物理化學中Q怎麼算

1. 物理化學中熱量q怎麼求

化學中就是那個斷建吸熱，城建放熱，這個原理，因為段的時候肯定要外來能量幫忙，所以斷建吸熱，城建是因為成了的放掉一些，它才沒那麼多能量繼續活躍，化學基本就是算各種鍵的能量值的加減乘除。
物理呢，就多了，那什麼摩擦生熱等等，只要是熱量，就可以用能量守恆定律，這個不需要我解釋了吧，像動能定理呀什麼的只是守恆的一個方面。望採納，不懂繼續追問

2. 物理學中Q 的計算公式

Q
在
純電阻電路中的計算公式
Q=Pt=I^2RT
燃料燃燒時候產生的熱量
Q=qm
（q是燃料的熱值，是本質屬性，m是質量）

3. 在物理中q是什麼，單位是什麼

在物理中q的表示有三種情況：

1、表示電荷量，單位是庫侖。

2、表示流量，單位是單位是立方米每秒。

3、表示熱量，單位是焦耳。

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在物理中q表示的公式：

表示電荷量時：q=It（其中I是電流，單位A ，t是時間，單位s。）

表示流量時：q=Sv（S為截面面積，v為水流速度。）

表示熱量時：

經某一過程溫度變化為△t，它吸收（或放出）的熱量。

q=c×m×△t

q吸=c×m×（t－t0）

q放=c×m×（t0－t）

（t0是初溫；t是末溫）

4. 熱力學中q怎麼計算

熱量的吸收和放熱公式都是： Q=cm△t

式中Q為熱量，正表示系統吸熱，負表示放熱;C為比熱；m為質量；△t為溫度變化，△t=t2-t1，所以，溫度升高，△t為正，Q也為正的，這一過程為吸熱；溫度下降，△t為負，Q也為負的，這一過程為放熱。

物體在熱傳遞過程中放熱的計算公式Q=cm(T初-T末）。

物體在熱傳遞過程中吸熱的計算公式Q=cm(T末-T初）。

Q代表熱量 C代表比熱容 M代表質量。

熱傳遞的理解：

1、熱傳遞，是改變內能的一種方式，是熱從溫度高的物體傳到溫度低的物體，或者從物體的高溫部分傳到低溫部分的過程，也是改變物體內能的方式。

2、熱傳遞是自然界普遍存在的一種自然現象。只要物體之間或同一物體的不同部分之間存在溫度差，就會有熱傳遞現象發生，並且將一直繼續到溫度相同的時候為止。

3、發生熱傳遞的唯一條件是存在溫度差，與物體的狀態，物體間是否接觸都無關。

4、熱傳遞的結果是溫差消失，即發生熱傳遞的物體間或物體的不同部分達到相同的溫度。

5. 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。

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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。

6. 物理化學中Q=△H怎麼來的

等容下，Q=△U,等壓下Q=△H
(1)因為根據定義△U=Q-W,等容下△V=0,即W=0,所以等容下，Q=△U。
(2)等壓過程，p2=p1=p外，所以U2-U1=Qp-p(V2-V1), 等式移項，得Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1),定義H=U+pV,所以Qp=H2-H1=△H

7. q吸熱與放熱的公式

Q吸=cm(t-t0)
Q放=cm（t0-t)
c表示比熱容，m表示質量，t表示末溫，t0表示初溫

吸熱反應

化學上把最終表現為吸收熱量的化學反應叫做吸熱反應。吸熱反應中反應物的總能量低於生成物的總能量。

吸熱反應的逆反應一定是放熱反應。

生成物中的化學鍵的能量（鍵能）越強，穩定性越強；鍵能越弱，穩定性越差。

有些反應在開始時，需要提供一定的條件，如加熱、點燃等，一旦反應進行開了，去掉條件反應繼續進行，這樣的反應是放熱反應。

有時根據需要，在化學反應方程式的右側標明是吸熱還是放熱，通常是+Q吸熱，-Q是放熱。

放熱反應

在化學反應中，反應物總能量大於生成物總能量的反應叫做放熱反應。

是否放熱主要是看反應物的總能是否大於生成物的總能：

反應物的總能量大於生成物，放熱反應物的總能量小於生成物， 放熱反應在常溫下不一定能發生,例如氮氣與氫氣的反應還有水和氫氧化鈉也不能發生反應.

當然也能從純理論上來進行計算，但需要運用大學里才會學到的化學熱力學知識，並要求能查到一些常數。運用中學里學到的鍵能的數據也能計算，不過這種做法在解題實戰中意義不大。

放熱反應的宏觀表現是溫度升高,微觀表現是反應物總能量高生成物的總能量相對較低。