化學選修四焓變怎麼計算

『壹』 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。

『貳』 大學怎麼計算反應焓變

反應焓變計算的主要依據是熱化學方程式、蓋斯定律等相關數據。

化學反應的熱效應只與始態、終態有關，與反應過程無關，反應熱總值一定。如圖1表示始態到終態的反應熱，則△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5。

化學反應遵循質量守恆和能量守恆。在指定的狀態下，各種物質的焓值都是確定，因此反應不論是一步完成，還是分步完成，最初的反應物和最終的產物都是一樣的。反應物和反應產物的焓的差值都是一樣的。

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。

『叄』 焓變的計算公式

焓的定義式：(焓沒有實際的物理意義，但是它有操作意義。)是這樣的：H=U+pV（焓=流動內能+推動功）ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。公式為：ΔH=ΔU+Δ(pV)。

公式

焓

焓是一個狀態函數，也就是說，系統的狀態一定，焓的值就確定。

焓的定義式(焓沒有實際的物理意義，但是它有操作意義。)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，即系統內部的所有能量；p是系統的壓強，V是系統的體積。

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。

蓋斯定律

蓋斯定律換句話說，化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關，而這可以看出，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。盡管蓋斯定律出現在熱力學第一定律提出前，但亦可通過熱力學第一定律推導出。

『肆』 高二化學關於焓變的計算

我們把第一個式子的順序調換一下，此時△H1=-234.1kJ/mol；再把第二個式子的所有項都乘以3/2，此時△H2=-393.5*3/2=-590.25kJ/mol；
再把兩個式子相加就得到所求的式子了，所以焓變△H=△H1+△H2=-234.1-590.25=-824.4kJ/mol，所以答案是A。
謝謝採納！

『伍』 焓變怎麼計算

因為焓是狀態函數，狀態函數的特點是只與初終態有關。
所以，一個未知反應的焓變可以根據已知焓變進行計算，比如：
已知反應的焓變有：生成焓，燃燒焓，水合焓，鍵焓等等，利用這些已知的反應焓變可以估算一個未知的反應焓來。
如：
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
這些標准生成焓變在物理化學手冊上可以查到。

『陸』 化學選修四中焓變的數是怎麼算出來的

樓上細川正解溫度相同是一個情況不同就變成大題了需要查閱數據考試中是難於考查的
焓的定義式是這樣的：h=u+pv
其中u表示熱力學能，也稱為內能，即系統內部的所有能量
p是系統的壓力，v是系統的體積
δh(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量
δh=δu+δ（pv）
焓是狀態函數。數值與途徑無關。與反應物生成物的狀態有關。溫度不同焓變數值不同。
標准摩爾反應焓就是這樣定義的。一般等於反應熱。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。
吸放熱是在變化過程中發生的。這個「使生成物的溫度回到反應物的起始溫度"是需要從環境中吸放熱的。你可以理解成從反應後的溫度，又從環境中吸放熱到與初始相同的溫度，還是因為焓是狀態函數，與途徑無關，所以可以這樣假設。也就是可以通過設計途徑求得的。
這回說明白了么？

『柒』 焓變計算公式

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。

它表明恆容過程的熱等於系統熱力學能的變化，也就是說，只要確定了過程恆容和不做體積功的特點，Q就只決定於系統的初末狀態。

在敞口容器中進行的化學反應就是恆壓過程。所謂恆壓是指系統的壓強p等於環境壓強p外，並保持恆定不變，即p=p外=常數。由於過程恆壓和只做體積功。

(7)化學選修四焓變怎麼計算擴展閱讀：

既然組成物體的分子不停地做無規則運動，那麼，像一切運動著的物體一樣，做熱運動的分子也具有動能。個別分子的運動現象（速度大小和方向）是偶然的，但從大量分子整體來看，在一定條件下，它們遵循著一定的統計規律，與熱運動有關的宏觀量——溫度。

就是大量分子熱運動的統計平均值。分子動能與溫度有關，溫度越高，分子的平均動能就越大，反之越小。所以從分子動理論的角度看，溫度是物體分子熱運動的平均動能的標志。

『捌』 求焓變四種方法

求焓變有以下幾種方法：
1 由各個物質的摩爾生成焓求反應焓
△H=ΣμH （此處說明以下，因為符號打不出來，μ為各個物質在確定的反應中的系數，生成物為正反應物為負。H為標准狀況下各個物質的摩爾生成焓，，穩定單質298.15K此值為0，文字敘述：標准狀態下的反應焓變等於各個生成物的摩爾生成焓與系數的成績減去各個反應物的摩爾生成焓與系數的乘積。）
2 由燃燒焓計算反應焓
△H=-Σμ△H（此處注意負號，右側△H為各個物質的摩爾燃燒焓，μ仍然為各個物質的系數。總體文字敘述是：標准狀態下的反應熱等於反應物的燃燒焓減去生成物的燃燒焓）
3 基希霍夫公式
△H(T2)=△H（T1）+∫△CdT（此式是已知T1溫度下的摩爾反應焓求T2溫度下的摩爾反應焓，積分區間是從T1到T2，C為恆壓熱容。此式僅限參與反應的各個物質均不發生相變才能使用）希望我的回答能夠幫到你。

『玖』 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。

(9)化學選修四焓變怎麼計算擴展閱讀：

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。