㈠ 高中化學焓變怎麼計算
焓（hán）變(Enthalpy changes)即物體焓的變化量。[1] 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(Enthalpy is a combination of internal energy and flow work.)。
焓
焓是一個狀態函數，也就是說，系統的狀態一定，焓的值就定了。
焓的定義式（焓沒有實際的物理意義，但是他有操作意義。）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；
p是系統的壓強(Pressure)，V是系統的體積(Volume) 。
焓變
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。
㈡ 高二化學問題熱化學方程式
根據反應前後的壓強變化可知．
反應後氣體的分子數是反應前的10100/6060=5/3倍．
也就是說反應前後氣體分子數比為3：5
所以化學方程式2A＋B＝C+3D+4E中 D為液體．CE為氣體
A的物質的量為m/M．這么多A放熱QKJ
所以每mol A放熱．=Q/n(A)=QM/m.
所以熱化學方程為：
A＋1/2B＝1/2C+3/2D(液)+2E+QM/m JK
㈢ 熱化學方程式的計算
25攝氏度的水是液態的，故，減少的氣體就是參加反應的H2 O2 比例為2：1
3.36L＝0.15mol
所以H2=0.1mol O2＝0.05mol
根據2H2(g)+O2(g)==2H2O(l) △H=-572KJ/mol
得：Q＝=-572KJ×（0.1除以2）＝－28，6kj
因為是「放出」的熱量，所以是28，6kj
㈣ 高中所有熱化學方程式有哪些
高中化學熱化學方程式是表示化學反應中的物質變化和焓變，實際反應中反應物的投料量比所需量要多，只是過量反應物的狀態沒有發生變化，因此不會影響反應的反應熱。標准態時化學反應的摩爾焓變稱為標准摩爾焓，用符號ΔfHmO表示。
常見的高中化學方程式之熱化學方程式如下
CaCO3(s)+==CaO(s)+CO2(g);△H=+1777kJ/mol
C(石墨)+O2(g)===CO2(g);△H=-393.51kJ•mol-1
C(金剛石)+O2(g)===CO2(g);△H=-395.41kJ•mol-1
C(石墨)===C(金剛石);△H=+1.9kJ•mol-1
NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l);△H=-57.3kJ/mol
C(s)+O2(g)==CO2(g);△H=-110.5kJ/mol
CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g);△H=-283.0kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g);△H=-241.8kJ/mol
N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(g);△H=-534kJ/mol
S(s)+O2(g)==SO2(g);△H=-297kJ/mol
FeS2(s)+11/4O2(g)==1/2Fe2O3(s)+2SO2(g);△H=-853kJ/mol
SO2(s)+1/2O2(g)==SO3(g);△H=-98.3kJ/mol
3H2(g)+N2(g)==2NH3(g);△H=-92.2kJ/mol
2O2(g)+N2(g)==2NO2(g);△H=+68kJ/mol
O2(g)+N2(g)==2NO(g);△H=-kJ/mol
NaOH(aq)+1/2H2SO4(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l);△H=-57.3kJ/mol
常見的高中化學方程式之熱化學方程式書寫注意事項
(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
(2)△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。
(3)不標「↑」或「↓」
(4)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。
(5)有機熱化學方程式用「=」，不用「→」
㈤ 高二熱化學方程式如何算
3/4 CO（g）+1/4 Fe2O3 （S）= 3/4 CO2(g)+1/2 Fe(s) ΔH=—6.25KJ/mol 其實這樣的的方程式有多種寫法，只要你將方程式中化學式前的系數和 ΔH前的系數都乘以相同的倍數，都可以的！
㈥ 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
㈦ 熱化學方程式怎麼計算
主要是按照反應方程式進行計算，比如C+O2=CO2，-393.15kJ/mol
1mol 放熱-393.15
2mol 放熱-2*393.15
㈧ 熱化學里關於壓強的怎麼算
體積不變+絕熱，所以單純是理想氣體的情況下，體系的內能是不變的但是這里還有化學反應的焓變，使體系的內能升高，體現在溫度和壓強的增加
㈨ 高中熱化學方程式的計算方法（如十字交叉法）
十字叉減法:比如 氧氣與氮氣平均式量29,問氧氣和氮氣各含多少百分比?
解:氧氣式量32 氮氣式量28 混合式量29
28 3
29
32 1 混合的寫中間,然後交叉減
則氮氣物質的量 與 氧氣的物質的量 之比為3:1
就這樣,其他類似兩者混合求數量比的都可以用 十字叉減法
㈩ 高中化學——熱化學反應方程式
題目應改為：1mol N2（g)與適量的H2完全反應生成2mol NH3（g)時，放出92.2KJ熱量。要不然不好寫熱化學反應式，因為這個反應是可逆反應，不知道比例。^H（焓變）與化學計量數（方程式中的系數）成比例關系的。
N2(g) +3H2(g)=====2NH3 (g) ^H（焓變）= -92.2KJ/mol
詳細過程如下：
1.寫出化學方程式： N2 +3H2=====2NH3 可逆符號
2.標明各物質的狀態， 固體為s，液體為l，氣體為g，溶液為aq：N2(g) +3H2(g)=====2NH3 (g)
3.標出焓變^H： N2(g) +3H2(g)=====2NH3 (g) ^H（焓變）= -92.2KJ/mol
^H（焓變）的符號+為吸熱，- 為發熱，單位KJ/mol ，數值要對應成比例
4 .不要標反應條件：加熱，高溫，點燃，催化劑····，但一般熱化學方程式未註明條件的都默認為常溫常壓（25℃，101.kpa），所以H2O標記為液體即H2O(l)
給個好評呀，謝謝