第一章 热力学基本定律(10)2011.3.29
第一章 热力学第一定律资料
3. 状态函数的分类
(1) 容量性质： 状态函数值与体系中物质的数量成正
比，在体系中有加和性，如体积（V ）， 质量（m）、热容（C）等；
(2) 强度性质： 状态函数值与体系中物质的数量无关，
无加和性，整个体系的强度性质值与
三、状态和状态函数
1. 状态：是指某一热力学体系的物理性质 和化学性质的综合表现；
确定（规定）体系状态性质的是体系的 状态函数；
即体系在不同状态下有不同的状态函数， 相同的状态下有相同的状态函数。
2. 状态函数：体系宏观物理量，如： 质量（m），温度（T），压力（P）
体积（V），浓度（c），密度（） 粘度（），折光率（n）等等。
§1.2 几个基本概念
一、体系和环境
将某一事物的一部分从其他部分划分 出来，作为研究对象，而这一部分的 物质称为 “体系”；
体系以外的部分叫做 “环境”。
例如：我们可以把反应瓶内（包括反应瓶） 物质称 “体系”，外部环境称 “环 境”。
“体系”与“环境”之间应有一定的 “边界”，这个边界可以是真实的物 理界面（如图 1（2），（3）），亦可 以是虚构的界面（如图 1（1）中反应 瓶口的虚线）。
件。 * 这些问题的解决，将对生产和科研起巨大的作
用。
四、热力学的应用
1. 广泛性：只需知道体系的起始状态、 最终状态，过程进行的外界条件，就可 进行相应计算；而无需知道反应物质的 结构、过程进行的机理，所以能简易方 便地得到广泛应用。
2. 局限性：
a. 由于热力学无需知道过程的机理，所以 它对过程自发性的判断只能是知其然 而不知其所以然，只能停留在对客观 事物表面的了解而不知其内在原因；
化学热力学的基本定律
化学热力学的基本定律化学热力学是研究化学反应中热现象的科学，它揭示了物质在化学反应中的热变化规律。
在化学热力学的研究中，有一些基本定律被广泛应用，帮助我们理解和预测化学反应中的热现象。
本文将介绍化学热力学中的基本定律，包括热力学第一定律、热力学第二定律和熵增定律。
热力学第一定律是热力学的基本定律之一，也称为能量守恒定律。
它表明在一个系统中，能量的总量是守恒的，能量既不能被创造也不能被毁灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学第一定律的数学表达式为ΔU = Q - W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外界做功。
根据热力学第一定律，系统吸收的热量等于系统内能的增加与对外界所做的功之和。
热力学第一定律的一个重要应用是热力学循环的分析。
在热力学循环中，系统经历一系列的热力学过程，最终回到初始状态。
根据热力学第一定律，整个热力学循环中系统的内能变化为零，即ΔU = 0。
这意味着系统在一个完整的热力学循环中，吸收的热量等于对外界所做的功，系统的总能量保持不变。
热力学第二定律是热力学中另一个重要的定律，也称为熵增定律。
热力学第二定律表明在一个孤立系统中，熵永远不会减少，只会增加或保持不变。
熵是描述系统无序程度的物理量，熵增定律可以解释为自然趋向于混乱的方向。
热力学第二定律还提出了热力学不可逆过程的概念，即在不可逆过程中系统的总熵必定增加。
熵增定律对于化学反应的方向和速率有着重要的影响。
在化学反应中，如果系统的总熵增加，那么这个反应是自发进行的；反之，如果系统的总熵减少，那么这个反应是不自发进行的。
通过熵增定律，我们可以预测化学反应的进行方向，以及了解反应的自发性和不可逆性。
除了热力学第一定律和热力学第二定律外，熵增定律也是化学热力学中的重要定律之一。
熵增定律指出在一个孤立系统中，熵的总变化永远大于等于零，即ΔS ≥ 0。
这意味着孤立系统中的熵永远不会减少，只会增加或保持不变。
熵增定律也可以解释为自然趋向于混乱的方向，系统总是倾向于朝着熵增加的方向发展。
热力学基本定律
热力学基本定律热力学是自然科学中研究热与能量转换关系的一门学科。
它建立了热力学基本定律，用以描述和解释物质的热现象和能量转移。
热力学基本定律共有四条，分别是热力学第一定律、第二定律、第三定律和热力学基本方程。
热力学第一定律，也称能量守恒定律，表明能量不会增加或减少，只会从一种形式转化为另一种形式。
根据能量守恒定律，对于一个封闭系统，系统内部的能量变化等于系统吸收或放出的热量与做功之和。
能量守恒定律在实际应用中有重要的意义，可以用来解释各种能量转换与传递过程，例如热机、热力循环等。
热力学第二定律则涉及热量传递的方向性。
根据热力学第二定律，热量自高温物体向低温物体传递，而不会反向传递。
这个定律对应着热量传递的不可逆性，即热量自然地流向温度更低的物体，而不会自动地流向温度更高的物体。
这一定律对于热机效率的计算和热力学过程的可逆性研究具有重要指导意义。
热力学第三定律则是关于绝对零度的热力学规律。
根据热力学第三定律，当温度趋近于绝对零度时，物质的熵会趋于零。
绝对零度是温度的最低极限，在这个温度下物质的分子运动趋于最小，在热力学上具有特殊意义。
热力学第三定律为我们研究物质的性质和行为提供了重要的参考依据。
热力学基本方程是热力学的数学描述，它表达了热力学系统各个物理量之间的关系。
热力学基本方程可以通过实验和理论推导得到，是研究热力学过程和计算热力学量的重要工具。
总结而言，热力学基本定律包括了能量守恒定律、热量传递规律、绝对零度热力学规律和热力学基本方程。
这些定律为我们研究和理解能量转换和热现象提供了重要的理论基础和实践指导，对于工程技术的应用以及自然现象的科学解释都具有重要意义。
热力学的基本定律为我们探索热力学世界提供了框架，也为我们认识和改造自然界提供了重要思路和方法。
热力学的基本原理
热力学的基本原理
热力学的基本原理是热力学第一定律和第二定律：
1. 热力学第一定律（能量守恒定律）：能量不会被创造或消失，只会在物质之间进行转化或传递。
它表达了能量在系统中的守恒原理，即能量的增加等于输入系统的热量和对外界做功的总和。
数学表达式可以写作ΔU = Q - W，其中ΔU表示系统内能量的变化，Q表示系统获得的热量，W表示系统对外界做的功。
2. 热力学第二定律：热量不会自行从低温物体传递到高温物体，而是反过来从高温物体传递到低温物体。
热力学第二定律主要包括两个重要原理：
- 热力学第二定律的Kelvin-Planck表述：不能从单一热源中完全获取热量并将其全部转化为功而不引起其他效果。
简单来说，不可能制造一个只吸收热量而不产生其他影响的永动机。
- 热力学第二定律的Clausius表述：热量不能自行从低温物体传递到高温物体，而是需要借助外界做功或通过一个温度比它更高的热源。
简单来说，热量只能由高温物体向低温物体传递，不可能自行逆向流动。
这些基本原理为热力学提供了数学工具和理论基础，用于描述和解释能量转化和传递的过程，以及系统内的热力学性质和热力学平衡状态。
热力学-统计物理第一章热力学基本定律
二、 功 1 、体积变化所做的功 外界对系统所做的功为
dW p外dV外 p外dV
如果过程是准静态的，活塞的摩擦阻力又 可忽略，则
p外 p
dW p dV
W V2 pdV V1
系统对外界所做的功为
W
V2
V1
CV
dH dT
dU dT
d U nRT
dT
dU dT
nR
定义比热比 C p
CV
则
CV
nR
1
,
C
p
nR
1
§ 1-8 理想气体的绝热过程
绝热过程，则： dQ 0
由热一定律：
dU dW dQ dW pdV
CV dT pdV 0
又 pV nRT
pdV Vdp nRdT
pdV Vdp Cv ( 1)dT 则 Vdp pdV 0 或 dp dV 0
四、非平衡态的描述 局域平衡假设。非平衡态相关内容本课程中不进行讲授，
有兴趣的可自学。
§1-2 热平衡定律与温度
一、 热平衡定律（热力学第零定律）
热平衡（P6-7）？ 物体A和物体B各自与处在同一状态的物体C达到热平衡， 若令A和B进行热接触，它们也将处在热平衡。（经验）
二、 温度
热平衡定律
温度
温度：处于热平衡的系统，分别存在一个态函数，其值相等，定
一般Cp= Cp(T,p)
§ 1-7 理想气体的内能
一、焦耳定律
焦耳系数：
T
V U
试验结论： 0
又 U UT,V
U V
T
T V
U
•
物理化学知识点总结(热力学第一定律)
热力学第一定律一、基本概念1.系统与环境敞开系统：与环境既有能量交换又有物质交换的系统。
封闭系统：与环境只有能量交换而无物质交换的系统。
（经典热力学主要研究的系统）孤立系统：不能以任何方式与环境发生相互作用的系统。
2.状态函数：用于宏观描述热力学系统的宏观参量，例如物质的量n、温度T、压强p、体积V等。
根据状态函数的特点，我们把状态函数分成：广度性质和强度性质两大类。
广度性质：广度性质的值与系统中所含物质的量成正比，如体积、质量、熵、热容等，这种性质的函数具有加和性，是数学函数中的一次函数，即物质的量扩大a倍，则相应的广度函数便扩大a倍。
强度性质：强度性质的值只与系统自身的特点有关，与物质的量无关，如温度，压力，密度，摩尔体积等。
注：状态函数仅取决于系统所处的平衡状态，而与此状态的历史过程无关，一旦系统的状态确定，其所有的状态函数便都有唯一确定的值。
二、热力学第一定律热力学第一定律的数学表达式：对于一个微小的变化状态为：dU=公式说明：dU表示微小过程的内能变化，而δQ和δW则分别为微小过程的热和功。
它们之所以采用不同的符号，是为了区别dU是全微分，而δQ和δW不是微分。
或者说dU与过程无关而δQ和δW却与过程有关。
这里的W既包括体积功也包括非体积功。
以上两个式子便是热力学第一定律的数学表达式。
它们只能适用在非敞开系统，因为敞开系统与环境可以交换物质，物质的进出和外出必然会伴随着能量的增减，我们说热和功是能量的两种传递形式，显然这种说法对于敞开系统没有意义。
三、体积功的计算1.如果系统与环境之间有界面，系统的体积变化时，便克服外力做功。
将一定量的气体装入一个带有理想活塞的容器中，活塞上部施加外压。
当气体膨胀微小体积为dV时，活塞便向上移动微小距离dl，此微小过程中气体克服外力所做的功等于作用在活塞上推力F与活塞上移距离dl的乘积因为我们假设活塞没有质量和摩擦，所以此活塞实际上只代表系统与环境之间可以自由移动的界面。
热力学三大基本定律是什么？一文带你搞懂
热力学三大基本定律是什么？一文带你搞懂虽然从远古时期人类早就学会了取火和用火，人们就注意探究热、冷现象本身。
但是热力学成为一门系统的学科却要到19世纪，在19世纪40年代前后，人们已经形成了这样的观念:自然界的各种现象间都是相互联系和转化的。
人们对热的研究也不再是孤立地进行，而是在热与其他现象发生转化的过程中认识热，特别是在热与机械功的转比中认识热。
热力学在发展过程中形成了三大基本定律，它们构成了热力学的核心。
热力学第一定律：能量守恒定律德国物理学家迈尔从1840年起就开始研究自然界各种现象间的转化和联系。
在他的论文《与有机运动相联的新陈代谢)中，把热看作“力”(能量)的一一种形式，他指出'热是能够转比为运动的力“。
他还根据当时的气体定压和定容比热的资料,计算出热的机械功当量值为367kgm/千k。
在论文中，迈尔详细考察了当时已知的几种自然现象的相互转化，提出了“力“不灭思想，迈尔是最早表述了能量守恒定律也就是热力学第一定律的科学家。
1847年，德国科学家亥姆霍兹发表了著作《论力的守恒》。
他提出一切自然现象都应该用中心力相互作用的质点的运动来解释，这个时候热力学第一定律也就是能量守恒定律已经有了一个模糊的雏形。
1850年，克劳修斯发表了《论热的动力和能由此推出的关于热学本身的定律》的论文。
他认为单一的原理即“在一切由热产生功的情况，有一个和产生功成正比的热量被消耗掉，反之，通过消耗同样数量的功也能产生这样数量的热。
” 加上一个原理即“没有任何力的消耗或其它变化的情况下，就把任意多的热量从一个冷体移到热体，这与热素的行为相矛盾”来论证。
把热看成是一种状态量。
由此克劳修斯最后得出热力学第一定律的解析式：dQ=dU-dW从1854年起，克劳修斯作了大量工作，努力寻找一种为人们容易接受的证明方法来解释这条原理。
经过重重努力，1860年，能量守恒原理也就是热力学第一定律开始被人们普遍承认。
能量守恒原理表述为一个系统的总能量的改变只能等于传入或者传出该系统的能量的多少。
第一章热力学基础与第定律热力学基础与第一定律
第一章热力学基础与第一定律热力学基础与第定律第一章主要内容与要求热力学第一定律的掌握，状态函数的概念与运用功热焓内能等的计算（简单过运用，功、热、焓、内能等的计算（简单过程/相变过程/化学变化/典型过程如绝热可逆过程/组合而成的复杂过程），熟练掌握理想气体的相关变化与具有确定状态方程的实际体系的求算，均相系热力学量的转化关系；热化学基础、掌握热力学函数表的应用，热化学基础掌握热力学函数表的应用Hess定律。
建立热力学基本概念。
1.1 热力学(thermodynamics)1.1热力学研究宏观系统能量相互转换过程中的规律和科学。
18世纪以前，人们对热的认识是粗略和模糊的。
直至19世纪中叶才在实验的基础上建立热力学第一定律（能量守恒）1818--1889焦耳（Joule，18181889, 英）1850年热力学第二定律1824--1907，英)，1848开尔文(Lord Kelvin，18241822--1888 ，德）18501888克劳修斯（Clausius，1822z构成了热力学的基础z人类经验总结，物理化学中最基本的定律有着极其牢固的实验基础，其结论具有高度z普遍性和可靠性z20世纪初建立了热力学第三定律特点：研究具有足够多质点的系统(而非个别质点行为)。
结果具有统计意义，反映平均行为只需知道系统起始状态和最终状态，及过程进行的边界条件，就可进行相应计算（不需要物质结构知识，也不需要知道过程机理）只能告诉我们：某种条件下变化能否自动发生，发生到什么程度（无法得知变化所需要时间，变化发生的原因，及变化所经过历程）L只对现象作宏观了解；只计算变化前后的净结果，而不考虑细节。
细1.2 热力学的一些基本概念1.2-1系统和环境作为研究对象的这一物体及其空间称为系统。
此外则为环境，通常是指与系统有相互影响（物质或能量交换）的有限部分。
系统和环境之间的边界可以是物理界面，也可为抽象的数学界面。
三类系统：开放系统））敞开系统（（开放系统敞开系统物质√能量√关闭系统））封闭系统（（关闭系统封闭系统物质×能量√隔离系统））孤立系统（（隔离系统孤立系统物质×能量×12-21.22状态和状态函数平衡态是指系统诸性质不随时间而变，而且不存在外界或内部的某种作用使体系内以及体系与环境之间有任何宏观流（物质和能量流）与化学反应等发生的状态。
热力学的基本定律
热力学的基本定律热力学是物理学的重要分支，研究能量转化和能量传递的规律。
热力学的基本定律是人们对自然界能量行为的总结和抽象，它们是热力学研究的基础，无论对于基础理论还是实际应用，都起着不可替代的作用。
第一定律，也称为能量守恒定律，规定了能量的转化和守恒关系。
能量既不能从不存在中产生，也不能消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学第一定律可以表达为：能量的改变等于系统所接受的热量减去系统所做的功。
热量和功的定义对于理解第一定律至关重要。
热量是系统与外界之间由于温度差异而发生的能量传递。
它是微观粒子间的热运动的结果，能够使系统的内能增加。
功是由于力的作用而引起的移动过程中的能量转化。
例如，当一个物体在外界作用下发生位移时，外界对物体做的功就是能量的转化。
第一定律的应用范围非常广泛。
它不仅适用于封闭系统，也适用于开放系统和孤立系统。
无论是理论研究还是工程实践，都要遵循能量守恒的基本原则。
第二定律，也称为热力学定律，规定了能量传递的方向和能量转化的有效性。
根据第二定律，热量不能自发地从低温物体传递给高温物体，而只能由高温物体传递给低温物体。
这是热力学中著名的“热量不可逆性”原理。
熵是衡量系统有序程度的物理量，也是热力学第二定律的核心概念。
根据第二定律，系统的熵在自发过程中不会减少，而只能增加或保持不变。
熵增加是热力学不可逆性的体现，可以用来解释许多自然现象，如热量传导、热力机械循环等。
热力学第二定律对于工程实践尤为重要，例如温度差发电装置就是利用热量传递的不可逆性将热能转化为电能。
同时，第二定律也对生态学研究产生了深远影响，例如生态系统的稳定性和物种多样性都可以通过热力学原理进行解释和理解。
第三定律，也称为热力学第零定律，涉及到温度的概念。
温度是描述物体热平衡状态的物理量，热力学第三定律给出了温度测量的原则。
根据第三定律，当一个系统达到绝对零度（0K）时，它的熵将达到最小值。
绝对零度是理论上的最低温度，不存在的温度。
热力学定律概述
热力学定律概述热力学定律是研究热力学系统中能量转移和物质转移的基本规律。
它们是热力学科学中的基石，对于理解和揭示自然现象中的能量转换和物质转移过程具有重要意义。
本文将概述热力学定律的基本原理和应用。
一、热力学系统热力学系统指的是研究对象，可以是一个物体、一个系统或一个过程。
热力学系统由一定的物质组成，其内部能量和物质可以发生变化，但总能量和物质的守恒原则不变。
二、热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，揭示了能量在热力学系统中的转换和守恒规律。
根据热力学第一定律，能量可以从一个系统转移到另一个系统，但总能量不变。
这个定律可以用以下的数学表达式表示：ΔU = Q - W其中，ΔU代表系统的内能变化，Q代表传递给系统的热量，W代表系统对外界做功。
根据正负号的不同，可以判断热量是吸收还是放出，以及系统是对外界做功还是从外界得到功。
三、热力学第二定律热力学第二定律是热力学中最重要的定律之一，也称为热力学不可逆性原理。
它揭示了自然界中物质和能量转移的方向性和不可逆性。
热力学第二定律有很多等价的表述方式，其中最常见的是克劳修斯表述和开尔文-普朗克表述。
1. 克劳修斯表述克劳修斯表述是热力学第二定律最早的表述方式。
它指出，不可能从单一热源吸热使之完全转化为有用功而不产生其他效果。
换言之，热量不会自发地从低温物体传递到高温物体。
2. 开尔文-普朗克表述开尔文-普朗克表述是热力学第二定律的另一种表述方式。
它指出，没有任何一个过程可以实现绝对温度低于其周围环境的物体向高温物体传递热量而不引起其他变化。
这是决定物理过程可逆性和不可逆性的基本标准。
四、热力学第三定律热力学第三定律是热力学中关于温度的一个定律，也称为能量无法达到绝对零度的定律。
根据热力学第三定律，当温度趋近于绝对零度时，系统的熵趋近于一个常数。
也就是说，绝对零度是不可能达到的。
五、熵和热力学基本关系熵是热力学中用来量化系统混乱程度（或称无序度）的物理量。
热力学的规律热力学过程和热力学定律
热力学的规律热力学过程和热力学定律热力学是研究能量转化和传递规律的学科。
它研究热、功、能量转化和它们的相互关系。
在热力学中，有三个基本定律，是热力学研究的基础，它们分别是热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。
热力学定律是热力学的核心，它们描述了自然界中能量转化和传递的规律。
1. 热力学第一定律热力学第一定律，也被称为能量守恒定律，它表明能量在系统内的转化是一定的。
根据热力学第一定律，系统所吸收的热量与系统所做的功相等，能量既不能被创造，也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学第一定律的数学表达式为：ΔU = Q - W其中，ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统所吸收的热量，W表示系统所做的功。
热力学第一定律可以用来解释许多自然界中的现象，例如动力机械的工作原理、热机的效率等。
2. 热力学第二定律热力学第二定律描述了能量传递的方向性。
根据热力学第二定律，热量只能自高温物体自发地传递到低温物体，而不能反过来。
这表明自然界中存在一种趋势，即热量的传递方向是从高温物体到低温物体，称为热量的传导。
此外，热力学第二定律还提出了熵的概念，熵是描述系统无序程度的物理量。
根据热力学第二定律，任何一个孤立的系统的熵都会不断增加，这也对自然界中许多现象进行了解释，例如混乱的液体会渐渐变得清澈、腐烂的食物会产生臭味等。
3. 热力学第三定律热力学第三定律描述了当温度趋近绝对零度时，物质的性质和行为出现的变化。
根据热力学第三定律，当温度趋近绝对零度时，物体的熵趋近于零，系统的分子无序性趋近最小，物体的性质和行为呈现出特殊的状态。
这一定律对研究低温物理学、固体材料和量子力学等领域有着重要的意义。
热力学过程是研究物质在能量交换的过程中所经历的变化。
热力学过程可以分为等温过程、绝热过程、等容过程和等压过程等。
在等温过程中，系统和外界的温度保持不变；在绝热过程中，系统与外界没有能量交换；在等容过程中，系统的体积保持不变；在等压过程中，系统的压强保持不变。
热力学基本定律
单位是焦耳每开尔文(J.K-1) 摩尔热容量Cm： 1mol物质的热容量。 C=nCm 比热容: 单位质量的物质在某一过程的热容量称为物质在该过程的比热容。
1.定容热容量：
CV
=
lim (
ΔT →0
ΔQ ΔT
)V
=
lim (
ΔT →0
ΔU ΔT
)V
三、状态函数
–1.状态参量: 足以确定系统的平衡状态的自变量 –2.状态函数: 其它的宏观参量表达为状态参量的函数. –3.四类基本参量:
几何参量:描述系统的几何性质,如体积 力学参量:描述系统的力学性质,如压强 化学参量:描述系统的各种化学组分的数量, 如物质的量 (质量除以该组分的摩尔质量) 电磁参量:描述系统的电磁性质,如电场强度,磁场强度等 –5.简单系统:系统只需要体积和压强两个状态参量便可以确定系统的状态
日常生活中常用摄氏度表示温度．摄氏温度 t 与热力学温度 T 之间的数值关系为 t=T-273.15 它的单位是°C（摄氏度）．
§1.3 物态方程
一、物态方程是温度与状态参量之间的函数关系。对于简单系统：有 f(P,V,T)＝0
二、常用物理量
1.体积膨胀系数
:α＝ 1 V
( ∂V ∂T
)
p
2.压强系数：β＝
fBC ( pB ,VB , pC ,VC ) = 0 ∴ pC = FBC ( pB ,VB ,VC )
∴ FAC ( pA ,VA,VC ) = FBC ( pB ,VB ,VC )
由热平衡定律， A 与 B 平衡，
∴ f AB ( pA,VA , pB ,VB ) = 0
故：
物理化学 热力学基本定律
nB ( ) - nB (0) =
B
反应进度 从定义可以看出反应进度与物质B的选择 无关，它能清晰的表明反应系统中各物种物 质的量的变化关系，反应进度为 时物质B的 物质的量 nB( )= nB(0) + B 反应进度的单位是摩尔，当反应进度改变 值Δ =1 mol时，各物质物质的量的改变值分 别等于相应物质的计量系数。此时，我们称 该化学反应按指定的反应方程式发生了单位 反应。
10 功的定义, 体积功
把系统与环境间除热以外，其它各种形式 传递的能量统称为功(work)，以W 表示。 功与热具有相同的能量量纲，同时规定环 境对系统作功W为正值，系统对环境作功W 为负。 功可以视作广义力X与广义位移(dY)的乘积： W = X i dYi i 功的诸多形式中以体积功最常见，一般将 除体积功外的其它形式的功通称非体积功或 其它功,以 W ' 表示。
状态函数Z具有全微分的性质： 当系统状态发生微小变化时
f dZ= T p
dT
f + = 0
状态1 (Z1，T1，p1) ----状态2 (Z2，T2，p2) ：
ΔZ =Z2 - Z1=1 dZ 。
2
状态函数的改变值只取决于系统的初、终 态而与变化所经历的细节无关。
反应进度
引入反应进度的优点： 在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物或 生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是相 同的，即：
d dnD
D
dnE
E
dnF
F
dnG
G
反应进度被应用于反应热的计算、化学平衡和 反应速率的定义等方面。 注意： 应用反应进度，必须与化学反应计量方程 相对应。 当 都等于1 mol 时， H2 Cl 2 2HCl 两个方程所发生反应的物 例如： 1 H 1 Cl HCl 质的量显然不同。 2 2 2 2
热力学中的热力学基本定律
热力学中的热力学基本定律热力学是许多工程和科学领域中的重要学科之一，主要涉及的是热和能量之间的相互转化及其应用。
而热力学基本定律则是热力学研究的核心内容之一，是对热力学过程定量描述的基础。
本文将详细介绍热力学中的热力学基本定律。
第一定律：能量守恒定律热力学基本定律中的第一定律，也称为能量守恒定律，指出在任何封闭系统中，能量总量都是不变的。
这个定律包含两个方面：一是能量可以被转化为其他形式，例如机械、电磁或化学能等；二是能量变化的总量等于吸收或放出热量和做功的总和。
为了更好地理解这个定律，我们可以以汽车的引擎为例。
在汽车内燃机的工作过程中，燃料燃烧产生的热量被转化为机械能，使汽车前进。
而汽车的运动的总能量，包括机械能和热能，是不变的，只是在这个过程中热能被转化为机械能。
第二定律：热力学不可逆定律热力学基本定律中的第二定律称为热力学不可逆定律，指出在任何真实过程中，总是存在一些能量损失。
这些能量损失可以是热量转移到低温物体中，或者是机械能转化为与热能等效的能量形式等。
换句话说，这个定律表明在任何系统内部，熵的增加是不可避免的，即随着时间的推移，系统总熵不断增加。
为了更好地理解这个定律，我们可以以银行账户为例。
假设你有一个存款账户，如果你不加存款，账户的余额会逐渐减少。
这就是不可逆过程，因为你无法阻止这种过程，而只能使它减慢。
同样地，在热力学中，能量也是有限的，并且总是趋向于流向低效率的路径。
这个过程是不可逆的，而且可以用热力学中的熵来进行定量描述。
第三定律：温度不可能达到绝对零度热力学基本定律中的第三定律是温度的不可能性，指出在任何系统中，温度不可能达到绝对零度。
绝对零度是绝对温标上的零度，也就是说，绝对零度下物质中的所有粒子都停止运动。
而根据这个定律，温度无论怎么接近绝对零度，都不可能完全达到它，这是因为系统内总是存在微小的振动和能量。
这个定律对于热力学处理低温系统至关重要。
例如，制冷技术中的绝热解压制冷，就是利用这个定律的基础原理。
热力学的基本规律课件
要Hale Waihona Puke 二节能减排在工业和民用领域，热力学基本规律同样具有重要应用。 例如，在建筑物的设计和建造中，需要利用热力学知识来 优化保温、隔热、通风等方面的设计，以降低能耗和减少 环境污染。此外，在城市规划中，也需要考虑热力学基本 规律，合理布局城市功能区划和绿地规划等，以实现城市 可持续发展。
环境保护与可持续发展
定律的微观解释与意义
微观解释
热力学第二定律可以理解为自然界的微观粒子（分子、原子等）在运动过程中，总是倾向于向更加混乱、无序的 状态演化，即向着熵增加的方向进行。
意义
热力学第二定律是自然界的基本规律之一，它规定了能量传递和转化的方向和限度，对于理解和掌握物理学、化 学、生物学等学科的基本原理具有重要意义。同时，热力学第二定律也是工程技术和科学实验中热量传递和转化 过程的理论基础。
02
热力学第二定律
定义与表述
定义
热力学第二定律是指热量不可能 自发地从低温物体传导到高温物 体。
表述
热力学第二定律说明自然界的自 发过程具有方向性，即向着熵增 加的方向进行。
数学表达式与公式
数学表达式
用数学符号表示为 dS ≥ 0，其中 S 表示熵，dS 表示熵的变化量。
公式
对于封闭系统，熵的变化量 dS = dQ/T，其中 dQ 表示热量变化，T 表 示热力学温度。
科学技术与工程应用
科学技术
热力学基本规律是科学技术发展的重要基础 之一。例如，在研究新型材料和器件时，需 要利用热力学知识来分析材料的物理和化学 性质以及器件的工作原理等。此外，在研究 新能源、生物技术等领域时，也需要利用热 力学基本规律进行相关分析和研究。
工程应用
热力学基本规律在工程应用领域有着广泛的 应用。例如，在设计和制造机械、航空航天 、汽车等领域的产品时，需要利用热力学知 识来分析产品的性能、优化产品的结构和使 用效率等。此外，在水利、电力、化工等领 域中也需要利用热力学基本规律进行相关的 分析和设计工作。
热力学定律
热力学定律
制冷装置中制冷剂的吸放热过程及压缩过程都是通过制冷剂的状态变化来实现能量交换的。
所以,热力学也是制冷技术的主要理论基础,热力学的理论与方法可以用来分析制冷循环、进行热力计算、确定性能指标，且可指出制冷装置性能改进与提高的方向。
1)热力学第一定律
热力学第一定律是能量转化与守恒定律在热力学中的具体表现。
在热力学范围内，主要指的是物体的内能与机械能之间的相互转化与守恒。
可表述为;热和功可以相互转化，一定量的热消失时必然应产生数量完全一样的机械能;而当一定量的机械能消失时应必然产生数量完全一样的热能。
2)热力学第二定律
热力学第一定律只说明了热与机械功之间的转化关系,并没有指出能量转化的条件和方向。
热力学第二定律指出:在自然条件下，热能不能从低温物体转移到高温物体，如果要使执量由低温物体转移到高温物体，就必须要消耗外界的功，而这部分功又转变为热量。
人工制冷是热力学第二定律的典型应用。
它是消耗一定的能量，以使热量从低温热源(蒸发区周围被冷却物质)转移到高温热源的过称。
热力学第一和第二定律是基本定律,也是制冷技术的理论基础。
热力学定律说明了制冷机中功和能(热量)之间相互转换的关系、条件以及制冷要消耗功的原因。
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①分子部分是能量（特征函数）； ②分母和注脚是其特征变量； ③交叉相乘等于能量量纲； ④S，P 前为负号。
(1)
100℃ P
O
(3)
(2) H2O(g) 100℃ P O H2O(l)
解题思路：由于第(1)步理想气体等压变温过程∆G的计算 没有直接公式可用，需分别求出各步的 ∆H和∆S ，利用 定义式∆G= ∆H-T∆S计算。
2013-7-14
110℃ P
当计算∆G无公式可循时，一定要记 得利用其定义式：
（2）判断过程的自发性：
G 0 自发过程
×
此过程等温但不等压，故不能用 G 判断是否自发， 应用 A 判断。
A G 5.74 kJ 0 该过程可自发进行
2013-7-14
（3）判断该过程的性质：
该过程为理想气体等温恒外压膨胀过程
①没有能量函数（只有p,V,T,S）； ②分子与注脚相乘是能量量纲； ③交叉相乘是能量量纲； ④ S ,P在同侧为“－”号， S ,P在两侧为“＋”号。
2013-7-14
知识回顾
（5）几个常用物理量 等压膨胀系数：
1 V V T P
4．Gibbs-Helmholtz 公式 解决的问题：已知T1时的 G1求T2时的 G2
G H G H T S S T G G S S T P T P
联立（1）和（2）式，得
（） 1
(2)
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P61 【 例 2—8】300K 时 1.0mol 理 想 气 体 ， 从 10.0PØ 等温恒外压1.0PØ膨胀到终态，求该过程的ΔG？ 判断该过程的性质及是否自发过程。 解：（1）理想气体等温过程
p2 G nRT ln 5.74 kJ p1
【例2—10】（P62）求25℃(298.15 K)、 O，1.0 P mol的水变为水蒸气的ΔG值。若已知25℃时水 的饱和 蒸气压 P =3168 Pa，水的 摩尔体 积为 0.0180 dm3。
25℃ P
O
H2O(l)
G 25℃ O H O(g) P 2
(3)
(1) 25℃ P
§1.9
知识回顾
（1）4个热力学函数定义式
H ＝ U pV G ＝ A pV TS TS
2013-7-14
HU 上，GA下
四等四加 pV 加右 TS 加下
（2）4个热力学函数基本关系式
知识回顾
O
G 110℃ P O H2O(l) H2O(g) H ,S
(1)
100℃ P
O
(3)
(2) H2O(g) 100℃ P O H2O(l)
解：H H1 H2 H3
nCP,m g T2 T1 H2 nCP,m l T1 T2
第一章 热力学基本定律
李 平
化学与材料科学学院
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主要内容
§1.0 §1.1 §1.2 §1.3
§1.4 §1.5 §1.6 §1.7 §1.8 热力学概论 热力学基本概念 热力学第一定律 气体系统典型过程分析 热力学第二定律与熵 系统熵变的计算 熵的物理意义和热力学第三定律 自由能函数和自由能判据 封闭系统热力学函数间的关系 自由能函数改变值的计算及应用
p2
p2
p2 G nRT ln p1
可以看出，理想气体等温过程 G A
A U T S G A G H T S
2013-7-14
p2 G nRT ln p1 p1 W nRT ln p2 p1 S nR ln p2
等 温
dA SdT pdV
等 温
dG Vdp
dA pdV
G Vdp
p1
2013-7-14
p2
A pdV
V1
V2
3．过程性质的判据
GT ,P Wmax
2013-7-14
H2O(l)
(2) 25℃ P H2O(g)
解：① 第一步为凝聚态物质的等温变压过程
G1 Vm p * p 1.77 J
2013-7-14
25℃ P
O
H2O(l)
G 25℃ O H O(g) P 2
(3)
2013-7-14
知识回顾
（3）8个特征偏微商（8个对应系数关系）
H H U U T， p， S T , p V S V p V S S
2013-7-14
（理想气体等温过程）
（理想气体等温可逆过程）
（理想气体等温过程）
二、物质等温单纯状态变化 G, A 的计算 2．理想气体等温等压混合过程
S R nB ln xB
G H T S T S
RT nB ln xB
特 G ——T , p 特 征 A——T , V 征 函 H ——S , p 变 数 U ——S ,V 量
dG S dT Vdp
dA SdT pdV dH TdS Vdp dU TdS pdV
S,P 前为“－”号！
适用条件：组成固定、W 0 的封闭系统； 对化学变化和相变，必须是可逆。
G 上式等号左边为 对T的微商， T
所以，
G H T T T 2 P
Gibbs-Helmholtz 公式的微分式
2013-7-14
G H T T T 2 P
H G d 2 dT T T
G2 T2 G1 T1
T2 H G dT 2 T1 T T
T2 H G2 G1 dT 2 T1 T T2 T1
若 H =常数，则
1 1 G2 G1 H T2 T1 T2 T1
xB 1
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GT , p 0
二、物质等温单纯状态变化 G, A 的计算 3．凝聚态物质等温变压过程
G Vdp V p2 p1
p2 p1
对凝聚态物质而言，V 可近似看成常数。
A 不能直接计算，根据不同条件积分。
p1 S nR ln 19.2 J K 1 p2 nRT nRT U 0, Q W pe (V2 V1 ) p2 p1 p2 p2 nRT (1 ) 0.9RT p1
e S Q / T 0.9R 7.48 J K 1 i S S e S 11.72 J K
Gibbs-Helmholtz公式的定积分式，化学反应时用的较多。
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二、物质等温单纯状态变化 G, A 的计算
1．理想气体等温过程
G Vdp nRT dp p1 p1 p V2 V2 nRT dV A pdV V V1 1 V V2 p2 A nRT ln nRT ln V1 p1
O p下，1.0 mol水 【例2—11】（P63）求在110℃和
蒸气变成液态水过程中的ΔG，并判断该过程是 O p 否自发。已知100℃， 下水的汽化热ΔH=40.64 kJ· -1 mol ， Cp,m(H2O,l)=75.3J· -1· -1 K mol ， Cp,m(H2O,g)=34.37 J· -1· -1。 K mol G O 110℃ P O H2O(l) 110℃ P H2O(g) H ,S
G H TSG H TS Nhomakorabea T S
（等温时） G
A U TS
（等温时）
2013-7-14
A U TS
A U T S
一、基本公式 2．热力学函数基本关系式
dG SdT Vdp
G G S S T P T P
G V p T
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G V p T
§1.9 自由能函数改变值的计算及应用
一、基本公式 1．定义式
S S1 S2 S3 T2 H 2 T1 nCP ,m g ln nCP ,m l ln T1 T2 T2 G H T S 1.08 kJ
2013-7-14
G 0 该过程是非自发的
G H G G G H T T T P T P T
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G G H T T P T 1 G G H 1 两边同乘 得， 2 2 T T P T T T
等温压缩系数：
压 力 系 数：
1 V V p T p T V
2013-7-14
知识回顾
（6）H、 G 与 T、P 的关系
H H CP CP T P T P
(1) 25℃ P
H2O(l)
(2) 25℃ P H2O(g)
解：② 第二步为等温等压可逆相变过程 ③ 第三步为理想气体等温过程
G2 0
p G3 nRT ln 8586 J p*
G G1 G2 G3 8584.2 J
2013-7-14
2013-7-14
1
i S 0 该过程为不可逆过程
三、等温等压相变过程 1．等温等压可逆相变