熱化學
熱化學方程式是表示化學反應與反應熱關系的方程式。例如熱化學方程式：
H2(g)+I2(g)=2
HI(g)
H=
–25.9kJ
B. 熱化學方程式中的△S是什麼意思
熱化學方程式中的△S的意思：熵變。
對於化學反應而言，若反應物和產物都處於版標准狀態下，則反權應過程的熵變，即為該反應的標准熵變。當反應進度為單位反應進度時，反應的標准熵變為該反應的標准摩爾熵變，以△rSm表示。
(2)熱化學擴展閱讀：
熵變(ΔS)與體系中反應前後物質的量的變化值有關：
（1）對有氣體參加的反應：
主要看反應前後氣體物質的量的變化值即Δn(g),Δn(g)正值越大,反應後熵增加越大;Δn(g)負值越大,反應後熵減越多；
（2）對沒有氣體參加的反應：
主要看各物質總的物質的量的變化值即Δn(總)，Δn(總)正值越大，熵變正值越大；Δn(總)負值絕對值越大,熵變也是負值的絕對值越大,但總的來說熵變在數值上都不是特別大。
熵變(ΔS)值隨溫度的改變變化不大,一般可不考慮溫度對反應熵變(ΔS)的影響。
熵變(ΔS)值隨壓力的改變變化也不大,所以可不考慮壓力對反應熵變的影響。
C. 熱化學方程式的意義
△H＝-484 kJ∕mol :指每mol該反應所釋放484KJ的熱量（此處的每mol反應：指2mol H2 和 1mol O2反應生成 2mol H2O）
△H＝-242 kJ∕mol :指每mol該反應所釋放242KJ的熱量（此處的每mol反應：指 1mol H2 和 1/2mol O2 反應生成 1mol H2O）
因此你可以發現,每個熱化學方程式中的每mol該反應都是跟物質的化學計量數掛
第一個方程式的含義：
2mol的氫氣與1mol氧氣反應，生成2mol液態水，放出484KJ的熱量。
第二個方程式的含義：
1mol的氫氣與0.5mol氧氣反應，生成1mol液態水，放出242熱量。
說明：
熱化學方程式中的各個物質的化學計量數不表示分子個數，僅表示物質的量，所以可用分數表示。
同一熱化學方程式，各個物質的化學計量數不同，△H也不同。若化學計量數加倍，△H也加倍。
至於這個每mol的意義，表示每mol某物質反應時吸放熱的多少。
如式1中，用484除以計量數2後為242，即1mol的氫氣與0.5mol氧氣反應，生成1mol液態水，放出242熱量。這與二式中的關系相符。
D. 熱化學方程式和燃燒熱化學方程式的區別
燃燒熱是指在25攝氏度,101
kPa時，1
mol可燃物完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱．所以燃燒熱的熱化學方程式中的燃燒物的化學計量數一定是1,也就是1mol該燃燒物
例如
H2(g)＋
1/2O2(g)====H2O(l)；ΔH=－285．8
kJ·mol－1
而相對的例如2H2(g)＋
O2(g)====2H2O(l)；ΔH=－571.6
kJ·mol－1
3(g)＋
3/2O2(g)====3H2O(l)；ΔH=－857.4
kJ·mol－1
這一類的稱為物質燃燒的熱化學方程式
當然物質燃燒的熱化學方程式包括
物質燃燒熱的熱化學方程式
E. 熱化學反應方程式
熱化學方程式是表示化學反應所放出或吸收的熱量的化學反應式. 例如熱化學方回程式： H2(g)+I2(g)=2 HI(g) ΔH= –25.9kJ?mol-1 ΔH代表在答標准態時,1molH2(g)和1molI2(g)完全反應生成2 molHI(g),反應放熱25.9kJ.這是一個假想的過程,實際反應中反應物的投料量比所需量要多,只是過量反應物的狀態沒有發生變化,因此不會影響反應的反應熱.標准態時化學反應的摩爾焓變稱為標准摩爾焓,用符號ΔfHmO表示. 2H2（g）+ O2（g）= 2H2O（l） △H = －571.6 KJ·mol—1 C（s）+ O2（g）= CO2（g） △H = －392.9 KJ·mol—1 CO（g）+ 1/2O2（g）= CO2（g） △H = －282. 5 KJ·mol—1 C(s) + O2(g) = CO2(g)；△rHmΘ(298.15 K) =－393.5 kJ/mol C(s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g)；△rHmΘ(298.15 K) = +131.5 kJ/mol
F. 熱化學標准大氣壓是什麼
熱力學規定的物質的標准狀態稱為熱力學標准態,不叫標況（標准狀況）,標況是用於描述氣體狀態的另一種規定.二者完全不是一回事.
熱力學標准態是對一種物質而言的,不是對混合物而言的.它是指物質處於100KPA下的狀態,這個狀態不是一個確定的狀態（要完全確定通常還要規定溫度,某些情況下還要規定其它的物理量）.對於混合氣體其中各組分都處於標准態,實際上就是指各組分的分壓均為100KPA.規定總壓100kPa是沒有意義的（每個組分的分壓可大可小,就失去了可比性,規定標准態的意義正是要使比較變得容易）.以前標准態的定義是1標准大氣壓（從實用意義上講二者沒什麼實質性區別）.
盡管熱力學標准態僅規定了壓強,但實際使用的時候經常採用298K下的數據.我們在使用標准態的熱力學數據的時候,必須指明溫度.例如298K下的標准生成焓,273K下的標准反應平衡常數等等.不同溫度下這些標准值是不同的.
而標准狀況僅用於氣體,指零攝氏度和1標准大氣壓,它唯一確定了氣體的狀態.
G. 熱化學反應方程式 系數是什麼
熱化學方程式不標「↑」或「↓」，註明反應條件有機熱化學方程式不用「→」可逆反應用可逆號，而且一定標物質的聚集狀態
有些時候會給反應標上焓變，但是那不是熱化學方程式
H. 化學，熱化學
這是一個可逆相變過程，s變等於熱溫熵，等於40680/373.15等於109.02J/K。可逆相變G變化值等於0。
I. 熱化學方程式的意義
0.5molco2與0.75molnaoh反應生成0.25molna2co3和0.25molnahco3,反應所放出的熱量為xkj，則生成1molna2co3和1molnahco3反應所放出的熱量為4xkj的熱量。1molco2通入2mol•l-1naoh溶液1l中充分反應，生成1molna2co3,放出ykj的熱量,則1molco2與1molnaoh溶液反應所放出的熱量為(4x－y)kj。
綜上所以應該選c，但顯然d也是對的，c與d的答案其實是一回事，此題應選cd！
如果d為2co2(g)+2naoh(l)==2nahco3(l)△h=—(8x－2y)kj•mol-1才錯！
熱化學方程式是可以用分數做系數的！
你的見解是對的！
J. 那麼在大學的熱化學中U和H有什麼區別呢
U：內能，通常指熱力學系統，即大量分子構成的宏觀物質系統的熱運動能量。其中包括系統內部所有分子的無規則運動動能和分子間相互作用勢能。
廣義地說，內能是系統內部一切運動形式的能量總和。其中包括的能量形式有：分子無規則運動動能、分子間相互作用勢能、分子內部以及原子核內部各種能量形式。
在恆壓下，U=Q-p△V
則U1-U2=Q-p(V1-V2)
即Q=(U1+pV1)-(U2+V2)
H，焓，它的定義式為：H=U+PV0
即一個體系的內能與體系的體積和外界施加於體系的壓強的乘積之和，但要注意這里壓力與體積的乘積PV不是體積功。
(10)熱化學擴展閱讀：
熱化學是物理化學的一個分科。研究物理和化學變化過程中熱效應的規律。以熱力學第一定律為基礎。以在卡計中直接測量熱效應為重要實驗方法。熱化學的數據（如燃燒熱、生成熱等）在熱力學計算、工程設計和科學研究、安全工程等方面都具有廣泛的應用。
是自然界的一條普遍規律，它是人們在生產實踐和科學實驗的基礎上總結出來的，它又叫做，恩格斯將它譽為19世紀自然科學中具有決定意義的三大發現之一。
這個定律的主要內容是：能量有各種不同的形式，能從一種形式轉化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，而在轉化和傳遞中，能量的數值保持不變。把熱力學第一定律具體運用到化學反應上，用實驗測定和計算化學反應的熱量，研究這方面問題的科學稱為熱化學。