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焓變的計算方法

發布時間:2022-05-15 00:52:02

⑴ 焓變公式是什麼關於ΔH的所有公式。

ΔH=ΔU+Δ(pV)

在恆壓條件下,ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一,另一個是熵變。

熵增焓減,反應自發;

熵減焓增,反應逆向自發;

熵增焓增,高溫反應自發;

熵減焓減,低溫反應自發。

焓的定義式:(焓沒有實際的物理意義,但是它有操作意義。)是這樣的:H=U+pV(焓=流動內能+推動功)ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。公式為:ΔH=ΔU+Δ(pV)。



(1)焓變的計算方法擴展閱讀:

蓋斯定律

蓋斯定律換句話說,化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關,而與反應的途徑無關,而這可以看出,蓋斯定律實際上是「內能和焓是狀態函數」這一結論的進一步體現。

利用這一定律可以從已經精確測定的反應熱效應來計算難於測量或不能測量的反應的熱效應。盡管蓋斯定律出現在熱力學第一定律提出前,但亦可通過熱力學第一定律推導出。



⑵ 化學反應焓變的計算方法有哪些

採用t-t曲線外推法可以計算出反應的活化能,而用反應平衡前後的溫度差計算,因為不知道反應平衡的位置,反應後最高溫度可能沒有達到化學反應平衡。一般情況下,如果沒有給出圖像可以用反應平衡前後的溫度差計算,如果給出圖像就用t-t曲線外推法。

⑶ 關於焓變與燃燒熱的計算

(1)第一種方法是用於計算宏觀意義上的焓變的,第二種方法是用於計算微觀意義上的焓變的,二者是微觀與宏觀上的區別
(2)計算δh時一定要帶符號;並不是計算完之後看e反>e生.然後在δh值上添負號。e反<e生。然後在δh值上添正號
(3)燃燒熱是指25攝氏度101kpa時,1mol物質完全燃燒生成穩定氧化物所放出的能量,而焓變是指反應前後焓的差,焓變包括燃燒熱。計算填寫時,只需注意燃燒熱所指定的條件,一定是25攝氏度101kpa,且注意是1mol,完全燃燒,穩定氧化物.應該沒有問題了

怎麼計算焓變值

一個未知反應的焓變可以根據已知焓變進行計算,比如:
已知反應的焓變有:生成焓,燃燒焓,水合焓,鍵焓等等,利用這些已知的反應焓變可以估算一個未知的反應焓來.
如:
利用生成焓數據計算下列反應的焓變:
H2 (g) + 1/2 O2(g) = H2O (l)
△H = Σ(△f H )產物 - Σ(△f H )反應物
即:反應焓 = 所有產物標准生成焓的總和 - 所有反應物標准生成焓的總和
這些標准生成焓變在物理化學手冊上可以查到.

⑸ 焓變是什麼,單位是什麼

焓(hán)變(Enthalpy changes)即物體焓的變化量,焓變是生成物與反應物的焓值差。

作為一個描述系統狀態的狀態函數,焓變沒有明確的物理意義。

焓是物體的一個熱力學能狀態函數,即熱函:一個系統中的熱力作用,等於該系統內能加上其體積與外界作用於該系統的壓強的乘積的總和。

焓變的單位是「kJ/mol或kJ·mol-1」,其中mol是指每摩爾某一反應,而不是指某一物質的微粒等。

(5)焓變的計算方法擴展閱讀

化學焓變的計算總結:

1、根據實驗測得熱量的數據求算

反應熱是指化學反應過程中放出或吸收的熱量,可以通過實驗直接測定。對於同一反應狀態而言,相應物質的量之比等於對應的反應熱之比。

2、根據物質能量的變化求算

根據能量守恆,焓變等於生成物具有的總能量與反應物具有的總能量的差值。當E1(反應物)>E2(生成物)時,△H<0,是放熱反應;反之,是吸熱反應。△H=ΣE生成物-ΣE反應物。

3、根據鍵能的大小求算

化學反應的實質是舊鍵的斷裂和新鍵的生成,其中舊鍵的斷裂要吸收能量,新鍵的生成要放出能量,由此得出化學反應的焓變和鍵能的關系為△H =E1(反應物的鍵能總和)-E2(生成物的鍵能總和)

4、根據燃燒熱求算

燃燒熱表明了燃料燃燒的能量變化。△H的大小可以根據燃燒熱的定義來計算。

5、根據蓋斯定律的規律求算

具體計算方法是:通過熱化學方程式的疊加,進行△H的加減運算。

⑹ 焓變怎麼計算

焓變的值就是用生成物的總能量減去反應物的總能量,得到的是正的,反應就是吸熱.是負的就是放熱.

⑺ 焓變的計算

利用生成焓數據計算下列反應的焓變:

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

△H = Σ(△f H )產物 - Σ(△f H )反應物

即:反應焓 = 所有產物標准生成焓的總和 - 所有反應物標准生成焓的總和

焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統狀態的狀態函數,焓變沒有明確的物理意義。

ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ(pV)

在恆壓條件下,ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。

焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一,另一個是熵變。

熵增焓減,反應自發;

熵減焓增,反應逆向自發;

熵增焓增,高溫反應自發;

熵減焓減,低溫反應自發。

(7)焓變的計算方法擴展閱讀:

焓變是與化學反應的起始狀態、終止狀態有關,與物質所處環境的壓強、溫度等因素有關,與化學反應的過程無關。焓(H)及焓變(△H)與等壓熱效應(qp)的關系如下:

在等壓,只做體積功條件下:

Δu = qp + w = qp – p(v2– v1)

Δu = qp + pv1– pv2

qp = (u2+ pv2 – (u1+ pv1)

含 H = u + pv (H 定義為焓,是狀態函數)

則 qp = H2 – H1 = ΔH

結論:等壓,只做體積功條件下(化學反應通常屬此種情況),體系焓變(ΔH)在數值上等於等壓熱效應(Qp)。

焓是與內能有關的物理量,反應在一定條件下是吸熱還是放熱由生成物和反應物的焓值差即焓變(△H)決定。

在化學反應過程中所釋放或吸收的能量都可用熱量(或換成相應的熱量)來表示,叫反應熱,又稱「焓變」,符號用△H表示,單位一般採用kJ/mol

說明:

1、化學反應中不僅存在著「物質變化」,還存在著「能量變化」,這種變化不僅以熱能的形式體現出來,還可以以光、電等形式表現。

2、如果反應物所具有的總能量高於生成物所具有的總能量,那麼在發生化學反應時,就有部分能量以熱的形式釋放出來,稱為放熱反應;如果反應物所具有的總能量低於生成物所具有的總能量,那麼在發生化學反應時,反應物就需要吸收能量,才能轉化為生成物。

一個化學反應是放熱還是吸熱取決於所有斷鍵吸收的總能量與所有形成新鍵放出的總能量的相對大小,若斷鍵吸收的總能量小於形成新鍵釋放的總能量,則為放熱反應;斷鍵吸收的總能量大於形成新鍵釋放的總能量,則為吸熱反應。

3、焓是與內能有關的物理量,在敞口容器中(即恆壓條件下)焓變與反應熱相同。

4、從宏觀角度:焓變(△H):ΔH=H生成物-H反應物(宏觀),其中:

H生成物表示生成物的焓的總量;H反應物表示反應物的焓的總量;ΔH為「+」表示吸熱反應,ΔH為「-」表示放熱反應。

5、從微觀角度:ΔH=E吸收-E放出(微觀),其中:E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量,E放出表示生成物成鍵時放出的總能量;ΔH為「+」表示吸熱反應,ΔH為「-」表示放熱反應。

6、體系:被研究的物質系統稱為體系,體系以外的其他部分稱為環境。放熱是體系對環境做功,把能量傳遞給環境;而吸熱則是環境對體系做功,是環境把能量傳遞給體系。

7、反應熱和焓變的單位都是「kJ/mol或kJ·mol-1」,其中mol是指每摩爾某一反應,而不是指某一物質的微粒等。

8、常見的放熱反應有:化合反應、酸鹼中和反應、燃燒反應、活潑金屬與酸的反應等;常見的吸熱反應有:分解反應、碳與一氧化碳的反應、氫氧化鋇與氯化銨固體的反應等。

⑻ 求焓變四種方法

求焓變有以下幾種方法:
1 由各個物質的摩爾生成焓求反應焓
△H=ΣμH (此處說明以下,因為符號打不出來,μ為各個物質在確定的反應中的系數,生成物為正反應物為負。H為標准狀況下各個物質的摩爾生成焓,,穩定單質298.15K此值為0,文字敘述:標准狀態下的反應焓變等於各個生成物的摩爾生成焓與系數的成績減去各個反應物的摩爾生成焓與系數的乘積。)
2 由燃燒焓計算反應焓
△H=-Σμ△H(此處注意負號,右側△H為各個物質的摩爾燃燒焓,μ仍然為各個物質的系數。總體文字敘述是:標准狀態下的反應熱等於反應物的燃燒焓減去生成物的燃燒焓)
3 基希霍夫公式
△H(T2)=△H(T1)+∫△CdT(此式是已知T1溫度下的摩爾反應焓求T2溫度下的摩爾反應焓,積分區間是從T1到T2,C為恆壓熱容。此式僅限參與反應的各個物質均不發生相變才能使用)希望我的回答能夠幫到你。

⑼ 高中化學焓變怎麼計算

焓(hán)變(Enthalpy changes)即物體焓的變化量。[1] 焓是物體的一個熱力學能狀態函數,即熱函:一個系統中的熱力作用,等於該系統內能加上其體積與外界作用於該系統的壓強的乘積的總和(Enthalpy is a combination of internal energy and flow work.)。

焓是一個狀態函數,也就是說,系統的狀態一定,焓的值就定了。
焓的定義式(焓沒有實際的物理意義,但是他有操作意義。)是這樣的:H=U+pV [焓=流動內能+推動功]
其中U表示熱力學能,也稱為內能(Internal Energy),即系統內部的所有能量;
p是系統的壓強(Pressure),V是系統的體積(Volume) 。
焓變
焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統狀態的狀態函數,焓變沒有明確的物理意義。
ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。
ΔH=ΔU+Δ(pV)
在恆壓條件下,ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。
焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一,另一個是熵變。
熵增焓減,反應自發;
熵減焓增,反應逆向自發;
熵增焓增,高溫反應自發;
熵減焓減,低溫反應自發。

⑽ 計算焓變的值

1、從宏觀角度:焓變(△H):ΔH=H生成物-H反應物(宏觀),其中:

H生成物表示生成物的焓的總量;H反應物表示反應物的焓的總量;ΔH為「+」表示吸熱反應,ΔH為「-」表示放熱反應。

2、從微觀角度:ΔH=E吸收-E放出(微觀),其中:E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量,E放出表示生成物成鍵時放出的總能量;ΔH為「+」表示吸熱反應,ΔH為「-」表示放熱反應。

常用計算方法:

(1)根據熱化學方程式進行計算:焓變與反應物各物質的物質的量成正比;

(2)根據反應物和生成物的總焓計算:ΔH=H(反應產物)-H(反應物);

(3)依據反應物化學鍵斷裂與生成物化學鍵形成過程中的能量變化計算:ΔH=反應物的化學鍵斷裂吸收的能量-生成物的化學鍵形成釋放的能量;

(4)根據蓋斯定律的計算;

(5)根據比熱公式求算:Q=-c·m·ΔT。

(10)焓變的計算方法擴展閱讀

(1)反應焓變的數值與各物質的系數成正比。因此熱化學方程式中各物質的系數改變時,其反應焓變的數值需同時做相同倍數的改變。

(2)正、逆反應的反應熱焓變的數值相等,符號相反。

(3)熱化學方程式與數學上的方程式相似,可以移項同時改變正負號,各項的系數包括ΔH的數值可以同時擴大或縮小相同的倍數。

(4)多個熱化學方程式可以相加或相減,ΔH也進行相應的相加或相減,得到一個新的熱化學方程式。

(5)熱化學方程式中的反應焓變是指反應按照所給形式進行完全時的反應焓變。

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