使用者76156691246682021-07-27 10:03:48

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係：△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。

反應熱與鍵能的關係△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。



擴充套件資料：

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都是狀態函式，因此U+pV也是狀態函式，為此，我們定義一個新的狀態函式，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。透過實驗測得

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，透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。

曹建文182021-07-29 15:50:16

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。

2021-07-12 19:38:03

涉及氣體反應中：ΔH=ΔU+Δn（RT）

涉及液體和固體反應中：ΔH=ΔU