測定化學反應焓的方法有哪些

Ⅰ 如何測定一個化學反應過程中的反應熱

反應熱,通常是指：當一個化學反應在恆壓以及不作非膨脹功的情況下發生後,若使生成物的溫度回到反應物的起始溫度,這時體系所放出或吸收的熱量稱為反應熱.也就是說,反應熱通常是指：體系在等溫、等壓過程中發生物理或化學的變化時所放出或吸收的熱量.化學反應熱有多種形式,如：生成熱、燃燒熱、中和熱等.

Ⅱ 熱化學方程式的書寫及焓變的5種計算方法

書寫和應用熱化學方程式時必須注意以下幾點：
（1）反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強（25℃、101kPa時，可以不註明）
（2）各物質化學式右側用圓括弧（）表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態時，還需將晶態註明，例如S（斜方），S（單斜），C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應物質，則須註明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表無限稀釋水溶液。
（3）熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量，不表示物質分子個數或原子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。
（4）△H只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則△H為「-」；若為吸熱反應，則△H為「+」。其單位一般為kJ/mol。同一化學反應，若化學計量數不同時△H的值不同。若化學計量數相同，當反應物、生成物狀態不同時，△H的值也不同。
（5）熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由於△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。
（6）不標「↑」或「↓」
（7）熱化學方程式一般不需要寫反應條件，例如：△（加熱），因為聚集狀態已標出。
（8）有機熱化學方程式用「=」，不用「→」。
計算方法：
1、 焓的定義式(物理意義)是這樣的:H=U+pV [焓=流動內能+推動功]，其中U表示熱力學能，也稱為內能(Internal Energy)，即系統內部的所有能量;
2、焓變是生成物與反應物的焓值差。ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。ΔH=ΔU+Δ(pV)
3、末態(生成物)能量減初態(反應物)能量
4、蓋斯定律

Ⅲ 化學反應的摩爾焓變的測定的原理是什麼

不知道你要的是不是這個，一般實驗書上都有。
化學反應通常是在恆壓條件下進行的，反應的熱效應一般指的就是恆壓熱效應qp 。化學熱力學中反應的摩爾焓變rHm數值上等於qp，因此，通常可用量熱的方法測定反應的摩爾焓變。對於一般溶液反應（放熱反應）的摩爾焓變，可用簡易量熱計測定。

Ⅳ 反應熱的測定實驗裝置還可以進行哪些實驗

化學反應熱效應的測定實驗

一、實驗要求

⒈學會測定化學反應熱效應的一般原理和方法，測定鋅與硫酸銅反應的熱效應。

⒉學習准確濃度溶液的配製方法。

⒊掌握利用外推法校正溫度改變值的作圖方法。

二、實驗原理

對一化學反應，當生成物的溫度與反應物的溫度相同，且在反應過程中除膨脹功以外不做其它功時，該化學反應所吸收或放出的熱量，稱為化學反應熱效應。若反應是在恆壓條件下進行的，則反應的熱效應稱為恆壓熱效應Qp，且此熱效應全部增加體系的焓（ΔH），所以有

ΔH = Qp

式中ΔH為該反應的焓變。對於放熱反應ΔrHm為負值，對於吸熱反應ΔrHm 為正值。

例如，在恆壓條件下，1mol鋅置換硫酸銅溶液中的銅離子時，放出216.8 kJ 的熱量，即

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu ΔrHm=–216.8 kJ·mol-1

測定化學反應熱效應的基本原理是能量守恆定律，即反應所放出的熱量促使反應體系溫度的升高。因此，對上面的反應，其熱效應與溶液的質量（m）、溶液的比熱（c）和反應前後體系溫度的變化（ΔT ）有如下關系

Qp = - (cmΔT+KΔT)

式中K為熱量計的熱容量，即熱量計本身每升溫1度所吸收的熱量。

由溶液的密度（d）和體積（V）可得溶液的質量，即

m=dV

若上述反應以每摩爾鋅置換銅離子時所放出的熱量（千焦）來表示，綜合以上三式，可得

ΔrHm＝Qp/n＝-1/1000n(cdv+K)ΔT （1）

式中n為V毫升溶液中的物質的量。

熱量計的熱容量可由如下方法求得：在熱量計中首先加入溫度為T1、重量為W1的冷水、再加入溫度為T2、重量為W2的熱水，二者混合後，水溫為T，則熱量計得熱為q0=(T-T1)K

冷水得熱為q1=(T-T1)W1c水

熱水失熱為q2=(T2-T)W2c水

因此q0=q2-q1

綜合以上四式可得熱量計的熱容量為

Ⅳ 反應焓的反應焓的測定

背景：量熱學的發展, 已經由測量燃燒焓(氧彈：待測有機物在充滿氧氣的鋼彈中在電火花作用下引燃，通過測量氧彈外保溫杯中的水的溫度變化，用公式ΔH=--C*ΔT,【C是比熱】),而至測量反應焓(反應量熱計)、混合焓(微量熱計); 測量的熱量由上千焦耳數量級而至幾十焦爾數量級;測量的反應,由燃燒反應而至絡合反應、中和反應、甚至細胞的生化過程;可測溫度差由0.001度到0.0001度。
反應焓測定是普通化學、無機化學教學的常規實驗。實驗用量熱計大致可分為兩種類型：即保溫杯型[2～5]和燒杯夾泡沫塑料絕熱型[5～7]；採用的攪拌方法則有手握量熱計搖動攪拌[1]、手握玻璃棒(或下端加環)上下移動或轉動攪拌[2，3]、電動攪拌機攪拌或電磁攪拌器攪拌[5]。經過長期實踐，已發現現有各種簡易量熱計存在如下問題：(1)攪拌過程中容易碰破量熱計內壁或溫度計；(2)手動攪拌不充分、不均勻，反應時間長，由此帶來實驗誤差大；(3)燒杯夾泡沫塑料型量熱計，在清洗過程中夾層容易進水，熱容變化進而導致較大實驗誤差。反復探索實踐的基礎上，研製出了使反應系統內的液體產生沖刷力進行攪拌的液力攪拌式量熱計，經實驗驗證，較完滿地解決了上述問題，可廣泛用於中和熱、焓變、稀釋熱、溶解熱的測量及測量實驗。

Ⅵ 焓變用什麼通過實驗直接測量

C
焓變就是一個過程（比如化學反應,相變（水蒸發之類的）等）前後放熱吸熱的多少,單位J/mol,當然單位不一定,但一定是每摩爾.對於氣體,反應前後體積變化就會做功的,還要加上pV.所以焓變H=Q+pV
反應熱Q就是上面那個Q,只不過特指化學反應里的熱變化
燃燒熱、中和熱都是反應熱的一種,前者指物質燃燒放的熱,後者指酸鹼中和放的熱
至於他們的單位,因為只有單位物質的量的反應熱能表徵,不然東西多自然放熱多,所以一般都是每mol.
正負號是要帶的,放熱為負（自身能量減少）

Ⅶ 怎麼樣測定一個反應的焓變和熵變呢

反應的焓變可以通過測定恆溫恆壓下的熱效應來達到，至於熵變還不太清楚。具體過程樓主可以參考《物理化學》

Ⅷ 化學反應焓變的測定作圖怎麼用外推法

在計算時 溫度變化^T的數值 為什麼不採用反應前的平衡溫度值與反應後的最高溫度值之差 而必須採用-T曲線外推法得到的^T值 外推法是否合理 有無更好的方法計算
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

Ⅸ 如何測化學反應的焓變

使用熱重分析的方法，把焓轉變為熱量的測量

Ⅹ 你有三種方法可以確定一個反應的焓的變化

反應焓：在等溫等壓下化學反應的焓變為生成物焓的總和減去反應物焓的總和之差。
生產焓：這個是人為的規定，在標准壓力下（100KPa）下，在進行反應的溫度時，有最穩定的單質合成標准壓力P下單位量物質B的反應焓變，叫做物質B的標准摩爾生成焓。
燃燒焓：可燃物質B在標準的壓力下，反應溫度T時，單位量的物質B完全氧化為同溫下指定產物時的標准摩爾焓變。
三者之間的關系為： 從燃燒焓可以計算反應焓，如果知道反應中各物質的標准摩爾燃燒焓，反應焓就等於各反應物燃燒焓的總和減去各產物燃燒焓的總和。
從燃燒焓也可以求生成焓（特別是一些通常不能直接由單質合成的有機化合物），舉例： 求C（s)+2H2(g)+1/2O2(g)==CH3OH(L)反應焓變
△fH CH3OH=△cH C+2△cH H2 -△cH CH3OH
△fH 為反應焓 △cH 為燃燒焓