物理化學焓怎麼求

A. 焓變計算公式

1、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。

2、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。

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。

(1)物理化學焓怎麼求擴展閱讀

（1）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。

（2）正、逆反應的反應熱焓變的數值相等，符號相反。

（3）熱化學方程式與數學上的方程式相似，可以移項同時改變正負號，各項的系數包括ΔH的數值可以同時擴大或縮小相同的倍數。

（4）多個熱化學方程式可以相加或相減，ΔH也進行相應的相加或相減，得到一個新的熱化學方程式。

（5）熱化學方程式中的反應焓變是指反應按照所給形式進行完全時的反應焓變。

B. 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。

(2)物理化學焓怎麼求擴展閱讀：

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。

C. 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。

D. 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？

E. 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。

(5)物理化學焓怎麼求擴展閱讀：

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。

F. △h三個計算公式是什麼

△h三個計算公式：

△h=ΔU+pΔV。

△h在等壓且只做體積功條件下△h=Q。

△h=∑E（生成物）－∑E（反應物），其中∑E表示物質具有的總能量等。

△h是化學反應焓變，焓是物體的一個熱力學能狀態函數，焓變即物體焓的變化量。在恆溫恆壓的條件下，化學反應過程中吸收或放出的熱量稱為反應熱，用△h表示，單位kJ·mol-1。

△h的物理意義：

可以理解為恆壓和體積功為零的特殊條件下，Q=ΔH，即反應的熱量變化。因為只有在此條件下，焓才表現出它的特性。例如恆壓下對物質加熱，則物質吸熱後溫度升高，ΔH>0，所以物質在高溫時的焓大於它在低溫時的焓。又如對於恆壓下的放熱化學反應，ΔH<0，所以生成物的焓小於反應物的焓。

在化學反應中，因為H是狀態函數，所以只有當產物和反應物的狀態確定後，ΔH才有定值。

在發生化學反應時,首先要吸收能量,使反應物的化學鍵破壞,這一過程需要吸收反應物鍵能那麼多的能量.然後再形成新的化學鍵,這一過程是釋放能量的,釋放的能量為生成物的鍵能。

所以當△H小於0,是一個放熱過程,吸收的能量小於釋放的能量。

反之就是△H大於0,就是吸熱過程。