反应热的计算方法
反应热计算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB
式中△U≡U终态-U始态≡U反应产物-U反应物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即发生1mol反应，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。
由该式可见，对于一个具体的化学反应，等压热效应与等容热效应是否相等，取决于反应前后气体分子总数是否发生变化，若总数不变，系统与环境之间不会发生功交换，于是，Qp=QV；若总数减小，对于放热反应∣Qp∣>∣QV∣，等压过程放出热多于等容过程放出热。
若反应前后气体分子总数增加，对于放热反应，∣Qp∣<∣QV∣，反应前后内能减少释放的一部分能量将以做功的形式向环境传递，放出的热少于等容热效应。同样的，对于吸热反应也可以类推得到。
一般情况下，物质越稳定，具有的能量就越低；物质越不稳定，具有的能量就越高。如果一个化学反应中，反应物的总能量大于产物的总能量，则该反应就是放热反应，此时的△H<0.反之则为吸热反应，△H>0.
反应热与物质能量关系：△H=生成物的总能量-反应物的总能量；又知一种物质的键能之和越大越稳定，具有的能量就越低.
反应热与键能的关系△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
扩展资料：
将上式展开又可得到：
Qp=△U+p△V=（U终态-U始态）+p（U终态-U始态）
=（U终态+pU终态）-（U始态+pU始态）
由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，为此，我们定义一个新的状态函数，称为焓，符号为H，定义式为H≡U+pV，于是：
△H=H终态-H始态= Qp
1.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差。
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（可燃物）×该物质的燃烧热
反应热原则上可用两种实验方法测定：
(1)用量热计直接测量，例如使反应在绝热的密闭容器中进行，通过能量衡算便可算出反应热；
(2)先测定不同温度下的反应平衡常数，然后用关联反应热、反应平衡常数和温度的热力学公式计算反应热。对于难以控制和测定其反应热或平衡常数的化学反应，可根据1840年T．H．盖斯所提出的盖斯定律（化学反应或物理变化的热效应与其途径无关）。
利用生成热（恒温时由最稳定的单质化合成1 mol某种化合物时焓的变化）或燃烧热(1mol某物质完全燃烧时焓的变化)间接计算。
参考资料：百度百科——反应热
广东宝元通
2024-10-28 广告
式中△U≡U终态-U始态≡U反应产物-U反应物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即发生1mol反应，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。
由该式可见，对于一个具体的化学反应，等压热效应与等容热效应是否相等，取决于反应前后气体分子总数是否发生变化，若总数不变，系统与环境之间不会发生功交换，于是，Qp=QV；若总数减小，对于放热反应∣Qp∣>∣QV∣，等压过程放出热多于等容过程放出热。
若反应前后气体分子总数增加，对于放热反应，∣Qp∣<∣QV∣，反应前后内能减少释放的一部分能量将以做功的形式向环境传递，放出的热少于等容热效应。同样的，对于吸热反应也可以类推得到。
一般情况下，物质越稳定，具有的能量就越低；物质越不稳定，具有的能量就越高。如果一个化学反应中，反应物的总能量大于产物的总能量，则该反应就是放热反应，此时的△H<0.反之则为吸热反应，△H>0.
反应热与物质能量关系：△H=生成物的总能量-反应物的总能量；又知一种物质的键能之和越大越稳定，具有的能量就越低.
反应热与键能的关系△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
扩展资料：
将上式展开又可得到：
Qp=△U+p△V=（U终态-U始态）+p（U终态-U始态）
=（U终态+pU终态）-（U始态+pU始态）
由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，为此，我们定义一个新的状态函数，称为焓，符号为H，定义式为H≡U+pV，于是：
△H=H终态-H始态=
Qp
1.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差。
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（可燃物）×该物质的燃烧热
反应热原则上可用两种实验方法测定：
(1)用量热计直接测量，例如使反应在绝热的密闭容器中进行，通过能量衡算便可算出反应热；
(2)先测定不同温度下的反应平衡常数，然后用关联反应热、反应平衡常数和温度的热力学公式计算反应热。对于难以控制和测定其反应热或平衡常数的化学反应，可根据1840年T．H．盖斯所提出的盖斯定律（化学反应或物理变化的热效应与其途径无关）。
利用生成热（恒温时由最稳定的单质化合成1
mol某种化合物时焓的变化）或燃烧热(1mol某物质完全燃烧时焓的变化)间接计算。
参考资料：搜狗百科——反应热
△H是焓变.不是能量差.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=键能差≠能量差
1.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差。
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（可燃物）×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)
（如图。θ表示标准压力，为1*10^5Pa。实际上，这一符号并不写作“西塔”，只是一个圆圈中间一道横线，比“西塔”稍胖。“m”表示每摩尔反应），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，详见生成焓。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。
例如，对于反应CO(g)+H2O(g)==CO2(g)+H2(g) △rHmθ
在298K，标准压力下各物质的标准摩尔生成焓为：
△fHmθ[CO(g)]=-110.53kJ/mol
△fmθ[H2O(g)]=-241.82kJ/mol
△fHmθ[CO2(g)]=-393.51kJ/mol
△fHmθ[H2(g)]=0
∴△rHmθ=ΣBVB△fHmθ(B) =(-393.51*1+0*1+(-110.53)*(-1)+(241.82*(-1)))kJ/mol=-41.16kJ/mol
该反应的反应热为-41.16kJ/mol。
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。
对于某一状态下的反应0=ΣBVBRB，该反应的反应热还等于△rHmθ = - ΣBVB△cHmθ(B)（如图），
这也是可以利用盖斯定律和标准摩尔燃烧焓的定义来证明的。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燃烧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的相反数。
例如，对于标准状况下的反应：CH3CHO（l）+H2（g）==C2H5OH（l）△rHmθ
△cHmθ[CH3CHO(l)]=-1166.37kJ/mol
△cHmθ[H2(g)]=-285.84kJ/mol
△cHmθ[C2H5OH(l)]=-1366.83kJ/mol
∴△rHmθ=-ΣBVB△cHmθ(B)=-(-1366.83*1+(-1166.37)*(-1)+(-285.84)*(-1))kJ/mol=-85.38kJ/mol
该反应的反应热为-85.38kJ/mol。
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。
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。
反应热的正确公式为Q=cm△t。
式中各物理量的单位如下：热量Q：焦耳 （ J ）比热容C：焦耳/千克℃ （ J/kg℃ ）质量m：千克 （ kg ）升高（或降低）的温度△t：摄氏度（ ℃ ）。
，这是一个固定的值强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol液态水时的反应热叫做中和热H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)；△H =-57.3kJ/mol。
扩展资料
通过盖斯定律可以计算出一些不能直接测量的反应的反应热
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) 的反应热△H3
参考资料来源：百度百科-反应热
