标准化学反应热怎么算

⑴ 怎么算物质的反应热

反应热的计算方法
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,化学方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.

⑵ 化学反应热的计算。

首先公式错了.△H=生成物总能量-反应物的总能量..
△H是焓变.不是能量差.若反应物的总能量>生成物总能量.则△H<0.是放热反应..
化学反应的实质是旧键的断裂和新键的生成，其中旧键的断裂要吸收能量，新键的生成要放出能量，由此得出化学反应的热效应(反应热)和键能的关系：
△H
＝E1(反应物的键能总和)-E2(生成物的键能总和).你记的是这条公式吧-
-
例如：H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的反应热
H2
Cl2
HCl
键能(KJ/mol)
436
243
431
△H<0.是放热反应
可以认为焓变=键能差≠能量差

⑶ 如何利用化学方程式计算反应热

反应热的计算常见方法：
(1)化学键变化与能量大小的定性、定量判断；(2)反应热的计算；(3)盖斯定律的应用。

详解：(1)利用键能计算反应热：通常人们把拆开1 mol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或kJ·mol－1。方法：ΔH＝∑E(反应物)－∑E(生成物)，即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。如反应H2(g)＋Cl2(g) === 2HCl(g) ΔH＝E(H—H)＋E(Cl—Cl)－2E(H—Cl)。

(2)由反应物、生成物的总能量计算反应热：ΔH＝生成物总能量－反应物总能量。

(3)根据盖斯定律计算：
反应热与反应物的物质的量成正比。化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关．即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。例如：由图可得ΔH＝ΔH1＋ΔH2，

(4)根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|。

⑷ 反应热怎么算

chemical
reaction
heat
参见“反应热效应”。简称反应热，是等温下化学反应释放或吸收的热量。反应热原则上可用两种实验方法测定：(1)用量热计直接测量，例如使反应在绝热的密闭容器中进行，通过能量衡算便可算出反应热；(2)先测定不同温度下的反应平衡常数，然后用关联反应热、反应平衡常数和温度的热力学公式计算反应热。对于难以控制和测定其反应热或平衡常数的化学反应，可根据1840年T．H．盖斯所提出的盖斯定律(化学反应或物理变化的热效应与其途径无关)。利用生成热(恒温时由最稳定的单质化合成1
mol某种化合物时焓的变化)或燃烧热(1mol某物质完全燃烧时焓的变化)间接计算。

⑸ 化学反应热是怎么算的

断键要吸热，用正号；
成键放热，用负号
（提示：化学键的断裂和形成所吸、放的能量在数值上是相等的）
固体转化为气体是吸收能量亦即吸热，故加正号
然后再乘上系数和每摩尔中所含的键数，最后将
反应物吸收的能量（带上正号）加上生成物放出的能量（带上负号）得出的数据（带正负号的）即为反应热。若带负号则表示放热反应；带正号则表示吸热反应。
本人小贴士：所有计算的反应热都带上正负号，这样就不会混乱了，因为最后的反应热只需要将这些带正负号的数据加起来即可。(*^__^*)
本题列式：
（+280kJ/mol
）+3×（+160
kJ/mol
）6×（-330
kJ/mol
）=
-1220kJ/mol

⑹ 化学反应热计算依据

1）反应物a变为生成物d，可以有两个途径：①由a直接变成d，反应热为δh；②由a经过b变成c，再由c变成d，每步的反应热分别是δh1、δh2、δh3。

⑺ 反应热怎么计算

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。也就是说，反应热通常是指：体系在等温、等压过程中发生化学的变化时所放出或吸收的热量。化学反应热有多种形式，如：生成热、燃烧热、中和热等。化学反应热是重要的热力学数据，它是通过实验测定的，所用的主要仪器称为“量热计”

⑻ 反应热的计算方法

反应热计算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB

式中△U≡U终态-U始态≡U反应产物-U反应物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即发生1mol反应，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。

由该式可见，对于一个具体的化学反应，等压热效应与等容热效应是否相等，取决于反应前后气体分子总数是否发生变化，若总数不变，系统与环境之间不会发生功交换，于是，Qp=QV；若总数减小，对于放热反应∣Qp∣>∣QV∣，等压过程放出热多于等容过程放出热。

若反应前后气体分子总数增加，对于放热反应，∣Qp∣<∣QV∣，反应前后内能减少释放的一部分能量将以做功的形式向环境传递，放出的热少于等容热效应。同样的，对于吸热反应也可以类推得到。

一般情况下，物质越稳定，具有的能量就越低；物质越不稳定，具有的能量就越高。如果一个化学反应中，反应物的总能量大于产物的总能量，则该反应就是放热反应，此时的△H<0.反之则为吸热反应，△H>0.

反应热与物质能量关系：△H=生成物的总能量-反应物的总能量；又知一种物质的键能之和越大越稳定，具有的能量就越低.

反应热与键能的关系△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

(8)标准化学反应热怎么算扩展阅读：

将上式展开又可得到：

Qp=△U+p△V=（U终态-U始态）+p（U终态-U始态）

=（U终态+pU终态）-（U始态+pU始态）

由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，为此，我们定义一个新的状态函数，称为焓，符号为H，定义式为H≡U+pV，于是：

△H=H终态-H始态= Qp

1.通过实验测得

根据比热容公式进行计算：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

反应热原则上可用两种实验方法测定：

(1)用量热计直接测量，例如使反应在绝热的密闭容器中进行，通过能量衡算便可算出反应热；

(2)先测定不同温度下的反应平衡常数，然后用关联反应热、反应平衡常数和温度的热力学公式计算反应热。对于难以控制和测定其反应热或平衡常数的化学反应，可根据1840年T．H．盖斯所提出的盖斯定律（化学反应或物理变化的热效应与其途径无关）。

利用生成热（恒温时由最稳定的单质化合成1 mol某种化合物时焓的变化）或燃烧热(1mol某物质完全燃烧时焓的变化)间接计算。

⑼ 化学反应热的计算

(1)利用键能计算反应热：
通常人们把拆开1
mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，
旧键的断裂吸收热量，新键的生成放出热量，
键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol－1。方法：ΔH＝∑E(反应物)－∑E(生成物)，即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。 (2)由反应物、生成物的总能量计算反应热：ΔH＝生成物总能量－反应物总能量。      (3)根据盖斯定律计算：      反应热与反应物的物质的量成正比。化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关．即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
追问：例如一些可燃物的燃烧热题中没给该怎么算，，
追答：记得及时采纳哦

⑽ 化学反应热怎么计算

化学反应的可以通过反应物和生成物它们的生成热的不同来进行计算。一般在理论上都是用这个方法来计算的。