化學反應式中h怎麼求

⑴ 化學反應ΔH怎麼計算

△H＝生成物總能量－反應物總能量

(1)反應熱：化學反應在一定條件下反應時所釋放或吸收的熱量。

(2)焓變：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應即為焓變。

(3)符號：ΔH,單位：kJ/mol或kJ·molˉ1。

(4)ΔH=生成物總能量-反應物總能量=反應物鍵能總和-生成物鍵能總和。

(5)當ΔH為「-」或ΔH<0時，為放熱反應。

當ΔH為「+」或ΔH>0時，為吸熱反應。

(1)化學反應式中h怎麼求擴展閱讀

熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。

H2(g)+O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol

表示在25℃,101kPa，1molH2與?molO2反應生成液態水時放出的熱量是285.8kJ。

注意事項：

(1)熱化學方程式各物質前的化學計量數只表示物質的量，不表示分子數，因此，它可以是整數，也可以是小數或分數。

(2)反應物和產物的聚集狀態不同，反應熱數值以及符號都可能不同，因此，書寫熱化學方程式時必須註明物質的聚集狀態。熱化學方程式中不用「↑」和「↓」

⑵ 熱化學方程式 圖中的的△H是怎麼計算的 求詳細解析！

2H2 + O2 == 2H2O
2mol---1mol---2mol
1g H2 = 0.5mol H2
1克氫氣完全燃燒，消耗0.25mol 氧氣，生成0.5mol 水
1mol 水中有2mol H-O鍵
1克氫氣完全燃燒生成水蒸氣時放出熱量
= (2*0.5mol)H-O鍵能 -(0.25mol)O-O鍵能 -(0.5mol)H-H鍵能
121 = (2*0.5mol)463 -(0.25mol)496 -(0.5mol)H-H鍵能
==> 1mol H-H鍵能 =436(KJ)
氫氣中1mol H-H鍵斷裂時吸收熱量 436 KJ

⑶ 高中化學選修四，第一章△H怎麼算

綜述

這個不用計算，是定性分析的題目，不是定量計算。同一物質的氣態能量比液態能量大，所以氣態的燃燒放熱多，△H是負值，所以△H1<△H2。

△H的計算：按鍵能計算△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和，按能量計算△H=生成物總能量-反應物總能量。

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⑷ 熱化學方程式△h是怎麼計算的

等於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。
即反應熱，是指當一個化學反應在恆壓以及不做非膨脹功的情況下發生後，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。

⑸ 高中化學。H和燃燒熱是怎麼算的的，要詳細過程。

由氫氣和氧氣反應生成1mol水蒸氣放熱241.8kj/mol,寫出反應的熱化學方程式
h2(g)+1/2 o2(g)= h2o(g);△H=-241.8kj/mol
H2O(g)=H2O(1)；△H=-44kJ/mol

氫氣燃燒熱就是285.6ki/mol

⑹ 熱化學反應方程式的△H值怎麼算啊!

給你個例題希望能明白 給定的熱化學反應方程式從上往下依次定為（1）、（2）、（3）
則：
CO(g)+FeO(s)=Fe(s)+CO2(g)

該反應可由[（1）×3－（2）－（3）×2]/6求得
因而△H為[-25×3－（－47）－19×2]/6 kJ/mo 你記住一點，反應熱的計算是跟隨方程式計算的
比如方程式3=(方程式2*2-方程式1）/2
那麼你要計算的反應熱3==(反應熱2*2-反應熱1）/2

千萬要記住，反應熱應把正負代入計算
FeO (s)+ CO(g)= Fe(s)+ CO2(g); ΔH= -11 kJ·mol-1

⑺ 化學中怎麼計算出△H的值

求焓變有以下幾種方法：
1 由各個物質的摩爾生成焓求反應焓
△H=ΣμH （此處說明以下，因為符號打不出來，μ為各個物質在確定的反應中的系數，生成物為正反應物為負。H為標准狀況下各個物質的摩爾生成焓，，穩定單質298.15K此值為0，文字敘述：標准狀態下的反應焓變等於各個生成物的摩爾生成焓與系數的成績減去各個反應物的摩爾生成焓與系數的乘積。）
2 由燃燒焓計算反應焓
△H=-Σμ△H（此處注意負號，右側△H為各個物質的摩爾燃燒焓，μ仍然為各個物質的系數。總體文字敘述是：標准狀態下的反應熱等於反應物的燃燒焓減去生成物的燃燒焓）
3 基希霍夫公式
△H(T2)=△H（T1）+∫△CdT（此式是已知T1溫度下的摩爾反應焓求T2溫度下的摩爾反應焓，積分區間是從T1到T2，C為恆壓熱容。此式僅限參與反應的各個物質均不發生相變才能使用）

⑻ 反應熱化學式中的△H是怎麼算出來的

1.通過實驗測得
根據比熱公式進行計算：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
6.根據蓋斯定律進行計算
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和終態有關,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.根據反應物和生成物的標准摩爾生成焓來計算
對於某一狀態下的反應"0=ΣBVB"(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
應物的系數為負）該反應的反應熱△H=ΣBVB△fHm,即反應熱等於所有參與反應的物質在該狀態下的標准摩爾生成焓與該物質在化學方程式中的化學計量系數的乘積的代數和.這是可以利用蓋斯定律和標准摩爾生成焓的定義來證明的.一些工具書中會有各種物質的標准摩爾生成焓,可以通過查閱計算出所需的反應熱.
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⑼ 化學熱反應方程式的△H是怎麼算出來的

化學熱反應方程式的△H是怎麼算出來
要根據1摩爾氮氮三鍵斷裂釋放的熱量加3摩爾氫氫雙鍵斷裂能量總和減去氮氫鍵斷裂釋放能量,Q值為負的表示放熱.

⑽ 化學方程式中如何求Δh

依據規律、經驗和常識直接判斷不同反應的△H的大小的方法可稱為直接比較法. （1）吸熱反應的△H肯定比放熱反應的大（前者大於0,後者小於0）； （2）物質燃燒時,可燃物物質的量越大,燃燒放出的熱量越多； （3）等量的可燃物完全燃燒所放出的熱量肯定比不完全燃燒所放出的熱量多； （4）產物相同時,氣態物質燃燒放出的熱量比等量的固態物質燃燒放出的熱量多； 反應物相同時,生成液態物質放出的熱量比生成等量的氣態物質放出的熱量多； （5）生成等量的水時強酸的稀溶液反應比弱酸和強鹼或弱鹼和強酸或弱酸和弱鹼的稀溶液反應放出的熱量多； （6）對於可逆反應,因反應不能進行完全,實際反應過程中放出或吸收的能量要小於相應熱化學方程式中的數值.例如：2SO2(g) + O2(g)≒2SO3(g)；△H= - 197kJ/mol,則向密閉容器中通入2mol SO2和1 mol O2,反應達到平衡後,放出的熱量要小於197kJ.
還有一個經驗一般的分解反應都是吸熱,而化合反應都是放熱