化學反應的熱效應計算方法有哪些

1. 化學反應熱是怎麼算的

斷鍵要吸熱，用正號；
成鍵放熱，用負號
（提示：化學鍵的斷裂和形成所吸、放的能量在數值上是相等的）
固體轉化為氣體是吸收能量亦即吸熱，故加正號
然後再乘上系數和每摩爾中所含的鍵數，最後將
反應物吸收的能量（帶上正號）加上生成物放出的能量（帶上負號）得出的數據（帶正負號的）即為反應熱。若帶負號則表示放熱反應；帶正號則表示吸熱反應。
本人小貼士：所有計算的反應熱都帶上正負號，這樣就不會混亂了，因為最後的反應熱只需要將這些帶正負號的數據加起來即可。(*^__^*)
本題列式：
（+280kJ/mol
）+3×（+160
kJ/mol
）6×（-330
kJ/mol
）=
-1220kJ/mol

2. 如何利用化學方程式計算反應熱

反應熱的計算常見方法：
(1)化學鍵變化與能量大小的定性、定量判斷；(2)反應熱的計算；(3)蓋斯定律的應用。
詳解：(1)利用鍵能計算反應熱：通常人們把拆開1 mol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或kJ·mol－1。方法：ΔH＝∑E(反應物)－∑E(生成物)，即ΔH等於反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。如反應H2(g)＋Cl2(g) === 2HCl(g) ΔH＝E(H—H)＋E(Cl—Cl)－2E(H—Cl)。
(2)由反應物、生成物的總能量計算反應熱：ΔH＝生成物總能量－反應物總能量。
(3)根據蓋斯定律計算：
反應熱與反應物的物質的量成正比。化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關．即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。例如：由圖可得ΔH＝ΔH1＋ΔH2，
(4)根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|。

3. 化學變化的熱效應計算方法有哪些

(1)熱化學方程式中化學計量數之比等於各物質物質的量之比；還等於反應熱之比。

(2)熱化學方程式之間可以進行加減運算。

計算方法匯總
1、根據實驗測得熱量的數據求算

反應熱的定義表明：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。
2、根據物質能量的變化求算

根據能量守恆，反應熱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。該方法只能用於定性判斷一個反應是放熱還是吸熱，因為物質的絕對能量是測不到的。
3、根據反應實質鍵能的大小求算
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熱效應(反應熱)和鍵能的關系：
△H ＝E1(反應物的鍵能總和)-E2(生成物的鍵能總和)

4、根據熱化學方程式求算

熱化學方程式中表明了化學反應中能量的變化。△H的大小與方程式中物質的系數大小成正比 。
5、根據蓋斯定律的規律求算

蓋斯定律是熱化學中一個相當有實用價值的定律。其內容是不管化學反應過程是一步完成還是分幾步完成，總過程的熱效應是相同的，即一步完成的反應熱等於分幾步完成的反應熱之和。利用這一規律，可以從已經測定的反應的熱效應來計算難於測量或不能測量反應的熱效應，它是間接求算反應熱的常用方法。

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。

4. 化學反應熱的計算方法

化學反應熱效應的計算是產物的生成焓之和減去反應物的生成焓之和

5. 如何利用化學方程式計算反應熱

反應熱的計算常見方法：
(1)化學鍵變化與能量大小的定性、定量判斷；(2)反應熱的計算；(3)蓋斯定律的應用。

詳解：(1)利用鍵能計算反應熱：通常人們把拆開1 mol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或kJ·mol－1。方法：ΔH＝∑E(反應物)－∑E(生成物)，即ΔH等於反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。如反應H2(g)＋Cl2(g) === 2HCl(g) ΔH＝E(H—H)＋E(Cl—Cl)－2E(H—Cl)。

(2)由反應物、生成物的總能量計算反應熱：ΔH＝生成物總能量－反應物總能量。

(3)根據蓋斯定律計算：
反應熱與反應物的物質的量成正比。化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關．即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。例如：由圖可得ΔH＝ΔH1＋ΔH2，

(4)根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|。

6. 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。

7. 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。

8. 化學反應熱計算公式

反應熱的正確公式為Q=cm△t。

式中各物理量的單位如下：熱量Q：焦耳 （ J ）比熱容C：焦耳/千克℃ （ J/kg℃ ）質量m：千克 （ kg ）升高（或降低）的溫度△t：攝氏度（ ℃ ）。

，這是一個固定的值強酸跟強鹼發生中和反應生成1 mol液態水時的反應熱叫做中和熱H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)；△H =-57.3kJ/mol。

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通過蓋斯定律可以計算出一些不能直接測量的反應的反應熱

例：

已知：

①C(s)+O2(g)= CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol

②CO(g)+1/2O2(g)= CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol

求：C(s)+1/2O2(g)= CO (g) 的反應熱△H3