一個化學反應的u怎麼計算

❶ 化學中的U是什麼意思

U是內能，Q是熱，H是焓，最後一個等式後的那個是焓變

❷ 反應熱的常用計算方法是什麼

反應熱計算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB

式中△U≡U終態-U始態≡U反應產物-U反應物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即發生1mol反應，產物氣體分子總數與反應物氣體分子總數之差。

由該式可見，對於一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決於反應前後氣體分子總數是否發生變化，若總數不變，系統與環境之間不會發生功交換，於是，Qp=QV；若總數減小，對於放熱反應∣Qp∣>∣QV∣，等壓過程放出熱多於等容過程放出熱。

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直供系統或間供系統的二級管網，也都存在著運行溫差過小的問題。用戶的室內採暖系統一般按供回水溫差25℃設計，但實際運行的溫差都在20℃以下，有的甚至只有10℃左右。

因此存在著大量電能浪費問題。二級管網和室內採暖系統的節能潛力也很大。

能耗的降低是多方面的，溫差的提高勢必會管道輸送損耗。

❸ 反應熱的計算方法

反應熱計算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB

式中△U≡U終態-U始態≡U反應產物-U反應物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即發生1mol反應，產物氣體分子總數與反應物氣體分子總數之差。

由該式可見，對於一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決於反應前後氣體分子總數是否發生變化，若總數不變，系統與環境之間不會發生功交換，於是，Qp=QV；若總數減小，對於放熱反應∣Qp∣>∣QV∣，等壓過程放出熱多於等容過程放出熱。

若反應前後氣體分子總數增加，對於放熱反應，∣Qp∣<∣QV∣，反應前後內能減少釋放的一部分能量將以做功的形式向環境傳遞，放出的熱少於等容熱效應。同樣的，對於吸熱反應也可以類推得到。

一般情況下，物質越穩定，具有的能量就越低；物質越不穩定，具有的能量就越高。如果一個化學反應中，反應物的總能量大於產物的總能量，則該反應就是放熱反應，此時的△H<0.反之則為吸熱反應，△H>0.

反應熱與物質能量關系：△H=生成物的總能量-反應物的總能量；又知一種物質的鍵能之和越大越穩定，具有的能量就越低.

反應熱與鍵能的關系△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

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將上式展開又可得到：

Qp=△U+p△V=（U終態-U始態）+p（U終態-U始態）

=（U終態+pU終態）-（U始態+pU始態）

由於U、p、V都是狀態函數，因此U+pV也是狀態函數，為此，我們定義一個新的狀態函數，稱為焓，符號為H，定義式為H≡U+pV，於是：

△H=H終態-H始態= Qp

1.通過實驗測得

根據比熱容公式進行計算：Q=cm△t，再根據化學反應方程式由Q來求反應熱。

2.反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

3.利用鍵能計算反應熱

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。

方法：△H=ΣE（反應物）— ΣE（生成物），即反應熱等於反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。

如反應H2(g) + Cl2(g) ═2HCl(g）；

△H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)

4.由反應物和生成物的總能量計算反應熱

△H=生成物總能量-反應物的總能量。

5.根據燃燒熱計算

物質燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質的燃燒熱

反應熱原則上可用兩種實驗方法測定：

(1)用量熱計直接測量，例如使反應在絕熱的密閉容器中進行，通過能量衡算便可算出反應熱；

(2)先測定不同溫度下的反應平衡常數，然後用關聯反應熱、反應平衡常數和溫度的熱力學公式計算反應熱。對於難以控制和測定其反應熱或平衡常數的化學反應，可根據1840年T．H．蓋斯所提出的蓋斯定律（化學反應或物理變化的熱效應與其途徑無關）。

利用生成熱（恆溫時由最穩定的單質化合成1 mol某種化合物時焓的變化）或燃燒熱(1mol某物質完全燃燒時焓的變化)間接計算。

❹ 反應熱和放出熱量怎麼計算

反應熱計算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB

式中△U≡U終態-U始態≡U反應產物-U反應物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即發生1mol反應，產物氣體分子總數與反應物氣體分子總數之差。

由該式可見，對於一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決於反應前後氣體分子總數是否發生變化，若總數不變，系統與環境之間不會發生功交換，於是，Qp=QV；若總數減小，對於放熱反應∣Qp∣>∣QV∣，等壓過程放出熱多於等容過程放出熱。

化學反應的特點是有新物質生成，新物質和反應物的總能量是不同的，這是因為各物質所具有的能量是不同的（化學反應的實質就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵的生成，而舊化學鍵斷裂所吸收的能量與新化學鍵所釋放的能量不同導致發生了能量的變化）。

(4)一個化學反應的u怎麼計算擴展閱讀：

反應熱△H與測定條件（如溫度、壓強等）有關。所以書寫熱化學反應方程式的時候，應該注意標明△H的測定條件。

必須標注物質的聚集狀態（s(固體）、l（液體）、g（氣體）溶液（aq）才能完整的書寫出熱化學反應方程式的意義。方程式中不用「↑」、「↓」、「→」這些符號，而用"="來表示。

ΔH是弱酸與強鹼中和反應總的熱效應，它包括中和熱和解離熱兩部分。根據蓋斯定律可知，如果測得這一反應中的熱效應ΔH以及ΔH中和，就可以通過計算求出弱酸的解離熱ΔH解離。

焓變在數值上等於等溫等壓熱效應，這只是焓變的度量方法，並不是說反應不在等壓下發生，或者同一反應被做成燃料電池放出電能，焓變就不存在了，因為焓變是狀態函數，只要發生反應，同樣多的反應物在同一溫度和壓力下反應生成同樣多的產物，用同一化學方程式表達時，焓變的數值是不變的。

另外，我們在反應焓的符號方面加上反應的溫度條件，是因為溫度不同，焓變數值不同。但實驗事實告訴我們，反映焓變隨溫度的變化並不太大，當溫度相差不大時，可近似地看作反應焓不隨溫度變，以下內容只作這種近似處理，不考慮焓變隨溫度的變化。

實驗和熱力學理論都可以證明：反應在不同壓力下發生，焓變不同！但當壓力改變不大時，不作精確計算時，這種差異可忽略，可借用標准態數據。以下內容均作這種近似處理。

❺ 化學反應的平衡常數怎麼計算

對於可逆化學反應mA+nB⇋pC+qD在一定溫度下達到化學平衡時，其平衡常數表達式為：

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在書寫平衡常數表達式時，要注意以下問題：

1、在應用平衡常數表達式時，稀溶液中的水分子濃度可不寫。因為稀溶液的密度接近於1 g/mL。水的物質的量濃度為55.6 mol/L。在化學變化過程中，水量的改變對水的濃度變化影響極小，所以水的濃度是一個常數，此常數可歸並到平衡常數中去。

2、當反應中有固體物質參加時，分子間的碰撞只能在固體表面進行，固體的物質的量濃度對反應速率和平衡沒有影響，因此固體的「濃度」作為常數，在平衡常數表達式中，就不寫固體的濃度。

3、化學平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。同一個化學反應，由於書寫的方式不同，各反應物、生成物的化學計量數不同平衡常數就不同。但是這些平衡常數可以相互換算。

4、不同的化學平衡體系，其平衡常數不一樣。平衡常數大，說明生成物的平衡濃度較大，反應物的平衡濃度相對較小，即表明反應進行得較完全。因此平衡常數的大小可以表示反應進行的程度。

5、一般認為K>10^5反應較完全（不可逆反應），K<10^(-5)反應很難進行（不反應）。

❻ 絕熱恆容容器內發生化學反應（放熱）. 那麼Q、H、U、W等於多少 恆壓呢

絕熱,Q=0；恆容,dV=0,W=0.所以ΔU=0.ΔH=ΔU+Δ(pV)=VΔp.因為化學反應放熱,但體系絕熱,所以熱量只能用於容器內部的升溫,則容器內壓力必然升高,所以Δp＞0,則ΔH＞0.
如果是恆壓體系,則可看成是在一個帶活塞的封閉體系（活塞可以自由移動）內反應,此時非體積功為0,有Q=ΔH.如果絕熱,又有Q=ΔH=0.那反應的放熱全部被體系吸收,體系只能向外膨脹,W

❼ 化學反應速率怎麼算，公式是什麼

1．化學反應速率
[化學反應速率的概念及其計算公式]
(1)概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示．單位有mol•L－1•min－1或mol•L－1•s－1
(2)計算公式：某物質X的化學反應速率：
注意
①化學反應速率的單位是由濃度的單位(mol•L－1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是mol•L－1•s－1、mol•L－1•min－1或mol•L－1•h－1，在計算時要注意保持時間單位的一致性．
②對於某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應的化學反應速率，雖然得到的數值大小可能不同，但用各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中相應物質的化學計量數之比．如對於下列反應：
mA
+
nB
＝
pC
+
qD
③化學反應速率不取負值而只取正值．
④在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不是瞬時速率．
表達式：△v（A）=△c(A)/△t
對於可逆反應：
mA(g)
+
nB(g)
=
pC(g)
+
qD(g)
(1)用各物質表示的反應速率之比等於化學方程式中相應物質化學式前的化學計量數之比．即：
有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q
(2)各物質的變化量之比＝化學方程式中相應的化學計量數之比
(3)反應物的平衡量＝起始量－消耗量
生成物的平衡量＝起始量＋增加量
阿伏加德羅定律及其三個重要推論：
①恆溫、恆容時：
Bp任何時刻時反應混合氣體的總壓強與其總物質的量成正比；
②恆溫、恆壓時：
即任何時刻時反應混合氣體的總體積與其總的物質的量成正比；
③恆溫、恆容時：
即任何時刻時反應混合氣體的密度與其反應混合氣體的平均相對分子質量成正比．

❽ 原子質量單位u怎麼讀

原子質量單位u就是unit的u。讀作／ju:/。

原子質量單位（amu或u）有時稱統一原子質量單位，或道爾頓（Dalton，Da，D）是用來衡量原子或分子質量的單位，它被定義為碳12原子質量的1/12。

1 u = 1/NA 克 = 1/(1000 NA) 千克 (NA為阿伏伽德羅常數) =1.66053886×10^-27 kg ; 「amu」這個符號一般出現在較老的文獻中。在書寫原子量的時候經常不寫任何單位，而將原子質量單位作為默認的單位。在生物化學和分子生物學文獻中（特別是描述蛋白質的時候），一般使用道爾頓這個名詞，或者使用Da。由於蛋白是大分子，他們通常有上千道爾頓的分子量，這時候使用kDa（千道爾頓）作為單位。

分子質量單位不是國際單位制（SI）單位，但是卻是SI允許使用的非國際單位制單位，參見SI的相關說明（英文）。

測量方法

英國化學家道爾頓提出將最輕的元素氫中一種氫原子的質量定一個基本單位，並以此計算出氧、氮等 14 中元素的相對原子質量。1860 年，比利時化學家施塔爾又提出了 16O 為基準的更精確的相對原子質量，贏得整個科學界的公認，他提出將一個 16O 原子的 1/16 作為標准，以此為「砝碼」的一個單位來測定其他原子的相對質量，而「天平」則是應用了化學反應和化學分析的方法。

比如要測定某元素的相對原子質量，就將一定量含有該元素的物質與一摩爾氧原子，或其他已知相對原子質量的原子，充分反應，根據它們反應的質量比就可算出該元素的相對原子質量。

1961 年，化學家和物理學家一致同意採用新「砝碼」-----12C，把這種原子質量的 1/12 作為基本單位，至於「天平」也有了許多產品。如目前使用最多的質譜儀。

❾ 化學反應中如何判斷u和零的大小比較

dV=0,所以W=0.因為溫度是冷卻過程 所以U小於0.因為恆容過程,內能變化等於熱量,U=Q,Q小於0,放熱.S等於nRln(T2/T1)因為放熱過程T2大於T1 那麼S肯定是大於0的就是不可逆過程.
你沒有說清楚是不是恆容,按恆容考慮,絕熱Q=0,恆容W=0.熱力學第一定律U=0.
H=U+PV.U=0 P增大,V不便 H大於0.
如果是恆壓,Q=0,W小於0系統對外作用.U=W,U小於0.系統內能變小.恆壓過程恆壓熱等於焓變.Q=0 H也等於0.