反應(yīng)熱計(jì)算方法(反應(yīng)熱的計(jì)算方法)
1.反應(yīng)熱的計(jì)算方法
反應(yīng)熱計(jì)算公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB
式中△U≡U終態(tài)-U始態(tài)≡U反應(yīng)產(chǎn)物-U反應(yīng)物，式中∑vB(g)=△n(g)/mol，即發(fā)生1mol反應(yīng)，產(chǎn)物氣體分子總數(shù)與反應(yīng)物氣體分子總數(shù)之差。
由該式可見，對(duì)于一個(gè)具體的化學(xué)反應(yīng)，等壓熱效應(yīng)與等容熱效應(yīng)是否相等，取決于反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，若總數(shù)不變，系統(tǒng)與環(huán)境之間不會(huì)發(fā)生功交換，于是，Qp=QV；若總數(shù)減小，對(duì)于放熱反應(yīng)∣Qp∣>；∣QV∣，等壓過程放出熱多于等容過程放出熱。
若反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)增加，對(duì)于放熱反應(yīng)，∣Qp∣<；∣QV∣，反應(yīng)前后內(nèi)能減少釋放的一部分能量將以做功的形式向環(huán)境傳遞，放出的熱少于等容熱效應(yīng)。同樣的，對(duì)于吸熱反應(yīng)也可以類推得到。
一般情況下，物質(zhì)越穩(wěn)定，具有的能量就越低；物質(zhì)越不穩(wěn)定，具有的能量就越高。如果一個(gè)化學(xué)反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于產(chǎn)物的總能量，則該反應(yīng)就是放熱反應(yīng)，此時(shí)的△H<0.反之則為吸熱反應(yīng)，△H>0.
反應(yīng)熱與物質(zhì)能量關(guān)系：△H=生成物的總能量-反應(yīng)物的總能量；又知一種物質(zhì)的鍵能之和越大越穩(wěn)定，具有的能量就越低.
反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。
擴(kuò)展資料：
將上式展開又可得到：
Qp=△U+p△V=(U終態(tài)-U始態(tài))+p(U終態(tài)-U始態(tài))
=(U終態(tài)+pU終態(tài))-（U始態(tài)+pU始態(tài)）
由于U、p、V都是狀態(tài)函數(shù)，因此U+pV也是狀態(tài)函數(shù)，為此，我們定義一個(gè)新的狀態(tài)函數(shù)，稱為焓，符號(hào)為H，定義式為H≡U+pV，于是：
△H=H終態(tài)-H始態(tài)= Qp
1.通過實(shí)驗(yàn)測得
根據(jù)比熱容公式進(jìn)行計(jì)算：Q=cm△t，再根據(jù)化學(xué)反應(yīng)方程式由Q來求反應(yīng)熱。
2.反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。
3.利用鍵能計(jì)算反應(yīng)熱
通常人們把拆開1mol某化學(xué)鍵所吸收的能量看成該化學(xué)鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
方法：△H=ΣE（反應(yīng)物）— ΣE（生成物），即反應(yīng)熱等于反應(yīng)物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。
如反應(yīng)H2(g) + Cl2(g) ═2HCl(g);
△H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)
4.由反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算反應(yīng)熱
△H=生成物總能量-反應(yīng)物的總能量。
5.根據(jù)燃燒熱計(jì)算
物質(zhì)燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）*該物質(zhì)的燃燒熱
反應(yīng)熱原則上可用兩種實(shí)驗(yàn)方法測定：
(1)用量熱計(jì)直接測量，例如使反應(yīng)在絕熱的密閉容器中進(jìn)行，通過能量衡算便可算出反應(yīng)熱；
(2)先測定不同溫度下的反應(yīng)平衡常數(shù)，然后用關(guān)聯(lián)反應(yīng)熱、反應(yīng)平衡常數(shù)和溫度的熱力學(xué)公式計(jì)算反應(yīng)熱。對(duì)于難以控制和測定其反應(yīng)熱或平衡常數(shù)的化學(xué)反應(yīng)，可根據(jù)1840年T.H.蓋斯所提出的蓋斯定律（化學(xué)反應(yīng)或物理變化的熱效應(yīng)與其途徑無關(guān)）。
利用生成熱（恒溫時(shí)由最穩(wěn)定的單質(zhì)化合成1 mol某種化合物時(shí)焓的變化）或燃燒熱（1mol某物質(zhì)完全燃燒時(shí)焓的變化）間接計(jì)算。
參考資料：搜狗百科——反應(yīng)熱
2.化學(xué)反應(yīng)熱計(jì)算公式
反應(yīng)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(zhì)量m：千克 （ kg ）升高（或降低）的溫度△t：攝氏度（ ℃ ）。
這是一個(gè)固定的值強(qiáng)酸跟強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol液態(tài)水時(shí)的反應(yīng)熱叫做中和熱H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)；△H =-57.3kJ/mol。
擴(kuò)展資料
通過蓋斯定律可以計(jì)算出一些不能直接測量的反應(yīng)的反應(yīng)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(yīng)熱△H3
參考資料來源：百度百科-反應(yīng)熱
3.反應(yīng)熱的公式
式中△U≡U終態(tài)-U始態(tài)≡U反應(yīng)產(chǎn)物-U反應(yīng)物，式中∑vB(g)=△n(g)/mol，即發(fā)生1mol反應(yīng)，產(chǎn)物氣體分子總數(shù)與反應(yīng)物氣體分子總數(shù)之差。由該式可見，對(duì)于一個(gè)具體的化學(xué)反應(yīng)，等壓熱效應(yīng)與等容熱效應(yīng)是否相等，取決于反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，若總數(shù)不變，系統(tǒng)與環(huán)境之間不會(huì)發(fā)生功交換，于是，Qp=QV；若總數(shù)減小，對(duì)于放熱反應(yīng)∣Qp∣>∣QV∣，等壓過程放出熱多于等容過程放出熱；若反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)增加，對(duì)于放熱反應(yīng)，∣Qp∣將上式展開又可得到：
Qp=△U+p△V=(U終態(tài)-U始態(tài))+p(U終態(tài)-U始態(tài))
=(U終態(tài)+pU終態(tài))-（U始態(tài)+pU始態(tài)）
由于U、p、V都是狀態(tài)函數(shù)，因此U+pV也是狀態(tài)函數(shù)，為此，我們定義一個(gè)新的狀態(tài)函數(shù)，稱為焓，符號(hào)為H，定義式為H≡U+pV，于是：
△H=H終態(tài)-H始態(tài)= Qp
4.反應(yīng)熱的計(jì)算方法
1.通過實(shí)驗(yàn)測得根據(jù)比熱容公式進(jìn)行計(jì)算：Q=cm△t，再根據(jù)化學(xué)反應(yīng)方程式由Q來求反應(yīng)熱。
2.反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的量成正比。3.利用鍵能計(jì)算反應(yīng)熱通常人們把拆開1mol某 化學(xué)鍵所吸收的能量看成該化學(xué)鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
方法：△H=ΣE（反應(yīng)物）—ΣE（生成物），即反應(yīng)熱等于反應(yīng)物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。4.由反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算反應(yīng)熱△H=生成物總能量-反應(yīng)物的總能量。
5.根據(jù)燃燒熱計(jì)算物質(zhì)燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）*該物質(zhì)的燃燒熱6.根據(jù)蓋斯定律進(jìn)行計(jì)算蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的；也就是說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，與反應(yīng)途徑無關(guān)。即如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱相同。
7.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓來計(jì)算對(duì)于一定溫度，標(biāo)準(zhǔn)壓力下的反應(yīng)"0=ΣBVBRB"（這是一種把反應(yīng)物通過移項(xiàng)變號(hào)移動(dòng)到等號(hào)右邊的寫法，在這種寫法中，反應(yīng)物的系數(shù)為負(fù)，VB是反應(yīng)物或生成物RB的化學(xué)計(jì)量數(shù)，ΣB表示對(duì)所有物質(zhì)求和）該反應(yīng)的反應(yīng)熱△rHmθ=ΣBVB△fHmθ（B）8.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓來計(jì)算對(duì)于很多有機(jī)物來說，直接利用單質(zhì)合成是有困難的，但有機(jī)物大多可以燃燒，因此，標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓更容易得到。9、另外，可以根據(jù)各反應(yīng)物和生成物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓以及它們的燃燒方程來確定它們的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，也能間接的算出反應(yīng)熱。
反應(yīng)熱，通常是指當(dāng)一個(gè)化學(xué)反應(yīng)在恒壓以及不作非膨脹功的情況下發(fā)生后，若使生成物的溫度回到反應(yīng)物的起始溫度，這時(shí)體系所放出或吸收的熱量稱為反應(yīng)熱。也就是說，反應(yīng)熱通常是指：體系在等溫、等壓過程中發(fā)生物理或化學(xué)的變化時(shí)所放出或吸收的熱量。
化學(xué)反應(yīng)熱有多種形式，如： 生成熱、燃燒熱、中和熱等?；瘜W(xué)反應(yīng)熱是重要的熱力學(xué)數(shù)據(jù)，它是通過實(shí)驗(yàn)測定的，所用的主要儀器稱為“ 量熱計(jì)”。
影響反應(yīng)熱的因素：內(nèi)部因素：與化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)物生成焓和產(chǎn)物的生成焓有關(guān)。外部因素：與反應(yīng)溫度、壓強(qiáng)有關(guān)。
5.反應(yīng)熱計(jì)算
把反應(yīng)的目標(biāo)方程寫出來，然后把題目所給的基本方程按目標(biāo)方程，把基本方程中左邊含目標(biāo)反應(yīng)物的方程不變（系數(shù)要與目標(biāo)方程一致，反應(yīng)熱也要乘以相應(yīng)系數(shù)）；把基本方程中左邊含目標(biāo)生成物的方程反過來，反應(yīng)熱前加負(fù)號(hào)。改寫完了后，把所有改寫后的基本方程相加，左右兩邊相同的刪去。就得到目標(biāo)方程了，再把相應(yīng)反應(yīng)熱相加。就OK了！屢試不爽！
比如：
(1)s+O2=SO2 反應(yīng)熱為H1
(2)2SO2+O2=2SO3 反應(yīng)熱為H2
目標(biāo)方程為2S+3O2=2SO3 H?
1"把（1）乘以2得到2S+2O2=2SO2 2H1
2"(2)不變 H2
1"2"相加得到
2S+3O2=2SO3 H?=2H1+H2
不好意思，那個(gè)三角號(hào)打不出來。
