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热化学方程式未注明温度和压强时，ΔH.表示标准状况下的数据 热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只代表物质的量 同一化学反应，化学计量数不同，ΔH.不同；化学计量数相同而状态不同，ΔH.也不相同 化学反应过程所吸收或放出的热量与参加反应的物质的物质的量成正比
仅能表示化学反应中伴随放出热量多少的化学方程式 能够表示化学反应中热效应的化学方程式 热效应的大小与反应的温度、压强无关，只与反应物和生成物的状态有关 当多步反应中热化学方程式相加时，相对应的热量要相减。
热化学方程式中，如果没有注明温度和压强，则表示在标准状况下测得的数据 热化学方程式中，化学式前面的化学计量数既可表示微粒数，又可表示物质的量 书写热化学方程式时，不仅要写明反应热的符号和数值，还要注明各物质的聚集状态 凡是分解反应都是吸热反应，化合反应都是放热反应
热化学方程式未注明温度和压强时，ΔH表示标准状况下的数据 热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只代表物质的量 同一化学反应，化学计量数不同，ΔH不同；化学计量数相同而状态不同，ΔH也不相同 化学反应过程所吸收或放出的热量与参加反应的物质的物质的量成正比
热化学方程式中，化学式前面的化学计量数既可表示微粒数，又可表示物质的量。 热化学方程式中，如果没有注明温度和压强，则表示在标准状况下测得的数据。 书写热化学方程式时，不仅要写明反应热的符号和数值，还要注明各物质的聚集状态。 凡是化合反应都是放热反应，分解反应都是吸热反应。
书写热化学方程式时，只要在化学方程式的右端写上热量的符号和数值即可 凡是在加热或点燃条件下进行的反应都是吸热反应 表明反应所放出或吸收热量的化学方程式叫做热化学方程式 氢气在氧气中燃烧的热化学方程式是2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=-483.6kJ
ΔH>0表示放热反应，ΔH<0表示吸热反应 热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量，不能表示分子个数 热化学方程式中的ΔH的值与各物质的状态、化学计量数、反应条件均有关 1molH2与0.5molO2反应放出的热就是H2的燃烧热
热化学方程式未注明温度和压强时，ΔH.表示标准状况下的数据 热化学方程式中的化学计量数只代表反应物或生成物的物质的量 在加热或点燃条件下才能进行的化学反应既可以为放热反应，也可以为吸热反应 同一化学反应化学计量数不同，ΔH.值不同。化学计量数相同而状态不同，ΔH.值也不同
热化学方程式中的反应物和生成物都必须注明状态 化学式前的系数是表示微粒的物质的量 方程式中表示热量数量前的“+”、“一”表示反应是“放出”还是“吸收”热量 “一131.3kJ”表示足够的红热的碳与lkg的水蒸气反应放出的热量为131.3kJ
书写热化学方程式时，只要在化学方程式的右端写上热量的符号和数量即可 凡是在加热或点燃条件下进行的反应都是吸热反应 表明反应所放出或吸收热量的化学方程式叫做热化学方程式 氢气在氧气中燃烧的热化学方程式是：2H2(g)+O2(g)=2H2O △H＝-483.6 kJ·mol－1
热化学方程式未注明温度和压强时，ΔH.表示标准状况下的数据 热化学方程式中的化学计量数只代表反应物或生成物的物质的量 在加热条件下进行的反应一定是吸热反应 同一化学反应反应条件不同，ΔH.值一定不同
利用盖斯定律可计算某些难以直接测量的反应焓变 在指定状态下各物质的焓值都是确定且是唯一的 如果一个化学方程式通过其他几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓 变当同一个化学反应以不同的过程完成时，反应的焓变是不同的 可由相关化学方程式的焓变相加减而得到
热化学方程式中的ΔH数值就是该反应释放的能量
ΔH的单位是J或kJ
对于可逆反应，正、逆反应的焓变是相同的
因为反应体系中焓变与物质的聚集状态有关，所以在热化学方程式中要注明物质的聚集状态
在任何条件下，化学反应的焓变都等于化学反应的反应热 △H<0时，反应吸收热量：△H>0时，反应放出热量 热化学方程式中△H.的数值与热化学方程式中的计量数有关 △H.的值不可以通过实验测得
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