1)p1/t1=p2/t2
200000/300k=200000·2/t2
t2=600k
2)v2p2=v3p3
4L·200000·2=v3·200000
v3=8L
答案t=600k v=8L
反應(yīng)熱 反應(yīng)熱通常是指：“當(dāng)一個化學(xué)反應(yīng)在恒壓以及不作非膨脹功的情況下發(fā)生后，若使生成物的溫度回到反應(yīng)物的起始溫度．這時體系所放出或吸收的熱量稱為反應(yīng)熱。也就是說，反應(yīng)熱通常是指：體系在等溫、等壓過程中發(fā)生物理或化學(xué)的變化時所放出或吸收的熱量?；瘜W(xué)反應(yīng)熱有多種形式，如：生成熱、燃燒熱、中和熱等。化學(xué)反應(yīng)熱是重要的熱力學(xué)數(shù)據(jù)，它是通過實(shí)驗(yàn)測定的。所用的主要儀器稱為“量熱計(jì)”。
現(xiàn)在我們設(shè)想在同一溫度下發(fā)生同上的1mol反應(yīng)：2H2（g）+O2（g）＝ 2H2O（g），但不是在等溫等容條件下，而是在等溫等壓條件下，或者說發(fā)生的不是等溫等容反應(yīng)，而使等溫等壓反應(yīng)，若反應(yīng)發(fā)生時同樣沒有做其他功，反應(yīng)的熱效應(yīng)多大？這種熱效應(yīng)的符號通常用Qp表示，下標(biāo)p表明等壓，成為等壓熱效應(yīng)。
Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB（g）
式中△U≡U終態(tài)-U始態(tài)≡U反應(yīng)產(chǎn)物-U反應(yīng)物，式中∑vB（g）=△n（g）/mol，即發(fā)生1mol反應(yīng)，產(chǎn)物氣體分子總數(shù)與反應(yīng)物氣體分子總數(shù)之差。由該式可見，對于一個具體的化學(xué)反應(yīng)，等壓熱效應(yīng)與等容熱效應(yīng)是否相等，取決于反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，若總數(shù)不變，系統(tǒng)與環(huán)境之間不會發(fā)生功交換，于是，Qp=QV；若總數(shù)減小，對于放熱反應(yīng)∣Qp∣〉∣QV∣，等壓過程放出熱多于等容過程放出熱，；若反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)增加，對于放熱反應(yīng)，∣Qp∣〈∣QV∣，反應(yīng)前后內(nèi)能減少釋放的一部分能量將以做功的形式向環(huán)境傳遞，放出的熱少于等容熱效應(yīng)。同樣的，對于吸熱反應(yīng)也可以類推得到。
將上式展開又可得到：
Qp=△U+p△V=（U終態(tài)-U始態(tài)）+p（U終態(tài)-U始態(tài)）
=（U終態(tài)+pU終態(tài)）-（U終態(tài)+pU始態(tài)）
由于U、p、V都是狀態(tài)函數(shù)，因此U+pV也是狀態(tài)函數(shù)，為此，我們定義一個新的狀態(tài)函數(shù)，稱為焓，符號為H，定義式為H≡U+pV，于是：
△H≡H終態(tài)-H始態(tài)= Qp
此式表明，化學(xué)反應(yīng)在等溫等壓下發(fā)生，不做其他功時，反應(yīng)的熱效應(yīng)等于系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)焓的變化量。請?zhí)貏e關(guān)注上句中的“不做其他功時”，若做其它功（如電池放電做功）反應(yīng)的熱效應(yīng)決不會等于系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)H的變化量△H。
我們之所以要定義焓這個函數(shù)，其原因是由于其變化量是可以測定的（等于等溫等壓過程不做其它公式的熱效應(yīng)），具有實(shí)際應(yīng)用的價(jià)值。這樣處理，包含著熱力學(xué)的一個重要思想方法：在一定條件下發(fā)生一個熱力學(xué)過程顯現(xiàn)的物理量，可以用某個狀態(tài)函數(shù)的的變化量來度量。QV=△U、Qp，都是這種思想方法的具體體現(xiàn)。在隨后的討論中，這種思想方法還將體現(xiàn)。
應(yīng)當(dāng)指出，焓變在數(shù)值上等于等溫等壓熱效應(yīng)，這只是焓變的度量方法，并不是說反應(yīng)不在等壓下發(fā)生，或者同一反應(yīng)被做成燃料電池放出電能，焓變就不存在了，因?yàn)殪首兪菭顟B(tài)函數(shù)，只要發(fā)生反應(yīng)，同樣多的反應(yīng)物在同一溫度和壓力下反應(yīng)生成同樣多的產(chǎn)物，用同一化學(xué)方程式表達(dá)時，焓變的數(shù)值是不變的。
另外，我們在反應(yīng)含的符號否面加上反應(yīng)的溫度條件，是因?yàn)闇囟炔煌?，焓變?shù)值不同。但實(shí)驗(yàn)事實(shí)告訴我們，反映焓變隨溫度的變化并不太大，當(dāng)溫度相差不大時，可近似地看作反應(yīng)焓不隨溫度變，以下內(nèi)容只作這種近似處理，不考慮焓變隨溫度的變化。實(shí)驗(yàn)和熱力學(xué)理論都可以證明：反應(yīng)在不同壓力下發(fā)生，焓變不同！但當(dāng)壓力改變不大時，不作精確計(jì)算時，這種差異可忽略，可借用標(biāo)準(zhǔn)態(tài)數(shù)據(jù)。以下內(nèi)容均作這種近似處理。
反應(yīng)熱的計(jì)算方法
1.通過實(shí)驗(yàn)測得
根據(jù)比熱公式進(jìn)行計(jì)算：Q=cm△t，再根據(jù)化學(xué)反應(yīng)方程式由Q來求反應(yīng)熱。
2.反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。
3.利用鍵能計(jì)算反應(yīng)熱
通常人們把拆開1mol某化學(xué)鍵所吸收的能量看成該化學(xué)鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
方法：△H=∑E（反應(yīng)物）— ∑E（生成物），即反應(yīng)熱等于反應(yīng)物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。
如反應(yīng)H2(g) + Cl2(g) ═2HCl(g)；
△H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)
4.由反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算反應(yīng)熱
△H=生成物總能量-反應(yīng)物的總能量。
5.根據(jù)燃燒熱計(jì)算
物質(zhì)燃燒放出的熱量Q=n(可燃物)×該物質(zhì)的燃燒熱
6.根據(jù)蓋斯定律進(jìn)行計(jì)算
蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的；也就是說，化學(xué)方應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，與反應(yīng)途徑無關(guān)。即如果一個反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱相同。