化学反应式中h怎么求

⑴ 化学反应ΔH怎么计算

△H＝生成物总能量－反应物总能量

(1)反应热：化学反应在一定条件下反应时所释放或吸收的热量。

(2)焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。

(3)符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·molˉ1。

(4)ΔH=生成物总能量-反应物总能量=反应物键能总和-生成物键能总和。

(5)当ΔH为“-”或ΔH<0时，为放热反应。

当ΔH为“+”或ΔH>0时，为吸热反应。

(1)化学反应式中h怎么求扩展阅读

热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

H2(g)+O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol

表示在25℃,101kPa，1molH2与?molO2反应生成液态水时放出的热量是285.8kJ。

注意事项：

(1)热化学方程式各物质前的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数，因此，它可以是整数，也可以是小数或分数。

(2)反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同，因此，书写热化学方程式时必须注明物质的聚集状态。热化学方程式中不用“↑”和“↓”

⑵ 热化学方程式 图中的的△H是怎么计算的 求详细解析！

2H2 + O2 == 2H2O
2mol---1mol---2mol
1g H2 = 0.5mol H2
1克氢气完全燃烧，消耗0.25mol 氧气，生成0.5mol 水
1mol 水中有2mol H-O键
1克氢气完全燃烧生成水蒸气时放出热量
= (2*0.5mol)H-O键能 -(0.25mol)O-O键能 -(0.5mol)H-H键能
121 = (2*0.5mol)463 -(0.25mol)496 -(0.5mol)H-H键能
==> 1mol H-H键能 =436(KJ)
氢气中1mol H-H键断裂时吸收热量 436 KJ

⑶ 高中化学选修四，第一章△H怎么算

综述

这个不用计算，是定性分析的题目，不是定量计算。同一物质的气态能量比液态能量大，所以气态的燃烧放热多，△H是负值，所以△H1<△H2。

△H的计算：按键能计算△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和，按能量计算△H=生成物总能量-反应物总能量。

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⑷ 热化学方程式△h是怎么计算的

等于ΣE反应物-ΣE生成物。
即反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差。
即反应热，是指当一个化学反应在恒压以及不做非膨胀功的情况下发生后，若使生成物的温度回到反应物的起始温度，这时体系所放出或吸收的热量称为反应热。

⑸ 高中化学。H和燃烧热是怎么算的的，要详细过程。

由氢气和氧气反应生成1mol水蒸气放热241.8kj/mol,写出反应的热化学方程式
h2(g)+1/2 o2(g)= h2o(g);△H=-241.8kj/mol
H2O(g)=H2O(1)；△H=-44kJ/mol

氢气燃烧热就是285.6ki/mol

⑹ 热化学反应方程式的△H值怎么算啊!

给你个例题希望能明白 给定的热化学反应方程式从上往下依次定为（1）、（2）、（3）
则：
CO(g)+FeO(s)=Fe(s)+CO2(g)

该反应可由[（1）×3－（2）－（3）×2]/6求得
因而△H为[-25×3－（－47）－19×2]/6 kJ/mo 你记住一点，反应热的计算是跟随方程式计算的
比如方程式3=(方程式2*2-方程式1）/2
那么你要计算的反应热3==(反应热2*2-反应热1）/2

千万要记住，反应热应把正负代入计算
FeO (s)+ CO(g)= Fe(s)+ CO2(g); ΔH= -11 kJ·mol-1

⑺ 化学中怎么计算出△H的值

求焓变有以下几种方法：
1 由各个物质的摩尔生成焓求反应焓
△H=ΣμH （此处说明以下，因为符号打不出来，μ为各个物质在确定的反应中的系数，生成物为正反应物为负。H为标准状况下各个物质的摩尔生成焓，，稳定单质298.15K此值为0，文字叙述：标准状态下的反应焓变等于各个生成物的摩尔生成焓与系数的成绩减去各个反应物的摩尔生成焓与系数的乘积。）
2 由燃烧焓计算反应焓
△H=-Σμ△H（此处注意负号，右侧△H为各个物质的摩尔燃烧焓，μ仍然为各个物质的系数。总体文字叙述是：标准状态下的反应热等于反应物的燃烧焓减去生成物的燃烧焓）
3 基希霍夫公式
△H(T2)=△H（T1）+∫△CdT（此式是已知T1温度下的摩尔反应焓求T2温度下的摩尔反应焓，积分区间是从T1到T2，C为恒压热容。此式仅限参与反应的各个物质均不发生相变才能使用）

⑻ 反应热化学式中的△H是怎么算出来的

1.通过实验测得
根据比热公式进行计算：Q=cm△t,再根据化学反应方程式由Q来求反应热.
2.反应热与反应物各物质的物质的量成正比.
3.利用键能计算反应热
通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能,键能通常用E表示,单位为kJ/mol.
方法：△H=ΣE（反应物）— ΣE（生成物）,即反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差.
如反应H2(g) + Cl2(g) ═2HCl(g）；
△H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)
4.由反应物和生成物的总能量计算反应热
△H=生成物总能量-反应物的总能量.
5.根据燃烧热计算
物质燃烧放出的热量Q=n（可燃物）×该物质的燃烧热
6.根据盖斯定律进行计算
盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的；也就是说,化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关,与反应途径无关.即如果一个反应可以分几步进行,则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同.
7.根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算
对于某一状态下的反应"0=ΣBVB"(这是一种把反应物通过移项变号移动到等号右边的写法,在这种写法中,反
应物的系数为负）该反应的反应热△H=ΣBVB△fHm,即反应热等于所有参与反应的物质在该状态下的标准摩尔生成焓与该物质在化学方程式中的化学计量系数的乘积的代数和.这是可以利用盖斯定律和标准摩尔生成焓的定义来证明的.一些工具书中会有各种物质的标准摩尔生成焓,可以通过查阅计算出所需的反应热.
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⑼ 化学热反应方程式的△H是怎么算出来的

化学热反应方程式的△H是怎么算出来
要根据1摩尔氮氮三键断裂释放的热量加3摩尔氢氢双键断裂能量总和减去氮氢键断裂释放能量,Q值为负的表示放热.

⑽ 化学方程式中如何求Δh

依据规律、经验和常识直接判断不同反应的△H的大小的方法可称为直接比较法. （1）吸热反应的△H肯定比放热反应的大（前者大于0,后者小于0）； （2）物质燃烧时,可燃物物质的量越大,燃烧放出的热量越多； （3）等量的可燃物完全燃烧所放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量多； （4）产物相同时,气态物质燃烧放出的热量比等量的固态物质燃烧放出的热量多； 反应物相同时,生成液态物质放出的热量比生成等量的气态物质放出的热量多； （5）生成等量的水时强酸的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多； （6）对于可逆反应,因反应不能进行完全,实际反应过程中放出或吸收的能量要小于相应热化学方程式中的数值.例如：2SO2(g) + O2(g)≒2SO3(g)；△H= - 197kJ/mol,则向密闭容器中通入2mol SO2和1 mol O2,反应达到平衡后,放出的热量要小于197kJ.
还有一个经验一般的分解反应都是吸热,而化合反应都是放热