如何更簡便的方法求化學反應熱

㈠ 化學反應熱計算公式

反應熱的正確公式為Q=cm△t。

式中各物理量的單位如下：熱量Q：焦耳 （ J ）比熱容C：焦耳/千克℃ （ J/kg℃ ）質量m：千克 （ kg ）升高（或降低）的溫度△t：攝氏度（ ℃ ）。

，這是一個固定的值強酸跟強鹼發生中和反應生成1 mol液態水時的反應熱叫做中和熱H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)；△H =-57.3kJ/mol。

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通過蓋斯定律可以計算出一些不能直接測量的反應的反應熱

例：

已知：

①C(s)+O2(g)= CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol

②CO(g)+1/2O2(g)= CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol

求：C(s)+1/2O2(g)= CO (g) 的反應熱△H3

㈡ 如何利用化學方程式計算反應熱

反應熱的計算常見方法：
(1)化學鍵變化與能量大小的定性、定量判斷；(2)反應熱的計算；(3)蓋斯定律的應用。

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

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

(3)根據蓋斯定律計算：
反應熱與反應物的物質的量成正比。化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關．即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。例如：由圖可得ΔH＝ΔH1＋ΔH2，

(4)根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|。

㈢ 化學反應熱的計算方法

化學反應熱效應的計算是產物的生成焓之和減去反應物的生成焓之和

㈣ 化學反應熱如何計算

兩種演算法：
1、反應熱與物質能量關系：△H=反應物的總能量-生成物的總能量
2、△H=反應物的鍵能總合-生成物的鍵能總合。
一般題目會告訴你其中一種條件，就能算了。

㈤ 反應熱的計算

反應熱的計算：

1、通過實驗測得：

根據比熱公式進行計算：Q=cm△t，再根據化學反應方程式由Q來求反應熱。

2、反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

3、利用鍵能計算反應熱：

通常人們把拆開1mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。

方法：△H=ΣE（反應物）— ΣE（生成物），即反應熱等於反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。

如反應H2（g）+ Cl2（g） ═2HCl（g）。

△H=E（H-H） + E(Cl-Cl） - 2E（H-Cl）。

4、由反應物和生成物的總能量計算反應熱：

△H=生成物總能量-反應物的總能量。

5、根據燃燒熱計算：

物質燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質的燃燒熱。

6、根據蓋斯定律進行計算：

化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的；也就是說，化學方應的反應熱只與反應的始態和終態有關，與反應途徑無關。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。

㈥ 多個化學反應熱怎樣快速計算，主要說方法

反應熱的計算常見方法：
(1)化學鍵變化與能量大小的定性、定量判斷；(2)反應熱的計算；(3)蓋斯定律的應用.
詳(1)利用鍵能計算反應熱：通常人們把拆開1 mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能,鍵能通常用E表示,單位為kJ/mol或kJ·mol－1.方法：ΔH＝∑E(反應物)－∑E(生成物),即ΔH等於反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差.如反應H2(g)＋Cl2(g) === 2HCl(g) ΔH＝E(H—H)＋E(Cl—Cl)－2E(H—Cl).
(2)由反應物、生成物的總能量計算反應熱：ΔH＝生成物總能量－反應物總能量.
(3)根據蓋斯定律計算：
反應熱與反應物的物質的量成正比.化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關,而與反應的途徑無關．即如果一個反應可以分步進行,則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的.例如：由圖可得ΔH＝ΔH1＋ΔH2,
(4)根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|.

㈦ 反應熱的計算方法

反應熱計算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB
式中△U≡U終態-U始態≡U反應產物-U反應物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即發生1mol反應，產物氣體分子總數與反應物氣體分子總數之差。
由該式可見，對於一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決於反應前後氣體分子總數是否發生變化，若總數不變，系統與環境之間不會發生功交換，於是，Qp=QV；若總數減小，對於放熱反應∣Qp∣>∣QV∣，等壓過程放出熱多於等容過程放出熱。
若反應前後氣體分子總數增加，對於放熱反應，∣Qp∣<∣QV∣，反應前後內能減少釋放的一部分能量將以做功的形式向環境傳遞，放出的熱少於等容熱效應。同樣的，對於吸熱反應也可以類推得到。
一般情況下，物質越穩定，具有的能量就越低；物質越不穩定，具有的能量就越高。如果一個化學反應中，反應物的總能量大於產物的總能量，則該反應就是放熱反應，此時的△H<0.反之則為吸熱反應，△H>0.
反應熱與物質能量關系：△H=生成物的總能量-反應物的總能量；又知一種物質的鍵能之和越大越穩定，具有的能量就越低.
反應熱與鍵能的關系△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。
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將上式展開又可得到：
Qp=△U+p△V=（U終態-U始態）+p（U終態-U始態）
=（U終態+pU終態）-（U始態+pU始態）
由於U、p、V都是狀態函數，因此U+pV也是狀態函數，為此，我們定義一個新的狀態函數，稱為焓，符號為H，定義式為H≡U+pV，於是：
△H=H終態-H始態=
Qp
1.通過實驗測得
根據比熱容公式進行計算：Q=cm△t，再根據化學反應方程式由Q來求反應熱。
2.反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。
3.利用鍵能計算反應熱
通常人們把拆開1mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
方法：△H=ΣE（反應物）—
ΣE（生成物），即反應熱等於反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。
如反應H2(g)
+
Cl2(g)
═2HCl(g）；
△H=E(H-H)
+
E(Cl-Cl)
-
2E(H-Cl)
4.由反應物和生成物的總能量計算反應熱
△H=生成物總能量-反應物的總能量。
5.根據燃燒熱計算
物質燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質的燃燒熱
反應熱原則上可用兩種實驗方法測定：
(1)用量熱計直接測量，例如使反應在絕熱的密閉容器中進行，通過能量衡算便可算出反應熱；
(2)先測定不同溫度下的反應平衡常數，然後用關聯反應熱、反應平衡常數和溫度的熱力學公式計算反應熱。對於難以控制和測定其反應熱或平衡常數的化學反應，可根據1840年T．H．蓋斯所提出的蓋斯定律（化學反應或物理變化的熱效應與其途徑無關）。
利用生成熱（恆溫時由最穩定的單質化合成1
mol某種化合物時焓的變化）或燃燒熱(1mol某物質完全燃燒時焓的變化)間接計算。
參考資料：搜狗網路——反應熱

㈧ 化學反應熱是怎麼算的

斷鍵要吸熱，用正號；
成鍵放熱，用負號
（提示：化學鍵的斷裂和形成所吸、放的能量在數值上是相等的）
固體轉化為氣體是吸收能量亦即吸熱，故加正號
然後再乘上系數和每摩爾中所含的鍵數，最後將
反應物吸收的能量（帶上正號）加上生成物放出的能量（帶上負號）得出的數據（帶正負號的）即為反應熱。若帶負號則表示放熱反應；帶正號則表示吸熱反應。
本人小貼士：所有計算的反應熱都帶上正負號，這樣就不會混亂了，因為最後的反應熱只需要將這些帶正負號的數據加起來即可。(*^__^*)
本題列式：
（+280kJ/mol
）+3×（+160
kJ/mol
）6×（-330
kJ/mol
）=
-1220kJ/mol