混合焓怎么算

扩展资料

h=u（2）根据反应物和生成物的总焓计算：ΔH=H（反应产物）－H（反应物）；+p/ρ。混合空气焓值计算公式化：i=1.01t+(0+1.84t)d或i=(1.01+1.84d)t+0d（kj/kg干空气）。混合焓又称混合热，是混合函数之一，是指大块非晶合金的玻璃转变温度与合金混合焓的之间存在线性关系。

焓的计算公式 焓的计算公式条件

焓的计算公式 焓的计算公式条件

标准摩尔生成焓计算公式

由上式可以看出：（1.01+1.84d）t是随温度变化的热量，即“显热”；而0d 则是0℃时dkg水的汽化潜热，它仅随含湿量而变化，与温度无关，即是“潜热”。

ΔH°rxn = ΣnΔH°f[产物] - ΣmΔH°f[反应物]。

其中，ΔH°rxn表示反应的标准生成焓；ΔH°f表示“mole”的标准生成焓，单位是千焦（kJ）/摩尔；n和m分别是产物和反应物的化学计量数，如果化学方程的反应物或产物系数为整数，那么n和m就是化学方程中对应物质的系数。

焓(enthalpy)是一个热力学系统中的能量参数。规定由字母H表示（H来自于英语Heat Capacity（热容）一词），单位为焦耳（J）。

此外在化学和技术文献中，摩尔焓Hm（单位：千焦/摩尔，kJ/mol）和特别焓h（单位：千焦/千克，kJ/kg）也非常重要，它们分别描述了焓在单位物质的量和单位质量上的定义。焓是内能和体积的勒让德变换。它是SpN总合的热势能。

相关应用：

标准生成焓的计算公式在化学领域中被广泛应用。它用于计算化学反应的热力学性质，包括反应的生成热、生成焓、焓变等。

这些热力学性质是反映化学反应是否放热、吸热以及反应程度等方面的关键指标。通过标准生成焓的计算，我们可以预测化学反应的放热或吸热性质，从而为化学工程工艺的设计和化学物质的合成提供重要参考。

在实际应用中，标准生成焓的计算公式可以用来计算各种化学反应的热力学参数，比如生成焓、熵以及自由能等。

这些参数可以用来描述化学反应的热力学稳定性和平衡特性，帮助化学工程师在合成化学物质、生产化学品以及设计工艺过程等方面做出正确的决策。

此外，标准生成焓计算公式还可以应用于化学反应热的测定中。根据热力学定律，化学反应的热变化量等于反应体系中吸收或放出的热量，因此，可以通过测量反应前后体系的温度变化，同时知道反应体系的热容和物常用计算方法：质的量，来计算反应的热变化量。

热水焓值计算公式

对于一定温度，标准压力下的反应0=ΣBVBRB(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，VB是反应物或生成物RB的化学计量数，ΣB表示对所有物质求和）该反应的反应热△rHmθ

8．根据反应物和生成物的标准摩尔燃烧焓来计算可按给水温度(℃)×4.18(kJ/kg.℃)计算

标准摩尔焓变计算公式

4.由反应物和生成物的总能量计算反应热

标准摩尔焓变计算公式：标准摩尔焓变=生成物总生成焓-反应物总生成焓。标准摩尔反应焓变是指参加反应的各物质都处于标准态时的反应焓变。焓的是无法确定的，但可以采用相对焓值。

热力学是无机化学课程的重要组成部分，它是以热力学定律、热力学第二定律、热力学第三定律为基础，主要解决化学反应中能量转化及化学反应i=1.01t+(0+1.84t)d 或i=(1.01+1.84d)t+0d （kj/kg干空气）进行的方向和程度问题，其中焓变计算是解决等压情况下反应中能量转化问题、进行吉布斯自由能变变计算进而判断反应进行程度和方向的基础。

摩尔焓和焓怎么换算

应物的系数为负）该反应的反应热Q=qm△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.

用公式换算。

标准摩尔焓变计算公式：标准摩尔焓变=生成物总生成焓-反应物总生成焓，单位质量物质的焓称为比焓，表示为h=u+p/ρ空气焓值的定义及空气焓值的计算公式：空气的焓值是指空气所含有的绝热量，通常以干空气的单位质量为基准。

焓变的计算

7.根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算

利用生成焓数据计算下列反应的焓变：

+Cl2(g)

H2 (g) + 1/2 O2(g) = H2O (l)

即：反应焓 = 所有产物标准生成焓的总和 - 所有反应物标准生成焓的总和。

焓变是生成物与反应物的焓值。作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。

ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。

ΔH=ΔU+Δ（pV）

在恒压条件下，ΔH(焓变)数值上等于恒压反应热。

扩展资料化学反应的热效应只与始态、终态有关，与反应过程无关，反应热总值一定。如下图表示始态到终态的反应热，则△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5。

化学反应遵循质量守恒和能量守恒。在指定的状态下，各种物质的焓值都是确定，因此反应不论是一步完成，还是分步完成。

1、从宏观角度：焓变（△H）：ΔH=H生成物－H反应物（宏观），其中：

H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

2、从微观角度：ΔH=E吸收－E放出（微观），其中：E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

（1）根据热化学方程式进行计算：焓变与反应物各物质的物质的量成正比；

（3）依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量－生成物的化学键形成释放的能量；

（4）根据盖斯定律的计算；

（5）根据比热公式求算：Q=－c·m·ΔT。

（1）反应焓变的数值与各物质的系数成正比。因此热化学方程式中各物质的系数改变时，其反应焓变的数值需同时做相同倍数的改变。

（3）热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正负号，各项的系数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。

（4）多个热化学方程式可以相加或相减，ΔH也进行相应的相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

（5）热化学方程式中的反应焓变是指反应按照所给形式进行完全时的反应焓变。

参考资料来源：

参考资料来源：

利用生成焓数据计算下列反应的焓变：

H2 (g) + 1/2 O2(g) = H2O (l)

即：反应焓 = 所有产物标准生成焓的总和 - 所有反应物标准生成焓的总和

这些标准生成焓变在物理化学手册上可以查到.

焓的定义式：(焓没有实际的物理意义，但是它有作意义。)是这样的：H=U+pV（焓=流动内能+推动功）ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。公式为：ΔH=ΔU+Δ(pV)。

摩尔蒸发焓计算公式

摩尔蒸发焓计算公式：VH2=VH1（1-T1/1-T2）。6.根据盖斯定律进行计算蒸发热是一个物质的物理性质。其定义为：一般情况下，使一摩尔物质在一定温度下蒸发所需要的热量，对于一种物质盖斯定律：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.其为温度的函数。蒸发热又叫汽化热，与熔化热、升华热统称为相变热或潜热。蒸发是指物质从液态转化为气态的相变过程。蒸发和沸腾都是汽化现象，是汽化的两种不同方式。蒸发是在液体表面发生的汽化过程，沸腾是在液体内部和表面上同时发生的剧烈的汽化现象。

什么叫焓，用什么单位?

△cHmθ[CH3CHO(l)]=-1166.37kJ/mol

简单地说，焓是表示物质内部具有的一种能量的物理量，也就是一个表示物质状态的参数。单位是能量的单位：kJ或kJ/kg。

对一定质量的物质，焓定义为H=U+pV，式中U为物质的内能，p为压强，V为体积。单位质量物质的焓称为比焓，表示为h=u+pv。

空气焓值的定义及空气焓值的计算公式:

空气的焓值是指空气所含有的绝热量，通常以干空气的单位质量为基准。焓用符号i表示，单位是kj/kg干空气。湿空气焓值等于1kg干空气的焓值与dkg水蒸气焓值之和。

湿空气焓值计算公式化：

式中： t—空气温度℃

d —空气的含湿量kg/kg干空气

1.01 —干空气的平均定压比热 kj/(kg.K)

1.84 —水蒸气的平均定压比热kj/(kg.K)

0 —0℃时水的汽化潜热 kj/kg

扩展资料：

焓是与内能有关的物理量，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值即焓变（△H）决定。

在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可用热量（或换成相应的热2.反应热与反应物各物质的物质的量成正比.量）来表示，叫反应热，又称“焓变”。焓是一个状态量，焓变是一个过程量，如同瞬时速度是状态量，平均速度是过程量。

应用：

1 体系若吸热，焓值升高；放热，焓值降低

2 对于均匀体系的简单状态变化，由于吸热时体系的温度升高，因此高温物质的焓要高于低温物质的焓。

3 对于相变化，如固体变为液体，固体变为气体即液体变为气体都要吸收热量，所以同种物质的不同聚集状态在同一温度下的焓值不想等，H(g)>H(l)>H(s)。

熵增焓减公式

焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。

熵影响反应热的因素：内部因素：与化学反应的反应物生成焓和产物的生成焓有关。外部因素：与反应温度、压强有关。增焓减公式：ΔH=ΔU+Δ(pV)。

在恒压条件下，ΔH（焓变）数值上等于恒压反应热。焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。如果从各自的角度就要用到大学的知识，高中化学的理解，比较浅显。化学反应在一定条件下（即温度）能否自发反应，取决于熵（H）和焓（S）。

定律

熵定律是自然界的定律，在等势面上，熵增原理反映了非热能与热能之间的转换具有方向性，即非热能转变为热能效率可以为，热能转变成非热能时效率则小于(转换效率与温成正比)，这种规律制约着自然界能源的演变方向，对人类生产、生活影响巨大。

比熔化焓计算公式

标准生成焓的计算公式如下：

∴△rHmθ=-ΣBVB△cHmθ(B)=-(-1366.831+(-1166.37)(-1)+(-285.84)(-1))kJ/mol=-85.38kJ/mol比熔化焓计算公式Q=Cmt。

如果知道了某物质压力随温度的变化（或是温度随压力的变化值，dt/dp，一般情况都是已知后者），以及物质的熔点带入公式就可以直接得到该熔解温度下的摩尔熔化焓了。例如，冰在其熔点（0℃）的标准熔化焓为6.008千焦/摩。

熔化理论

对于二维体系，熔化理论已经相当成熟，在晶体和液体之间存在一种中间物称为六角相，这种中间物有一定的取向，但没有平移有序。然而，在三维体系中，熔化的理论仍然没有得到明确的建立。在早期的一种关键方法中，Lindemann引提出当原子振动的均方根振幅达到原子间距的临界分数时，熔化就会发生。