化學方程的燃燒熱怎麼求

❶ 化學燃料燃燒的化學方程式後的放出的熱量怎麼計算

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。化學反應熱是重要的熱力學數據，它是通過實驗測定的。所用的主要儀器稱為「量熱計」。設想在同一溫度下發生同上的1mol反應：2H2（g）+O2（g）＝ 2H2O（g），但不是在等溫等容條件下，而是在等溫等壓條件下，或者說發生的不是等溫等容反應，而使等溫等壓反應，若反應發生時同樣沒有做其他功，反應的熱效應多大？這種熱效應的符號通常用Qp表示，下標p表明等壓，成為等壓熱效應。公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB（g） 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。 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終態+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 此式表明，化學反應在等溫等壓下發生，不做其他功時，反應的熱效應等於系統的狀態函數焓的變化量。請特別關註上句中的「不做其他功時」，若做其它功（如電池放電做功）反應的熱效應決不會等於系統的狀態函數H的變化量△H。 反應熱的計算方法： 1.通過實驗測得 根據比熱公式進行計算：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=反應物的總能量-生成物總能量。 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 6.根據蓋斯定律進行計算 蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的；也就是說，化學方應的反應熱只與反應的始態和終態有關，與反應途徑無關。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。

❷ 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|。

❸ 燃燒熱化學方程式

燃燒熱是以1 mol可燃物作為標准來進行測定的，因此在計算燃燒熱時，熱化學方程式里其他物質的化學計量數常出現分數：如H2(g)+ 1/2O2(g)====H2O(l)；ΔH=－285．8 kJ·mol－1 這時的分數是代表摩爾數（即為參加反應的物質的量）而不是分子個數所以是合理的。註：化學方程式系數只為整數，而熱化學方程式可以有分數。2.熱化學方程式中ΔH表示生成物總焓與反應物總焓之差。3.反應熱中ΔH為負，則為放熱反應；為正，則為吸熱反應，燃燒熱為反應熱的一種，其ΔH為負值。4. 反應熱 化學方程式中ΔH為負值 而在敘述時。用正值描述可以記憶為燃燒熱無負值，△H有正負，+為吸，-為放，強化記憶有幫助

表示「表示燃燒熱的熱化學方程式」一定要使可燃物是1mol
比如H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l) △H=???kJ/mol是表示燃燒熱的熱化學方程式
「燃燒的熱化學方程式」與普通的「熱化學方程式」沒有區別。

❹ 燃燒熱的化學方程式怎麼寫

定義
在25℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱．單位為kJ/mol

要點
1.規定在101 kPa壓強，測出反應所放出的熱量，因為壓強不定，反應熱數值不相同．

2.規定可燃物物質的量為1 mol．（具有可比性）

3.規定必須生成穩定的氧化物的原因是，即使是等量的純物質在等壓強情況下，與不同氣體燃燒釋放出的熱量不同，例如 Mg（s） 在 O2（g）和 Mg（s）在 Cl2（g）燃燒釋放的熱量不同。為了統一標准，規定生成氧化物。

4.規定可燃物完全燃燒生成穩定化合物所放出的熱量為標准．（例如：H2S(g)+1/2O2（g）===H20（l）+S↓; ΔH1，由於生成的S沒有燃燒完全，所以這個反應放出的熱量ΔH1不能作為H2S的燃燒熱，當H2S(g)+3/2O2（g）===H20（l）+SO2（g）；ΔH2，這時水的狀態為穩定的液態，而也生成穩定的氧化物SO2，所以這時的ΔH2就是H2S的燃燒熱。另外，對於水來說，1mol可燃物完全燃燒必須生成液態水時放出的熱量才能稱為燃燒熱，氣態水不可以。）

5.當說H2的燃燒熱是多少時，應說H2的燃燒熱是285.8kJ/mol，是正值，不能說是-285.8kJ/mol。（）

注意點
1.燃燒熱是以1 mol可燃物作為標准來進行測定的，因此在計算燃燒熱時，熱化學方程式里其他物質的化學計量數常出現分數：如H2(g)+ 1/2O2(g)====H2O(l)；ΔH=－285．8 kJ·mol－1 這時的分數是代表摩爾數（即為參加反應的物質的量）而不是分子個數，所以是合理的。

註：化學方程式系數只為整數，而熱化學方程式可以有分數。

2.熱化學方程式中ΔH表示生成物總焓與反應物總焓之差

3.反應熱中ΔH為負，則為放熱反應；為正，則為吸熱反應，燃燒熱為反應熱的一種，其ΔH為負值

4. 反應熱化學方程式中ΔH為負值 而在敘述時

用正值描述可以記憶為燃燒熱無負值，△H有正負，+為吸，-為放，強化記憶有幫助

❺ 那個燃燒熱怎麼求的，還有 不是說1mol純物質嗎，怎麼前面配一個1/2

從題目中可以看到，葡萄糖的燃燒熱為2800kJ/mol。題目未要求表示燃燒熱，只要求判斷熱化學方程式正確與否。D選項中葡萄糖的系數為1/2，即為0.5mol，當然放熱為1400kj/mol。如果題目改成是表示燃燒熱的化學方程式，則D選項錯誤。

❻ 燃燒熱的計算公式

依據燃燒熱數據，利用公式直接求算反應熱，Q=燃燒熱×n(可燃物的物質的量)。

反應物與生成物的總能量的差值計算，ΔH=E（生成物）－E（反應物）。

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。

(6)化學方程的燃燒熱怎麼求擴展閱讀

燃燒熱已確定的穩定產物的焓值為0反應物的相對焓值。規定標准燃燒熱的目的，同規定標准生成熱一樣是為了間接通過蓋斯定律計算反應熱。通常查表得到的標准燃燒熱的數據都是298.15k時的值，溫度可不加

注意事項：

1、條件： 25℃ ,101 kPa。

2、可燃物及物質的量：1 mol純物質。

3、 放出熱量：ΔH<0，單位kJ/mol。

4、所謂完全燃燒也是完全氧化，是指物質中的下列元素完全轉變成對應的穩定物。

❼ 一個方程的標准摩爾燃燒熱怎麼算

(CN)2[這是化學式](g)[前面化學式的物質的狀態L表示液態、G表示氣態、S表示固態] + 2O2(g) = 2CO2(g) + N2(g)
2ΔfHm(CO2)ΔfHm[(CN)2] = 1095kJ mol1 [這里會不會打錯了,看上去很亂,但後面的1095kJ mol1指的是1 mol(CN)2的烯燒熱即是這人熱化學方程工的焓變值]
下面的幾個方程式都一樣
至於標准摩爾生成焓是否有計算公式,這個好像是沒有的,焓變值是通過化學反應測出來的或是通過物質之間的熱轉化計算了來的!

❽ 怎樣求物質的燃燒熱（高中化學）

燃燒熱就是1mol燃燒物燃燒所放出的熱量
如：2mol碳燃燒成二氧化碳所放出的熱量為Q,則碳的燃燒熱就是Q/2

❾ 化學裡面的燃燒熱怎樣計算

在101
kPa時,1
mol可燃物完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量,叫做該物質的燃燒熱．
單位為kJ/mol
要點：
1.規定在101
kPa壓強,測出反應所放出的熱量,因為壓強不定,反應熱數值不相同．
2.規定可燃物物質的量為1
mol.
3.規定可燃物完全燃燒生成穩定化合物所放出的熱量為標准．
例如：
H2S(g)+1/2O2（g）===H20（l）+S↓;
ΔH1,
由於生成的S沒有燃燒完全,所以這個反應放出的熱量ΔH1不能作為H2S的燃燒熱,
當H2S(g)+3/2O2（g）===H20（l）+SO2（g）；ΔH2,這時水的狀態為穩定的液態,而也生成穩定的氧化物SO2,所以這時的ΔH2就是H2S的燃燒熱.
另外,對於水來說,1mol可燃物完全燃燒必須生成液態水時放出的熱量才能稱為燃燒熱,氣態水不可以.）
4.一定是生成氧化物.例如,H2+Cl2點燃,也是燃燒,但不是生成氧化物,所以只是反應熱而不是燃燒熱.
5.當說H2的燃燒熱是多少時,應說H2的燃燒熱是285.8kJ/mol,是正值,不能說是-285.8kJ/mol.