4.1.4等容过程中的热量Qv测定
在理工科实验中，如果实验条件过多，最简便的处理方法是控制其中一个或者几个条件不变，改变某一个条件的水平，考察这个条件对结果的影响。
一般的气体研究，状态函数通常有P、V、T、n四个，而P、V、T这三个是相互关联的，只需要考察考察其中两个就可以了，所以考察化学反应的热效应，通常要指定P、V、T中的两个不变，由此就产生了两个物理量，恒压热和恒容热。
恒压热：压强和温度不变，化学反应的n和V发生改变的热效应（Qp）
恒容热：体积和温度不变，化学反应的n和V发生改变的热效应（Qv）
通常恒压热一般不宜控制条件（恒压通常用活塞控制，但容易漏气），而恒容热就比较好控制了，所以实验测定反应热，多是测定其恒容热，然后再根据恒压热和恒容热的关系，换算出其恒压热。
热量计：密闭、绝热性能良好，(准)孤立系统
原理：反应的热量变化通过温度和系统的比热表达
弹式热量计剖面图
简单描述：在孤立系统中，化学反应的热效应通过水温（温度计测量）表现出来，由水温变化推算出化学反应的热变化。
弹式热量计的计算公式
例：将0.500g C6H5COOH在盛有1210g水的弹式热量计的钢弹内完全燃烧，温度计由23.20℃上升到25.44℃.已知Cw(H2O)=4.18J•g-1•K-1,Cs=848J•K-1，试求C6H5COOH完全燃烧的反应热。
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完全燃烧，放出13.23kJ能量
4.1.5化学反应中的热力学变化和焓变
1）恒容反应热Qv与热力学能变化ΔU
前面已经有提到：化学反应两个最重要的特点是能量变化和质量守恒。
在恒容情况下，体积功W=ΔpΔV=0
化学反应过程也是一个过程，可以把反应物看成是系统的始态，把产物看成是系统的终态，而整个系统的能量守恒，那么其热力学能的变化就是化学反应的反应热
Qv=ΔU=U2-U1
等容反应原则上是不存在，只有近似的等容
适用条件：密闭系统，不作非膨胀功，恒容过程
物理意义：在没有非体积功的条件下，密闭系统在等容过程中所吸收的热量全部用以增加内能
结论：恒容反应热等于热力学能变
2）恒压反应热Qp与焓变ΔH
密闭系统，不作非膨胀功，根据热力学第一定律：
△U ＝Q W
恒压过程，即p1＝p2＝p外＝常数:
△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是引进的定义，叫做焓)
则 ： Qp＝H2–H1=△H
适用条件：密闭系统，不作非膨胀功，等压过程。
物理意义：在没有非膨胀的条件下，密闭系统在等压过程中所吸收的热量全部用于使焓增加。
恒压反应热等于焓变
思考题1：ΔU和ΔH的量纲是什么
思考题2：在化学反应中，ΔH为正值或者负值分别反应是吸热还是放热？
（答案见文后评论区）
下一节我们讲焓的相关知识
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