库提供各种反应的数据了。
焓是与内能有关的物理量，符号用H表示，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）决定的，恒压条件下的反应热等于焓变。单位一般采用kJ/mol。
化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键的过程．旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量．而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化，所以化学反应过程中会有能量的变化。
扩展资料
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。
参考资料来源：百度百科-焓变
什么是焓变
焓变是物质在特定条件下发生的热量变化的表示，详细介绍如下：
一、焓的定义和基本概念：
焓是热力学中的一个物理量，用符号H表示，它描述了系统的内能和对外界所做的功之间的关系，焓可以看作是系统的一个状态函数，它由内能和对外界的体积控制工作组成。
二、热量和焓的关系：
热量是指能够传递给或从系统中流出的能量，当物质在恒压条件下发生变化时，焓变等于系统从外界吸收或释放的热量。这是因为在恒压条件下，系统对外界所做的非体积功为零，而焓变就是系统吸收或释放的热量。
三、焓变的正负与物理过程：
焓变可以是正值也可以是负值，具体取决于物质在过程中吸热还是放热。当焓变为正值时，系统吸收了热量，环境则放出热量；当焓变为负值时，系统放出了热量，环境则吸收了热量。焓变的正负与物理过程密切相关，可用来描述化学反应、相变、溶解等过程中的能量变化。
四、焓变的计算方法：
焓变的计算可以通过测定实验数据或使用热力学计算方法来实现。对于化学反应来说，可以利用反应热来计算焓变。而对于其他物理过程，可以利用热容量和温度差来计算焓变。在计算中，需要考虑到化学平衡条件或热平衡条件。
五、焓变在工程和科学中的应用：
焓变的概念在许多领域中都有广泛的应用，在化学工程中，焓变的测定和计算可以帮助确定反应的热效应，从而优化反应条件和设计反应器。在能源工程中，焓变的计算可以用于燃烧和热能转换过程的分析和优化。
六、总结：
焓变是热力学中描述物质热量变化的重要概念，它代表了系统内能和对外界所做的功之间的关系。焓变可以是正值或负值，取决于物质在过程中吸热还是放热。
反应焓变的三种计算方法
反应焓变的三种计算方法如下
最常用的是：反应的标准摩尔焓变=产物总标准摩尔生成焓-反应总标准摩尔生成焓此外利用,有机物的燃烧焓,键能,相关反应的焓变（通过Hess定律计算）,G-H公式,反应的平衡常等都可以计算。
焓和反应焓变
焓又称热函，是热力学函数之一，也是体系的状态函数之一。通常用符号“H”表示。焓的定义是H=U+PV，式中U、P、V分别是体系的内能、压力和体积。焓的因次与能量相同，为焦耳（J）。
焓是体系状态的单值函数，其增量△H=H2-H1（即终态H2减去始态H1），即成为反应焓变，仅决定于体系的始态和终态，而与变化的途径无关。在等压且只做膨胀功的条件下，可得△H=△U+P△V= Qr，这表示在上述情况下，体系所吸收的热等于体系焓的增量。对于微小的恒压而无非体积功的过程，则有dQr=dH。
盖斯定律
对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的。这就是盖斯定律。其本质为：化学反应的焓变只与反应体系的始态和终态有关，与反应进行的具体途径无关。应用盖斯定律可以间接的计算一些难以通过实验测量的反应的焓变。
应用技巧
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。如图1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。
计算时应注意的问题
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、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。
