物理的燃燒熱怎麼計算?
化學裡面的燃燒熱怎樣計算
在101 kPa時,1 mol可燃物完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量,叫做該物質的燃燒熱．
單位為kJ/mol
要點：
1.規定在101 kPa壓強,測出反應所放出的熱量,因為壓強不定,反應熱數值不相同．
2.規定可燃物物質的量為1 mol.
3.規定可燃物完全燃燒生成穩定化合物所放出的熱量為標準．
例如：
H2S(g)+1/2O2（g）===H20（l）+S↓; ΔH1,
由於生成的S沒有燃燒完全,所以這個反應放出的熱量ΔH1不能作為H2S的燃燒熱,
當H2S(g)+3/2O2（g）===H20（l）+SO2（g）；ΔH2,這時水的狀態為穩定的液態,而也生成穩定的氧化物SO2,所以這時的ΔH2就是H2S的燃燒熱.
另外,對於水來說,1mol可燃物完全燃燒必須生成液態水時放出的熱量才能稱為燃燒熱,氣態水不可以.）
4.一定是生成氧化物.例如,H2+Cl2點燃,也是燃燒,但不是生成氧化物,所以只是反應熱而不是燃燒熱.
5.當說H2的燃燒熱是多少時,應說H2的燃燒熱是285.8kJ/mol,是正值,不能說是-285.8kJ/mol.
物理化學實驗 燃燒熱的測定 中qv怎麼計算
QV=熱容*△T
熱容在實驗前測出，試驗中測出△T
燃燒熱定義中，氮元素怎麼算是穩定狀態
氫氣的燃燒熱是算生成物中的水是液體。
燃燒熱是指物質與氧氣進行完全燃燒反應時放出的熱量。它一般用單位物質的量、單位質量或單位體積的燃料燃燒時放出的能量計量。燃燒反應通常是烴類在氧氣中燃燒生成二氧化碳、水並放熱的反應。燃燒熱可以用彈式量熱計測量，也可以直接查表獲得反應物、產物的生成焓再相減求得。
要點：
1.規定在101 kPa壓強，測出反應所放出的熱量，因為壓強不定，反應熱數值不相同；
2.規定可燃物物質的量為1 mo；
3.規定必須生成穩定的氧化物的原因是，即使是等量的純物質在等壓強情況下，與不同氣體燃燒釋放出的熱量不同；
4.規定可燃物完全燃燒生成穩定化合物所放出的熱量為標準。
化學燃料燃燒的化學方程式後的放出的熱量怎麼計算
反應熱：通常是指：“當一個化學反應在恆壓以及不作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。也就是說，反應熱通常是指：體系在等溫、等壓過程中發生物理或化學的變化時所放出或吸收的熱量。化學反應熱有多種形式，如：生成熱、燃燒熱、中和熱等。化學反應熱是重要的熱力學數據，它是通過實驗測定的。所用的主要儀器稱為“量熱計”。設想在同一溫度下發生同上的1mol反應：2H2（g）+O2（g）＝ 2H2O（g），但不是在等溫等容條件下，而是在等溫等壓條件下，或者說發生的不是等溫等容反應，而使等溫等壓反應，若反應發生時同樣沒有做其他功，反應的熱效應多大？這種熱效應的符號通常用Qp表示，下標p表明等壓，成為等壓熱效應。公式：Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB（g） 式中：△U≡U終態-U始態≡U反應產物-U反應物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即發生1mol反應，產物氣體分子總數與反應物氣體分子總數之差。由該式可見，對於一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決於反應前後氣體分子總數是否發生變化，若總數不變，系統與環境之間不會發生功交換，於是，Qp=QV；若總數減小，對於放熱反應∣Qp∣〉∣QV∣，等壓過程放出熱多於等容過程放出熱，；若反應前後氣體分子總數增加，對於放熱反應，∣Qp∣〈∣QV∣，反應前後內能減少釋放的一部分能量將以做功的形式向環境傳遞，放出的熱少於等容熱效應。同樣的，對於吸熱反應也可以類推得到。 將上式展開又可得到： Qp=△U+p△V=（U終態-U始態）+p（U終態-U始態） =（U終態+pU終態）-（U終態+pU始態） 由於U、p、V都是狀態函數，因此U+pV也是狀態函數，為此，我們定義一個新的狀態函數，稱為焓，符號為H，定義式為H≡U+pV，於是： △H≡H終態-H始態= Qp 此式表明，化學反應在等溫等壓下發生，不做其他功時，反應的熱效應等於系統的狀態函數焓的變化量。請特別關注上句中的“不做其他功時”，若做其它功（如電池放電做功）反應的熱效應決不會等於系統的狀態函數H的變化量△H。 反應熱的計算方法： 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=反應物的總能量-生成物總能量。 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，化學方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。
燃燒熱的定義
在25攝氏度,101 kPa時，1 mol可燃物完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱． 定義要點： ①規定在101 kPa壓強，常溫25度下測出熱量，因為壓強和溫度不定，反應熱數值不相同． ②規定可燃物物質的量為1 mol． ③規定可燃物完全燃燒生成穩定化合物所放出的熱量為標準． 注意點： 燃燒熱是以1 mol可燃物作為標準來進行測定的，因此在計算燃燒熱時，熱化學方程式裡其他物質的化學計量數常出現分數：如H2(g)＋ 1/2O2(g)====H2O(l)；ΔH=－285．8 kJ·mol－1
反應熱的計算方法
1.通過實驗測得根據比熱容公式進行計算：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準摩爾生成焓來計算對於一定溫度，標準壓力下的反應0=ΣBVBRB(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，反應物的係數為負，VB是反應物或生成物RB的化學計量數，ΣB表示對所有物質求和）該反應的反應熱△rHmθ =ΣBVB△fHmθ(B)（如圖。θ表示標準壓力，為1*10^5Pa。實際上，這一符號並不寫作“西塔”，只是一個圓圈中間一道橫線，比“西塔”稍胖。“m”表示每摩爾反應），即反應熱等於所有參與反應的物質在該狀態下的標準摩爾生成焓與該物質在化學方程式中的化學計量係數的乘積的代數和。這是可以利用蓋斯定律和標準摩爾生成焓的定義來證明的，詳見生成焓。一些工具書中會有各種物質的標準摩爾生成焓，可以通過查閱計算出所需的反應熱。例如，對於反應CO(g)+H2O(g)==CO2(g)+H2(g) △rHmθ在298K，標準壓力下各物質的標準摩爾生成焓為：△fHmθ[CO(g)]=-110.53kJ/mol△fmθ[H2O(g)]=-241.82kJ/mol△fHmθ[CO2(g)]=-393.51kJ/mol△fHmθ[H2(g)]=0∴△rHmθ=ΣBVB△fHmθ(B) =(-393.51*1+0*1+(-110.53)*(-1)+(241.82*(-1)))kJ/mol=-41.16kJ/mol該反應的反應熱為-41.16kJ/mol。8．根據反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓來計算對於很多有機物來說，直接利用單質合成是有困難的，但有機物大多可以燃燒，因此，標準摩爾燃燒焓更容易得到。對於某一狀態下的反應0=ΣBVBRB，該反應的反應熱還等於△rHmθ = - ΣBVB△cHmθ(B)（如圖），這也是可以利用蓋斯定律和標準摩爾燃燒焓的定義來證明的。即反應熱等於所有參與反應的物質在該狀態下的標準摩爾燃燒焓與該物質在化學方程式中的化學計量係數的乘積的代數和的相反數。例如，對於標準狀況下的反應：CH3CHO（l）+H2（g）==C2H5OH（l）△rHmθ△cHmθ[CH3CHO(l)]=-1166.37kJ/mol△cHmθ[H2(g)]=-285.84kJ/mol△cHmθ[C2H5OH(l)]=-1366.83kJ/mol∴△rHmθ=-ΣBVB△cHmθ(B)=-(-1366.83*1+(-1166.37)*(-1)+(-285.84)*(-1))kJ/mol=-8......