سعة حرارية: الفرق بين النسختين

وهي قيمة تبين مدى قابلية جسم ما لتخزين [[حرارة|الطاقة الحرارية]]. حيث ترمز C لقيمة الطاقة الحرارية Q التي يجب إمداد جسم أو نظام ما بها لرفع درجة حرارته درجة مئوية واحدة. وعلى هذا الأساس فإن وحدة التحميل الحراري هي [[جول|الجول]] لكل [[كلفن]]. بالنسبة للمواد الصلبة والسوائل لاتختلف السعة الحرارية عند ضغط ثابت عن تلك المقاسة عند حجم ثابت. أما بالنسبة للغازات فنميز بين السعة الحرارية عند ضغط ثابت ، والسعة الحرارية عند حجم ثابت ، حيث تتمدد الغازات كثيرا بالحرارة :

لكي ينصهر الثلج ويتحول إلى ماء فهو يحتاج لامتصاص حرارة من الخارج ، ويظل يمتص حرارة من الخارج عند درجة حرارة ثابتة وهي الصفر المئوي حتى يتحول الثلج إلى ماء. تلك هي "حرارة الانصهار" وهي تعادل 333 كيلوجول/كيلوجرام . بعد ذلك يمتص حرارة بمقدار '''سعته الحرارية''' فترتفع درجة حرارة الماء من الصفر المئوي إلى 1 درجة مئوية ، ثم 2 ثم 3 درجة مئوية وهكذا. وطبقا لمعادلتنا أعلاه فلا بد له من أن يكتسب حرارة قدرها &nbsp;: <math>c = 4{,}190~\mathrm{kJ/(kg\, K)}</math>

* '''[[حرارة نوعية|الحرارة النوعية]]''' <math>c</math>, وهي تقاس بالنسبة لوحدة [[كتلة|الكتلة]](عادة الكيلوجرام) <math>[c] = \mathrm{\tfrac{J}{kg \cdot K}}</math>

* ''' السعة الحرارية المولية ''' <math>C_\mathrm{mol}</math>), وتقاس لكمية 1 [[مول]] من المادة <math> [C_\mathrm{mol}] =\mathrm{\tfrac{J}{mol \cdot K}}</math>

* '''[[سعة حرارية حجمية|عدد السعة الحرارية]]''' s , وهو يُقاس بالنسبة لوحدة الحجم من المادة (عادة للمتر مكعب) <math>[s] = \mathrm{\tfrac{J}{m^{3} \cdot K}}</math>

ينطبق [[قانون دولون-بتي]] للحرارة النوعية على المواد الصلبة للفلزات الثقيلة في درجات الحرارة العالية ، حيث يعطي سعة حرارية مولية ثابتة قدرها <math>C_\mathrm{mol} = 3 R \approx 25 \mathrm{J/(mol \cdot K)}</math> للمادة الصلبة ، حيث R هو [[ثابت الغازات العام]].

ولكن نموذج دولون-بتي يفشل في حساب السعة الحرارية للمواد الصلبة في درجات الحرارة المنخفضة. وفشل كذلك [[نموذج أينشتاين]] ولكن نجح في ذلك [[نموذج ديباي]] وهو يبدي اعتمادا للسعة الحرارية على درجة الحرارة في درجات الحرارة المنخفضة بالعلاقة <math>T^3</math>.

العلاقة بين السعة الحرارية عند ثبات الضغط <math>C_p</math>

والسعة الحرارية عند ثبات الحجم <math>C_V</math>.

على الأخص في الغازات تعتمد السعة الحرارية على الظروف المحيطة. ولهذا نفرق بين السعة الحرارية عند ثبات الضغط ''C_p'' وبين السعة الحرارية للغاز عند ثبات الحجم ''C_V''.

فعند ثبات الحجم يحدث [[تغير حالة|تغير الحالة]] عن طريق إمداد الغاز بحرارة من الخارج فتعمل على ارتفاع [[درجة حرارة]] الغاز ، وهذا معناه زيادة [[طاقة حركة]] جزيئات الغاز. أما في حالة أمداد الغاز بحرارة من الخارج مع المحافظة على ثبات الضغط فنجد أن الغاز يقوم بأداء [[عمل (ترموديناميك)|شغل]] حيث يزداد حجم الغاز. ويحدث ذلك بسبب تمدد الغاز تحت وقع الحرارة وبسبب محافظتنا على ثبات الضغط.

أي أنه في حالة ثبات الضغط يستهلك جزء من الحرارة التي تمد بها الغاز من الخارج في أداء شغل حجمي. لذلك لا بد من إمداد الغاز بكمية أكبر من الحرارة في حالة ثبات الضغط لرفع درجة حرارته درجة واحدة عن كمية الحرارة الواجدب امدادها للغاز في حالة ثبات الحجم لرفع درجة حرارته درجة واحدة.

: <math>N</math> عدد الجسيمات ,

: <math>k_B</math> [[ثابت بولتزمان]],

: <math>R=N_A\,k_B</math> [[ثابت الغازات العام]].

بالنسبة لواحد [[مول]] من الغاز تنطبق المعادلة :

قياسات أجريت على غاز [[الهيدروجين]] (<math>H_2</math>) عند 20 [[درجة مئوية]] وضغط جوي 1,013&nbsp;[[بار]],:

نجد اختلافا طفيفا في الفرق بين القيمتين المقاستين عمليا والقيمتين المحسوبتين نظريا :

<math>c_p - c_V = 4{,}14\, \mathrm{kJ/(kg\, K)}</math> بدلا من <math>c_p - c_V = \tfrac{R}{M} = 4{,}124\, \mathrm{kJ/(kg\, K)}</math>