化學德爾塔h怎麼算

『壹』 △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。

『貳』 化學反應ΔH怎麼計算

根據反應物和生成物的能量計算：

△H＝生成物總能量－反應物總能量

例2.氮是地球上含量豐富的一種元素，氮及其化合物在工農業 生產、生活中有著重要作用。請回答下列蘆笑顫問題：上圖是N2和H2反應生成2 mol NH3過程中能量變化示意圖，

請計算每生成4 mol NH3放出熱量為____________。

解：根據公式△H＝生成物總能量－反應物總能量得：

△H＝E2-E1

＝a-b＝335-427.2＝92.2 kJ

故生成4 mol NH3放出熱量為92.2×2＝184.4 kJ

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根據反應物和生成物的鍵能計算：

ΔH=∑E(反升昌應物)－∑E（生成物），即反應熱等於反應物的鍵能總和跟生成物的鍵能總和之差。

例以下是部分共價鍵鍵能數據H-S：364 kJ·mol－1，S-S：266 kJ·mol－1，S=O：522 kJ·mol－1，H-O：464 kJ·mol－1,試根據這些數據計算下面這個反應的焓變。2H2S(g)＋SO2(g)＝3S(s)＋2H2O(l)ΔH＝_____（提示：反應產物中的S實為S8，實際分子是8元環狀分子）。

解析：根據題圖8molS形成8molS—S，可推知平均1molS含有1mol。再根陪敗據ΔH=∑E(反應物)－∑E（生成物）=4×364 kJ·mol－1+2×522 kJ·mol－1—3×266 kJ·mol－1—4×464 kJ·mol－=－154 kJ/mol

故：ΔH＝－154 kJ/mol

『叄』 化學中▲H表示什麼意思

ΔH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。

△H=E1-E2，E1<E2，得到△H<0，那麼這個圖表示的就是一個放熱反應。△H還可以用生成物的平均能量（生成物的焓值H2（H生））減去反應物的平均能量（反應物的焓值H1（H反））。

即△H=H2-H1= H生-H反，H2<H1，所以得到△H<0，那麼表示的就是一個放熱反應，跟用斷鍵吸收能量，成鍵釋放能量的表示結果是一致的。

斷鍵所吸收的能量（E1）要大於成鍵所釋放的能量（E2），那麼得到△H>0,確定這是一個吸熱反應，同樣通過比較生成物的焓值大於反應物的焓值，也可以確定△H>0。

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書寫注意事項：

（1）要註明反應物和生成物的聚集狀態（若為同素異形體、要註明名稱），因為物質呈現哪一種聚集狀態，與它們所具有的能量有關，即反應物的物質相同，狀態不同，△H也不同。

（2）要註明反應溫度和壓強。因為△H的大小和反應的溫度、壓強有關，如不註明，即表示在101kPa和25°C。

（3） 熱化學方程式中的化學計量數不表示分子個數，而是表示物質的量，故化學計量數可以是整數，也可以是分數。相同物質的化學反應，當化學計量數改變時，其△H也同等倍數的改變。

（4）△H的表示：在熱化學方程式中△H的「＋」「－」一定要註明，「＋」代表吸熱，「－」代表放熱。△H的單位是：kJ/mol或J/mol。