化學熱效應Q怎麼求

㈠ 高中化學反應熱的計算

高中化學反應熱的計算有：根據熱化學方程式計算、根據反應物和生成物的能量計算、根據燃燒熱計算、根據反應物和生成物的鍵能計算、根據蓋斯定律計算五種方法。

一、根據熱化學方程式計算

若題目給出了熱化學方程式，可以把ΔH看成方程式內的一項進行處理，反應熱與反應物中各物質的物質的量成正比；若沒有給出熱化學方程式，則先寫出熱化學方程式，再計算反應熱。

二、根據反應物和生成物的能量計算

公式：△H＝生成物總能量－反應物總能量

五、根據蓋斯定律計算

1、找出目標熱化學方程式中未出現的而已知熱化學方程式中出現的中間物質。

2、給找出的中間物質配系數，使其在不同的已知熱化學方程式中化學計量數保持一致。

3、將配好系數的熱化學方程式進行相加或相減，以消去找出的中間物質。

4、依據消去中間物質的方式將ΔH進行相加或相減即可數出目標熱化學方程式的反應熱。

㈡ 反應熱的常用計算方法是什麼

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=生成物總能量-反應物的總能量。 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，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，與反應途徑無關。

㈢ 化學變化的熱效應計算方法有哪些

(1)熱化學方程式中化學計量數之比等於各物質物質的量之比；還等於反應熱之比。

(2)熱化學方程式之間可以進行加減運算。

計算方法匯總
1、根據實驗測得熱量的數據求算

反應熱的定義表明：反應熱是指化學反應過程中放出或吸收的熱量，可以通過實驗直接測定。
2、根據物質能量的變化求算

根據能量守恆，反應熱等於生成物具有的總能量與反應物具有的總能量的差值。當E1(反應物)＞E2(生成物)時，△H＜0，是放熱反應；反之，是吸熱反應。

△H＝ΣE生成物－ΣE反應物。該方法只能用於定性判斷一個反應是放熱還是吸熱，因為物質的絕對能量是測不到的。
3、根據反應實質鍵能的大小求算
化學反應的實質是舊鍵的斷裂和新鍵的生成，其中舊鍵的斷裂要吸收能量，新鍵的生成要放出能量，由此得出化學反應的熱效應(反應熱)和鍵能的關系：
△H ＝E1(反應物的鍵能總和)-E2(生成物的鍵能總和)

4、根據熱化學方程式求算

熱化學方程式中表明了化學反應中能量的變化。△H的大小與方程式中物質的系數大小成正比 。
5、根據蓋斯定律的規律求算

蓋斯定律是熱化學中一個相當有實用價值的定律。其內容是不管化學反應過程是一步完成還是分幾步完成，總過程的熱效應是相同的，即一步完成的反應熱等於分幾步完成的反應熱之和。利用這一規律，可以從已經測定的反應的熱效應來計算難於測量或不能測量反應的熱效應，它是間接求算反應熱的常用方法。

具體計算方法是：通過熱化學方程式的疊加，進行△H的加減運算。

㈣ 化學反應的熱效應

熱效應概述：指物質系統在物理的或化學的等溫過程中只做膨脹功的時所吸收或放出的熱量。

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或芹慧喚吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前後溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

Q=-C(T2-T1)

式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應後體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)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)。

(3)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。

(4)反應焓變與熱嫌凱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH後註明反應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

3、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碧攔的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)]

㈤ 化學中K、Q的計算公式及相關的平衡變化

1、K：化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，也不考慮反應物起始濃度大小，最後都達到平衡。

這時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積與各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積的比值是個常數，用K表示，這個常數叫化學平衡常數。平衡常數一般有濃度平衡常數和壓強平衡常數。

對於一般可逆反應mA+nB⇋pC+qD

K=( (C)^p * (D)^q )/( (A)^m * (B)^n )；其中：(A)、(B)、(C)、(D)等表示 物質A、B、C、D的平衡時的濃度。

2、Q：濃度商，表示反應進程。任意時刻都有濃度商Q，但僅平衡時為K。

計算公式與K相同，式中(A)、(B)、(C)、(D)等表示 物質A、B、C、D在該時刻下的濃度。

可以利用K值做標准，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。

Q<K：反應向正反應方向進行；Q=K：反應處於平衡狀態；Q>K：反應向逆反應方向進行。

(5)化學熱效應Q怎麼求擴展閱讀

一、化學平衡常數K的應用

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。

2、利用K值可判斷反應的熱效應

若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應。

二、影響因素

在中學階段，通常認為化學平衡常數只與溫度有關，吸熱反應平衡常數隨溫度升高而增大，放熱反應則相反。但是嚴格說來，化學反應平衡常數是溫度與壓力的函數，對於不同的化學平衡常數，其情況也有所不同。

在氣相反應中，所有的標准平衡常數都只是溫度的函數。如果氣體是理想氣體，那麼此時其經驗平衡常數也只是溫度的函數。但對於非理想氣體，平衡常數受溫度和壓力的共同影響。

理論上，只要有凝聚相（固體或者液體）參與的反應，都是溫度和壓力的函數。但是，在壓力變化范圍不大的情況下，可以忽略壓力對凝聚相體積變化的影響，即可以忽略壓力對平衡常數的影響。

㈥ 熱效應的化學反應

當系統發生了化學變化之後，系統的溫度回到反應前始態的溫度，系統放出或吸收的熱量，稱為該反應的熱效應。研究化學反應中熱與其他能量變化的定量關系的學科叫做熱化學。
熱效應可以如下測定：使物質在熱量計中作絕熱變化，從熱量計的溫度改變，可以計算出應從熱量計中取出或加多少熱才能恢復到始態的溫度，所得結果就是等溫變化中的熱效應。
任何物質總是和它周圍的其他物質相聯系著的，為了科學研究的需要，尤其在考慮諸如熱化學這方面的內容時，必須規定待研究頃梁物質的范圍，也就是要把被研究的對象和周圍的物質隔離開來。這種被研究的對象叫做系統，系統以外的周圍物質叫做環境。
系統可以通過一個邊界（范圍）與它的環境區分開來；這個邊界可以是具體的，也可以是假想的。例如，在一隻容器里研究硫酸與氫氧化鈉在水溶液中的反應，通常就把含有硫酸和氫氧化鈉的水溶液作為系統，而溶液以外的周圍物質如容器、溶液上方的空氣等作為環境。顯然，這系統與環境是通過溶液的界面這個具體的邊界區分開來的，如果用鋅來代替氫氧化鈉，鋅將會與稀硫酸反應產生氫氣，逸出液面而擴散到空氣中。若該容器是完全密閉的，則可以將密閉在容器中的空氣以及產生的氫氣包括在系統內，該系統還是可以有具體的邊界與環境區分開。若該容器不是密閉的，則系統與環境的邊界只能是假想的。 硫酸與氫氧化鈉在水溶液中發生中和反應，會放出熱，使水溶液的溫度升高。如果該容器是完全密閉且絕熱的，又假設在容器中只有此水溶液而無空氣，則一定量的硫酸和氫氧化鈉將會由於反應而放出一定的熱量，將被溶液所吸收而使溶液的溫度升緩稿高至某一定值，即反應所放出的熱量等於溶液所吸收的熱量。可用下式表示：
Q=-cs·ms·（T2 －T1）
=-cs·ms·△T=-Cs·△T（1.1）
式中，q表示一定量反應物在給定條件下的反應熱效應；cs表示溶液的比雀哪運熱容；ms表示溶液的質量；Cs表示溶液的熱容，Cs=cs·ms；△T表示溶液終態溫度T2與始態溫度T1之差。對於反應熱q，負號表示放熱，正號表示吸熱。
比熱容c的定義是熱容C除以質量，即c=C/m，國際單位制（簡稱SI）基本單位為J· Kg-1·K-1，常用單位為J·g-1·K-1。熱容C的定義是系統吸收的微小熱量δq除以溫度升高dT，即C=δq/dT，熱容的SI基本單位為J·K-1。 上述反應熱的測量較簡單，因為反應在水溶液中進行，反應本身不涉及氣體，而且放出的熱量不怎麼大，可以全部被溶液所吸收。對於涉及氣體的反應，或者對於反應熱很大，會使系統達到高溫的反應，例如燃料的燃燒，情況就較復雜。這不僅需要特製的能夠耐高壓的密閉容器，而且還要另有能夠吸收熱量的介質，如水等。常用的有彈式熱量計，其主要儀器系一厚壁鋼制可密閉的容器叫做鋼彈。
測量反應熱時，將已知質量的反應物（固態或液態，若需通入氧氣使其氧化或燃燒，氧氣按儀器說明書充到一定的壓力）全部裝入該鋼彈內，密封後將鋼彈安放在一金屬（鋼質）容器中，然後往此金屬容器內加入足夠的已知質量的水，將鋼彈淹沒在金屬容器的水中，並應與環境絕熱（圖1.1中在金屬容器與環境之間有一絕熱外套）。精確測定系統的起始溫度T1後，用電火花引發反應，反應放出的熱，能使系統（包括鋼彈及內部物質、水和金屬容器等）的溫度升高。溫度計所示最高讀數即為系統的終態溫度T2。 彈式熱量計所吸收的熱可分為兩個部分：一部分是加入的水所吸收的，另一部分是鋼彈及內部物質和金屬容器等（簡稱鋼彈組件）所吸收的。前一部分的熱，以 q（H2O）表示，仍可按式（1.1）計算，只是溶液換成了水，且由於是吸熱，用正號表示，即
q（H2O）=c（H2O）·m（H2O）· △T=C（H2O）·△T
後一部分的熱以qb表示，鋼彈及內部物質和金屬容器等的熱容的總和簡稱鋼彈組件的總熱容，以符號Cb表示，則
qb=Cb·△T
顯然，反應所放出的熱等於水所吸收的熱和鋼彈組件所吸收的熱，從而可得：
q=－{q（H2O）+qb}
=－{C（H2O）△T+Cb·△T}=－ΣC·△T（1.2）
常用燃料如煤、天然氣、汽油等的燃燒反應熱均可按此法測得。

㈦ 熱效應的計算公式

熱效應的計算公式：Q=I2Rt，I是指通過導體的電流，單位是安培(A)；R是指導體的電阻，單位是歐姆；t是指電流通過導體的時間，單位是秒(S)；宴虛租Q是指電流在電阻上產生的譽磨熱量，單位是焦(J)。
當電流通過電阻時，電流做功而消耗電能，產生了熱量，這種現象叫做電流的熱效應。實踐證明，電流通過導體所產生的熱量和晌兆電流的平方，導體本身的電阻值以及電流通過的時間成正比。這是英國科學家焦耳和俄國科學家楞次得出的結論，被人稱作焦耳楞次定律。

㈧ 化學反應熱計算公式

反應熱的正確公式為Q=cm△t。

式中各物理量的單位如下：熱量Q：焦耳 （ J ）比熱容C：焦耳/千克℃ （ J/kg℃ ）質量m：千克 （ kg ）升高（或降低）的溫度△t：攝氏度（ ℃ ）。

，這是一個固定的值強酸跟強鹼發生中和反應生成1 mol液態水時的反應熱叫做中和熱H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)；△H =-57.3kJ/mol。

(8)化學熱效應Q怎麼求擴展閱讀

通過蓋斯定律可以計算出一些不能直接測量的反應的反應熱

例：

已知：

①C(s)+O2(g)= CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol

②CO(g)+1/2O2(g)= CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol

求：C(s)+1/2O2(g)= CO (g) 的反應熱△H3

㈨ 反應熱的計算

反應熱的計算：

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。衫散

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鉛脊算反應熱：

△H=生成物總能量-反應物的總能量。

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：

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槐塌滲完成時的反應熱相同。

㈩ 反應熱的常用計算方法是什麼

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。

(10)化學熱效應Q怎麼求擴展閱讀

直供系統或間供系統的二級管網，也都存在著運行溫差過小的問題。用戶的室內採暖系統一般按供回水溫差25℃設計，但實際運行的溫差都在20℃以下，有的甚至只有10℃左右。

因此存在著大量電能浪費問題。二級管網和室內採暖系統的節能潛力也很大。

能耗的降低是多方面的，溫差的提高勢必會管道輸送損耗。