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1，焓變的公式是

當然是生成物-反應物啦。。。

焓變的公式是

2，關于焓變的計算

焓值的單位是kJ/mol，當然要乘以物質的量

焓是分子間化學鍵斷裂或生成時產生的能量，所以不能說是物質的特有性質。在計算時因為反應物的量不同時，其含有的化學鍵斷裂或生成新的化學鍵時吸收或釋放的能量就不一樣，所以在計算時要乘以物質的量。

利用生成焓數據計算下列反應的焓變：h2 (g) + 1/2 o2(g) = h2o (l) △h = σ(△f h )產物 - σ(△f h )反應物即：反應焓 = 所有產物標準生成焓的總和 - 所有反應物標準生成焓的總和這些標準生成焓變在物理化學手冊上可以查到.

關于焓變的計算

3，焓變怎么計算

計算反應焓變可有多種方法:最常用的是：反應的標準摩爾焓變 = 產物總標準摩爾生成焓 - 反應總標準摩爾生成焓此外利用，有機物的燃燒焓，鍵能，相關反應的焓變（通過Hess定律計算），G-H公式，反應的平衡常等都可以計算。

因為焓是狀態函數，狀態函數的特點是只與初終態有關。所以，一個未知反應的焓變可以根據已知焓變進行計算，比如：已知反應的焓變有：生成焓，燃燒焓，水合焓，鍵焓等等，利用這些已知的反應焓變可以估算一個未知的反應焓來。如：利用生成焓數據計算下列反應的焓變：h2 (g) + 1/2 o2(g) = h2o (l) △h = σ(△f h )產物 - σ(△f h )反應物即：反應焓 = 所有產物標準生成焓的總和 - 所有反應物標準生成焓的總和這些標準生成焓變在物理化學手冊上可以查到。

焓變怎么計算

4，熱力學的一個問題焓變的計算

dH=SdT+VdP這個式子寫錯了，正確的是dH=TdS+VdP （以S，p為獨立變量），也可表示為dH=CpdT+(dH/dp)T dp。(dH/dp)T表示偏導數，上式表明焓是關于溫度和壓力的函數，這個結論適用于任意一定物質的量的均勻系統。注：這樣的系統只有兩個獨立變量，任意指定兩個，系統狀態確定，因此也可以說焓是溫度和體積的函數，或S，p的函數等等。　　書上又說焓是只關于溫度的函數，溫度不變，不發生相變的話，焓不變。這句話只適用于理想氣體，這是理想氣體焦耳定律（一定量理想氣體內能僅是溫度的函數）和物態方程的推論。理想氣體是上面一般情況的一種特例。　　dH=TdS+VdP或dH=CpdT+(dH/dp)T dp中，p是系統壓強，式中所有量都是描述系統的參量。這兩個式子正是表明了系統焓隨系統兩個獨立變量的變化規律。外壓只在計算體積功中才會涉及，其他任意情形都是系統壓強，我在教學中外壓總是用pe表示以與系統壓強區分。　　水涉及相變不能簡單認為是理想氣體，而N2是理想氣體焓僅是溫度的函數，溫度不變焓不變，分壓肯定是明顯變化了，但對焓變無貢獻。　　ΔS=ΔH/T在什么情況下可以使用？等溫可逆過程，等溫等壓下的相變通常理解為可逆過程。這種公式我根本不記得，我只知道熵的定義dS=dQ/T，只有等溫積分時T才能提出積分號。　　是不是無論系統是否等壓都有ΔH=∫CpdT？該式適用于理想氣體（理想氣體的焓僅是溫度的函數）的任意過程，或任意均勻系的等壓過程。對理想氣體，dH=CpdT+(dH/dp)T dp中的(dH/dp)T恒為零，第二項無貢獻。對任意均勻系的等壓過程dp恒為零，第二項也無貢獻。　　如有不明歡迎追問。

cp與cv是兩個不同的熱力學參量；前者為等壓熱容，后者為等容熱容。

5，焓變計算公式

第一種好理解，焓變在高中階段認為就是能量的變化，凡是狀態函數（至于現在的具體情況有關，與如何變化過來的過程無關的量，最好理解的就是海拔，你用它類比焓變就簡單了)的變量都是末態量堿初態量，焓變也是，末態（生成物）能量減初態（反應物）能量第二個表示方式其實是蓋斯定律，蓋斯說了，總變化的焓變等于各個變化焓變的和，而鍵能是形成鍵或拆開鍵能量變化的絕對值，一個反應就是要拆散舊鍵，再形成新鍵兩步，拆開舊鍵，拆鍵是吸收能量，焓增大，所以帶正的，形成新鍵，放出能量焓減小，所以帶負的

總變化的焓變等于各個變化焓變的和，而鍵能是形成鍵或拆開鍵能量變化的絕對值，一個反應就是要拆散舊鍵，再形成新鍵兩步，拆開舊鍵，拆鍵是吸收能量，焓增大，所以帶正的，形成新鍵，放出能量焓減小，所以帶負的

反應物總能量--生成物總能量簡言之：反總--生總=△H

1、從宏觀角度：焓變（△H）：ΔH=H生成物－H反應物（宏觀），其中：H生成物表示生成物的焓的總量；H反應物表示反應物的焓的總量；ΔH為“+”表示吸熱反應，ΔH為“－”表示放熱反應。2、從微觀角度：ΔH=E吸收－E放出　（微觀），其中：E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量，E放出表示生成物成鍵時放出的總能量；ΔH為“+”表示吸熱反應，ΔH為“－”表示放熱反應。常用計算方法：（1）根據熱化學方程式進行計算：焓變與反應物各物質的物質的量成正比；（2）根據反應物和生成物的總焓計算：ΔH=H（反應產物）－H（反應物）；（3）依據反應物化學鍵斷裂與生成物化學鍵形成過程中的能量變化計算：ΔH=反應物的化學鍵斷裂吸收的能量－生成物的化學鍵形成釋放的能量；（4）根據蓋斯定律的計算；（5）根據比熱公式求算：Q=－c·m·ΔT。擴展資料（1）反應焓變的數值與各物質的系數成正比。因此熱化學方程式中各物質的系數改變時，其反應焓變的數值需同時做相同倍數的改變。（2）正、逆反應的反應熱焓變的數值相等，符號相反。（3）熱化學方程式與數學上的方程式相似，可以移項同時改變正負號，各項的系數包括ΔH的數值可以同時擴大或縮小相同的倍數。（4）多個熱化學方程式可以相加或相減，ΔH也進行相應的相加或相減，得到一個新的熱化學方程式。（5）熱化學方程式中的反應焓變是指反應按照所給形式進行完全時的反應焓變。參考資料來源：百度百科-反應焓變參考資料來源：百度百科-焓變

反應吸收熱量減去反應放出熱量生成物鍵能減去反應物鍵能斷鍵吸熱成鍵放熱