高中化学反应热的计算公式 化学反应热的计算是必修几
化学反应热计算公式
首先公式错了.△H=生成物总能量-反应物的总能量..
高中化学反应热的计算公式 化学反应热的计算是必修几
高中化学反应热的计算公式 化学反应热的计算是必修几
高中化学反应热的计算公式 化学反应热的计算是必修几
△H是焓变.不是能量.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≠能量
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.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≠能量
你说的公式是对的，但解释不对，根据这个公式，若反应物的总能量>生成物总能量,则△H>0,△H>0是吸热反应，所以证明生成物的总能量加上这一部分热量，才等于反应物的总能量。也就是说公式应理解为：反应物的总能量=生成物总能量+△H。若△H为负值，那生成物总能量相当于减去这一部分负值的热能等于反应物总能量。
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.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≠能量
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.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≠能量
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.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≠能量
△H>0 就说明生成物的焓大于反应物的焓...
那么能量不会自行消灭和出现 造成生成物的焓大于反应物的焓的原因就是反应中吸收了热量
设一下不就出来了么。
甲烷x
mol，CO
ymol
2+氧气＝2二氧化碳
△H＝-566。。。。那么1mol
CO燃烧放热就是283KJ咯
于是890x+283y=262.9
①50gCaCO3么0.5mol咯，所以碳元素也是0.5mol咯。。。碳元素是二氧化碳来的，而二氧化碳里面的碳是CO,CH4来的。。。所以x+y=0.5
②①②联立解一下x=0.2，y=0.3
体积比就是物质的量比=2/3
是生成物能量大于反应物能量,反应放热,ΔH小于0
生成物能量小于反应物能量,反应吸热,ΔH大于0
反应热的计算公式
反应热的计算公式：Q=n()×|ΔH|。在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和。
在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和 。
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。
反应热的计算公式是什么？
依据燃烧热数据，利用公式直接求算反应热，Q=燃烧热×n(的物质的量)。
反应物与生成物的总能量的值计算，ΔH=E（生成物）－E（反应物）。
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。
扩展资料
燃烧热已确定的稳定产物的焓值为0反应物的相对焓值。规定标准燃烧热的目的，同规定标准生成热一样是为了间接通过盖斯定律计算反应热。通常查表得到的标准燃烧热的数据都是298.15k时的值，温度可不加
注意事项：
1、条件： 25℃ ,101 kPa。
2、及物质的量：1 mol纯物质。
3、 放出热量：ΔH<0，单位kJ/mol。
4、所谓完全燃烧也是完全氧化，是指物质中的下列元素完全转变成对应的稳定物。
参考资料：
反应热公式
在利用键能计算时：
化学反应反应热公式=E反-E生
在利用相对能量计算时：
化学反应反应热公式=E生-E反
不能一概而论。
怎么样计算反应热？
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.
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（）×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,化学反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.
7.根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算
对于某一状态下的反应"0=ΣBVB"(这是一种把反应物通过移项变号移动到等号右边的写法,在这种写法中,反
应物的系数为负）该反应的反应热△H=ΣBVB△fHm,即反应热等于所有参与反应的物质在该状态下的标准摩尔生成焓与该物质在化学方程式中的化学计量系数的乘积的代数和.这是可以利用盖斯定律和标准摩尔生成焓的定义来证明的.一些工具书中会有各种物质的标准摩尔生成焓,可以通过查阅计算出所需的反应热.
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反应热的计算方法？
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。
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（）×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，化学反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。
7.根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算
对于一定温度，标准压力下的反应"0=ΣBVBRB"(这是一种把反应物通过移项变号移动到等号右边的写法，在这种写法中，反应物的系数为负，VB是反应物或生成物RB的化学计量数，ΣB表示对所有物质求和）该反应的反应热△rHmθ =ΣBVB△fHmθ(B)
8．根据反应物和生成物的标准摩尔燃烧焓来计算
对于很多有机物来说，直接利用单质合成是有困难的，但有机物大多可以燃烧，因此，标准摩尔燃烧焓更容易得到。
9、另外，可以根据各反应物和生成物的标准摩尔燃烧焓以及它们的 燃烧方程来确定它们的标准摩尔生成焓，也能间接的算出反应热。
反应热，通常是指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。也就是说，反应热通常是指：体系在等温、 等压过程中发生 物理或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”。
影响反应热的因素：内部因素：与化学反应的反应物生成焓和产物的生成焓有关。外部因素：与反应温度、压强有关。
反应热的计算
反应热的计算：
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。
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（）×该物质的燃烧热。
6、根据盖斯定律进行计算：
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。
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