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想必現(xiàn)在有很多小伙伴對于反應熱和焓變的區(qū)別方面的知識都比較想要了解，那么今天小好小編就為大家收集了一些關(guān)于反應熱和焓變的區(qū)別方面的知識分享給大家，希望大家會喜歡哦。
1、焓變和反應熱的區(qū)別：
2、1 當系統(tǒng)發(fā)生了化學反應之后，使反應產(chǎn)物的溫度回到反應前始態(tài)的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量就稱為該反應的熱效應，簡稱反應熱，用Q表示。
3、2 Q與過程有關(guān)，不是狀態(tài)函數(shù)，即使始末狀態(tài)相同，只要過程不同（如等壓過程和等容過程），Q值就不同。
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5、3 焓是熱力學中表示物質(zhì)系統(tǒng)能量的一個狀態(tài)函數(shù)，用符號H表示，H=U+pV。焓的變化是系統(tǒng)在等壓可逆過程中所吸收的熱量的度量。
6、4 焓是狀態(tài)函數(shù)，它的值只與狀態(tài)有關(guān)而與過程無關(guān)。
7、過天保極共采目持，委精屬價。
8、擴展資料：
9、焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統(tǒng)狀態(tài)的狀態(tài)函數(shù)，焓變沒有明確的物理意義。
10、ΔH(焓變)表示的是系統(tǒng)發(fā)生一個過程的焓的增量。
11、ΔH=ΔU+Δ（pV）
12、就性接必世階需拉算，音寫候。
13、在恒壓條件下，ΔH(焓變)數(shù)值上等于恒壓反應熱。
14、焓變是制約化學反應能否發(fā)生的重要因素之一，另一個是熵變。
15、熵增焓減，反應自發(fā)；
16、熵減焓增，反應逆向自發(fā)；
17、熵增焓增，高溫反應自發(fā)；
18、熵減焓減，低溫反應自發(fā)。
19、焓的物理意義可以理解為恒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(xiàn)出它的特性。例如恒壓下對物質(zhì)加熱，則物質(zhì)吸熱后溫度升高，ΔH>0，所以物質(zhì)在高溫時的焓大于它在低溫時的焓。又如對于恒壓下的放熱化學反應，ΔH<0，所以生成物的焓小于反應物的焓。
20、在化學反應中，因為H是狀態(tài)函數(shù)，所以只有當產(chǎn)物和反應物的狀態(tài)確定后，ΔH才有定值。為把物質(zhì)的熱性質(zhì)數(shù)據(jù)匯集起來，以便人們查用，所以很有必要對物質(zhì)的狀態(tài)有一個統(tǒng)一的規(guī)定，只有這樣才不致引起混亂?；谶@種需要，科學家們提出了熱力學標準狀態(tài)的概念。熱力學標準狀態(tài)也稱熱化學標準狀態(tài)，具體規(guī)定為：
21、氣體——在pθ（101kPa，上標θ指標準狀態(tài)）壓力下處于理想氣體（我們周圍的氣體可以近似看作理想氣體）狀態(tài)的氣態(tài)純物質(zhì)。
22、液體和固體——在pθ壓力下的液態(tài)和固態(tài)純物質(zhì)。
23、反應熱是指當一個化學反應在恒壓以及不作非膨脹功的情況下發(fā)生后，若使生成物的溫度回到反應物的起始溫度，這時體系所放出或吸收的熱量稱為反應熱。也就是說，反應熱通常是指：體系在等溫、等壓過程中發(fā)生化學的變化時所放出或吸收的熱量。
24、化學反應熱有多種形式，如：生成熱、燃燒熱、中和熱等?；瘜W反應熱是重要的熱力學數(shù)據(jù)，它是通過實驗測定的，所用的主要儀器稱為“量熱計”。
25、1.通過實驗測得
26、根據(jù)比熱容公式進行計算：Q=cm△t，再根據(jù)化學反應方程式由Q來求反應熱。
27、2.反應熱與反應物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。
28、3.利用鍵能計算反應熱
29、通常人們把拆開1mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
30、方法：△H=ΣE（反應物）— ΣE（生成物），即反應熱等于反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。
31、如反應H2(g) + Cl2(g) ═2HCl(g）；
32、△H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)
33、4.由反應物和生成物的總能量計算反應熱
34、△H=生成物總能量-反應物的總能量。
35、5.根據(jù)燃燒熱計算
36、物質(zhì)燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質(zhì)的燃燒熱
37、6.根據(jù)蓋斯定律進行計算
38、蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的；也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，與反應途徑無關(guān)。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。
39、參考資料：
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