反應熱計算方法(反應熱的計算方法)
1.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(tài)-U始態(tài)≡U反應產物-U反應物，式中∑vB(g)=△n(g)/mol，即發(fā)生1mol反應，產物氣體分子總數(shù)與反應物氣體分子總數(shù)之差。
由該式可見，對于一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決于反應前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，若總數(shù)不變，系統(tǒng)與環(huán)境之間不會發(fā)生功交換，于是，Qp=QV；若總數(shù)減小，對于放熱反應∣Qp∣>；∣QV∣，等壓過程放出熱多于等容過程放出熱。
若反應前后氣體分子總數(shù)增加，對于放熱反應，∣Qp∣<；∣QV∣，反應前后內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。同樣的，對于吸熱反應也可以類推得到。
一般情況下，物質越穩(wěn)定，具有的能量就越低；物質越不穩(wěn)定，具有的能量就越高。如果一個化學反應中，反應物的總能量大于產物的總能量，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(wěn)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。
擴展資料：
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，我們定義一個新的狀態(tài)函數(shù)，稱為焓，符號為H，定義式為H≡U+pV，于是：
△H=H終態(tài)-H始態(tài)= Qp
1.通過實驗測得
根據(jù)比熱容公式進行計算：Q=cm△t，再根據(jù)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），即反應熱等于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(jù)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(shù)，然后用關聯(lián)反應熱、反應平衡常數(shù)和溫度的熱力學公式計算反應熱。對于難以控制和測定其反應熱或平衡常數(shù)的化學反應，可根據(jù)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（恒溫時由最穩(wěn)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。
參考資料：搜狗百科——反應熱
2.化學反應熱計算公式
反應熱的正確公式為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℃ ）質量m：千克 （ kg ）升高（或降低）的溫度△t：攝氏度（ ℃ ）。
這是一個固定的值強酸跟強堿發(fā)生中和反應生成1 mol液態(tài)水時的反應熱叫做中和熱H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)；△H =-57.3kJ/mol。
擴展資料
通過蓋斯定律可以計算出一些不能直接測量的反應的反應熱
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) 的反應熱△H3
參考資料來源：百度百科-反應熱
3.反應熱的公式
式中△U≡U終態(tài)-U始態(tài)≡U反應產物-U反應物，式中∑vB(g)=△n(g)/mol，即發(fā)生1mol反應，產物氣體分子總數(shù)與反應物氣體分子總數(shù)之差。由該式可見，對于一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決于反應前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，若總數(shù)不變，系統(tǒng)與環(huán)境之間不會發(fā)生功交換，于是，Qp=QV；若總數(shù)減小，對于放熱反應∣Qp∣>∣QV∣，等壓過程放出熱多于等容過程放出熱；若反應前后氣體分子總數(shù)增加，對于放熱反應，∣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，我們定義一個新的狀態(tài)函數(shù)，稱為焓，符號為H，定義式為H≡U+pV，于是：
△H=H終態(tài)-H始態(tài)= Qp
4.反應熱的計算方法
1.通過實驗測得根據(jù)比熱容公式進行計算：Q=cm△t，再根據(jù)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），即反應熱等于反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。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(jù)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(jù)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(tài)和終態(tài)有關，與反應途徑無關。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。
7.根據(jù)反應物和生成物的標準摩爾生成焓來計算對于一定溫度，標準壓力下的反應"0=ΣBVBRB"（這是一種把反應物通過移項變號移動到等號右邊的寫法，在這種寫法中，反應物的系數(shù)為負，VB是反應物或生成物RB的化學計量數(shù)，ΣB表示對所有物質求和）該反應的反應熱△rHmθ=ΣBVB△fHmθ（B）8.根據(jù)反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓來計算對于很多有機物來說，直接利用單質合成是有困難的，但有機物大多可以燃燒，因此，標準摩爾燃燒焓更容易得到。9、另外，可以根據(jù)各反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓以及它們的燃燒方程來確定它們的標準摩爾生成焓，也能間接的算出反應熱。
反應熱，通常是指當一個化學反應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(fā)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?；瘜W反應熱是重要的熱力學數(shù)據(jù)，它是通過實驗測定的，所用的主要儀器稱為“ 量熱計”。
影響反應熱的因素：內部因素：與化學反應的反應物生成焓和產物的生成焓有關。外部因素：與反應溫度、壓強有關。
5.反應熱計算
把反應的目標方程寫出來，然后把題目所給的基本方程按目標方程，把基本方程中左邊含目標反應物的方程不變（系數(shù)要與目標方程一致，反應熱也要乘以相應系數(shù)）；把基本方程中左邊含目標生成物的方程反過來，反應熱前加負號。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。就得到目標方程了，再把相應反應熱相加。就OK了！屢試不爽！
比如：
(1)s+O2=SO2 反應熱為H1
(2)2SO2+O2=2SO3 反應熱為H2
目標方程為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，那個三角號打不出來。
