化學反應放熱多H怎麼變

1. 化學反應中的ΔH會變么什麼時候會變

會變, ΔH 就余橋是化學反應前後的能量差拆如.(每個化旅毀啟學反應都伴隨能量的變化).

2. 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。

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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

3. 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。

4. 熱化學方程式的書寫及焓變的5種計算方法

書寫和應用熱化學方程式時必須注意以下幾點：
（1）反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強（25℃、101kPa時，可以不註明）
（2）各物質化學式右側用圓括弧（）表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態時，還需將晶態註明，例如S（斜方），S（單斜），C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應物質，則須註明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表無限稀釋水溶液。
（3）熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量，不表示物質分子個數或原子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。
（4）△H只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則△H為「-」；若為吸熱反應，則△H為「+」。其單位一般為kJ/mol。同一化學反應，若化學計量數不同時△H的值不同。若化學計量數相同，當反應物、生成物狀態不同時，△H的值也不同。
（5）熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由於△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。
（6）不標「↑」或「↓」
（7）熱化學方程式一般不需要寫反應條件，例如：△（加熱），因為聚集狀態已標出。
（8）有機熱化學方程式用「=」，不用「→」。
計算方法：
1、 焓的定義式(物理意義)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;
2、焓變是生成物與反應物的焓值差。ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。ΔH=ΔU+Δ(pV)
3、末態(生成物)能量減初態(反應物)能量
4、蓋斯定律

5. 化學反應吸放熱h正負

任何化學反應都是遵循能量守恆定律的.
H的變化是相對於一個化學反應本身來說的,H的變化小於0代表這個反應本身往外放出能量,也就是放熱.反之就是吸熱
放熱的話,系統肯定能量減少.因為能量釋放到環境中去了.但是總能量還是守恆的.吸能也一樣,吸收李歲的能量用於提高了系統自身的溫度.出現這種情況是因為系統不是孤立系統.以後會學到的,現階段不必要研究那麼多.
熱學系統一般分三種：開州耐放系統,可以與環境交換物質和能量.
封閉系統,只能和環境交換能量,不能交換物質.
孤立系統,與環境什麼都不能交換.
在現實中孤立系統是不存在的,只是一種理想冊擾春系統.
好好看書上的解釋,會理解的,這是熱學部分最簡單的知識了.

6. 對於一個放熱反應,溫度升高,焓變和熵變如何變化

熵變增加，但焓變不一定。要根據反應是放熱還是吸熱

7. 為什麼在放熱反應中，放熱越多，得他H越小

為什麼在放熱反應中，放熱越多，得他H越小
: ▷H=Q(生旁森成物)-Q(反應物),放熱反應的▷H為負值,生成桐啟搭物的能量局拿小於反應物的能量,越小正說明放熱越多