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生成熱怎么計算（生成熱如何計算）

發(fā)布時間：2023-04-08 12:33:25 稿源：創(chuàng)意嶺閱讀： 94

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本文目錄:

1、反應(yīng)熱和放出熱量怎么計算
2、化學(xué)變化的熱效應(yīng)計算方法有哪些
3、如何利用化學(xué)方程式計算反應(yīng)熱？
4、反應(yīng)熱怎么算？

生成熱怎么計算（生成熱如何計算）

一、反應(yīng)熱和放出熱量怎么計算

反應(yīng)熱計算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB

式中△U≡U終態(tài)-U始態(tài)≡U反應(yīng)產(chǎn)物-U反應(yīng)物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即發(fā)生1mol反應(yīng)，產(chǎn)物氣體分子總數(shù)與反應(yīng)物氣體分子總數(shù)之差。

由該式可見，對于一個具體的化學(xué)反應(yīng)，等壓熱效應(yīng)與等容熱效應(yīng)是否相等，取決于反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，若總數(shù)不變，系統(tǒng)與環(huán)境之間不會發(fā)生功交換，于是，Qp=QV；若總數(shù)減小，對于放熱反應(yīng)∣Qp∣>∣QV∣，等壓過程放出熱多于等容過程放出熱。

化學(xué)反應(yīng)的特點是有新物質(zhì)生成，新物質(zhì)和反應(yīng)物的總能量是不同的，這是因為各物質(zhì)所具有的能量是不同的（化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)就是舊化學(xué)鍵斷裂和新化學(xué)鍵的生成，而舊化學(xué)鍵斷裂所吸收的能量與新化學(xué)鍵所釋放的能量不同導(dǎo)致發(fā)生了能量的變化）。

生成熱怎么計算（生成熱如何計算）

擴(kuò)展資料：

反應(yīng)熱△H與測定條件（如溫度、壓強(qiáng)等）有關(guān)。所以書寫熱化學(xué)反應(yīng)方程式的時候，應(yīng)該注意標(biāo)明△H的測定條件。

必須標(biāo)注物質(zhì)的聚集狀態(tài)（s(固體）、l（液體）、g（氣體）溶液（aq）才能完整的書寫出熱化學(xué)反應(yīng)方程式的意義。方程式中不用“↑”、“↓”、“→”這些符號，而用"="來表示。

ΔH是弱酸與強(qiáng)堿中和反應(yīng)總的熱效應(yīng)，它包括中和熱和解離熱兩部分。根據(jù)蓋斯定律可知，如果測得這一反應(yīng)中的熱效應(yīng)ΔH以及ΔH中和，就可以通過計算求出弱酸的解離熱ΔH解離。

焓變在數(shù)值上等于等溫等壓熱效應(yīng)，這只是焓變的度量方法，并不是說反應(yīng)不在等壓下發(fā)生，或者同一反應(yīng)被做成燃料電池放出電能，焓變就不存在了，因為焓變是狀態(tài)函數(shù)，只要發(fā)生反應(yīng)，同樣多的反應(yīng)物在同一溫度和壓力下反應(yīng)生成同樣多的產(chǎn)物，用同一化學(xué)方程式表達(dá)時，焓變的數(shù)值是不變的。

另外，我們在反應(yīng)焓的符號方面加上反應(yīng)的溫度條件，是因為溫度不同，焓變數(shù)值不同。但實驗事實告訴我們，反映焓變隨溫度的變化并不太大，當(dāng)溫度相差不大時，可近似地看作反應(yīng)焓不隨溫度變，以下內(nèi)容只作這種近似處理，不考慮焓變隨溫度的變化。

實驗和熱力學(xué)理論都可以證明：反應(yīng)在不同壓力下發(fā)生，焓變不同！但當(dāng)壓力改變不大時，不作精確計算時，這種差異可忽略，可借用標(biāo)準(zhǔn)態(tài)數(shù)據(jù)。以下內(nèi)容均作這種近似處理。

參考資料來源：百度百科——反應(yīng)熱

參考資料來源：百度百科——化學(xué)反應(yīng)能量變化

二、化學(xué)變化的熱效應(yīng)計算方法有哪些

化學(xué)變化的熱效應(yīng)計算方法可以有以下幾種，第1種是利用它的生成熱來進(jìn)行計算用產(chǎn)物的生成熱減掉反應(yīng)物的生成，熱就等于這個化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱，另外也可以用產(chǎn)物的燃燒熱減掉生成物的燃燒熱也可以得到反應(yīng)熱哦。

三、如何利用化學(xué)方程式計算反應(yīng)熱？

反應(yīng)熱的計算常見方法：

(1)化學(xué)鍵變化與能量大小的定性、定量判斷；(2)反應(yīng)熱的計算；(3)蓋斯定律的應(yīng)用。

詳解：(1)利用鍵能計算反應(yīng)熱：通常人們把拆開1 mol某化學(xué)鍵所吸收的能量看成該化學(xué)鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol或kJ·mol－1。方法：ΔH＝∑E(反應(yīng)物)－∑E(生成物)，即ΔH等于反應(yīng)物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。如反應(yīng)H2(g)＋Cl2(g) === 2HCl(g) ΔH＝E(H—H)＋E(Cl—Cl)－2E(H—Cl)。

(2)由反應(yīng)物、生成物的總能量計算反應(yīng)熱：ΔH＝生成物總能量－反應(yīng)物總能量。

(3)根據(jù)蓋斯定律計算：

反應(yīng)熱與反應(yīng)物的物質(zhì)的量成正比?；瘜W(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)．即如果一個反應(yīng)可以分步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱是相同的。例如：由圖可得ΔH＝ΔH1＋ΔH2，

(4)根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計算：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|。

四、反應(yīng)熱怎么算？

chemical

reaction

heat

參見“反應(yīng)熱效應(yīng)”。簡稱反應(yīng)熱，是等溫下化學(xué)反應(yīng)釋放或吸收的熱量。反應(yīng)熱原則上可用兩種實驗方法測定：(1)用量熱計直接測量，例如使反應(yīng)在絕熱的密閉容器中進(jìn)行，通過能量衡算便可算出反應(yīng)熱；(2)先測定不同溫度下的反應(yīng)平衡常數(shù)，然后用關(guān)聯(lián)反應(yīng)熱、反應(yīng)平衡常數(shù)和溫度的熱力學(xué)公式計算反應(yīng)熱。對于難以控制和測定其反應(yīng)熱或平衡常數(shù)的化學(xué)反應(yīng)，可根據(jù)1840年T．H．蓋斯所提出的蓋斯定律(化學(xué)反應(yīng)或物理變化的熱效應(yīng)與其途徑無關(guān))。利用生成熱(恒溫時由最穩(wěn)定的單質(zhì)化合成1

mol某種化合物時焓的變化)或燃燒熱(1mol某物質(zhì)完全燃燒時焓的變化)間接計算。

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