物理化学焓怎么求

A. 焓变计算公式

1、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。

2、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。

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。

(1)物理化学焓怎么求扩展阅读

（1）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。

（2）正、逆反应的反应热焓变的数值相等，符号相反。

（3）热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正负号，各项的系数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。

（4）多个热化学方程式可以相加或相减，ΔH也进行相应的相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

（5）热化学方程式中的反应焓变是指反应按照所给形式进行完全时的反应焓变。

B. 焓变计算公式

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。

它表明恒容过程的热等于系统热力学能的变化，也就是说，只要确定了过程恒容和不做体积功的特点，Q就只决定于系统的初末状态。

在敞口容器中进行的化学反应就是恒压过程。所谓恒压是指系统的压强p等于环境压强p外，并保持恒定不变，即p=p外=常数。由于过程恒压和只做体积功。

(2)物理化学焓怎么求扩展阅读：

既然组成物体的分子不停地做无规则运动，那么，像一切运动着的物体一样，做热运动的分子也具有动能。个别分子的运动现象（速度大小和方向）是偶然的，但从大量分子整体来看，在一定条件下，它们遵循着一定的统计规律，与热运动有关的宏观量——温度。

就是大量分子热运动的统计平均值。分子动能与温度有关，温度越高，分子的平均动能就越大，反之越小。所以从分子动理论的角度看，温度是物体分子热运动的平均动能的标志。

C. 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。

D. 化学选修四中焓变的数是怎么算出来的

楼上细川正解温度相同是一个情况不同就变成大题了需要查阅数据考试中是难于考查的
焓的定义式是这样的：h=u+pv
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是系统的压力，v是系统的体积
δh(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量
δh=δu+δ（pv）
焓是状态函数。数值与途径无关。与反应物生成物的状态有关。温度不同焓变数值不同。
标准摩尔反应焓就是这样定义的。一般等于反应热。当一个化学反应在恒压以及不作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。
吸放热是在变化过程中发生的。这个“使生成物的温度回到反应物的起始温度"是需要从环境中吸放热的。你可以理解成从反应后的温度，又从环境中吸放热到与初始相同的温度，还是因为焓是状态函数，与途径无关，所以可以这样假设。也就是可以通过设计途径求得的。
这回说明白了么？

E. 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。

(5)物理化学焓怎么求扩展阅读：

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。

F. △h三个计算公式是什么

△h三个计算公式：

△h=ΔU+pΔV。

△h在等压且只做体积功条件下△h=Q。

△h=∑E（生成物）－∑E（反应物），其中∑E表示物质具有的总能量等。

△h是化学反应焓变，焓是物体的一个热力学能状态函数，焓变即物体焓的变化量。在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应热，用△h表示，单位kJ·mol-1。

△h的物理意义：

可以理解为恒压和体积功为零的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。因为只有在此条件下，焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热，则物质吸热后温度升高，ΔH>0，所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应，ΔH<0，所以生成物的焓小于反应物的焓。

在化学反应中，因为H是状态函数，所以只有当产物和反应物的状态确定后，ΔH才有定值。

在发生化学反应时,首先要吸收能量,使反应物的化学键破坏,这一过程需要吸收反应物键能那么多的能量.然后再形成新的化学键,这一过程是释放能量的,释放的能量为生成物的键能。

所以当△H小于0,是一个放热过程,吸收的能量小于释放的能量。

反之就是△H大于0,就是吸热过程。