化学反应中焓变怎么算

⑴ 化学反应焓变的计算方法有哪些

采用t-t曲线外推法可以计算出反应的活化能，而用反应平衡前后的温度差计算，因为不知道反应平衡的位置，反应后最高温度可能没有达到化学反应平衡。一般情况下，如果没有给出图像可以用反应平衡前后的温度差计算，如果给出图像就用t-t曲线外推法。

⑵ 大学怎么计算反应焓变

反应焓变计算的主要依据是热化学方程式、盖斯定律等相关数据。

化学反应的热效应只与始态、终态有关，与反应过程无关，反应热总值一定。如图1表示始态到终态的反应热，则△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5。

化学反应遵循质量守恒和能量守恒。在指定的状态下，各种物质的焓值都是确定，因此反应不论是一步完成，还是分步完成，最初的反应物和最终的产物都是一样的。反应物和反应产物的焓的差值都是一样的。

常用计算方法：

（1）根据热化学方程式进行计算：焓变与反应物各物质的物质的量成正比。

（2）根据反应物和生成物的总焓计算：ΔH=H（反应产物）－H（反应物）。

（3）依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量－生成物的化学键形成释放的能量。

（4）根据盖斯定律的计算。

（5）根据比热公式求算：Q=－c·m·ΔT。

⑶ 焓变公式是什么关于ΔH的所有公式。

ΔH=ΔU+Δ(pV)

在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。

熵增焓减，反应自发；

熵减焓增，反应逆向自发；

熵增焓增，高温反应自发；

熵减焓减，低温反应自发。

焓的定义式：(焓没有实际的物理意义，但是它有操作意义。)是这样的：H=U+pV（焓=流动内能+推动功）ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。公式为：ΔH=ΔU+Δ(pV)。

(3)化学反应中焓变怎么算扩展阅读：

盖斯定律

盖斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。

利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。

⑷ 焓变的计算公式

焓的定义式：(焓没有实际的物理意义，但是它有操作意义。)是这样的：H=U+pV（焓=流动内能+推动功）ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。公式为：ΔH=ΔU+Δ(pV)。

公式

焓

焓是一个状态函数，也就是说，系统的状态一定，焓的值就确定。

焓的定义式(焓没有实际的物理意义，但是它有操作意义。)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，即系统内部的所有能量；p是系统的压强，V是系统的体积。

焓变

焓变是生成物与反应物的焓值差。作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ(pV)

在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。

熵增焓减，反应自发；

熵减焓增，反应逆向自发；

熵增焓增，高温反应自发；

熵减焓减，低温反应自发。

盖斯定律

盖斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。

⑸ 高二化学关于焓变的计算

我们把第一个式子的顺序调换一下，此时△H1=-234.1kJ/mol；再把第二个式子的所有项都乘以3/2，此时△H2=-393.5*3/2=-590.25kJ/mol；
再把两个式子相加就得到所求的式子了，所以焓变△H=△H1+△H2=-234.1-590.25=-824.4kJ/mol，所以答案是A。
谢谢采纳！

⑹ 化学反应ΔH怎么计算

△H＝生成物总能量－反应物总能量

(1)反应热：化学反应在一定条件下反应时所释放或吸收的热量。

(2)焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。

(3)符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·molˉ1。

(4)ΔH=生成物总能量-反应物总能量=反应物键能总和-生成物键能总和。

(5)当ΔH为“-”或ΔH<0时，为放热反应。

当ΔH为“+”或ΔH>0时，为吸热反应。

(6)化学反应中焓变怎么算扩展阅读

热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

H2(g)+O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol

表示在25℃,101kPa，1molH2与?molO2反应生成液态水时放出的热量是285.8kJ。

注意事项：

(1)热化学方程式各物质前的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数，因此，它可以是整数，也可以是小数或分数。

(2)反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同，因此，书写热化学方程式时必须注明物质的聚集状态。热化学方程式中不用“↑”和“↓”

⑺ 焓变的计算

利用生成焓数据计算下列反应的焓变：

H2 (g) + 1/2 O2(g) = H2O (l)

△H = Σ(△f H )产物 - Σ(△f H )反应物

即：反应焓 = 所有产物标准生成焓的总和 - 所有反应物标准生成焓的总和

焓变是生成物与反应物的焓值差。作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。

ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ（pV）

在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。

焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。

熵增焓减，反应自发；

熵减焓增，反应逆向自发；

熵增焓增，高温反应自发；

熵减焓减，低温反应自发。

(7)化学反应中焓变怎么算扩展阅读：

焓变是与化学反应的起始状态、终止状态有关，与物质所处环境的压强、温度等因素有关，与化学反应的过程无关。焓（H）及焓变（△H）与等压热效应（qp）的关系如下：

在等压，只做体积功条件下：

Δu = qp + w = qp – p(v2– v1)

Δu = qp + pv1– pv2

qp = (u2+ pv2 – (u1+ pv1)

含 H = u + pv (H 定义为焓，是状态函数)

则 qp = H2 – H1 = ΔH

结论：等压，只做体积功条件下（化学反应通常属此种情况），体系焓变（ΔH）在数值上等于等压热效应（Qp）。

焓是与内能有关的物理量，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定。

在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可用热量（或换成相应的热量）来表示，叫反应热，又称“焓变”，符号用△H表示，单位一般采用kJ/mol

说明：

1、化学反应中不仅存在着“物质变化”，还存在着“能量变化”，这种变化不仅以热能的形式体现出来，还可以以光、电等形式表现。

2、如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，就有部分能量以热的形式释放出来，称为放热反应；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，反应物就需要吸收能量，才能转化为生成物。

一个化学反应是放热还是吸热取决于所有断键吸收的总能量与所有形成新键放出的总能量的相对大小，若断键吸收的总能量小于形成新键释放的总能量，则为放热反应；断键吸收的总能量大于形成新键释放的总能量，则为吸热反应。

3、焓是与内能有关的物理量，在敞口容器中（即恒压条件下）焓变与反应热相同。

4、从宏观角度：焓变（△H）：ΔH=H生成物－H反应物（宏观），其中：

H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

5、从微观角度：ΔH=E吸收－E放出（微观），其中：E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

6、体系：被研究的物质系统称为体系，体系以外的其他部分称为环境。放热是体系对环境做功，把能量传递给环境；而吸热则是环境对体系做功，是环境把能量传递给体系。

7、反应热和焓变的单位都是“kJ/mol或kJ·mol-1”，其中mol是指每摩尔某一反应，而不是指某一物质的微粒等。

8、常见的放热反应有：化合反应、酸碱中和反应、燃烧反应、活泼金属与酸的反应等；常见的吸热反应有：分解反应、碳与一氧化碳的反应、氢氧化钡与氯化铵固体的反应等。

⑻ 高中化学焓变怎么计算

焓（hán）变(Enthalpy changes)即物体焓的变化量。[1] 焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函：一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压强的乘积的总和(Enthalpy is a combination of internal energy and flow work.)。
焓
焓是一个状态函数，也就是说，系统的状态一定，焓的值就定了。
焓的定义式（焓没有实际的物理意义，但是他有操作意义。）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；
p是系统的压强(Pressure)，V是系统的体积(Volume) 。
焓变
焓变是生成物与反应物的焓值差。作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。
ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。
ΔH=ΔU+Δ（pV）
在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。
焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。
熵增焓减，反应自发；
熵减焓增，反应逆向自发；
熵增焓增，高温反应自发；
熵减焓减，低温反应自发。