熱化學上的G怎麼算

1. 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。

(1)熱化學上的G怎麼算擴展閱讀

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

2. 熱力學中e和g怎麼換算

你說的熱力學中的G是屬於化學熱力學，而E它是屬於物理熱前凱力學里凱乎面的。
這兩者是不在一個線上的。是不可以進行換算的。
換算要在相同的一個范圍內，兩者同屬於同性質東西，也就是說本源相同 。

但是如果是△G和E，也就是可逆電池電動勢E與電池反應的熱力學函數△G，他們之間是有聯系的，現盯悔悉在也有很多人在研究。
在恆溫恆壓下電池進行可逆過程所作的最大有用電動nFE等於電池反應體系自由能的減少-△G,因此可把電池電動勢歸入熱力學中,並建立了-△G=nFE這一聯系。
這兩個是有聯系的，換算關系就現在研究而言大概就如上面闡釋的那樣。

3. 請問化學反應的熱力學數據怎麼計算呀

△G=△H-T*△S，吉布斯自由能小於零時反應才能發生，令其等於零則 T=△H/△S 即反應的最小溫度為焓變值除於熵變值。 詳細參看物理化學教科書。

4. 高二熱化學反應方程式熱量計算，例如：co（g）+h2o（g）=co2（g）+h2（g），熱量=-41KJ\mol。 是用哪個

你好，你說的這個【熱量】，其實就是△H吧？

co（g）+h2o（g）=co2（g）+h2（g） △H=-41KJ/mol，這個41KJ是進行式子中的反應所放出的熱量，也就是這個反應釋放的熱量。並不需要用哪個分子質量去乘的~

希望能夠幫助到你~
如有疑惑，歡迎追問

5. 熱化學方程式生成物和反應物的g和1是什麼

g-gas=氣體
l-liquid=液體
s-solid=固體

6. 反應熱的單位

反應熱KJ/mol不是對反應物而言，不是指每摩爾反應物可以放熱多少千焦，而是對整個反應而言，是指按照所給的化學反應式的計量系數完成反應時，每摩爾反應所產生的熱效應。實際上，這里的灶戚摩爾不是反應物的單位，是反應進度的單位。反應進度是表示反應完成程度的物理量。反應熱kJ/mol是指反應進度為1摩爾時的反應熱效應。
化學反應式寫法不同，則計量的基本單元不同，對同一實驗過程的熱效應進行描述時，所得的反應進度不同，但熱效應數值是相等的。
例：反應1：C（石墨）+O2（g）=CO2（g） 反應熱1 = -a kJ/mol
反應2：2C（石墨）+2O2（g）=2CO2（g）反應熱2=- 2a kJ/mol
按反應1完成反應時，每摩爾反應（1摩爾石墨與1摩爾氧氣完全反應，生成1摩爾二氧化碳）放熱a千焦；按反應2完成反應時，每摩爾反應（2摩爾石墨與2摩爾氧氣完全反應，生成2摩爾二氧化碳）放熱2a千焦。
假設有2摩爾石墨完全燃燒，
按反應1描述，則完成了2摩爾反應，反應進度=2摩爾，所以放熱 =2mol*a kJ/mol=2akJ；
按反應2描述，則反應進度=1摩爾，完成了1摩爾反應，所以放熱 =1mol*2akJ/mol=2akJ。
「反應熱△H的單位」在過去的高中化學教科書中一直用「kJ」，而現行新版的高中化學教科書第三冊（人教社2003版，下稱新版教科書） 中卻改為「kJ/mol」，當然同樣要求「在書寫熱化學方程式時△H要與之相對應」。但新版教科書對「反應熱△H的單位用kJ/mol」未作任何解釋。
我們查閱了相關文獻，如北京師大五院校合編的《無機化學》（高等教育出版社1996版宴辯慧）第253頁上的解釋是：這里的反應熱△H就是摩爾焓變（298K、101kPa時，下同），表示某反應按給定的反應方程式進行1mol反應，即ξ=1mol時的焓變。因反應進度ξ的量綱是mol，故△H的單位是kJ/mol。
還有與新版教科書配套的人教社版教師教學參考書（第三冊）第40頁上的解釋：
△H的單位用kJ/mol。焓是容量性質，△H的大小與物質的量成正比。在書寫反應化學方程式時須注意焓變值應該與一定的反應式相對應（如在298K）。
H2(g) + 1/2 O2 (g) ═ H2O(l) △H= -286 kJ/mol
而 2 H2(g) + O2 (g) ═ 2H2O(l) △H= -572 kJ/mol
在此mol -1 已不是指1 mol H2或1mol O2 ，而是指「1mol反應」。所謂1mol反應可以是1 mol H2和1/2 mol O2起反應，也可以是2 mol H2和1mol O2起反應，前者放熱286 kJ，後者放熱572 kJ。這種單位表示方法是1977國際純粹與應用化學（IUPAC）物理化學分會所推薦的晌答。所以△H應和化學方程式相對應，以使「1mol反應」有明確的含義，籠統地說反應熱是多少kJ/mol容易引起誤解。
盡管上述對「反應熱△H的單位用kJ/mol」闡述得很清楚。但是過於抽象的概念著實讓高中生不得其要領，難怪乎學生們在具體運用時無所適從。
新版教科書中還有「燃燒熱」和「中和熱」兩種特殊反應熱△H的概念，第42頁上寫道：燃燒熱和中和熱不同，燃燒熱是以1mol物質完全燃燒所放出的熱量來定義的，而中和熱是以生成1mol H2O(l）所放出的熱量來定義的。因此在書寫它們的熱化學方程式時，應以燃燒1mol物質或生成1mol H2O(l）為標准來配平其餘物質的化學計量數。
受此啟發，教學中我們把反應熱△H概念的含義變通為：在對應的化學反應中，其中的一種物質的物質的量為1mol變化量時的熱量變化值。如對於合成氨反應的熱化學方程式可以有如下三種形式：
⑴ N2 (g) + 3 H2(g) ≒2 N H3(g) △H1 = -92.2 kJ/mol
⑵ 1/2 N2 (g) + 3/2 H2(g) ≒ N H3(g) △H2 = -46.1 kJ/mol
⑶ 1/3 N2 (g) + H2(g) ≒ 2/3 N H3(g) △H3 = -30.7 kJ/mol
分別可看作：⑴式的△H1表示合成氨反應中每消耗1 mol 氮氣可放出92.2kJ的熱；⑵式的△H2表示合成氨反應中每生成1 mol氨氣可放出熱量46.1 kJ的熱；⑶式的△H3表示合成氨反應中每消耗1 mol 氫氣可放出30.7 kJ的熱。三者的關系是△H1 = 2 △H2 = 3 △H3。
如此，在熱化學方程式中的化學計量數不再是任意數比了，而是至少有一種物質（反應物或產物）前面的計量數要等於1，這時的△H (kJ/mol）才是與熱化學方程式對應的確切值。當然其餘物質的計量數可以是分數或整數。
這樣學生就能正確地理解反應熱△H的單位kJ/mol了。
按照國家指令性規定，在使用「量和單位」的名稱、符號、書寫規則時都應符合《中華人民共和國國家標准GB3100～3102-93「量和單位」》（以下簡稱《國標》）的規定。《全日制普通高級中學教科書（試驗本）化學》（以下簡稱「新教材」）遵循國家的有關規定，結合中學化學教學特點，在物理量的引用上，積極貫徹「量和單位」國家標准，規范了教材中相關物理量的表述。本文就新教材里「化學反應中的能量變化」中引入熱力學函數「△H」及其由此引發的熱化學方程式的表示方法問題作一些探討。
一、新教材引入△H 的必要性和依據
在化學反應中，物質發生化學變化的同時，還伴隨有能量的變化，通常以熱能的形式表現出來，稱為反應熱。這種化學反應的熱效應（反應中吸收或放出的熱量）可用熱化學方程式來表示。在舊教材中熱化學方程式是這樣表示的：
C（固） + O2（氣） = CO2（氣） + 393.5 kJ
上式表示標准狀態（即反應體系在壓強為101kPa和溫度為25℃時的狀態）下，1mol固態碳和1mol氧氣反應生成1mol二氧化碳氣體時放出393.5kJ的熱量。這種表示方法的優點是寫法直觀，容易為學生所理解。但由於物質的化學式具有表示物種及其質量之意義，化學方程式揭示的又是物質的轉化關系，而熱化學方程式的這種表示方法把反應中物質的變化和熱量的變化用加號連在一起是欠妥的。因此，《國標》規定，熱量（Q）應當用適當的熱力學函數的變化來表示，例如用「T·△S」或「△H」表示（△S 是熵的變化，△H 是焓的變化）。
在中等化學中，一般僅研究在一定壓強（即恆壓條件）下，在敞開容器中發生的反應所放出或吸收的熱量。因此根據熱力學第一定律：系統在過程中的熱力學能（舊稱內能）變化「△U」等於傳給系統的熱量「Q」與外界對系統所作功「W」之和，即：△U = Q + W。當系統處於恆壓過程時，則有：
△U = QP + W
若系統在反應過程中只有體積功，即：W =－P(V2－V1) =－（P2V2－P1V1），則有：
△U = QP －（P2V2－P1V1)
依據焓（H）的定義：H = U+ PV ，顯然：
QP = (U2－U1)+(P2V2－P1V1)
= (U2+P2V2）－（U1+P1V1) = H2－H1 =△H
即有： QP = △H
式中「QP」叫恆壓熱，是指封閉系統不做除體積功以外的其他功時，在恆壓過程中吸收或放出的熱量。上式表明，恆壓熱等於系統焓的變化。所以，在中等化學所研究的反應范圍之內，Q = QP =△H，這就是新教材中引入△H的依據。但需注意的是，限於中等化學學生的知識水平和接受能力，教材不便引入焓的概念，而仍稱「△H」為反應熱，教學中也不必引深。
二、引入△H 後的熱化學方程式表示方法
新教材引入△H 這個物理量後，熱化學方程式的表示方法同舊教材相比發生了如下變化。
1．根據《國家標准》，在熱力學中將內能 U 改稱為熱力學能。其定義為：對於熱力學封閉系統，
△U = Q + W
式中「Q」是傳給系統的能量，「W」是對系統所作的功。Q、W都是以「系統」的能量增加為「+」來定義的。而舊教材中，Q是以「環境」的能量增加（或以「系統」的能量減少）為「+」來定義的，這樣，舊教材中熱化學方程式中反應熱的「+」、「－」所表示的意義正好與《國家標准》的規定相反。因此，引入△H以後，當反應為放熱反應時，△H為「－」或△H 0 （表明系統能量增加）。
2．在舊教材里，熱化學方程式中物質的聚集狀態用中文表示，如固、液、氣等。根據《國家標准》，應當用英文字母（取英文詞頭）表示，如「 s」代表固體（solid）、「l」代表液體（liquid）、「g」代表氣體（gas）、「aq」表示水溶液（Aqueous solution）等。
3．熱化學方程式中反應熱的單位不同。舊教材中反應熱的單位是J或kJ，而△H的單位為J/mol或 kJ/mol。
根據引入△H以後的這些變化，類似以下熱化學方程式的表示方法已經廢除：
C（固） + O2（氣） = CO2（氣） + 393.5 kJ
C（固） + H2O（氣） = CO（氣） + H2（氣） －131.5 kJ
正確的表示方法為：
在化學方程式中用規定的英文字母註明各物質的聚集狀態。然後寫出該反應的摩爾焓[變]△rHm（下標「r」表示反應，「m」表示摩爾）。實際上通常給出的是反應體系處於標准狀態（指溫度為298.15K，壓強為101kPa時的狀態）時的摩爾焓[變]，即反應的標准摩爾焓[變]，以「△rHmΘ」表示（上標「Θ」表示標准）。方程式與摩爾焓[變]間用逗號或分號隔開。例如：
C(s)+O2(g) = CO2(g）；△rHmΘ（298.15 K) =－393.5 kJ/mol
C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g）；△rHmΘ（298.15 K) =+131.5 kJ/mol
由於△rHm與反應體系的溫度和壓強有關，對於非標准狀態下的反應體系，書寫熱化學方程式時還應註明反應的溫度和壓強。但中等化學所用的△rHm的數據，一般都是反應的標准摩爾焓[變]，因此可不特別註明。考慮到這一點和中等化學學生的知識水平和接受能力，新教材中將「△rHmΘ（298.15K）」簡寫為△H 來表示。例如：
C(s)+O2(g) = CO2(g）；△H =－393.5 kJ/mol
C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g）；△H = +131.5 kJ/mol
三、△H 的單位與反應進度
基於對中等化學知識的要求深度，新教材中沒有引入「反應進度（代號為ξ）」這個物理量。但應明確，△rHm的單位「kJ/mol」中的「mol」是指定反應體系的反應進度的國際單位制（簡稱SI）單位，而不是物質的量的單位。
反應進度的定義為：對於化學反應 0 = ∑νBB ，
nB（ξ） = nB(0) +νBξ
式中「nB(0）」和「nB（ξ）」分別為反應進度ξ=0（反應未開始）和ξ=ξ時B的物質的量，「νB」為反應中B物質的化學計量數（對於反應物其為負，對於產物其為正）。因「nB(0）」為常數，則對於反應系統發生微小變化時有：
dξ=νB－1dnB
對於反應系統發生有限的變化，則有：
△ξ=νB－1△nB
在此所定義的反應進度，顯然只與指定反應系統的化學方程式的寫法有關，而與選擇系統中何種物質B無關。反應進度與物質的量具有相同的量綱，SI單位為mol。由於ξ的定義與νB有關，因此在使用ξ及其與此相關的其它物理量時必須指明化學方程式，否則是無意義的。例如，說「氫氣跟氧氣反應生成水蒸氣的標准摩爾焓[變]為：△rHmΘ（298.15 K) =－483.6 kJ/mol」是不明確的。
反應進度是研究化學反應過程狀態變化的最基礎的物理量。由於化學中引入了此量，使涉及化學反應的量綱和單位的標准化大大前進了一步，也很好地解決了一系列物理量在量綱上出現的困難和矛盾。
對於化學反應「0 =∑νBB」，反應的摩爾焓[變]△rHm，一般可由測量反應進度ξ1→ξ2時的焓變△H，除以反應進度變△ξ而得，即：
△rHm = △H/△ξ
由於反應進度（ξ）的定義與化學方程式的寫法（即與反應方程式中物質B的νB）有關，因此反應的摩爾焓[變]△rHm也與化學方程式的寫法有關，即對同一實驗數據，由於計算△ξ所依據的化學方程式不同，使得△rHm也不同。所以在使用△rHm時，必須指明對應的化學方程式。例如：
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g）；△rHmΘ（298.15 K) =－483.6 kJ/mol ①
H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(g）；△rHmΘ（298.15 K) =－241.8 kJ/mol ②
對於反應①來說，2molH2(g）和1molO2(g）完全反應生成2molH2O(g）表示反應進度「ξ=1mol」的反應，對於反應②來說，1molH2(g）和0.5molO2(g）完全反應生成1molH2O(g）也表示反應進度「ξ=1mol」的反應，前者放熱483.6kJ，後者放熱241.8kJ。因此，兩個反應的△rHm不同，反應①的△rHm是反應②的兩倍。

7. 化學反應中的熱計算，求最基本的！！如2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H＝－484K

(1)利用鍵能計算反應熱：通常人們把拆開1
mol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或kJ·mol－1。方法：ΔH＝∑E(反應物)－∑E(生成物)，即ΔH等於反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。如反應H2(g)＋O2(g)
===
2H2O(g)
ΔH＝E(H—H)＋E(O—O)－4E(H—O)。
(2)由反應物、生成物的總能量計算反應熱：ΔH＝生成物總能量－反應物總能量。

8. 反應熱的單位到底是怎樣規定的

反應熱的物理量符號為：△H；單位是kJ；摩爾反應熱的物理量符號為：△散枯rHm；單位是kJ/mol。
無論是中學化學教材，還是大學無機化學教材，都將摩爾反應熱簡稱為了反應熱，這是極不恰當的，例如，能把摩爾質量簡稱為質量嗎，如果不能的話，怎麼能把摩爾反大掘猛滾橋應熱簡稱為反應熱！
但教材偏偏就這么做了，幾十年都不糾正，造成了不必要的混亂。