熱化學
熱化學（英語：Thermochemistry）是研究化學反應及物質聚集狀態改變所伴隨的熱效應的學科。化學反應和相變（例如熔化、沸騰）都能吸收或放出熱量，而熱化學研究這些能量變化，尤其是系統和其周圍環境的能量變化。熱化學可用於推測給定反應過程中的反應物和產物的量。如果結合熵，它還用於推測反應是否自發。
熱化學通常包括對熱容量、燃燒熱、生成熱、焓、熵、自由能的計算。
起源
[編輯]熱化學基於以下兩條定律：[1]
- 任何反應的能量變化與逆向過程的能量變化相等。（由安托萬-洛朗·德·拉瓦錫與皮埃爾-西蒙·拉普拉斯於1780年提出）[2]
- 在條件不變的情況下，化學反應的熱效應只與起始和終了狀態有關，與變化途徑無關。（赫斯定律，於1840年提出）
這兩條定律產生於熱力學第一定律之前，並促進了熱力學第一定律的制定。
安托萬-洛朗·德·拉瓦錫與皮埃爾-西蒙·拉普拉斯和傑邁因·亨利·蓋斯也研究了比熱和潛熱，而約瑟夫·布拉克對潛能變化概念的發展作出了最重要的貢獻。
古斯塔夫·基爾霍夫在1858年提出了焓變值和溫度的關係式：，該方程使藉助某一溫度下的反應焓變計算其他溫度下的反應焓變成為可能。[3][4]
![{\displaystyle [{\partial (\Delta H) \over \partial T}]=\Delta C_{p}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7e097207b7f826941d573e0d9ceb916c18b20b7d)
量熱法
[編輯]熱量變化的測量使用量熱法進行，通常需要一個封閉室，在其中使該反應發生並測量。使用溫度計或熱電偶監測封閉室的溫度，並將溫度與時間對應，可以得到能夠計算基本參數的數據圖。現代量熱法經常配有自動裝置來快速讀取信息，如差示掃描量熱法（DSC）。
系統
[編輯]很多熱力學定義在熱化學中具有重要地位。系統是指用於熱力學研究的有限宏觀區域，系統之外的空間被稱為環境。系統分為：
- 孤立系統，既不能與環境交換能量也不能交換物質，如絕熱彈卡計
- 隔熱系統，可以與外界交換機械功，但不能交換熱量或物質，如絕熱活塞
- 力學孤立系統，可以與環境交換熱量，但不能交換機械功或物質，如非絕熱彈卡計
- 封閉系統，只能與環境交換能量而不能交換物質，如非絕熱活塞
- 開放系統，可以與環境交換物質和能量，例如一壺開水
（熱力學）過程
[編輯]當一個或多個熱力學屬性改變時，系統經歷熱力學過程。過程與狀態的變化有關。當系統的溫度保持恆定時，發生等溫過程；當系統的壓強保持不變時，發生等壓過程；當沒有熱交換發生時，發生絕熱過程。
參見
[編輯]參考文獻
[編輯]- ^ Perrot, Pierre. A to Z of Thermodynamics. Oxford University Press. 1998. ISBN 0-19-856552-6.
- ^ See page 290 of Outlines of Theoretical Chemistry （頁面存檔備份，存於互聯網檔案館） by Frederick Hutton Getman (1918)
- ^ Laidler K.J. and Meiser J.H., "Physical Chemistry" (Benjamin/Cummings 1982), p.62
- ^ Atkins P. and de Paula J., "Atkins' Physical Chemistry" (8th edn, W.H. Freeman 2006), p.56
