化學反應的焓變
採用t-t曲線外推法可以計算出反應的活化能，而用反應平衡前後的溫度差計算內，因為不知道反應平衡的位容置，反應後最高溫度可能沒有達到化學反應平衡。一般情況下，如果沒有給出圖像可以用反應平衡前後的溫度差計算，如果給出圖像就用t-t曲線外推法。
⑵ 化學反應焓變
採用t-T曲線外推法可以計算出反應的活化能，而用反應平衡前後的溫度差計算，因為不知道反應平衡的位置，反應後最高溫度可能沒有達到化學反應平衡。一般情況下，如果沒有給出圖像可以用反應平衡前後的溫度差計算，如果給出圖像就用t-T曲線外推法。
⑶ 化學反應的焓變不知道是什麼
中學階段：化學反應的焓變可以認為是反應熱（即反應吸收或放出的熱量）
⑷ 化學反應焓變和熵變
判斷反應能否自發進行，依據的是Gibbs函數變(吉布斯函數變或自由能變）。
有公式：△G = △H - T△S (T為反應溫度，單位是開爾文，故T>0)
△G<0,則反應可以自發進行；大於零反之。
所以，首先可以看出，如果正、逆反應都可在一定條件下自發進行，那麼△H與△S一定為同號。
我們設△H、△S分別是正反應的單位摩爾焓變與熵變，則逆反應的焓變、熵變與正反應是相反數。
如果△H>0，△S<0，則正反應的△G在只改變溫度的情況下，一定大於零，正反應不可能自發進行，而逆反應一定自發進行。
如果△H<0，△S>0，則逆反應的△G在只改變溫度的情況下，一定大於零，逆反應不可能自發進行，而正反應一定自發進行。
又因為題目給的條件是，高溫正反應可自發進行，則暗含著高溫時，T△S項需要足夠大，這樣在：△G = △H - T△S 中，△G才可能小於零，反應才可以自發進行。這樣，就需要 △S>0了。這樣一來，△H必須也大於零。
我們再把這個結果帶入逆反應中，逆反應：△G 逆= -△H + T△S，低溫時，T△S項小，因此易於保證：△G 逆 小於零。
所以，結果是
△H>0，△S>0
⑸ 化學反應的焓變判斷
焓變ΔH>0,反應是放熱反應，溫度升高時，向逆方向移動；
焓變ΔH<0,反應是吸熱反應，溫度升回高答時，向正方向移動；
熵變ΔS=Q/T，ΔS>0,反應朝無序狀態進行，ΔS<0,不改變條件，反應難發生。
一般用焓變來判斷化學平衡反應的移動方向。