4.1.4等容過程中的熱量Qv測定

在理工科實驗中，如果實驗條件過多，最簡便的處理方法是控制其中一個或者幾個條件不變，改變某一個條件的水平，考察這個條件對結果的影響。

一般的氣體研究，狀态函數通常有P、V、T、n四個，而P、V、T這三個是相互關聯的，隻需要考察考察其中兩個就可以了，所以考察化學反應的熱效應，通常要指定P、V、T中的兩個不變，由此就産生了兩個物理量，恒壓熱和恒容熱。

恒壓熱：壓強和溫度不變，化學反應的n和V發生改變的熱效應（Qp）

恒容熱：體積和溫度不變，化學反應的n和V發生改變的熱效應（Qv）

通常恒壓熱一般不宜控制條件（恒壓通常用活塞控制，但容易漏氣），而恒容熱就比較好控制了，所以實驗測定反應熱，多是測定其恒容熱，然後再根據恒壓熱和恒容熱的關系，換算出其恒壓熱。

熱量計：密閉、絕熱性能良好，(準)孤立系統

原理：反應的熱量變化通過溫度和系統的比熱表達

彈式熱量計剖面圖

簡單描述：在孤立系統中，化學反應的熱效應通過水溫（溫度計測量）表現出來，由水溫變化推算出化學反應的熱變化。

彈式熱量計的計算公式

例：将0.500g C6H5COOH在盛有1210g水的彈式熱量計的鋼彈内完全燃燒，溫度計由23.20℃上升到25.44℃.已知Cw(H2O)=4.18J•g-1•K-1,Cs=848J•K-1，試求C6H5COOH完全燃燒的反應熱。

解：Qv=-[Cw(H2O)*m(H2O) Cs]*ΔT

=-(4.18J•g-1•K-1*1210g 848J•K-1)*(25.44-23.20)K

=-13228.99J=-13.23kJ

即0.500g C6H5COOH完全燃燒，放出13.23kJ能量

4.1.5化學反應中的熱力學變化和焓變

1）恒容反應熱Qv與熱力學能變化ΔU

前面已經有提到：化學反應兩個最重要的特點是能量變化和質量守恒。

在恒容情況下，體積功W=ΔpΔV=0

化學反應過程也是一個過程，可以把反應物看成是系統的始态，把産物看成是系統的終态，而整個系統的能量守恒，那麼其熱力學能的變化就是化學反應的反應熱

Qv=ΔU=U2-U1

等容反應原則上是不存在，隻有近似的等容

适用條件：密閉系統，不作非膨脹功，恒容過程

物理意義：在沒有非體積功的條件下，密閉系統在等容過程中所吸收的熱量全部用以增加内能

結論：恒容反應熱等于熱力學能變

2）恒壓反應熱Qp與焓變ΔH

密閉系統，不作非膨脹功，根據熱力學第一定律：

△U ＝Q W

恒壓過程，即p1＝p2＝p外＝常數:

△U＝Qp W＝Qp－p△V= QP－p外（V2－V1）

Qp＝U2－U1 p外（V2－V1）

＝（U2 p2V2）－（U1 p1V1）

令 ： H＝U pV(H是引進的定義，叫做焓)

則 ： Qp＝H2–H1=△H

适用條件：密閉系統，不作非膨脹功，等壓過程。

物理意義：在沒有非膨脹的條件下，密閉系統在等壓過程中所吸收的熱量全部用于使焓增加。

恒壓反應熱等于焓變

思考題1：ΔU和ΔH的量綱是什麼

思考題2：在化學反應中，ΔH為正值或者負值分别反應是吸熱還是放熱？

（答案見文後評論區）

下一節我們講焓的相關知識