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焓变计算公式

　　是ΔH=ΔU+Δ(pV)的。

　　焓的定义式：(焓没有实际的物理意义，但是它有操作意义。

　　)是这样的：H=U+pV（焓=流动内能+推动功）ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。

　　公式为：ΔH=ΔU+Δ(pV)。

公式

焓

　　焓是一个状态函数，也就是说，系统的状态一定，焓的值就确定。

　　焓的定义式(焓没有实际的物理意义，但是它有操作意义。

　　)是这样的：H=U+pV（焓=流动内能+推动功）其中U表示热力学能，也称为内能，即系统内部的所有能量；p是系统的压强，V是系统的体积。

焓变

　　焓变是生成物与反应物的焓值差。

　　作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。

　　ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。

　　ΔH=ΔU+Δ(pV)

　　在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。

　　焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。

　　熵增焓减，反应自发；

　　熵减焓增，反应逆向自发；

　　熵增焓增，高温反应自发；

　　熵减焓减，低温反应自发。

盖斯定律

　　盖斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数这一结论的进一步体现。

　　利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。

　　尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。

扩展

根据实验测得热量的数据求算

　　反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。

　　对于同一反应状态而言，相应物质的量之比等于对应的反应热之比。

　　例如：燃烧6g炭全部生成气体时放出的热量，如果全部被水吸收，可使1kg水由20℃升高到67℃，水的比热为4.2kJ/(kg·℃)，求1mol炭燃烧的焓变。

　　分析：据题意，先求得1kg水吸收的热量：Q=cm△t=197.4kJ，由于6g碳为0.5mol，1mol炭燃烧的焓变为6g碳的两倍，由此得出△H=-394.8KJ/mol。

根据物质能量的变化求算

　　根据能量守恒，焓变等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。

　　当E1(反应物)＞E2(生成物)时，△H＜0，是放热反应；反之，是吸热反应。

　　△H＝ΣE生成物－ΣE反应物。

根据键能的大小求算

　　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焓变和键能的关系为△H ＝E1(反应物的键能总和)-E2(生成物的键能总和)

　　例如：根据下表数据，求H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的反应热。

　　H2+ Cl2 ⇌2HCl 键能(KJ/mol) 436 243 431

　　分析：根据公式：△H＝E1(反应物的键能总和)-E2(生成物的键能总和)=(436+243-2×431)KJ/mol=-183KJ/mol

焓变计算公式

　　1、从宏观角度：焓变（△H）：ΔH=H生成物－H反应物（宏观），其中：

　　H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；ΔH为“+表示吸热反应，ΔH为“－表示放热反应。

　　2、从微观角度：ΔH=E吸收－E放出　（微观），其中：E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量；ΔH为“+表示吸热反应，ΔH为“－表示放热反应。

　　常用计算方法：

　　（1）根据热化学方程式进行计算：焓变与反应物各物质的物质的量成正比；

　　（2）根据反应物和生成物的总焓计算：ΔH=H（反应产物）－H（反应物）；

　　（3）依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量－生成物的化学键形成释放的能量；

　　（4）根据盖斯定律的计算；

　　（5）根据比热公式求算：Q=－c·m·ΔT。

　　扩展资料

　　（1）反应焓变的数值与各物质的系数成正比。

　　因此热化学方程式中各物质的系数改变时，其反应焓变的数值需同时做相同倍数的改变。

　　（2）正、逆反应的反应热焓变的数值相等，符号相反。

　　（3）热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正负号，各项的系数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。

　　（4）多个热化学方程式可以相加或相减，ΔH也进行相应的相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

　　（5）热化学方程式中的反应焓变是指反应按照所给形式进行完全时的反应焓变。

　　参考资料来源：百度百科-反应焓变

　　参考资料来源：百度百科-焓变