关于求焓变的公式

物质的键能越大，自身能量越低，键能越小，自身能量越高。举个例子，若ΔH<0则反应放热，反应物总能量大于生成物，即反应物总键能低于生成物总键能，代入上述公式即得到ΔH<0

平衡常数与焓变的公式：ln(K1/K2)=△H[(1/T2)-(1/T1)]/R。

焓变△H可以认为是一个忽略随温度变化而发生变化的数值，而K是一定随温度变化而变化的数值，至于K随温度怎么变化，由焓变的正负号决定。

如果△H大于0，升高温度K增大，降低温度K减小。

如果△H小于0，升高温度K减小，减低温度K增大。

在化学反应中

因为H是状态函数，所以只有当产物和反应物的状态确定后，ΔH才有定值。为把物质的热性质数据汇集起来，以便人们查用，所以很有必要对物质的状态有一个统一的规定，只有这样才不致引起混乱。基于这种需要，科学家们提出了热力学标准状态的概念。

△h三个计算公式：

△h=ΔU+pΔV。

△h在等压且只做体积功条件下△h=Q。

△h=∑E（生成物）－∑E（反应物），其中∑E表示物质具有的总能量等。

△h是化学反应焓变，焓是物体的一个热力学能状态函数，焓变即物体焓的变化量。在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应热，用△h表示，单位kJ·mol-1。

△h的物理意义：

可以理解为恒压和体积功为零的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。因为只有在此条件下，焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热，则物质吸热后温度升高，ΔH>0，所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应，ΔH<0，所以生成物的焓小于反应物的焓。

在化学反应中，因为H是状态函数，所以只有当产物和反应物的状态确定后，ΔH才有定值。

在发生化学反应时,首先要吸收能量,使反应物的化学键破坏,这一过程需要吸收反应物键能那么多的能量然后再形成新的化学键,这一过程是释放能量的,释放的能量为生成物的键能。

所以当△H小于0,是一个放热过程,吸收的能量小于释放的能量。

反之就是△H大于0,就是吸热过程。

反应焓变计算的主要依据是热化学方程式、盖斯定律等相关数据。

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。如图1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，最初的反应物和最终的产物都是一样的。反应物和反应产物的焓的差值都是一样的。

常用计算方法：

（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。

（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）。

（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。

焓定义为H=U+pV，式中U为物质的内能，p为压力，V为体积。

系统吸收的热量q就等于内能变化量△E外界对系统减去做功量w，且：

在一般情况中，我们考虑的都是等压反应，也就是这个时候△p为0；做功量一般都是体积功，也就是系统对外界做功量为p△V，则w=-p△V

即qp=E2-E1-p(V2-V1)改写得qp=(E2+pV2)-(E1+pV1)，下标2表示反应后，1表示反应前，qp仅仅代表等压条件下的吸热，这时候我们规定括号内中的量为一个新的量：焓，字母为H，得到H=E+pV。

同时H2-H1=qp=△H=△E+p△V，我们可以知道在等压等温情况之下焓变就是qp即等压反应热，也就是反应发出的热量，同时，我们可以知道焓变和内能的变化量之间的不同是在于是否有做功存在，大部分化学反应的体积变化是很小的，这时候我们可以通过焓变来判断内能的改变。

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