化學反應摩爾焓變怎麼算

① 焓變計算公式

1、從宏觀角度：焓變（△H）：ΔH=H生成物－H反應物（宏觀），其中：

H生成物表示生成物的焓的總量；H反應物表示反應物的焓的總量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

2、從微觀角度：ΔH=E吸收－E放出（微觀），其中：E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量，E放出表示生成物成鍵時放出的總能量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

常用計算方法：

（1）根據熱化學方程式進行計算：焓變與反應物各物質的物質的量成正比；

（2）根據反應物和生成物的總焓計算：ΔH=H（反應產物）－H（反應物）；

（3）依據反應物化學鍵斷裂與生成物化學鍵形成過程中的能量變化計算：ΔH=反應物的化學鍵斷裂吸收的能量－生成物的化學鍵形成釋放的能量；

（4）根據蓋斯定律的計算；

（5）根據比熱公式求算：Q=－c·m·ΔT。

(1)化學反應摩爾焓變怎麼算擴展閱讀

（1）反應焓變的數值與各物質的系數成正比。因此熱化學方程式中各物質的系數改變時，其反應焓變的數值需同時做相同倍數的改變。

（2）正、逆反應的反應熱焓變的數值相等，符號相反。

（3）熱化學方程式與數學上的方程式相似，可以移項同時改變正負號，各項的系數包括ΔH的數值可以同時擴大或縮小相同的倍數。

（4）多個熱化學方程式可以相加或相減，ΔH也進行相應的相加或相減，得到一個新的熱化學方程式。

（5）熱化學方程式中的反應焓變是指反應按照所給形式進行完全時的反應焓變。

② 焓變的計算

利用生成焓數據計算下列反應的焓變：

H2 (g) + 1/2 O2(g) = H2O (l)

△H = Σ(△f H )產物 - Σ(△f H )反應物

即：反應焓 = 所有產物標准生成焓的總和 - 所有反應物標准生成焓的總和

焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統狀態的狀態函數，焓變沒有明確的物理意義。

ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ（pV）

在恆壓條件下，ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。

焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一，另一個是熵變。

熵增焓減，反應自發；

熵減焓增，反應逆向自發；

熵增焓增，高溫反應自發；

熵減焓減，低溫反應自發。

(2)化學反應摩爾焓變怎麼算擴展閱讀：

焓變是與化學反應的起始狀態、終止狀態有關，與物質所處環境的壓強、溫度等因素有關，與化學反應的過程無關。焓（H）及焓變（△H）與等壓熱效應（qp）的關系如下：

在等壓，只做體積功條件下：

Δu = qp + w = qp – p(v2– v1)

Δu = qp + pv1– pv2

qp = (u2+ pv2 – (u1+ pv1)

含 H = u + pv (H 定義為焓，是狀態函數)

則 qp = H2 – H1 = ΔH

結論：等壓，只做體積功條件下（化學反應通常屬此種情況），體系焓變（ΔH）在數值上等於等壓熱效應（Qp）。

焓是與內能有關的物理量，反應在一定條件下是吸熱還是放熱由生成物和反應物的焓值差即焓變（△H）決定。

在化學反應過程中所釋放或吸收的能量都可用熱量（或換成相應的熱量）來表示，叫反應熱，又稱「焓變」，符號用△H表示，單位一般採用kJ/mol

說明：

1、化學反應中不僅存在著「物質變化」，還存在著「能量變化」，這種變化不僅以熱能的形式體現出來，還可以以光、電等形式表現。

2、如果反應物所具有的總能量高於生成物所具有的總能量，那麼在發生化學反應時，就有部分能量以熱的形式釋放出來，稱為放熱反應；如果反應物所具有的總能量低於生成物所具有的總能量，那麼在發生化學反應時，反應物就需要吸收能量，才能轉化為生成物。

一個化學反應是放熱還是吸熱取決於所有斷鍵吸收的總能量與所有形成新鍵放出的總能量的相對大小，若斷鍵吸收的總能量小於形成新鍵釋放的總能量，則為放熱反應；斷鍵吸收的總能量大於形成新鍵釋放的總能量，則為吸熱反應。

3、焓是與內能有關的物理量，在敞口容器中（即恆壓條件下）焓變與反應熱相同。

4、從宏觀角度：焓變（△H）：ΔH=H生成物－H反應物（宏觀），其中：

H生成物表示生成物的焓的總量；H反應物表示反應物的焓的總量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

5、從微觀角度：ΔH=E吸收－E放出（微觀），其中：E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量，E放出表示生成物成鍵時放出的總能量；ΔH為「+」表示吸熱反應，ΔH為「－」表示放熱反應。

6、體系：被研究的物質系統稱為體系，體系以外的其他部分稱為環境。放熱是體系對環境做功，把能量傳遞給環境；而吸熱則是環境對體系做功，是環境把能量傳遞給體系。

7、反應熱和焓變的單位都是「kJ/mol或kJ·mol-1」，其中mol是指每摩爾某一反應，而不是指某一物質的微粒等。

8、常見的放熱反應有：化合反應、酸鹼中和反應、燃燒反應、活潑金屬與酸的反應等；常見的吸熱反應有：分解反應、碳與一氧化碳的反應、氫氧化鋇與氯化銨固體的反應等。

③ 熱化學方程式標准摩爾焓變步驟

方法如下：法1、幾個方程式的，加加或減減，蓋斯定律
法2、反應物的總鍵能-生成物的總鍵能
法3、生成物的總能量-反應物的總能量

④ 標准摩爾反應焓是什麼

生成焓是最穩定單質反應生成該化合物的反應焓變。

由熱力學第一定律，ΔU（熱力學能即內能）=Q（體系吸收的熱量）+W（環境對體系做的體積功），當產物溫度與反應物溫度相同時，Q就是化學反應實際的熱量變化，用化學鍵理論說就是化學鍵斷裂和形成導致的能量變化。

在恆壓或恆容的條件下，當產物的溫度和反應物的溫度相同，而反應的過程中只做體積功而不做其他功時，化學反應的焓變通常稱為標准摩爾反應焓變，又簡稱反應焓。

焓的絕對值

是無法確定的，但可以採用相對焓值。焓是狀態函數，狀態函數的最主要特點是其變化值只取決於系統的始態和終態，而與系統變化的途徑無關。因此，以Hess定律為理論基礎，可以求得反應的摩爾焓變。

計算標准摩爾反應焓變的理論基礎是Hess定律，即在恆容或恆壓條件下，一個化學反應不論是一步完成或分幾步完成，其反應熱（即摩爾反應焓變）完全相同。

⑤ 焓變怎麼計算

鍵能是物質成鍵放出的熱量或者是物質斷鍵需要吸收的能量，如果鍵能越高說明這種物質成鍵時放出的能量越多、或者是這種物質斷鍵時需要吸收的能量越多。既然成鍵放出的能量多了、那麼它本身的能量就小了，因此一種物質鍵能的大小與其本身能量的大小是相反的。所以焓變的計算才出現一種是ΔH=E生成物總能量 - E反應物總能量。另一種是ΔH=E反應物的鍵能 - E生成物的鍵能、這里還要說明一下鍵能越大物質是越穩定的、相反越不穩定

⑥ 標准摩爾生成焓和標准摩爾反應焓是什麼

標准摩爾生成焓：在標准壓力（100kPa）下，在進行反應的溫度時，由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，用符號△fHm表示。

標准摩爾反應焓：指參加反應的各物質都處於標准態時的反應焓變。

理論基礎

計算標准摩爾反應焓變的理論基礎是Hess定律，即在恆容或恆壓條件下，一個化學反應不論是一步完成或分幾步完成，其反應熱（即摩爾反應焓變）完全相同。

應用時要注意：將已知的熱化學方程式進行線性組合的結果必須與欲求的未知化學反應的狀態完全相同，包括溫度、壓力及各物質的相態，並且這些化學反應都是在等溫、等壓或等溫、等容條件下進行的，都不做其他功能。

焓的絕對值是無法確定的，但可以採用相對焓值。焓是狀態函數，狀態函數的最主要特點是其變化值只取決於系統的始態和終態，而與系統變化的途徑無關。因此，以Hess定律為理論基礎，可以求得反應的摩爾焓變。

⑦ 焓變是什麼，單位是什麼

焓（hán）變(Enthalpy changes)即物體焓的變化量，焓變是生成物與反應物的焓值差。

作為一個描述系統狀態的狀態函數，焓變沒有明確的物理意義。

焓是物體的一個熱力學能狀態函數，即熱函：一個系統中的熱力作用，等於該系統內能加上其體積與外界作用於該系統的壓強的乘積的總和。

焓變的單位是「kJ/mol或kJ·mol-1」，其中mol是指每摩爾某一反應，而不是指某一物質的微粒等。

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化學焓變的計算總結：

1、根據實驗測得熱量的數據求算

反應熱是指化學反應過程中放出或吸收的熱量，可以通過實驗直接測定。對於同一反應狀態而言，相應物質的量之比等於對應的反應熱之比。

2、根據物質能量的變化求算

根據能量守恆，焓變等於生成物具有的總能量與反應物具有的總能量的差值。當E1(反應物)＞E2(生成物)時，△H＜0，是放熱反應；反之，是吸熱反應。△H＝ΣE生成物－ΣE反應物。

3、根據鍵能的大小求算

化學反應的實質是舊鍵的斷裂和新鍵的生成，其中舊鍵的斷裂要吸收能量，新鍵的生成要放出能量，由此得出化學反應的焓變和鍵能的關系為△H ＝E1(反應物的鍵能總和)-E2(生成物的鍵能總和)

4、根據燃燒熱求算

燃燒熱表明了燃料燃燒的能量變化。△H的大小可以根據燃燒熱的定義來計算。

5、根據蓋斯定律的規律求算

具體計算方法是：通過熱化學方程式的疊加，進行△H的加減運算。

⑧ 高二化學焓變△H怎麼求

焓變其實是個比較復雜的問題，不過高中階段不會討論那麼多，高中的焓變應該沒特殊要求只要考慮吸熱放熱的情況舉個簡單的例子，氫氣和氧氣2：1燃燒的時候放出了500J的熱量，那麼這次燃燒所產生的焓變就是-500J，這個焓變說的是這次燃燒的焓變，而所謂的標准摩爾反應焓變就是用這個焓變值除以反應的摩爾數。當然，焓變還有另外的求法，就是生成物的總標准摩爾生成焓減去反應物的總標准摩爾生成焓，或者是反應物的總標准摩爾燃燒焓減去生成物的總標准摩爾燃燒焓，不過這在高中階段是不要求掌握的。高中階段的解題你只要記住我和你說的吸熱放熱因素一般來說就沒問題了

⑨ 標准摩爾生成焓計算是什麼

標准摩爾生成焓計算公式：

任何一個化學反應的焓變等於產物的總生成焓與反應物生成焓之差：總生成焓等於標准摩爾生成焓乘上方程式的計量系數。

性質

1、標准摩爾生成焓在使用時必須註明溫度，通常為298.15K。

2、一個化合物的標准摩爾生成焓並不是這個化合物的焓的絕對值，它是相對於合成它的單質的相對焓變。最穩定的單質的標准摩爾生成焓為零。

3、除了NO、NO2、C2H2（g）等少數物質以外，絕大多數常見化合物的標准摩爾生成焓都是負值。這反映一個事實，即由單質生成化合物時一般都是放熱的，而化合物分解成單質時通常是吸熱的。

⑩ 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