化學反應過程的U怎麼求

1. 化學反應熱怎麼求，是不是焓

反應熱,通常是指：當一個化學反應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.
通常有兩種：等容反應熱和等壓反應熱.等容過程反應的宏磨物熱效應(Qv)等於反應的內能變化(ΔU)；等壓過程反應的熱效應(Qp)等於反應的焓變(ΔH).
焓變是指系統發生一個過程的焓的增量.
體系的等壓反應熱就等於焓變.
化學反應熱有多種形式，如：生成蔽液熱、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」。
焓（hán）變(Enthalpy changes)即物體焓的變化量。焓是物體的一個熱力學能狀態函數，即熱函：一個系統游指中的熱力作用，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.)。

2. 化學中的U是什麼意思

U是內能，Q是熱，H是焓，最後一個等式後的那個是焓變

3. 2、反應2N2 (g) + O2 (g)→2N2O (g)在298 K 時，ΔH為164.0 kJ•mol-1，則反應的ΔU = 求計算過程

反應過程中，分子數變化 △n = 2 - (2+1) = -1
△H = △U + △nRT
所以 △U = △H - △nRT = 164 - (-1)*8.314*298/1000 = 166.5 kJ/mol

注意！本題並不嚴謹，題目中△Hm的單位才是kJ/mol，△H的單位應該是kJ。

△rHm：反應的摩爾焓變（摩爾反應熱），單位kJ/mol，
△rH：反應的焓變（反逗豎搜纖野應熱），單位是山歷kJ。
△rUm、△rU也有類似的情況。

4. 可逆相變過程中△U怎麼求

可逆相變過程中△U求法：

對於理想氣體在沒有相變沒有化學變化時ΔG=ΔH-Δ(TS)、ΔF=ΔU-Δ(TS)，而理想氣體等溫過程的ΔH=0，ΔU=0。 所以二者相等是正確的但是△G=0成立的條件是等溫等壓可逆相變物理化學中公式都是有適用條件的，條件合適才能用。

含義

兩相之間在一定溫度時的相平衡壓力下發生的相變化。即發生在此溫度下此物質的飽和蒸汽壓下的相變，即恆溫恆壓條件下的物理相變。在這種狀態下，物質相變不會使環境造成變化（不會放熱給環境），故而可逆。

5. 化學反應中如何判斷u和零的大小比較

dV=0,所以W=0.因為溫度是冷卻過程 所以U小於0.因為恆容過程,內能變化等於熱量,U=Q,Q小於0,放熱.S等於nRln(T2/T1)因為放熱過程T2大於T1 那麼S肯定是大於0的就是不可逆過程.
你沒有說清楚是不是恆容,按恆容考慮,絕熱Q=0,恆容W=0.熱力學第一定律U=0.
H=U+PV.U=0 P增大,V不便 H大於0.
如果是恆壓,Q=0,W小於0系統對外作用.U=W,U小於0.系統內能變小.恆壓過程恆壓熱等於焓變.Q=0 H也等於0.

6. 那麼在大學的熱化學中U和H有什麼區別呢

U：內能，通常指熱力學系統，即大量分子構成的宏觀物質系統的熱運動能量。其中包括系統內部所有分子的無規則運動動能和分子間相互作用勢能。

廣義地說，內能是系統內部一切運動形式的能量總和。其中包括的能量形式有：分子無規則運動動能、分子間相互作用勢能、分子內部以及原子核內部各種能量形式。

在恆壓下，U=Q-p△V
則U1-U2=Q-p(V1-V2)
即Q=(U1+pV1)-(U2+V2)

H，焓，它的定義式為：H=U+PV0

即一個體系的內能與體系的體積和外界施加於體系的壓強的乘積之和，但要注意這里壓力與體積的乘積PV不是體積功。

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熱化學是物理化學的一個分科。研究物理和化學變化過程中熱效應的規律。以熱力學第一定律為基礎。以在卡計中直接測量熱效應為重要實驗方法。熱化學的數據（如燃燒熱、生成熱等）在熱力學計算、工程設計和科學研究、安全工程等方面都具有廣泛的應用。

是自然界的一條普遍規律，它是人們在生產實踐和科學實驗的基礎上總結出來的，它又叫做，恩格斯將它譽為19世紀自然科學中具有決定意義的三大發現之一。

這個定律的主要內容是：能量有各種不同的形式，能從一種形式轉化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，而在轉化和傳遞中，能量的數值保持不變。把熱力學第一定律具體運用到化學反應上，用實驗測定和計算化學反應的熱量，研究這方面問題的科學稱為熱化學。

7. 反應熱和放出熱量怎麼計算

反應熱計算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB

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。

化學反應的特點是有新物質生成，新物質和反應物的總能量是不同的，這是因為各物質所具有的能量是不同的（化學反應的實質就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵的生成，而舊化學鍵斷裂所吸收的能量與新化學鍵所釋放的能量不同導致發生了能量的變化）。

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反應熱△H與測定條件（如溫度、壓強等）有關。所以書寫熱化學反應方程式的時候，應該注意標明△H的測定條件。

必須標注物質的聚集狀態（s(固體）、l（液體）、g（氣體）溶液（aq）才能完整的書寫出熱化圓族帶學反應方程式的橘蘆意義。方程式中不用「↑」、「↓」、「→」這些符號，而用"="來表示。

ΔH是弱酸與強鹼中和反應總的熱效應，它包括中和熱和解離熱兩部分。根據蓋斯定律可知，如果測得這一反應中的熱效應ΔH以及ΔH中和，就可以通過計算求出弱酸的解離熱ΔH解離。

焓變在數值上等於等溫等壓熱效應，這只是焓變的度量方法，並不是說反應不在等壓下發生，或者同一反應被做成燃料電池放出電能，焓變就不存在了，因為焓變是狀態函數，只要發生反應，同樣多的穗租反應物在同一溫度和壓力下反應生成同樣多的產物，用同一化學方程式表達時，焓變的數值是不變的。

另外，我們在反應焓的符號方面加上反應的溫度條件，是因為溫度不同，焓變數值不同。但實驗事實告訴我們，反映焓變隨溫度的變化並不太大，當溫度相差不大時，可近似地看作反應焓不隨溫度變，以下內容只作這種近似處理，不考慮焓變隨溫度的變化。

實驗和熱力學理論都可以證明：反應在不同壓力下發生，焓變不同！但當壓力改變不大時，不作精確計算時，這種差異可忽略，可借用標准態數據。以下內容均作這種近似處理。

8. 酶活力計算公式(u)

酶活力是指酶催化反應中單位時間內產生的反應物量，通常以單位時首散段間內反應物的濃度變化量來表示。酶活力可以用數學公式來計算，其公式如下：酶活力=反應物濃度變化量/單位時間

其中，反應物濃度變化量是指反應物濃度在單位時間內的減少量，可以通過實驗測定反應前後的反應物濃度來得出。

在實際應用中，酶活力計算需要考慮多種因素，例如反應物濃度、溫度、pH值、酶濃度等因素。因此，在進行酶活力計算時，需要根據實驗條件和實驗目的進行具體的調整和修正。

除此之外，還需要注意酶活力計算的誤差來源，例如儀器誤差、樣品處理誤差、實驗環境誤差等，需要通過實驗重復性和精密度的檢驗來降低誤差，確保酶活力計掘宏算結果的可靠性和准確性。

總之，酶活力是一種者譽重要的生物化學指標，可以用於評估酶的催化作用和酶在生物過程中的作用機制。在酶活力計算時，需要根據實驗條件和實驗目的進行具體的調整和修正，同時注意誤差來源，確保酶活力計算結果的可靠性和准確性。

9. 計算反應熱的所有方法

反應熱計算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB

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。

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公式的意義

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。

我們之所以要定義焓這個函數，其原因是由於其變化量是可以測定的（等於等溫等壓過程不做其它功時的熱效應），具有實際應用的價值。這樣處理，包含著熱力學的一個重要思想方法：在一定條件下發生一個熱力學過程顯現的物理量，可以用某個狀態函數的的變化量來度量。QV=△U、Qp，都是這種思想方法的具體體現。在隨後的討論中，這種思想方法還將體現。

應當指出，拆悉焓變在數值上等於等溫等壓熱效應，這只是焓變的度量方法，並不是說反應旦困不在等壓下發生，或者同一反應被做成燃料電池放出電能，焓變就不存在了，因為焓變是狀態函數，只要發生反應，同樣多的反應物模御念在同一溫度和壓力下反應生成同樣多的產物，用同一化學方程式表達時，焓變的數值是不變的。