量熱計常數物理意義是什麼

1. 量熱計的熱容量的物理意義怎樣理解如何確定

比熱容的定義為：單位質量物質的熱容量，即使單位質量物體改變單位溫度時的吸收或釋放的內能.

比熱容的計算公式是能量Q=cmt

c——比熱容 水的比熱容是4.2*10^3焦耳每千克攝氏度

m——質量

t——溫度的變化(不論溫度升高還是降低永遠取絕對值)

如果溫度升高就是吸熱 溫度降低就是放熱

每種物體的比熱容都不一樣,有比熱容表.

水的比熱是4.2×10^3焦/(千克× ℃)，表示質量是1千克的水，溫度升高（或降低）1℃，吸收（或放出）的熱量是4.2×10^3焦.

空氣的比熱：常溫的話就是25+273=298；

其它溫度下就應該是：空氣溫度T+273=？

解釋

比熱(0specific heat)是比熱容的簡稱。

單位質量的某種物質，溫度降低1℃或升高1℃所吸收或放出的熱量，叫做這種物質的比熱容。

更嚴格的定義，參見詞條比熱容。

燃氣的比熱可以分為定壓比熱和定容比熱。保持燃氣的容積不變的吸熱（或放熱）過程時的比熱為定容比熱，保持燃氣壓力不變時的吸熱（或放熱）過程時的比熱為定壓比熱。

單位

比熱的單位是復合單位。

在國際單位制中，能量、功、熱量的單位統一用焦耳，溫度的單位是開爾文，因此比熱容的單位為J/(kg·K)。

常用單位：kJ/(kg·℃)、cal/(kg·℃)、kcal/(kg·℃)等。

比熱表：常見物質的比熱容

物質 比熱容c

水 4.2

酒精 2.4

煤油 2.1

冰 2.1

蓖麻油 1.8

砂石 0.92

鋁 0.88

干泥土 0.84

鐵、鋼 0.46

銅 0.39

汞 0.14

鉛 0.13

對表中數值的解釋：

(1)比熱此表中單位為kJ/(kg·℃)；

(2)水的比熱較大，金屬的比熱更小一些；

(3)c鋁>c鐵>c鋼>c鉛 (c鉛<c鐵<c鋼<c鋁)。

補充說明：

⒈不同的物質有不同的比熱，比熱是物質的一種特性；

⒉同一物質的比熱一般不隨質量、形狀的變化而變化，如一杯水與一桶水，它們的比熱相同；

⒊對同一物質、比熱值與物體的狀態有關，同一物質在同一狀態下的比熱是一定的，但在不同的狀態時，比熱是不相同的，如，水的比熱與冰的比熱不同。

⒋在溫度改變時，比熱容也有很小的變化，但一般情況下忽略。比熱容表中所給的數值都是這些物質的平均值。

⒌氣體的比熱容和氣體的熱膨脹有密切關系，在體積恆定與壓強恆定時不同，故有定容比熱容和定壓比熱容兩個概念。但對固體和液體，二者差別很小，一般就不再加以區分。

與比熱相關的熱量計算公式：Q=cmΔt 即Q吸（放）=cm(t-t1) 其中c為比熱，m為質量，t為末溫，t1為初溫，Q為能量。 吸熱時為Q=cmΔt升（用實際升高溫度減物體初溫），放熱時為Q=cmΔt降（用實際初溫減降後溫度）。或者Q=cmΔt=cm(t末-t初)，Q>0時為吸熱，Q<0時為放熱。

（涉及到物態變化時的熱量計算不能直接用Q=cmΔt，因為不同物質的比熱容一般不同，發生物態變化後，物質的比熱容變化了。）

應用

①水的比熱較大，對於氣候的變化有顯著的影響。在同樣受熱或冷卻的情況下，水的溫度變化小一些，水的這個特徵對氣候影響很大，白天沿海地區比內陸地區溫升慢，夜晚沿海溫度降低少，為此一天中沿海地區溫度變化小，內陸溫度變化大，一年之中夏季內陸比沿海炎熱，冬季內陸比沿海寒冷。

2. 熱值的物理意義是什麼

熱值的物理意義是：1kg燃料完全燃燒釋放的熱量。

在燃料化學中，表示燃料質量的一種重要指標。單位質量（或體積）的燃料完全燃燒時所放出的熱量。通常用熱量計（卡計）測定或由燃料分析結果算出。有高熱值（higher calorific value）和低熱值（lower calorific value）兩種。前者是燃料的燃燒熱和水蒸氣的冷凝熱的總數，即燃料完全燃燒時所放出的總熱量。

計算公式

固體或液體燃料完全燃燒釋放的熱量的計算公式：Q放＝mq氣體燃料完全燃燒釋放的熱量的計算公式：Q=VqQ表示熱量（J)，q表示熱值（J/kg )，m表示固體燃料的質量（kg)，V表示氣體燃料的體積（m³）。

3. 量熱的基本原理是什麼

工作原理

將一定量的試樣置於密封的氧彈中，在充足的氧氣條件下，令試樣完全燃燒，燃燒所放出的熱量被氧彈及其周圍的一定量的水(內筒水)吸收，水的溫升與試樣燃燒釋放的熱量成正比。在規定的條件下預先標定出量熱儀的熱容量。要測定發熱量時，只要嚴格按照標定熱容量的條件進行試驗，並准確測定出試樣燃燒後內筒水的溫升值，採用科學的方法，即可計算出試樣的發熱量。

在恆溫式量熱系統中，由於外筒水和室溫之間和內筒與外筒之間實際存在著熱交換，給發熱量的精確計算帶來了麻煩。因此，為了校正由熱交換引起的計算誤差，在建立發熱量計算數學模型時引入丁冷卻系數K和綜合常數A。K和A可通過對儀器進行標定計算得出。中科三博官方網站有詳細資料。

量熱儀使用說明：將一定量的試樣置於密封的氧彈中，在充足的氧氣條件下，令試樣完全燃燒，燃燒所放出的熱量被氧彈及其周圍的一定量的水(內筒水)吸收，水的溫升與試樣燃燒釋放的熱量成正比。在規定的條件下預先標定出量熱儀的熱容量。要測定發熱量時，只要嚴格按照標定熱容量的條件進行試驗，並准確測定出試樣燃燒後內筒水的溫升值，採用科學的方法，即可計算出試樣的發熱量。

在恆溫式量熱系統中，由於外筒水和室溫之間和內筒與外筒之間實際存在著熱交換，給發熱量的精確計算帶來了麻煩。因此，為了校正由熱交換引起的計算誤差，在建立發熱量計算數學模型時引入丁冷卻系數K和綜合常數A。K和A可通過對儀器進行標定計算得出。

4. 量熱器常數K的物理意義是什麼

溫度每升高1攝氏度，量熱器所吸收的熱量。

5. 求量熱計常數的方法

是物化實驗嗎？常數是先由一組已知恆容燃燒熱的物質測量得出，-Qva-qb=K△T利用這個式子，Qv是已知物質的恆容燃燒熱，a是物質質量，q是鎳鉻絲燃燒熱，b是鎳鉻絲質量，△T是主期溫升與校正值的和。就可以求出k了。爪機打字不容易，你懂的~

6. 量熱計是什麼

量熱計也稱量熱儀、量熱器或者卡計，是一種測量突襲發生物理的或化學的過程效應的儀器，例如，用於測定物質的熱容及各種反應熱（如中和熱，燃料與食物的燃燒值、有機化合物的燃燒熱）等
量熱計結構主要可以分為外筒、內筒、溫度計和攪拌器。
外筒主要起到保溫作用。
內筒直接充當反應容器。
溫度計用來測量反應的溫度變化。
攪拌器用來使得反應物混合均勻，提高溫度測量的准確性和反應的完全性。

7. 怎樣計算中和熱

1、通電所產生的熱量使量熱計溫度上升ΔT1，由焦耳一楞次定律可得：Q＝UIt＝KΔT1。
式中：Q為通電所產生的熱量(J)：I為電流強度(A)：U為電壓(V)：t為通電時間(s)；ΔT1為通電使溫度升高的數值(℃)；K為量熱計常數其物理意義是量熱計每升高1℃所需之熱量。它是由杜瓦瓶以及其中儀器和試劑的質量和比熱所決定的。當使用某一固定量熱計時，K為常數。由上式可得： K＝UIt/ΔT1(平均值)代入上式，求出量熱計常數K。
2、中和熱的計算：反應的摩爾熱效應可表示為：ΔH ＝－KΔT×1000/cV。
式中：c為溶液的濃度：V為溶液的體積(mL)： ΔT為體系的溫度升高值。
利用上式，將K及ΔT2及ΔT3(平均值)代入，分別求出強酸、弱酸與強鹼中和反應的摩爾熱效應ΔH中和和ΔH。利用蓋斯定律求出弱酸分子的摩爾離解熱ΔH解離，即：ΔH解離＝ΔH－ΔH中和。

8. 化學反應與能量 怎樣懂

1.化學反應中的能量變化 化學反應中的能量變化，通常表現為熱量的變化。探討化學反應放熱、吸熱的本質時，要注意四點：①化學反應的特點是有新物質生成，新物質和反應物的總能量是不同的，這是因為各物質所具有的能量是不同的（化學反應的實質就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵的生成，而舊化學鍵斷裂所吸收的能量與新化學鍵所釋放的能量不同導致發生了能量的變化）；②反應中能量守恆實質是生成新化學鍵所釋放的能量大於舊化學鍵斷裂的能量而轉化成其他能量的形式釋放出來；③如果反應物所具有的總能量高於生成的總能量，則在反應中會有一部分能量轉變為熱能的形式釋放，這就是放熱反應，反之則是吸熱反應；④可用圖象來表示。 熱變 2.燃燒熱和中和熱 ⑴燃燒熱：在101kPa時，1mol可燃物完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量。 ⑵中和熱：在稀溶液中，酸和鹼發生中和反應生成1mol水時的反應熱。 3.物質的氣、液、固三態的變化與反應熱的關系。 2 方程式 書寫 .熱化學反應方程式的書寫 ⑴△H只能寫在標有反應物和生成物狀態的化學方程式的右邊，用「；」隔開。若為放熱反應，△H為「－」；若為吸熱反應，△H為「+」。△H的單位為kJ/mol。 ⑵反應熱△H與測定條件（如溫度、壓強等）有關。所以書寫熱化學反應方程式的時候，應該注意標明△H的測定條件。 ⑶必須標注物質的聚集狀態（s(固體）、l（液體）、g（氣體）才能完整的書寫出熱化學反應方程式的意義。方程式中不用「↑」、「↓」、「→」這些符號，而用"="來表示。 蓋斯定律 2.蓋斯定律 化學反應的反應熱只與反應的初始狀態有關和終極狀態有關，而與反應的途徑無關。 3 測定 實驗目的 1．掌握中和熱的測定方法； 2．通過中和熱的測定，計算弱酸的離解熱。 二、實驗原理 一摩爾的一元強酸溶液與一摩爾的一元強鹼溶液混合時，所產生的熱效應是不隨著酸或鹼的種類而改變的，因為這里所研究的體系中各組分是全部電離的。因此，熱化學方程式可用離子方程式表示： H+OH=H20 ΔH中和=一57．36kJ·mol 上式可作為強酸與強鹼中和反應的通式的的的。由此還可以看出，這一類中和反應與酸的陰離子或鹼的陽離子並無關系。 若以強鹼(NaOH)中和弱酸(CH3COOH)時，則與上述強酸、強鹼的中和反應不同。因為在中和反應之前，首先是弱酸進行解離，其反應為： CH3COOH =H+CH3COOΔH解離 H+OH=H20 ΔH中和 總反應：CH3COOH+OH=H20+CH3COO ΔH 由此可見，ΔH是弱酸與強鹼中和反應總的熱效應，它包括中和熱和解離熱兩部分。根據蓋斯定律可知，如果測得這一反應中的熱效應ΔH以及ΔH中和，就可以通過計算求出弱酸的解離熱ΔH解離。 儀器試劑 數字式貝克曼溫度計; 杜瓦瓶; 量筒; 秒錶； 雙路可跟蹤直流穩定電源； 濃度各為1.0mol的NaOH、HCI和CH3COOH溶液。 操作步驟 1、實驗准備 清洗儀器。打開數字式貝克曼溫度計，預熱5分鍾。調節基溫選擇按鈕至20~C，按下溫度/溫差按鍵，使表盤顯示溫差讀數(精確至0．001℃)。打開直流穩壓電源，調節電壓10.0V。連接穩壓直流電源與量熱計。 2．量熱計常數的測定 用量筒量取500ml蒸餾水注入用凈布或濾紙擦凈的杜瓦瓶中，輕輕塞緊瓶塞。接通電源，調節旋鈕記下10.0V時電流讀數。均勻攪拌4分鍾。然後，切斷電源，每分鍾記錄一次貝克曼溫度計的讀數，記錄10分鍾。讀第10個數的同時，接通電源，並連續記錄溫度。在通電過程中，電流、電壓必須保持恆定(隨時觀察電流表與電壓表，若有變化必須馬上調節到原來指定值)。記錄電流、電壓值。通電4分鍾後，停止通電。繼續攪拌及每隔一分鍾記錄一次水溫，測量10分鍾為止。用作圖法確定由通電而引起的溫度變化ΔT1。按上述操作方法重復兩次，取其平均值。 3、中和熱的測定 取50ml 1mol.lNaOH溶液注入鹼貯存器中。用量筒量取400ml蒸餾水注入用凈布或濾紙擦掙的杜瓦瓶中，然後加入50ml 1mol.lHCl溶液。輕輕塞緊瓶塞，用攪拌器均勻攪拌，並記錄溫度(每分鍾一次)。計10個數後，將鹼貯存器稍稍提起，用玻璃棒將膠塞捅掉(不要用力過猛，以免玻璃棒碰破杜瓦瓶之內壁而損害儀器)。捅掉膠塞後，即將鹼貯存器上下移動兩次，使鹼液全部流出。此後不斷攪拌，並繼續每隔一分鍾記錄一次溫度。待溫度變化緩慢後，再記錄10分鍾就停止測定。用作圖法確定ΔT2。按上述方法重復兩次，取其平均值。 4．表觀中和熱的測定 用CH3COOH代替HCI，重復上述操作，求ΔT3。 5．實驗結束 斷水、斷電，清洗儀器，清理實驗桌。 五、數據記錄和處理 1．溫度變化的校正一雷諾曲線法圖中凸點相當於開始通電加熱或開始反應之點，c點為觀察到的最高溫度讀數點，由於杜瓦瓶和外界的熱量交換，曲線ab及cd經常發生傾斜。EE'表示環境輻射進來的熱量所造成量熱計溫度的升高，必須扣除。FF'表示量熱計向環境輻射出熱量而造成量熱計溫度的降低，必須加入。因此作圖確定出ΔT1、ΔT2、ΔT3 注意：此法校正時，體系溫度與外界溫度最好不超過2～3℃，否則會引進誤差。 2．量熱計常數的計算 由實驗可知，通電所產生的熱量使量熱計溫度上升ΔT1，由焦耳一楞次定律可得： Q=UIt=KΔT1。 式中：Q為通電所產生的熱量(J)：I為電流強度(A)：U為電壓(V)：t為通電時間(s)；ΔT1為通電使溫度升高的數值(℃)；K為量熱計常數其物理意義是量熱計每升高1℃所需之熱量。它是由杜瓦瓶以及其中儀器和試劑的質量和比熱所決定的。當使用某一固定量熱計時，K為常數。由上式可得： K=UIt/ΔT1(平均值)代入上式，求出量熱計常數K。 3．中和熱的計算 反應的摩爾熱效應可表示為：ΔH =－KΔT×1000/cV 式中：c為溶液的濃度：V為溶液的體積(mL)：ΔT為體系的溫度升高值。 利用上式，將K及ΔT2及ΔT3(平均值)代入，分別求出強酸、弱酸與強鹼中和反應的摩爾熱效應ΔH中和和ΔH。利用蓋斯定律求出弱酸分子的摩爾離解熱ΔH解離，即： ΔH解離=ΔH－ΔH中和 4 吸放過程 吸熱反應 ⒈常見吸熱反應： ①鹽類的水解 ②弱電解質的電離 ③大多數分解反應 ④2個特殊的化合反應 N2+O2=放電=2NO CO2+C=高溫=2CO ⑤兩個特殊的置換反應 C(s)+H2O(g)=高溫=CO(g)+H2(g) CuO(s)+H2(g)=高溫=Cu(s)+H2O(g) ⑥Ba(OH)2·8H2O晶體與NH4Cl晶體的反應 ⑦硝酸銨的溶解（物理變化，吸熱現象） 放熱反應 ⒉常見放熱反應 ①燃燒 ②中和反應 ③金屬與酸或水的反應 ④一般的化合反應（除上述2個特例） 重點討論的三個平衡：N2、H2合成NH3、SO2催化氧化生成SO3、NO2二聚為N2O4均為放熱反應 ⑤一般的置換反應（除上述兩個特例） ⑥鹼性氧化物（如Na2O、K2O）、強鹼溶於水 ⑦濃硫酸的稀釋（物理變化，放熱現象） ⑧大多數氧化

9. 化學反應能量變化的測定

實驗目的
1．掌握中和熱的測定方法；
2．通過中和熱的測定，計算弱酸的離解熱。
二、實驗原理
一摩爾的一元強酸溶液與一摩爾的一元強鹼溶液混合時，所產生的熱效應是不隨著酸或鹼的種類而改變的，因為這里所研究的體系中各組分是全部電離的。因此，熱化學方程式可用離子方程式表示：
H+OH=H20 ΔH中和=一57．36kJ·mol
上式可作為強酸與強鹼中和反應的通式的的的。由此還可以看出，這一類中和反應與酸的陰離子或鹼的陽離子並無關系。
若以強鹼(NaOH)中和弱酸(CH3COOH)時，則與上述強酸、強鹼的中和反應不同。因為在中和反應之前，首先是弱酸進行解離，其反應為：
CH3COOH =H+CH3COOΔH解離
H+OH=H20 ΔH中和
總反應：CH3COOH+OH=H20+CH3COO ΔH
由此可見，ΔH是弱酸與強鹼中和反應總的熱效應，它包括中和熱和解離熱兩部分。根據蓋斯定律可知，如果測得這一反應中的熱效應ΔH以及ΔH中和，就可以通過計算求出弱酸的解離熱ΔH解離。 1、實驗准備
清洗儀器。打開數字式貝克曼溫度計，預熱5分鍾。調節基溫選擇按鈕至20~C，按下溫度/溫差按鍵，使表盤顯示溫差讀數(精確至0．001℃)。打開直流穩壓電源，調節電壓10.0V。連接穩壓直流電源與量熱計。
2．量熱計常數的測定
用量筒量取500ml蒸餾水注入用凈布或濾紙擦凈的杜瓦瓶中，輕輕塞緊瓶塞。接通電源，調節旋鈕記下10.0V時電流讀數。均勻攪拌4分鍾。然後，切斷電源，每分鍾記錄一次貝克曼溫度計的讀數，記錄10分鍾。讀第10個數的同時，接通電源，並連續記錄溫度。在通電過程中，電流、電壓必須保持恆定(隨時觀察電流表與電壓表，若有變化必須馬上調節到原來指定值)。記錄電流、電壓值。通電4分鍾後，停止通電。繼續攪拌及每隔一分鍾記錄一次水溫，測量10分鍾為止。用作圖法確定由通電而引起的溫度變化ΔT1。按上述操作方法重復兩次，取其平均值。
3、中和熱的測定
取50ml 1mol.lNaOH溶液注入鹼貯存器中。用量筒量取400ml蒸餾水注入用凈布或濾紙擦掙的杜瓦瓶中，然後加入50ml 1mol.lHCl溶液。輕輕塞緊瓶塞，用攪拌器均勻攪拌，並記錄溫度(每分鍾一次)。計10個數後，將鹼貯存器稍稍提起，用玻璃棒將膠塞捅掉(不要用力過猛，以免玻璃棒碰破杜瓦瓶之內壁而損害儀器)。捅掉膠塞後，即將鹼貯存器上下移動兩次，使鹼液全部流出。此後不斷攪拌，並繼續每隔一分鍾記錄一次溫度。待溫度變化緩慢後，再記錄10分鍾就停止測定。用作圖法確定ΔT2。按上述方法重復兩次，取其平均值。
4．表觀中和熱的測定
用CH3COOH代替HCI，重復上述操作，求ΔT3。
5．實驗結束
斷水、斷電，清洗儀器，清理實驗桌。
五、數據記錄和處理
1．溫度變化的校正一雷諾曲線法
圖中凸點相當於開始通電加熱或開始反
應之點，c點為觀察到的最高溫度讀數
點，由於杜瓦瓶和外界的熱量交換，曲
線ab及cd經常發生傾斜。EE'表示環境
輻射進來的熱量所造成量熱計溫度的升
高，必須扣除。FF'表示量熱計向環境輻
射出熱量而造成量熱計溫度的降低，必
須加入。因此作圖確定出ΔT1、ΔT2、ΔT3
注意：此法校正時，體系溫度與外界溫度最好不超過2～3℃，否則會引進誤差。
2．量熱計常數的計算
由實驗可知，通電所產生的熱量使量熱計溫度上升ΔT1，由焦耳一楞次定律可得：
Q=UIt=KΔT1。
式中：Q為通電所產生的熱量(J)：I為電流強度(A)：U為電壓(V)：t為通電時間(s)；ΔT1為通電使溫度升高的數值(℃)；K為量熱計常數其物理意義是量熱計每升高1℃所需之熱量。它是由杜瓦瓶以及其中儀器和試劑的質量和比熱所決定的。當使用某一固定量熱計時，K為常數。由上式可得： K=UIt/ΔT1(平均值)代入上式，求出量熱計常數K。
3．中和熱的計算
反應的摩爾熱效應可表示為：ΔH =－KΔT×1000/cV
式中：c為溶液的濃度：V為溶液的體積(mL)： ΔT為體系的溫度升高值。
利用上式，將K及ΔT2及ΔT3(平均值)代入，分別求出強酸、弱酸與強鹼中和反應的摩爾熱效應ΔH中和和ΔH。利用蓋斯定律求出弱酸分子的摩爾離解熱ΔH解離，即：
ΔH解離=ΔH－ΔH中和

10. 熱力學常數有哪些，分別的物理化學意義是什麼

1、熱力學常數R
理想氣體狀態方程：pV=nRT
已知標准狀況下，1mol理想氣體的體積約為22.4Lp=101325Pa，T=273.15K，n=1mol，V=22.4L=0.0224m^3 R=8.314，單位J/（mol*K）
2、阿伏伽德羅常數
在物理學和化學中，阿伏伽德羅常數（符號：NA或L）的定義是一個比值，是一個樣本中所含的基本單元數（一般為原子或分子）N，與它所含的物質量n（單位為摩爾）間的比值，公式為NA=N/n。因此，它是聯系一種粒子的摩爾質量（即一摩爾時的質量），及其質量間的比例常數。阿伏伽德羅常數用於代表一摩爾物質所含的基本單元（如分子或原子）之數量，而它的數值為：6.02x10^23/mol
3、玻爾茲曼常量
玻爾茲曼常量是熱力學的一個基本常量，記為「K」，數值為：K=1.3806505×10^-23J/K，玻爾茲曼常量可以推導得到，理想氣體常數R等於玻爾茲曼常數乘以阿伏伽德羅常數。