焓变的计算方法

⑴ 焓变公式是什么关于ΔH的所有公式。

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。

焓的定义式：(焓没有实际的物理意义，但是它有操作意义。)是这样的：H=U+pV（焓=流动内能+推动功）ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。公式为：ΔH=ΔU+Δ(pV)。

(1)焓变的计算方法扩展阅读：

盖斯定律

盖斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，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。尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。

⑵ 化学反应焓变的计算方法有哪些

采用t-t曲线外推法可以计算出反应的活化能，而用反应平衡前后的温度差计算，因为不知道反应平衡的位置，反应后最高温度可能没有达到化学反应平衡。一般情况下，如果没有给出图像可以用反应平衡前后的温度差计算，如果给出图像就用t-t曲线外推法。

⑶ 关于焓变与燃烧热的计算

(1)第一种方法是用于计算宏观意义上的焓变的，第二种方法是用于计算微观意义上的焓变的，二者是微观与宏观上的区别
（2）计算δh时一定要带符号；并不是计算完之后看e反>e生.然后在δh值上添负号。e反<e生。然后在δh值上添正号
（3）燃烧热是指25摄氏度101kpa时，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物所放出的能量，而焓变是指反应前后焓的差，焓变包括燃烧热。计算填写时，只需注意燃烧热所指定的条件，一定是25摄氏度101kpa，且注意是1mol,完全燃烧,稳定氧化物.应该没有问题了

⑷ 怎么计算焓变值

一个未知反应的焓变可以根据已知焓变进行计算,比如：
已知反应的焓变有：生成焓,燃烧焓,水合焓,键焓等等,利用这些已知的反应焓变可以估算一个未知的反应焓来.
如：
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
这些标准生成焓变在物理化学手册上可以查到.

⑸ 焓变是什么，单位是什么

焓（hán）变(Enthalpy changes)即物体焓的变化量，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。

焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函：一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压强的乘积的总和。

焓变的单位是“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。

(5)焓变的计算方法扩展阅读

化学焓变的计算总结：

1、根据实验测得热量的数据求算

反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。对于同一反应状态而言，相应物质的量之比等于对应的反应热之比。

2、根据物质能量的变化求算

根据能量守恒，焓变等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。当E1(反应物)＞E2(生成物)时，△H＜0，是放热反应；反之，是吸热反应。△H＝ΣE生成物－ΣE反应物。

3、根据键能的大小求算

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焓变和键能的关系为△H ＝E1(反应物的键能总和)-E2(生成物的键能总和)

4、根据燃烧热求算

燃烧热表明了燃料燃烧的能量变化。△H的大小可以根据燃烧热的定义来计算。

5、根据盖斯定律的规律求算

具体计算方法是：通过热化学方程式的叠加，进行△H的加减运算。

⑹ 焓变怎么计算

焓变的值就是用生成物的总能量减去反应物的总能量,得到的是正的,反应就是吸热.是负的就是放热.

⑺ 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。

(7)焓变的计算方法扩展阅读：

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。

⑻ 求焓变四种方法

求焓变有以下几种方法：
1 由各个物质的摩尔生成焓求反应焓
△H=ΣμH （此处说明以下，因为符号打不出来，μ为各个物质在确定的反应中的系数，生成物为正反应物为负。H为标准状况下各个物质的摩尔生成焓，，稳定单质298.15K此值为0，文字叙述：标准状态下的反应焓变等于各个生成物的摩尔生成焓与系数的成绩减去各个反应物的摩尔生成焓与系数的乘积。）
2 由燃烧焓计算反应焓
△H=-Σμ△H（此处注意负号，右侧△H为各个物质的摩尔燃烧焓，μ仍然为各个物质的系数。总体文字叙述是：标准状态下的反应热等于反应物的燃烧焓减去生成物的燃烧焓）
3 基希霍夫公式
△H(T2)=△H（T1）+∫△CdT（此式是已知T1温度下的摩尔反应焓求T2温度下的摩尔反应焓，积分区间是从T1到T2，C为恒压热容。此式仅限参与反应的各个物质均不发生相变才能使用）希望我的回答能够帮到你。

⑼ 高中化学焓变怎么计算

焓（hán）变(Enthalpy changes)即物体焓的变化量。[1] 焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函：一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压强的乘积的总和(Enthalpy is a combination of internal energy and flow work.)。
焓
焓是一个状态函数，也就是说，系统的状态一定，焓的值就定了。
焓的定义式（焓没有实际的物理意义，但是他有操作意义。）是这样的：H=U+pV [焓=流动内能+推动功]
其中U表示热力学能，也称为内能(Internal Energy)，即系统内部的所有能量；
p是系统的压强(Pressure)，V是系统的体积(Volume) 。
焓变
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。

⑽ 计算焓变的值

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。

(10)焓变的计算方法扩展阅读

（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。