有哪些方法可以測定反應熱

⑴ 可逆反應的反應熱是怎樣測定的

可逆反應的反應熱是【一定量的】反應物完全反應後放出或吸收的熱量。以n2
+
3h2
<=>
2nh3
為例來說明，
要測量
3mol氫氣和1mol氮氣合成2mol氨的反應熱，可以多加一些反應物，比如加6mol氫氣和2mol氮氣。
放熱吸熱指的都是正反應吧？-----對

⑵ 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。

(2)有哪些方法可以測定反應熱擴展閱讀：

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。

⑶ 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。

(3)有哪些方法可以測定反應熱擴展閱讀

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。

⑷ 如何測定一個化學反應過程中的反應熱

反應熱,通常是指：當一個化學反應在恆壓以及不作非膨脹功的情況下發生後,若使生成物的溫度回到反應物的起始溫度,這時體系所放出或吸收的熱量稱為反應熱.也就是說,反應熱通常是指：體系在等溫、等壓過程中發生物理或化學的變化時所放出或吸收的熱量.化學反應熱有多種形式,如：生成熱、燃燒熱、中和熱等.

⑸ 反應熱的測定實驗裝置還可以進行哪些實驗

化學反應熱效應的測定實驗

一、實驗要求

⒈學會測定化學反應熱效應的一般原理和方法，測定鋅與硫酸銅反應的熱效應。

⒉學習准確濃度溶液的配製方法。

⒊掌握利用外推法校正溫度改變值的作圖方法。

二、實驗原理

對一化學反應，當生成物的溫度與反應物的溫度相同，且在反應過程中除膨脹功以外不做其它功時，該化學反應所吸收或放出的熱量，稱為化學反應熱效應。若反應是在恆壓條件下進行的，則反應的熱效應稱為恆壓熱效應Qp，且此熱效應全部增加體系的焓（ΔH），所以有

ΔH = Qp

式中ΔH為該反應的焓變。對於放熱反應ΔrHm為負值，對於吸熱反應ΔrHm 為正值。

例如，在恆壓條件下，1mol鋅置換硫酸銅溶液中的銅離子時，放出216.8 kJ 的熱量，即

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu ΔrHm=–216.8 kJ·mol-1

測定化學反應熱效應的基本原理是能量守恆定律，即反應所放出的熱量促使反應體系溫度的升高。因此，對上面的反應，其熱效應與溶液的質量（m）、溶液的比熱（c）和反應前後體系溫度的變化（ΔT ）有如下關系

Qp = - (cmΔT+KΔT)

式中K為熱量計的熱容量，即熱量計本身每升溫1度所吸收的熱量。

由溶液的密度（d）和體積（V）可得溶液的質量，即

m=dV

若上述反應以每摩爾鋅置換銅離子時所放出的熱量（千焦）來表示，綜合以上三式，可得

ΔrHm＝Qp/n＝-1/1000n(cdv+K)ΔT （1）

式中n為V毫升溶液中的物質的量。

熱量計的熱容量可由如下方法求得：在熱量計中首先加入溫度為T1、重量為W1的冷水、再加入溫度為T2、重量為W2的熱水，二者混合後，水溫為T，則熱量計得熱為q0=(T-T1)K

冷水得熱為q1=(T-T1)W1c水

熱水失熱為q2=(T2-T)W2c水

因此q0=q2-q1

綜合以上四式可得熱量計的熱容量為

⑹ 許多化學反應的反應熱可以通過什麼直接測量

用於測定物質的熱容及各種反應熱的儀器，叫量熱計，也稱量熱儀、量熱器

量熱計使用說明

1、本機採用高檔單片機構成，結構簡單，性能可靠，抗干擾能力強。

2、可自動加水、排水、攪拌、點火、采溫、計算、校正、列印、實驗過程實現了全自動化，避免了人為誤差，准確度及精密度大大提高。

3、實驗自動冷卻校正，對環境溫度要求寬松，在提高實驗准確的同時，又保證了儀器長時間運行的穩定性。

4、實驗後可自動換算列印高、低位發熱量，更符合一般常規實驗。

5、全中文顯示，簡單易操作介紹 TAM，美國量熱計產品，多樣式的量熱計能滿足用戶之不同需求。多達四個獨立式的量熱計能實時同步的與TAMIII搭配使用，進行重復性實驗或是不同類型的實驗。多達四個獨立式的量熱計能即時同步的與TAMIII搭配使用，進行重復性實驗或是不同類型的實驗。TAMIII完全能與標准附件搭配，進而使用多個量熱計來增加樣品的分析數量以及樣品的功能性。隨著多重量熱計的增加，維持了六個小型獨立式的量熱計，使樣品分析數量充分的增加。標準式TAMIII已足夠應用在許多方面，然而具有48個通道的TAMIII可以進行48個樣品的實時同步分析，對於大量的樣品分析，是極受推薦的儀器。標準式TAMIII已足夠應用在許多方面，然而具有48個通道的TAMIII可以進行48個樣品的即時同步分析，對於大量的樣品分析，是極受推薦的儀器。

⑺ 有什麼裝置能夠測量恆壓反應熱

熱重分析儀 TG基本原理
熱重法是在程序控溫下，測量物質的質量隨溫度(或時間)的變化關系。檢測質量的變化最常用的辦法就是用熱天平，測量的原理有兩種，可分為變位法和零位法。所謂變位法，是根據天平梁傾斜度與質量變化成比例的關系，用差動變壓器等檢知傾斜度，並自動記錄。零位法是採用差動變壓器法、光學法測定天平梁的傾斜度，然後去調整安裝在天平系統和磁場中線圈的電流，使線圈轉動恢復天平梁的傾斜，即所謂零位法。由於線圈轉動所施加的力與質量變化成比例，這個力又與線圈中的電流成比例，因此只需測量並記錄電流的變化，便可得到質量變化的曲線。 TGA的基本原理TGA即熱重分析法是在過程式控制制下，測量物質的質量與溫度的關系的一種技術。許多物質在加熱過程中常伴隨質量的變化，這種變化過程有助於研究晶體性質的變化，如熔化、蒸發、升華和吸附等物質的物理現象；也有助於研究物質的脫水、解離、氧化、還原等物質的化學現象。其數學表達式為：W=f(t)，其中，W為質量，也可以用質量變化率表示；t為溫度，也常用時間的單位表示。熱重分析通常可分為兩類：動態(升溫)和靜態(恆溫)。典型的TGA圖譜（介紹曲線及其名詞術語），在實際運用中，還常用它的微分曲線（微分曲線上更清晰地表明了反應速率等相關信息）。從熱重法派生出微商熱重法(DTG)，它是TG曲線對溫度(或時間)的一階導數。以物質的質量變化速率（dm/dt）
對溫度T(或時間t)作圖，即得DTG曲線。DTG曲線上的峰代替TG曲線上的階梯，峰面積正比於試樣質量。DTG曲線可以微分TG曲線得到，也可以用適當的儀器直接測得，DTG曲線比TG曲線優越性大，它提高了TG曲線的分辨力。

⑻ 化學變化的熱效應計算方法有哪些

(1)熱化學方程式中化學計量數之比等於各物質物質的量之比；還等於反應熱之比。

(2)熱化學方程式之間可以進行加減運算。

計算方法匯總
1、根據實驗測得熱量的數據求算

反應熱的定義表明：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。
2、根據物質能量的變化求算

根據能量守恆，反應熱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。該方法只能用於定性判斷一個反應是放熱還是吸熱，因為物質的絕對能量是測不到的。
3、根據反應實質鍵能的大小求算
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熱效應(反應熱)和鍵能的關系：
△H ＝E1(反應物的鍵能總和)-E2(生成物的鍵能總和)

4、根據熱化學方程式求算

熱化學方程式中表明了化學反應中能量的變化。△H的大小與方程式中物質的系數大小成正比 。
5、根據蓋斯定律的規律求算

蓋斯定律是熱化學中一個相當有實用價值的定律。其內容是不管化學反應過程是一步完成還是分幾步完成，總過程的熱效應是相同的，即一步完成的反應熱等於分幾步完成的反應熱之和。利用這一規律，可以從已經測定的反應的熱效應來計算難於測量或不能測量反應的熱效應，它是間接求算反應熱的常用方法。

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。

⑼ 反應熱的常用計算方法是什麼

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 蓋斯定律：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，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，與反應途徑無關。