測化學反應的焓變要注意哪些

① 化學反應中的焓變受什麼影響

焓變與反應物各物質的物質的量成正比。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。

1、反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

對於等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等於反應焓變，其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物)。

2、反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

ΔH＞0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH＜0，反應釋放能量，為放熱反應。

(1)測化學反應的焓變要注意哪些擴展閱讀

反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對於一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合並出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。

(3)根據標准摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］

② 蓋斯定律的基本內容是什麼 如何應用蓋斯定律計算化學反應的焓變

1840年瑞士的化學家蓋斯(Hess)在總結大量實驗事實的基礎上提出：「一個化學反應不管是一步完成的，還是多步完成的，其熱效應總是相同的。」這叫作蓋斯定律。可以看出，蓋斯定律實際上是「內能和焓是狀態函數」這一結論的進一步體現。利用這一定律可以從已經精確測定的反應熱效應來計算難於測量或不能測量的反應的熱效應。

如何應用蓋斯定律計算化學反應的焓變：
化學反應相加等於含變相加，化學反應想減等於含變想減，然後你乘以不同的系數，焓變也要乘以相同的系數
然後湊你需要的化學反映即可。
反應熱是+的就是放熱，反應熱是-的就是吸熱，當遇到多個反應式時可以根據反應物與生成物相抵消的原理吧反應熱相加（注意+-號），還有把系數配平最關鍵。
使用該定律要注意：

1、蓋斯定律只適用...1840年瑞士的化學家蓋斯(Hess)在總結大量實驗事實的基礎上提出：「一個化學反應不管是一步完成的，還是多步完成的，其熱效應總是相同的。」這叫作蓋斯定律。可以看出，蓋斯定律實際上是「內能和焓是狀態函數」這一結論的進一步體現。利用這一定律可以從已經精確測定的反應熱效應來計算難於測量或不能測量的反應的熱效應。
如何應用蓋斯定律計算化學反應的焓變：
化學反應相加等於含變相加，化學反應想減等於含變想減，然後你乘以不同的系數，焓變也要乘以相同的系數
然後湊你需要的化學反映即可。
反應熱是+的就是放熱，反應熱是-的就是吸熱，當遇到多個反應式時可以根據反應物與生成物相抵消的原理吧反應熱相加（注意+-號），還有把系數配平最關鍵。
使用該定律要注意：

1、蓋斯定律只適用於等溫等壓或等溫等容過程，各步反應的溫度應相同；

2、熱效應與參與反應的各物質的本性、聚集狀態、完成反應的物質數量，反應進行的方式、溫度、壓力等因素均有關，這就要求涉及的各個反應式必須是嚴格完整的熱化學方程式。

3、各步反應均不做非體積功。

4、各個涉及的同一物質應具有相同的聚集狀態。

5、化學反應的反應熱(△H)只與反應體系的始態或終態有關,而與反應途徑無關。

③ 化學反應的焓變受哪些因素影響怎麼影響的

化學反應的方向和吉布斯自由能變 1 化學反應的自發過程 自然界發生的過程都有一定的方向性。例如水總是自動地從高處向低處流，而不會自動地反方向流動。又如鐵在潮濕的空氣中易生銹，而鐵銹決不會自發地還原為金屬鐵。這種在一定條件下不需外界作功，一經引發就能自動進行的過程，稱為自發過程(若為化學過程則稱為自發反應)。要使非自發過程得以進行，外界必須作功。例如欲使水從低處輸送到高處，可藉助水泵作機械功來實現。又例如常溫下水雖然不能自發地分解為氫氣和氧氣，但是可以通過電解強行使水分解。必須提及，能自發進行的反應，並不意味著其反應速率一定很大。事實上有些自發反應其反應速率的確很大，而有些自發反應其反應速率卻很小。例如氫和氧化合成水的反應在室溫下其反應速率很小，容易被誤認為是一個非自發反應。事實上只要點燃或加入微量鉑絨，即可發生爆炸性反應。化學反應在指定條件下自發進行的方向和限度（或可能進行的程度）問題，是科學研究和生產實踐中極為重要的理論問題之一。例如對於下列反應： 2H2O(l)─→2H2(g)+ O2(g) 如果能確定此反應在指定條件下可以自發進行，而且反應限度又較大，這就為我們提供一種獲得氫能源的理想方案，那麼我們就可以集中精力去尋找能引發這個反應的催化劑或其它有效方法去促使該反應的實現。但是如果通過熱力學計算表明此反應在任何合理的溫度和壓力條件下均為非自發反應，則顯然沒有必要為該方案去作虛功。能否從理論上判斷一個具體的化學反應是否為自發反應呢? 或者說從理論上確立一個化學反應方向的判據呢? 此問題為本節的核心內容。2影響化學反應方向的因素 （1）化學反應的焓變 在研究各種體系的變化過程時，人們發現自然界的自發過程一般都朝著能量降低的方向進行。顯然，能量越低，體系的狀態就越穩定。化學反應一般亦符合上述能量最低原理。的確，很多放熱反應，(ΔrHm<0) 在298.15K、標准態下是自發的。例如： 3Fe(s) + 2O2(g)─→Fe3O4(s)； = -1118.4 kJ·mol-1 C(s) + O2(g)─→CO2(g)； = -393.509 kJ·mol-1 CH4(g) + 2O2(g)─→CO2(g) + 2H2O(l)； = -890.36 kJ·mol-1 此有人曾試圖以反應的焓變(ΔrHm)作為反應自發性的判據。認為在等溫等壓條件下，當 ΔrHm < 0時：ΔrHm > 0時： 化學反應自發進行化學反應不能自發進行 但是，實踐表明：有些吸熱過程(ΔrHm>0)亦能自發進行。例如，水的蒸發，NH4Cl溶於水以及Ag2O的分解等都是吸熱過程，但在298.15K、標准態下均能自發進行： NH4Cl(s) ─→ NH4+(aq) + Cl-(aq)； = 14.7 kJ·mol-1 Ag2O(s) ─→ 2Ag(s) + 1/2O2(g)； = 31.05 kJ·mol-1 又如，CaCO3的分解反應是吸熱反應(ΔrHm >0) CaCO3(s) ─→ CaO(s) + CO2(g)； = 178.32 kJ·mol-1 在298.15K、標准態下反應是非自發的。但當溫度升高到約1123K時，CaCO3的分解反應就變成自發過程，而此時反應的焓變仍近似等於178.32kJ·mol-1,(溫度對焓變影響甚小)。由此可見，把焓變作為反應自發性的普遍判據是不準確、不全面的。因為除了反應焓變以外，體系混亂度的增加和溫度的改變，也是許多化學和物理過程自發進行的影響因素。 （2）化學反應的熵變 為什麼有些吸熱過程亦能自發進行呢?下面以NH4C1的溶解和Ag2O的分解為例說明之。例如，NH4Cl晶體中的NH4+和Cl-，在晶體中的排列是整齊、有序的。NH4C1晶體投入水中後，形成水合離子(以aq表示)並在水中擴散。在NH4Cl溶液中，無論是NH4+(aq)、Cl-(aq)還是水分子，它們的分布情況比NH4C1溶解前要混亂得多。又如Ag2O的分解過程，從其分解反應式表明，反應前後對比，不但物質的種類和「物質的量」增多，更重要的是產生了熱運動自由度很大的氣體，整個物質體系的混亂程度增大了。由此可見，自然界中的物理和化學的自發過程一般都朝著混亂程度(簡稱混亂度)增大的方向進行。體系內組成物質粒子運動的混亂程度，在熱力學中用另一個物理量──「熵」來表示(其符號為「S」)。一定條件下處於一定狀態的物質及整個體系都有其各自確定的熵值。因此，熵是描述物質混亂度大小的物理量，同時也是體系的狀態函數。物質(或體系)的混亂度越大，對應的熵值就越大。基於在0K時，一個完整無損的純凈晶體，其組分粒子(原子、分子或離子)都處於完全有序的排列狀態，因此，可以把任何純凈的完整晶態物質在0K時的熵值規定為零(S0＝0，下標「0」表示在0K)，並以此為基礎，可求得在其它溫度下的熵值(ST)。例如我們將一種純晶體物質從0K升溫到任一溫度(T )，並測量此過程的熵變數(ΔS)，則 ΔS ＝ST - S0 ＝ ST - 0 ＝ ST ST即為該純物質在S 時的熵。某單位物質的量的純物質在標准態下的熵值稱為標准摩爾熵()，單位為J·mol-1·K-1。通常手冊中給出298.15K下一些常見物質的標准摩爾熵()，顯然，即使是純凈單質在298.15K時的也不為零。物質的聚集狀態不同其熵值不同， 同種物質的(g)>(1)>(s)。物質的熵值隨溫度的升高而增大。氣態物質的熵值隨壓力的增大而減小。熵與焓一樣，也是一種狀態函數，故化學反應的熵變(ΔrSm)與反應焓變(ΔrHm)的計算原則相同，只取決於反應的始態和終態，而與變化的途徑無關。因此應用標准摩爾熵()的數值可以算出化學反應的標准摩爾反應熵變()： ＝ Σνi(生成物) + Σνi(反應物) (2.1.1) [例 2-1] 試計算反應：2SO2(g) + O2(g) ─→ 2SO3(g) 在298.15K時的標准摩爾熵變()。並判斷該反應是熵增還是熵減雖然熵增有利於反應的自發進行，但是與反應焓變一樣，不能僅用熵變作為反應自發性的判據。例如SO2(g)氧化為SO3(g)的反應在298.15K、標准態下是一個自發反應，但其<0 。又如水轉化為冰的過程，其<0，但在T < 273.15K的條件下卻是自發過程。這表明過程(或反應)的自發性不僅與焓變和熵變有關，而且還與溫度條件有關。（3） 化學反應的吉布斯自由能變──熱化學反應方向的判據 為了確定一個過程(或反應)自發性的判據，1878年美國著名的物理化學家吉布斯(J W Gibbs，1839～1903年，圖2-1)提出一個綜合了體系焓變、熵變和溫度三者關系的新的狀態函數變數，稱為摩爾吉布斯自由能變數(簡稱自由能變)，以ΔrGm，表示。吉布斯證明：在等溫、等壓條件下，摩爾吉布斯自由能變與摩爾反應焓變(ΔrHm)、摩爾反應熵變(ΔrSm)、溫度(T )之間有如下關系(推導從略)： ΔrGm ＝ ΔrHm - TΔrSm (2.1.2) 式(2.1.2)稱為吉布斯公式。吉布斯提出：在等溫、等壓的封閉體系內，不作非體積功的前提下，ΔrGm可作為熱化學反應自發過程的判據。即 亦即等溫、等壓的封閉體系內，不作非體積功的前提下，任何自發過程總是朝著吉布斯自由能(G)減小的方向進行。ΔrGm ＝0 時，反應達平衡，體系的G降低到最小值。此即為著名的最小自由能原理。由式(2.1.2)可以看出，在等溫、等壓下，ΔrGm 值取決於：ΔrHm 、ΔrSm 和 T 。按ΔrHm 、ΔrSm 的符號及溫度(T )對化學反應ΔrGm的影響，可歸納為以下四種情況。見表2－1。 表1 等壓條件下ΔrHm、ΔrSm及T 對ΔrGm及反應方向的影響各種情況 ΔrHm 的符號 ΔrSm 的符號 ΔrGm的符號 反應情況 1 （-） （+） （-） 任何溫度下均為自發反應 2 （+） （-） （+） 任何溫度下均為非自發反應 3 （+） （+） 常溫（+） 常溫下為非自發反應 高溫（-） 高溫下為自發反應 4 （-） （-） 常溫（+） 常溫下為自發反應 高溫（-） 高溫下為非自發反應

④ 化學反應焓變的測定 思考答案

1 反應的△H是針對反應中所有物質而言的，是對一個確定反應過程而言的，與參與反應的物質的量也有關，對反應物與生成物的狀態也有關，是所有物質在反應前後U+PV的代數和。
2 如果是理想氣體的話，等壓過程的△U和△H是相等的，等容過程△U與△Q是相等的。
（如果樓主需要推導過程，請追問，因為比較麻煩，符號不好打，全是微積分）

⑤ 化學反應焓變的測定的實驗成敗的關鍵是什麼

這個我不知道你測的是哪個反應的焓變，沒法具體解釋。但是，測焓變實驗中，一個物質過量是為了保證另一個用於計算的物質能夠完全反應。比如氫氧化鈉和鹽酸反應測焓變（也就是測中和熱的實驗），可以用固定的氫氧化鈉量而鹽酸過量，以保證氫氧化鈉完全反應。因為最後計算時，反應熱與測出的熱量變化之間的關系與用於計算的物質的用量是相關的。

⑥ 化學反應焓變的測定中,為什麼保溫杯要保持乾燥，潔凈

既然是化學測定實驗務必要追求

准確度和精密度，即最小的誤差

和偏差，所得到的結果才能令人

信服，但絕對的准確是沒有的。

所以焓變測定中要盡可能地排除

不必要的干擾即引起誤差的因素，

焓變是熱效應，物質的質量要用

精度高的天平稱量，雜質要排除

即保溫杯務必干凈和乾燥，讀數

要准確，這樣才能得到小誤差的

數據。

⑦ 高二化學 反應熱的計算 需要注意哪些問題

反應式要正確 狀態 還有焓變

⑧ 化學反應摩爾焓變的測定思考題答案

2）最高溫度和最低溫度只能代表溫度的極值，卻不能表示其中間過程。 作圖時應注意拐點！
3）可以根據中和熱測定的裝置測啊，誤差分析：要多次測量取平均值。

⑨ 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

⑩ 化學反應中的焓變

物質 是由分子構成的 ，分子是原子組成的 ，原子要構成分子 就要成化學鍵， 成化學鍵，就需要能量 這能 試試鍵能。
能量 泛指指的一切能量。在化學反應中指的 是分子能。
△H=H(生成物)-H(反應物) H是焓 指的就是這種能量。 焓變說得就是能量的變化
比如A生成物 有100J 之後 反應物 有80J 能量變化就是 焓變 值20J
再比如A生成物 有100000J之後 反應物 有99980 能量變化就是 焓變 值20J
和鍵能是 一樣的比如A生成物 有100J 之後 反應物 有80J 但是比如A的物質鍵能是50J B物質鍵能 30J 焓變還是20J 他說的就是鍵能能量的變化。
這就好比上面說的A物質 有鍵能50J 其他能50J B物質 有鍵能30j 其他能也有50J
和其他的能量沒關系 就是鍵能的改變 但是 假如就改變鍵能 ，其他能不變
就可以是△H=反應物鍵能-生成物鍵能