❶ 热化学反应方程式的△H值怎么算啊!
给你个例题希望能明白 给定的热化学反应方程式从上往下依次定为（1）、（2）、（3）
则：
CO(g)+FeO(s)=Fe(s)+CO2(g)
该反应可由[（1）×3－（2）－（3）×2]/6求得
因而△H为[-25×3－（－47）－19×2]/6 kJ/mo 你记住一点，反应热的计算是跟随方程式计算的
比如方程式3=(方程式2*2-方程式1）/2
那么你要计算的反应热3==(反应热2*2-反应热1）/2
千万要记住，反应热应把正负代入计算
FeO (s)+ CO(g)= Fe(s)+ CO2(g); ΔH= -11 kJ·mol-1
❷ 热化学反应方程式的△H值怎么算啊，比如说
中学阶段△H不是能计算出来的,只能根据题目给出的相关信息通过盖斯定律来计算教材化学反应原理上面关于“化学反应能量变化”那块就有,可以仔细研读下课本和你手中的资料,
❸ 化学中怎么计算出△H的值
求焓变有以下几种方法：
1 由各个物质的摩尔生成焓求反应焓
△H=ΣμH （此处说明以下，因为符号打不出来，μ为各个物质在确定的反应中的系数，生成物为正反应物为负。H为标准状况下各个物质的摩尔生成焓，，稳定单质298.15K此值为0，文字叙述：标准状态下的反应焓变等于各个生成物的摩尔生成焓与系数的成绩减去各个反应物的摩尔生成焓与系数的乘积。）
2 由燃烧焓计算反应焓
△H=-Σμ△H（此处注意负号，右侧△H为各个物质的摩尔燃烧焓，μ仍然为各个物质的系数。总体文字叙述是：标准状态下的反应热等于反应物的燃烧焓减去生成物的燃烧焓）
3 基希霍夫公式
△H(T2)=△H（T1）+∫△CdT（此式是已知T1温度下的摩尔反应焓求T2温度下的摩尔反应焓，积分区间是从T1到T2，C为恒压热容。此式仅限参与反应的各个物质均不发生相变才能使用）
❹ 热化学方程式的书写及焓变的5种计算方法
书写和应用热化学方程式时必须注意以下几点：
（1）反应热与温度和压强等测定条件有关，所以书写时指明反应时的温度和压强（25℃、101kPa时，可以不注明）
（2）各物质化学式右侧用圆括号（）表明物质的聚集状态。可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态。固体有不同晶态时，还需将晶态注明，例如S（斜方），S（单斜），C（石墨），C（金刚石）等。溶液中的反应物质，则须注明其浓度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表无限稀释水溶液。
（3）热化学方程式中化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示物质分子个数或原子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。
（4）△H只能写在化学方程式的右边，若为放热反应，则△H为“-”；若为吸热反应，则△H为“+”。其单位一般为kJ/mol。同一化学反应，若化学计量数不同时△H的值不同。若化学计量数相同，当反应物、生成物状态不同时，△H的值也不同。
（5）热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
（6）不标“↑”或“↓”
（7）热化学方程式一般不需要写反应条件，例如：△（加热），因为聚集状态已标出。
（8）有机热化学方程式用“=”，不用“→”。
计算方法：
1、 焓的定义式(物理意义)是这样的:H=U+pV [焓=流动内能+推动功]，其中U表示热力学能，也称为内能(Internal Energy)，即系统内部的所有能量;
2、焓变是生成物与反应物的焓值差。ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。ΔH=ΔU+Δ(pV)
3、末态(生成物)能量减初态(反应物)能量
4、盖斯定律
❺ 热化学方程式，变化量H怎么算
你说的是△H吧
有两种方法，生成物能量减去反应物总能量
反应物键能减去生成物键能
❻ 化学热反应方程式的△H是怎么算出来的
化学热反应方程式的△H是怎么算出来
要根据1摩尔氮氮三键断裂释放的热量加3摩尔氢氢双键断裂能量总和减去氮氢键断裂释放能量,Q值为负的表示放热.
❼ 热化学方程式△h是怎么计算的
等于ΣE反应物-ΣE生成物。
即反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差。
即反应热，是指当一个化学反应在恒压以及不做非膨胀功的情况下发生后，若使生成物的温度回到反应物的起始温度，这时体系所放出或吸收的热量称为反应热。
❽ 反应热化学式中的△H是怎么算出来的
1.通过实验测得
根据比热公式进行计算：Q=cm△t,再根据化学反应方程式由Q来求反应热.
2.反应热与反应物各物质的物质的量成正比.
3.利用键能计算反应热
通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能,键能通常用E表示,单位为kJ/mol.
方法：△H=ΣE（反应物）— ΣE（生成物）,即反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差.
如反应H2(g) + Cl2(g) ═2HCl(g）；
△H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)
4.由反应物和生成物的总能量计算反应热
△H=生成物总能量-反应物的总能量.
5.根据燃烧热计算
物质燃烧放出的热量Q=n（可燃物）×该物质的燃烧热
6.根据盖斯定律进行计算
盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的；也就是说,化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关,与反应途径无关.即如果一个反应可以分几步进行,则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同.
7.根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算
对于某一状态下的反应"0=ΣBVB"(这是一种把反应物通过移项变号移动到等号右边的写法,在这种写法中,反
应物的系数为负）该反应的反应热△H=ΣBVB△fHm,即反应热等于所有参与反应的物质在该状态下的标准摩尔生成焓与该物质在化学方程式中的化学计量系数的乘积的代数和.这是可以利用盖斯定律和标准摩尔生成焓的定义来证明的.一些工具书中会有各种物质的标准摩尔生成焓,可以通过查阅计算出所需的反应热.
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❾ 热化学方程式 图中的的△H是怎么计算的 求详细解析！
2H2 + O2 == 2H2O
2mol---1mol---2mol
1g H2 = 0.5mol H2
1克氢气完全燃烧，消耗0.25mol 氧气，生成0.5mol 水
1mol 水中有2mol H-O键
1克氢气完全燃烧生成水蒸气时放出热量
= (2*0.5mol)H-O键能 -(0.25mol)O-O键能 -(0.5mol)H-H键能
121 = (2*0.5mol)463 -(0.25mol)496 -(0.5mol)H-H键能
==> 1mol H-H键能 =436(KJ)
氢气中1mol H-H键断裂时吸收热量 436 KJ