反应焓

反应焓

热力学是对热能和其他类型的能量（例如功）的研究。热力学定律被用于所有已知的科学领域，其应用范围从生物学到物理学。

热力学三大定律

热力学有三个主要定律描述了宇宙中发生的相互作用，无论规模如何。

第一个是能量守恒定律，它描述了一个孤立系统的总能量是恒定的。能量可以从一种形式的能量转移到另一种形式的能量，但它永远不能被创造或摧毁。例如，热能可以转化为功。

热力学第二定律是熵增定律。熵是一种热力学特性，与系统可能的微观构型有关。熵描述了热力学系统的无序。第二定律指出，孤立的热力学系统中的熵之和必须始终增加，因为系统往往是无序的，而不是更少的。因此，热力学系统的熵永远不会减少，这意味着从无序到有序的变化，因为这将违反这个基本的熵定律。

最后，热力学第三定律是绝对零度定律。该定律指出，当系统接近绝对零度的温度时，系统的熵接近一个常数值。绝对零度是所有物质运动停止的理论温度，定义为 0 开尔文。

焓

在物理学和化学中，有两种类型的函数:状态函数和路径函数。路径函数取决于系统从初始状态到最终状态的过渡。最常见的路径函数是热 （Q） 和功 （W）。

状态函数独立于 path，并依赖于系统的当前 equilibium state。状态函数包括压力、温度、体积、焓和熵。

焓 （H） 是一种热力学性质，用于描述系统中损失或获得的热量。焓变 ΔH 等于内能变化 ΔU 加上常压 P 和体积变化 ΔV 的乘积之和。

ΔH = ΔU + PΔV

在化学反应过程中，能量要么获得，要么释放。由于焓是一个状态函数，因此化学反应过程中的焓变化仅取决于最终焓和初始焓之间的差异。

ΔH = H_结尾 - H_首字母

初始焓代表反应物的焓，而最终焓代表产物的焓。因此，反应的焓变可以用以下方程来描述:

ΔH_rxn = H_产物 - H_反应物

当产物的焓大于反应物的焓时，ΔH 为正，表明反应吸收热量并且是吸热的。当反应物的焓大于产物的焓时，ΔH 为负，反应放热并放热。如果反应的 ΔH 值已知，则逆反应是该 ΔH 的负值。例如，放热正向反应将变成吸热反向反应。

有些反应发生在多个步骤中，每个步骤都有自己的反应焓。根据赫斯定律，我们可以通过添加每一步的反应焓来确定反应的总焓。

例如，固体镁和氧气形成氧化镁可分为三个单独的反应。

毫克 ₊ 1/2O_2（克） → 毫克O _（s） ΔH_rxn

毫克 _（s） + 2H⁺_（aq） → 毫克²⁺_（aq） + H_2（g） ΔH_rxn1

镁²⁺_{（水溶液）} + 氢₂O_（l） → 氧化镁 _（s） + 2H⁺_{（水溶液）} ΔH_rxn2

1/2O_2（g） + H_2（g） → H₂O_（l） ΔH_rxn3

根据赫斯定律，整个反应的反应焓 （ΔH_rxn） 等于每一步各个反应焓之和。

ΔH_rxn = ΔH_{rxn1 +} ΔH_{rxn2 +} ΔH_rxn3

热量计

量热仪是一种测量物理过程或化学反应释放或吸收的热量的设备。恒压量热仪由一个与周围环境隔离的绝缘反应室组成。这最大限度地减少了任何热量或功对周围环境的影响。量热仪有一个搅拌器来混合溶液，还有一个温度计来测量温度变化。

为了使用量热仪测量热量，将反应物放置在反应室内并混合。当反应发生时，温度变化被记录为 ΔT。由于量热仪与周围环境绝缘和隔离，因此任何温度变化都是由于化学反应过程中热量的增加或损失造成的。

量热仪可用于通过使用温度变化确定热的热力学值 Q 来确定反应的焓。当 Q 为正时，热量被系统吸收，而负 Q 表示系统释放的热量。

热量与反应过程中温度的变化 ΔT 有关，与物质的质量 m 及其比热容 c_s 有关。比热容表示将一个质量单位的纯物质的温度升高一个单位所需的热量，以 J/kg·K 为单位。

Q = mc_sΔT

下标 p 表示反应在恒定压力下进行。

Q = mc_pΔT

由于反应和量热仪的每个组分都会吸收或失去热量，因此在计算反应的热力学热 Q_rxn 时必须考虑所有组分。因此，反应的总热量等于溶液获得或损失的热量加上量热仪获得或损失的热量。

Q_rxn = - （Q_soln + Q_量热计）

Q_rxn = - （m_solnc_solnΔT + C_量热仪ΔT）

在量热仪中测得的反应热 Q_rxn 等于反应热 ΔH_rxn。

引用

1. Kotz， J.C.， Treichel Jr， P.M.， Townsend， J.R. （2012）.化学和化学反应性。加利福尼亚州贝尔蒙特:Brooks/Cole，圣智学习。
2. Silderberg， M.S. （2009）.化学:物质和变化的分子性质。 马萨诸塞州波士顿:麦格劳·希尔。

热力学是研究热及其与能量和功的关系的学科。最重要的热力学特性之一是焓，它表示过程在恒定压力下传递的热能。焓 用于描述化学反应，其中焓变 ΔH 告诉我们在化学反应过程中吸收或释放了多少热量。

Enthalpy 是一个状态函数，这意味着变化与路径无关，并且只考虑初始和最终状态。因此，反应的 ΔH 是通过从产物的焓之和中减去反应物的焓之和来计算的。

如果 ΔH 为正，则反应是吸热的，并从周围环境中吸收热量。如果 ΔH 为负，则反应放热并向周围环境释放热量。

我们可以使用像量热仪这样的孤立系统来测量反应的焓变。简化的量热仪，就像我们这里的量热仪一样，由一个带有搅拌器和温度计的绝缘样品池组成。随着反应在绝缘电池内部进行，温度会发生变化，我们能够测量 ΔT。

我们可以假设没有能量传入或传出样品池，因为它是绝缘的。因此，我们可以假设温度变化是由于反应中的热变化引起的。

那么，我们如何使用 ΔT 来计算 ΔH？在恒定压力下，ΔH 等于热流，Q. Q 等于物质的质量乘以其比热容和温度变化。比热容 c_s 是衡量将 1 g 材料的温度升高 1 °C 所需的热量的指标。

具有较高比热容的材料需要更多的能量来提高其温度，反之亦然。常见物质的比热容值可以在文献中找到。因此，我们可以使用比热容以及物质的质量和温度变化来计算反应的 ΔH。

在您的实验中，我们将测量镁和氧形成氧化镁的焓变。使用我们的简单量热仪需要我们通过一系列单独的反应步骤间接测量反应热。因此，我们将分别运行每个反应并测量每个反应的 ΔT 和 ΔH。然后，根据赫斯定律，整个反应的焓等于每个反应步骤的每个反应焓之和。

在本实验中，您将使用聚苯乙烯杯构建一个简单的量热仪，然后通过实验确定氧化镁的形成焓。