放热反应是△h大于零还是小于零？ 为什么放热反应中△H＜0？吸热反应△H为什么大于0？△H的含...
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小于零。
ΔH=ΔU+ΔpV,△H在等压且只做体积功条件下 ΔH=-Q，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。
在发生化学反应时,首先要吸收能量,使反应物的化学键破坏,这一过程需要吸收反应物键能那么多的能量.然后再形成新的化学键,这一过程是释放能量的,释放的能量为生成物的键能.
所以当△H小于0，是一个放热过程，吸收的能量小于释放的能量，反之就是△H大于0,就是吸热过程。
扩展资料
据反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算：
对于一定温度，标准压力下的反应"0=ΣBVBRB"(这是一种把反应物通过移项变号移动到等号右边的写法，在这种写法中，反应物的系数为负，VB是反应物或生成物RB的化学计量数，ΣB表示对所有物质求和）该反应的反应热△rHmθ =ΣBVB△fHmθ(B)
（如图。θ表示标准压力，为1*10^5Pa。实际上，这一符号并不写作“西塔”，只是一个圆圈中间一道横线，比“西塔”稍胖。“m”表示每摩尔反应），即反应热等于所有参与反应的物质在该状态下的标准摩尔生成焓与该物质在化学方程式中的化学计量系数的乘积的代数和。
这是可以利用盖斯定律和标准摩尔生成焓的定义来证明的，详见生成焓。一些工具书中会有各种物质的标准摩尔生成焓，可以通过查阅计算出所需的反应热。
例如，对于反应CO(g)+H2O(g)==CO2(g)+H2(g) △rHmθ
在298K，标准压力下各物质的标准摩尔生成焓为：
△fHmθ[CO(g)]=-110.53kJ/mol
△fmθ[H2O(g)]=-241.82kJ/mol
△fHmθ[CO2(g)]=-393.51kJ/mol
△fHmθ[H2(g)]=0
∴△rHmθ=ΣBVB△fHmθ(B) =(-393.51*1+0*1+(-110.53)*(-1)+(241.82*(-1)))kJ/mol=-41.16kJ/mol
该反应的反应热为-41.16kJ/mol。
参考资料来源：百度百科-放热反应
参考资料来源：百度百科-△H
小于
＜0
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