测化学反应的焓变要注意哪些

① 化学反应中的焓变受什么影响

焓变与反应物各物质的物质的量成正比。反应焓变的数值与各物质的系数成正比。因此热化学方程式中各物质的系数改变时，其反应焓变的数值需同时做相同倍数的改变。

1、反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。

2、反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：

ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。

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反应焓变的计算

(1)盖斯定律

对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。

(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。

常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。

(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］

② 盖斯定律的基本内容是什么 如何应用盖斯定律计算化学反应的焓变

1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实的基础上提出：“一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。”这叫作盖斯定律。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。

如何应用盖斯定律计算化学反应的焓变：
化学反应相加等于含变相加，化学反应想减等于含变想减，然后你乘以不同的系数，焓变也要乘以相同的系数
然后凑你需要的化学反映即可。
反应热是+的就是放热，反应热是-的就是吸热，当遇到多个反应式时可以根据反应物与生成物相抵消的原理吧反应热相加（注意+-号），还有把系数配平最关键。
使用该定律要注意：

1、盖斯定律只适用...1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实的基础上提出：“一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。”这叫作盖斯定律。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。
如何应用盖斯定律计算化学反应的焓变：
化学反应相加等于含变相加，化学反应想减等于含变想减，然后你乘以不同的系数，焓变也要乘以相同的系数
然后凑你需要的化学反映即可。
反应热是+的就是放热，反应热是-的就是吸热，当遇到多个反应式时可以根据反应物与生成物相抵消的原理吧反应热相加（注意+-号），还有把系数配平最关键。
使用该定律要注意：

1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；

2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。

3、各步反应均不做非体积功。

4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。

5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。

③ 化学反应的焓变受哪些因素影响怎么影响的

化学反应的方向和吉布斯自由能变 1 化学反应的自发过程 自然界发生的过程都有一定的方向性。例如水总是自动地从高处向低处流，而不会自动地反方向流动。又如铁在潮湿的空气中易生锈，而铁锈决不会自发地还原为金属铁。这种在一定条件下不需外界作功，一经引发就能自动进行的过程，称为自发过程(若为化学过程则称为自发反应)。要使非自发过程得以进行，外界必须作功。例如欲使水从低处输送到高处，可借助水泵作机械功来实现。又例如常温下水虽然不能自发地分解为氢气和氧气，但是可以通过电解强行使水分解。必须提及，能自发进行的反应，并不意味着其反应速率一定很大。事实上有些自发反应其反应速率的确很大，而有些自发反应其反应速率却很小。例如氢和氧化合成水的反应在室温下其反应速率很小，容易被误认为是一个非自发反应。事实上只要点燃或加入微量铂绒，即可发生爆炸性反应。化学反应在指定条件下自发进行的方向和限度（或可能进行的程度）问题，是科学研究和生产实践中极为重要的理论问题之一。例如对于下列反应： 2H2O(l)─→2H2(g)+ O2(g) 如果能确定此反应在指定条件下可以自发进行，而且反应限度又较大，这就为我们提供一种获得氢能源的理想方案，那么我们就可以集中精力去寻找能引发这个反应的催化剂或其它有效方法去促使该反应的实现。但是如果通过热力学计算表明此反应在任何合理的温度和压力条件下均为非自发反应，则显然没有必要为该方案去作虚功。能否从理论上判断一个具体的化学反应是否为自发反应呢? 或者说从理论上确立一个化学反应方向的判据呢? 此问题为本节的核心内容。2影响化学反应方向的因素 （1）化学反应的焓变 在研究各种体系的变化过程时，人们发现自然界的自发过程一般都朝着能量降低的方向进行。显然，能量越低，体系的状态就越稳定。化学反应一般亦符合上述能量最低原理。的确，很多放热反应，(ΔrHm<0) 在298.15K、标准态下是自发的。例如： 3Fe(s) + 2O2(g)─→Fe3O4(s)； = -1118.4 kJ·mol-1 C(s) + O2(g)─→CO2(g)； = -393.509 kJ·mol-1 CH4(g) + 2O2(g)─→CO2(g) + 2H2O(l)； = -890.36 kJ·mol-1 此有人曾试图以反应的焓变(ΔrHm)作为反应自发性的判据。认为在等温等压条件下，当 ΔrHm < 0时：ΔrHm > 0时： 化学反应自发进行化学反应不能自发进行 但是，实践表明：有些吸热过程(ΔrHm>0)亦能自发进行。例如，水的蒸发，NH4Cl溶于水以及Ag2O的分解等都是吸热过程，但在298.15K、标准态下均能自发进行： NH4Cl(s) ─→ NH4+(aq) + Cl-(aq)； = 14.7 kJ·mol-1 Ag2O(s) ─→ 2Ag(s) + 1/2O2(g)； = 31.05 kJ·mol-1 又如，CaCO3的分解反应是吸热反应(ΔrHm >0) CaCO3(s) ─→ CaO(s) + CO2(g)； = 178.32 kJ·mol-1 在298.15K、标准态下反应是非自发的。但当温度升高到约1123K时，CaCO3的分解反应就变成自发过程，而此时反应的焓变仍近似等于178.32kJ·mol-1,(温度对焓变影响甚小)。由此可见，把焓变作为反应自发性的普遍判据是不准确、不全面的。因为除了反应焓变以外，体系混乱度的增加和温度的改变，也是许多化学和物理过程自发进行的影响因素。 （2）化学反应的熵变 为什么有些吸热过程亦能自发进行呢?下面以NH4C1的溶解和Ag2O的分解为例说明之。例如，NH4Cl晶体中的NH4+和Cl-，在晶体中的排列是整齐、有序的。NH4C1晶体投入水中后，形成水合离子(以aq表示)并在水中扩散。在NH4Cl溶液中，无论是NH4+(aq)、Cl-(aq)还是水分子，它们的分布情况比NH4C1溶解前要混乱得多。又如Ag2O的分解过程，从其分解反应式表明，反应前后对比，不但物质的种类和“物质的量”增多，更重要的是产生了热运动自由度很大的气体，整个物质体系的混乱程度增大了。由此可见，自然界中的物理和化学的自发过程一般都朝着混乱程度(简称混乱度)增大的方向进行。体系内组成物质粒子运动的混乱程度，在热力学中用另一个物理量──“熵”来表示(其符号为“S”)。一定条件下处于一定状态的物质及整个体系都有其各自确定的熵值。因此，熵是描述物质混乱度大小的物理量，同时也是体系的状态函数。物质(或体系)的混乱度越大，对应的熵值就越大。基于在0K时，一个完整无损的纯净晶体，其组分粒子(原子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态，因此，可以把任何纯净的完整晶态物质在0K时的熵值规定为零(S0＝0，下标“0”表示在0K)，并以此为基础，可求得在其它温度下的熵值(ST)。例如我们将一种纯晶体物质从0K升温到任一温度(T )，并测量此过程的熵变量(ΔS)，则 ΔS ＝ST - S0 ＝ ST - 0 ＝ ST ST即为该纯物质在S 时的熵。某单位物质的量的纯物质在标准态下的熵值称为标准摩尔熵()，单位为J·mol-1·K-1。通常手册中给出298.15K下一些常见物质的标准摩尔熵()，显然，即使是纯净单质在298.15K时的也不为零。物质的聚集状态不同其熵值不同， 同种物质的(g)>(1)>(s)。物质的熵值随温度的升高而增大。气态物质的熵值随压力的增大而减小。熵与焓一样，也是一种状态函数，故化学反应的熵变(ΔrSm)与反应焓变(ΔrHm)的计算原则相同，只取决于反应的始态和终态，而与变化的途径无关。因此应用标准摩尔熵()的数值可以算出化学反应的标准摩尔反应熵变()： ＝ Σνi(生成物) + Σνi(反应物) (2.1.1) [例 2-1] 试计算反应：2SO2(g) + O2(g) ─→ 2SO3(g) 在298.15K时的标准摩尔熵变()。并判断该反应是熵增还是熵减虽然熵增有利于反应的自发进行，但是与反应焓变一样，不能仅用熵变作为反应自发性的判据。例如SO2(g)氧化为SO3(g)的反应在298.15K、标准态下是一个自发反应，但其<0 。又如水转化为冰的过程，其<0，但在T < 273.15K的条件下却是自发过程。这表明过程(或反应)的自发性不仅与焓变和熵变有关，而且还与温度条件有关。（3） 化学反应的吉布斯自由能变──热化学反应方向的判据 为了确定一个过程(或反应)自发性的判据，1878年美国着名的物理化学家吉布斯(J W Gibbs，1839～1903年，图2-1)提出一个综合了体系焓变、熵变和温度三者关系的新的状态函数变量，称为摩尔吉布斯自由能变量(简称自由能变)，以ΔrGm，表示。吉布斯证明：在等温、等压条件下，摩尔吉布斯自由能变与摩尔反应焓变(ΔrHm)、摩尔反应熵变(ΔrSm)、温度(T )之间有如下关系(推导从略)： ΔrGm ＝ ΔrHm - TΔrSm (2.1.2) 式(2.1.2)称为吉布斯公式。吉布斯提出：在等温、等压的封闭体系内，不作非体积功的前提下，ΔrGm可作为热化学反应自发过程的判据。即 亦即等温、等压的封闭体系内，不作非体积功的前提下，任何自发过程总是朝着吉布斯自由能(G)减小的方向进行。ΔrGm ＝0 时，反应达平衡，体系的G降低到最小值。此即为着名的最小自由能原理。由式(2.1.2)可以看出，在等温、等压下，ΔrGm 值取决于：ΔrHm 、ΔrSm 和 T 。按ΔrHm 、ΔrSm 的符号及温度(T )对化学反应ΔrGm的影响，可归纳为以下四种情况。见表2－1。 表1 等压条件下ΔrHm、ΔrSm及T 对ΔrGm及反应方向的影响各种情况 ΔrHm 的符号 ΔrSm 的符号 ΔrGm的符号 反应情况 1 （-） （+） （-） 任何温度下均为自发反应 2 （+） （-） （+） 任何温度下均为非自发反应 3 （+） （+） 常温（+） 常温下为非自发反应 高温（-） 高温下为自发反应 4 （-） （-） 常温（+） 常温下为自发反应 高温（-） 高温下为非自发反应

④ 化学反应焓变的测定 思考答案

1 反应的△H是针对反应中所有物质而言的，是对一个确定反应过程而言的，与参与反应的物质的量也有关，对反应物与生成物的状态也有关，是所有物质在反应前后U+PV的代数和。
2 如果是理想气体的话，等压过程的△U和△H是相等的，等容过程△U与△Q是相等的。
（如果楼主需要推导过程，请追问，因为比较麻烦，符号不好打，全是微积分）

⑤ 化学反应焓变的测定的实验成败的关键是什么

这个我不知道你测的是哪个反应的焓变，没法具体解释。但是，测焓变实验中，一个物质过量是为了保证另一个用于计算的物质能够完全反应。比如氢氧化钠和盐酸反应测焓变（也就是测中和热的实验），可以用固定的氢氧化钠量而盐酸过量，以保证氢氧化钠完全反应。因为最后计算时，反应热与测出的热量变化之间的关系与用于计算的物质的用量是相关的。

⑥ 化学反应焓变的测定中,为什么保温杯要保持干燥，洁净

既然是化学测定实验务必要追求

准确度和精密度，即最小的误差

和偏差，所得到的结果才能令人

信服，但绝对的准确是没有的。

所以焓变测定中要尽可能地排除

不必要的干扰即引起误差的因素，

焓变是热效应，物质的质量要用

精度高的天平称量，杂质要排除

即保温杯务必干净和干燥，读数

要准确，这样才能得到小误差的

数据。

⑦ 高二化学 反应热的计算 需要注意哪些问题

反应式要正确 状态 还有焓变

⑧ 化学反应摩尔焓变的测定思考题答案

2）最高温度和最低温度只能代表温度的极值，却不能表示其中间过程。 作图时应注意拐点！
3）可以根据中和热测定的装置测啊，误差分析：要多次测量取平均值。

⑨ 你有三种方法可以确定一个反应的焓的变化

反应焓：在等温等压下化学反应的焓变为生成物焓的总和减去反应物焓的总和之差。
生产焓：这个是人为的规定，在标准压力下（100KPa）下，在进行反应的温度时，有最稳定的单质合成标准压力P下单位量物质B的反应焓变，叫做物质B的标准摩尔生成焓。
燃烧焓：可燃物质B在标准的压力下，反应温度T时，单位量的物质B完全氧化为同温下指定产物时的标准摩尔焓变。
三者之间的关系为： 从燃烧焓可以计算反应焓，如果知道反应中各物质的标准摩尔燃烧焓，反应焓就等于各反应物燃烧焓的总和减去各产物燃烧焓的总和。
从燃烧焓也可以求生成焓（特别是一些通常不能直接由单质合成的有机化合物），举例： 求C（s)+2H2(g)+1/2O2(g)==CH3OH(L)反应焓变
△fH CH3OH=△cH C+2△cH H2 -△cH CH3OH
△fH 为反应焓 △cH 为燃烧焓

⑩ 化学反应中的焓变

物质 是由分子构成的 ，分子是原子组成的 ，原子要构成分子 就要成化学键， 成化学键，就需要能量 这能 试试键能。
能量 泛指指的一切能量。在化学反应中指的 是分子能。
△H=H(生成物)-H(反应物) H是焓 指的就是这种能量。 焓变说得就是能量的变化
比如A生成物 有100J 之后 反应物 有80J 能量变化就是 焓变 值20J
再比如A生成物 有100000J之后 反应物 有99980 能量变化就是 焓变 值20J
和键能是 一样的比如A生成物 有100J 之后 反应物 有80J 但是比如A的物质键能是50J B物质键能 30J 焓变还是20J 他说的就是键能能量的变化。
这就好比上面说的A物质 有键能50J 其他能50J B物质 有键能30j 其他能也有50J
和其他的能量没关系 就是键能的改变 但是 假如就改变键能 ，其他能不变
就可以是△H=反应物键能-生成物键能