计算热化学方程的反应热时，能量和键能没

Answer 1

1.通过实验测得
根据比热容公式进行计算：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 =ΣBVB△fHmθ(B)
（如图。θ表示标准压力，为1*10^5Pa。实际上，这一符号并不写作“西塔”，只是一个圆圈中间一道横线，比“西塔”稍胖。“m”表示每摩尔反应），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，详见生成焓。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。
例如，对于反应CO(g)+H2O(g)==CO2(g)+H2(g) △rHmθ
在298K，标准压力下各物质的标准摩尔生成焓为：
△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
该反应的反应热为-41.16kJ/mol。
8．根据反应物和生成物的标准摩尔燃烧焓来计算
对于很多有机物来说，直接利用单质合成是有困难的，但有机物大多可以燃烧，因此，标准摩尔燃烧焓更容易得到。
对于某一状态下的反应0=ΣBVBRB，该反应的反应热还等于△rHmθ = - ΣBVB△cHmθ(B)（如图），
这也是可以利用盖斯定律和标准摩尔燃烧焓的定义来证明的。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燃烧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的相反数。
例如，对于标准状况下的反应：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=-85.38kJ/mol
该反应的反应热为-85.38kJ/mol。
另外，可以根据各反应物和生成物的标准摩尔燃烧焓以及它们的燃烧方程来确定它们的标准摩尔生成焓，也能间接的算出反应热。
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。