算反應焓有哪些方法

① 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。

② 焓變怎麼計算

鍵能是物質成鍵放出的熱量或者是物質斷鍵需要吸收的能量，如果鍵能越高說明這種物質成鍵時放出的能量越多、或者是這種物質斷鍵時需要吸收的能量越多。既然成鍵放出的能量多了、那麼它本身的能量就小了，因此一種物質鍵能的大小與其本身能量的大小是相反的。所以焓變的計算才出現一種是ΔH=E生成物總能量 - E反應物總能量。另一種是ΔH=E反應物的鍵能 - E生成物的鍵能、這里還要說明一下鍵能越大物質是越穩定的、相反越不穩定

③ 熱化學方程式的書寫及焓變的5種計算方法

書寫和應用熱化學方程式時必須注意以下幾點：
（1）反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強（25℃、101kPa時，可以不註明）
（2）各物質化學式右側用圓括弧（）表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態時，還需將晶態註明，例如S（斜方），S（單斜），C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應物質，則須註明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表無限稀釋水溶液。
（3）熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量，不表示物質分子個數或原子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。
（4）△H只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則△H為「-」；若為吸熱反應，則△H為「+」。其單位一般為kJ/mol。同一化學反應，若化學計量數不同時△H的值不同。若化學計量數相同，當反應物、生成物狀態不同時，△H的值也不同。
（5）熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由於△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。
（6）不標「↑」或「↓」
（7）熱化學方程式一般不需要寫反應條件，例如：△（加熱），因為聚集狀態已標出。
（8）有機熱化學方程式用「=」，不用「→」。
計算方法：
1、 焓的定義式(物理意義)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;
2、焓變是生成物與反應物的焓值差。ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。ΔH=ΔU+Δ(pV)
3、末態(生成物)能量減初態(反應物)能量
4、蓋斯定律

④ 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。

⑤ 反應熱的常用計算方法是什麼

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。

(5)算反應焓有哪些方法擴展閱讀

直供系統或間供系統的二級管網，也都存在著運行溫差過小的問題。用戶的室內採暖系統一般按供回水溫差25℃設計，但實際運行的溫差都在20℃以下，有的甚至只有10℃左右。

因此存在著大量電能浪費問題。二級管網和室內採暖系統的節能潛力也很大。

能耗的降低是多方面的，溫差的提高勢必會管道輸送損耗。

⑥ 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。

(6)算反應焓有哪些方法擴展閱讀：

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。

⑦ 怎樣計算一個未知化學反應的反應焓變

化學反應的反應熱可近似看做焓變,其計算方法可以1,生成物總能量減反應物總能量,2根據斷鍵吸熱成鍵放熱計算.要精確計算要考慮熵變.你是高中生吧?高中不會考熵變的計算的.

⑧ 你有三種方法可以確定一個反應的焓的變化

反應焓：在等溫等壓下化學反應的焓變為生成物焓的總和減去反應物焓的總和之差。
生產焓：這個是人為的規定，在標准壓力下（100KPa）下，在進行反應的溫度時，有最穩定的單質合成標准壓力P下單位量物質B的反應焓變，叫做物質B的標准摩爾生成焓。
燃燒焓：可燃物質B在標準的壓力下，反應溫度T時，單位量的物質B完全氧化為同溫下指定產物時的標准摩爾焓變。
三者之間的關系為： 從燃燒焓可以計算反應焓，如果知道反應中各物質的標准摩爾燃燒焓，反應焓就等於各反應物燃燒焓的總和減去各產物燃燒焓的總和。
從燃燒焓也可以求生成焓（特別是一些通常不能直接由單質合成的有機化合物），舉例： 求C（s)+2H2(g)+1/2O2(g)==CH3OH(L)反應焓變
△fH CH3OH=△cH C+2△cH H2 -△cH CH3OH
△fH 為反應焓 △cH 為燃燒焓