2019年最新-一律3物理化学热力学3律课件-精选文档
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热力学三大定律PPT课件
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研究可逆过程的意义: ① 可逆过程与平衡态密切相关 ② 计算某些状态函数的必需 ③ 判断实际过程的极限和效率
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1-5 恒容热、恒压热与焓 一、恒容热(Qv)：在恒容、非体积功 为零时，系统和环境交换的热。
封闭系统 U Q W
W’=0
U Q W体
恒容过程 V1=V2 Qv U
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3.准静态过程（guasistatic process）
在过程进行的每一瞬间，系统都接近于平衡状态， 整个过程可以看成是由一系列极接近平衡的状态 所构成，这种过程称为准静态过程。
准静态过程是一种理想过程，实际上是办不到的。 上例无限缓慢地压缩和无限缓慢地膨胀过程可近似 看作为准静态过程。
1、热力学方法特点
•研究对象是大数量分子的集合体，研究 宏观性质，所得结论具有统计意义。 •只考虑变化前后的净结果，不考虑物质 的微观结构和反应机理。
•能判断变化能否发生以及进行到什么程 度，但不考虑变化所需要的时间。 2、热力学方法的局限性
不知道反应的机理、速率和微观性 质，只讲可能性，不讲现实性。
2、焓（enthalpy) 定义： H = U + p V
Qp H
（封闭系统、恒压过程 w’=0)
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焓的性质：
1、焓是系统的状态函数，广度性质，具有 能量的量纲。 2、焓没有明确的物理意义（导出函数）， 无法测定其绝对值。
第34页/共95页
*为什么要定义焓？
为了使用方便，因为在恒Q压p 、Qp不作非膨胀 功的条件下，焓变等于等压热效应 。容易 测定，从而可求其它热力学函数的变化值 。
2、状态函数：描述系统状态的系统的各 宏观性质（如温度、压力、体积等）称为 系统的热力学性质，又称为状态函数。
研究可逆过程的意义: ① 可逆过程与平衡态密切相关 ② 计算某些状态函数的必需 ③ 判断实际过程的极限和效率
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1-5 恒容热、恒压热与焓 一、恒容热(Qv)：在恒容、非体积功 为零时，系统和环境交换的热。
封闭系统 U Q W
W’=0
U Q W体
恒容过程 V1=V2 Qv U
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3.准静态过程（guasistatic process）
在过程进行的每一瞬间，系统都接近于平衡状态， 整个过程可以看成是由一系列极接近平衡的状态 所构成，这种过程称为准静态过程。
准静态过程是一种理想过程，实际上是办不到的。 上例无限缓慢地压缩和无限缓慢地膨胀过程可近似 看作为准静态过程。
1、热力学方法特点
•研究对象是大数量分子的集合体，研究 宏观性质，所得结论具有统计意义。 •只考虑变化前后的净结果，不考虑物质 的微观结构和反应机理。
•能判断变化能否发生以及进行到什么程 度，但不考虑变化所需要的时间。 2、热力学方法的局限性
不知道反应的机理、速率和微观性 质，只讲可能性，不讲现实性。
2、焓（enthalpy) 定义： H = U + p V
Qp H
（封闭系统、恒压过程 w’=0)
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焓的性质：
1、焓是系统的状态函数，广度性质，具有 能量的量纲。 2、焓没有明确的物理意义（导出函数）， 无法测定其绝对值。
第34页/共95页
*为什么要定义焓？
为了使用方便，因为在恒Q压p 、Qp不作非膨胀 功的条件下，焓变等于等压热效应 。容易 测定，从而可求其它热力学函数的变化值 。
2、状态函数：描述系统状态的系统的各 宏观性质（如温度、压力、体积等）称为 系统的热力学性质，又称为状态函数。
热力学第三定律-PPT精选文档
• 2. 热胀系数趋于零: • ∵ (V/T)p=－(S/p)T • ∴ limT→0K(V/T)p • =－limT→0K(S/p)T • =0 • 故热胀系数: 1/V(V/T)p • 在0K时也趋于零.
• 3. 等压热容与等容热容将相同: •
• •
Cp－CV=T(V/T)p(p/T)V
• NO 的残余熵： • NO的残余熵是由分子的构型引起，也称 为构型熵。 • 每个NO分子有NO、ON两种构型，即有 两种不同的状态，1molNO拥有的不同状 态数为： • W=2N • S=klnW=kln2N =nkln2=Rln2 •
S(NO，残余熵)=5.76 J/K.mol
• 由热力学第三定律所求得的物质的熵 称为:
• 实际气体规定焓的求算: • 设有如下过程:
H1
T,1p0下实际气体
T,0p0下实际气体
H
H2 ＝ 0
T,1p0下理想气体
H3＝0
T,0p0下理想气体
Hid(T,1p0)－Hre(T,1p0)=H=H1+H2+H3
• ∵ (H/p)T=V-T(V/T)p • ∴ H1=∫(H/p)Tdp • =∫p00[V-T(V/T)p]dp Hid(T,1p0)-Hre(T,1p0)= H
CV∝T3
• 此规律称为T3定律.
•
第十一节
热力学函数的规定值
• 一.
标准状态:
• U,H,S,F,G等, 我们都无法获得绝对值. • 为了获得可比且有价值的结果 , 人们选择了物 质的某些状态作为参考态, 并规定了物质在这 些参考态所具有的热力学函数值 , 以此便可求 出其它任意状态的热力学函数值.
热力学第三定律
第十节
第三章化学原理热力学优秀课件
• 化学热力学回答前3个问题，但不能回答后2 个问题，后2个问题由化学动力学等回答
• (四）热力学研究方法特点
• 1. 研究系统的宏观性质
•
即大量质点的平均行为，所得结论具有
统计意义；不涉及个别质点的微观结构及个
体行为不依据物质结构的知识
• 2. 不涉及时间概念
•
无机化学课的化学热力学初步，着重应
• 例2：密度ρ • 277K，1mol H2O（l）密度ρ= 1 g·cm-3 • 277K, 5mol H2O（l）密度ρ= 1 g·cm-3 • 可见， ρ与物质的量无关，是强度性质 • 小结：常见的状态函数 • 广度性质：V、n、U、H、S、G…… • （数学上是“一次齐函数”，《物理化学》） • 强度性质：p、T、ρ（密度）、电导率、粘
• 系统分类
• 按系统与环境的关系（有无物质交换和/或能量交换） 进行分类
•
物质交换 能量交换
• 敞开体系 有
有
• (open system)
• 封闭体系 无
有
• (closed system)
• 孤立体系 无
无
• (isolated system)
• 例：
• 热水置于敞口瓶中——“敞开体系”
• 热水置于敞口瓶中加盖——“封闭体系”
• 2.状态函数（state functions）
• 即确定体系热力学状态的物理量。如：p，V，T，n， ρ（密度），U（热力学能或内能），H（焓），S （熵），G（自由能）等
• 3 状态函数的特征
• 一个体系的某个状态函数的值改变，该体系的 状态就改变了
•
例： 状态1 状态2
•
p = 101.325 kPa 320 kPa
物理化学课件-第一章-热力学精选全文
不能指出过程的机理和变化速率。
第二节 热力学基本概念
一、系统与环境
系统：划定的研究对象 环境：与系统相关联的其余部分 划定界面： 实际存在的想象的
（系统 + 环境 = 宇宙）
开放系统 封闭系统
系统分类： 敞开系统：有物质交换 有能量交换 封闭系统：无物质交换 有能量交换 隔离系统：无物质交换 无能量交换 (孤立系统)
V = f(T, p) dV = (V/ T)pdT + (V/ p)pdp
H2O (s, 25oC,1 atm ) H2O (g, 25oC,1 atm )
H2O (l, 25oC, 1 atm )
4. 不同状态函数的初等函数（+ - x /）也是状态 函数
G = H – TS; H ＝ U + pV
功和热都不是系统性质，所以也不是状态函数！不符合全 微分性质，其微小变化表示为Q和P
第三节 热力学第一定律
一、热力学能（内能U-internal energy ）
系统总能量 整体动能 系统中各种形式能量的总和
整体势能
内能 U 分子动能（平动、转动、振动） 温度T
分子位能
体积 V
分子内能量（更小一级质点能量）
七、功和热
体系和环境间能量传递交换的两种形式
1．热(Q)： 由温度差异引起的能量传递， 规定： 系统吸热，Q为正值 系统放热，Q为负值 显热： 热量传递时，系统的温度改变。如水
50C~100C 潜热： 热量传递时，系统的温度不变。如水100C蒸发 热是一种由质点无序运 动平均强度不同传递的能量 热不是状态函数，Q的大小与途径有关
若压力是连续变化的 W =- p外dV
W = - p外dV
等容过程 真空膨胀过程
第二节 热力学基本概念
一、系统与环境
系统：划定的研究对象 环境：与系统相关联的其余部分 划定界面： 实际存在的想象的
（系统 + 环境 = 宇宙）
开放系统 封闭系统
系统分类： 敞开系统：有物质交换 有能量交换 封闭系统：无物质交换 有能量交换 隔离系统：无物质交换 无能量交换 (孤立系统)
V = f(T, p) dV = (V/ T)pdT + (V/ p)pdp
H2O (s, 25oC,1 atm ) H2O (g, 25oC,1 atm )
H2O (l, 25oC, 1 atm )
4. 不同状态函数的初等函数（+ - x /）也是状态 函数
G = H – TS; H ＝ U + pV
功和热都不是系统性质，所以也不是状态函数！不符合全 微分性质，其微小变化表示为Q和P
第三节 热力学第一定律
一、热力学能（内能U-internal energy ）
系统总能量 整体动能 系统中各种形式能量的总和
整体势能
内能 U 分子动能（平动、转动、振动） 温度T
分子位能
体积 V
分子内能量（更小一级质点能量）
七、功和热
体系和环境间能量传递交换的两种形式
1．热(Q)： 由温度差异引起的能量传递， 规定： 系统吸热，Q为正值 系统放热，Q为负值 显热： 热量传递时，系统的温度改变。如水
50C~100C 潜热： 热量传递时，系统的温度不变。如水100C蒸发 热是一种由质点无序运 动平均强度不同传递的能量 热不是状态函数，Q的大小与途径有关
若压力是连续变化的 W =- p外dV
W = - p外dV
等容过程 真空膨胀过程
《热力学第三定律》课件
质
当前的研究主要集中在深入理解 热力学第三定律的物理意义和数 学表达，以揭示其在不同系统和 过程中的适用性和限制。
实验验证与观测
通过精密的实验设计和观测技术 ，对热力学第三定律进行实证研 究，以检验其在不同条件下的适 用性和精度。
扩展应用领域
随着科学技术的发展，热力学第 三定律的应用领域不断扩大，涉 及能源转换、环境科学、生物医 学等多个领域。
热力学第三定律
目录
• 热力学第三定律的介绍 • 热力学第三定律的表述和解释 • 热力学第三定律的应用 • 热力学第三定律的发展前景 • 结论
01
热力学第三定律的介绍
定律的表述
01
热力学第三定律有多种表述方式 ，其中最常用的是绝对熵减小的 表述：在绝对零度时，任何完美 晶体的熵为零。
02
另一种常见的表述是：不可能通 过有限步骤将一个物体冷却到绝 对零度。
对学习的启示
1
学习热力学第三定律有助于深入理解热现象的本 质和规律，提高对物质世界的认识。
2
通过学习热力学第三定律，可以更好地理解其他 热力学定律和概念，建立完整的热力学知识体系 。
3
学习热力学第三定律需要掌握数学和物理知识， 提高综合运用能力。
对实践的指导意义
01 02 03 04
热力学第三定律对于制冷技术、热机效率和能源利用等领域具有指导 意义。
05
结论
对热力学第三定律的总结
热力学第三定律指出，当温 度趋近于绝对零度时，物质 的熵（无序程度）达到最小 值，即系统达到最低能量状
态。
该定律表明，绝对零度是不 可能通过有限步骤达到的， 因为任何有限温度的物体在 冷却过程中总会释放出热量
。
热力学第三定律是热力学的 基本定律之一，对于理解热 现象的本质和规律具有重要 意义。
当前的研究主要集中在深入理解 热力学第三定律的物理意义和数 学表达，以揭示其在不同系统和 过程中的适用性和限制。
实验验证与观测
通过精密的实验设计和观测技术 ，对热力学第三定律进行实证研 究，以检验其在不同条件下的适 用性和精度。
扩展应用领域
随着科学技术的发展，热力学第 三定律的应用领域不断扩大，涉 及能源转换、环境科学、生物医 学等多个领域。
热力学第三定律
目录
• 热力学第三定律的介绍 • 热力学第三定律的表述和解释 • 热力学第三定律的应用 • 热力学第三定律的发展前景 • 结论
01
热力学第三定律的介绍
定律的表述
01
热力学第三定律有多种表述方式 ，其中最常用的是绝对熵减小的 表述：在绝对零度时，任何完美 晶体的熵为零。
02
另一种常见的表述是：不可能通 过有限步骤将一个物体冷却到绝 对零度。
对学习的启示
1
学习热力学第三定律有助于深入理解热现象的本 质和规律，提高对物质世界的认识。
2
通过学习热力学第三定律，可以更好地理解其他 热力学定律和概念，建立完整的热力学知识体系 。
3
学习热力学第三定律需要掌握数学和物理知识， 提高综合运用能力。
对实践的指导意义
01 02 03 04
热力学第三定律对于制冷技术、热机效率和能源利用等领域具有指导 意义。
05
结论
对热力学第三定律的总结
热力学第三定律指出，当温 度趋近于绝对零度时，物质 的熵（无序程度）达到最小 值，即系统达到最低能量状
态。
该定律表明，绝对零度是不 可能通过有限步骤达到的， 因为任何有限温度的物体在 冷却过程中总会释放出热量
。
热力学第三定律是热力学的 基本定律之一，对于理解热 现象的本质和规律具有重要 意义。
新教材鲁科版高中物理选择性必修第三册第3章热力学定律 精品教学课件
3.亥姆霍兹的贡献: 从理论上把力学中的能量守恒原理推广到热、光、电、磁、化学反应等过程,揭 示了它们之间的_统__一__性__。
四、能量守恒定律及其应用 1.内容:能量既不会_消__失__,也不会_创__生__,它只能从一种形式_转__化__为另一种形式, 或者从一个物体_转__移__到另一个物体,而能量的总值_保__持__不__变__。 2.意义:揭示了自然科学各个分支之间的_普__遍__联__系__,是自然界内在_统__一__性__的第 一个有力证据。
【典例示范】
下列说法正确的是
()
A.物体放出热量,其内能一定减小
B.物体对外做功,其内能一定减小
C.物体吸收热量,同时对外做功,其内能可能增加
D.物体放出热量,同时对外做功,其内能可能不变
【解析】选C。根据热力学第一定律(公式ΔU=Q+W)可知,做功和热传递都可以改 变物体的内能,当外界对物体做的功大于物体放出的热量或物体吸收的热量大于 物体对外界做的功时,物体的内能增加,选项A、B错误,选项C正确;物体放出热量 的同时对外做功,则Q+W<0,内能减小,选项D错误。
问题1:如图,做功和热传递达到的效果是否相同? 提示:相同 问题2:物体吸收了热量,其内能是否一定增加? 提示:不一定
1.改变内能的两种方式:_做__功__和热_传__递__。 2.物体内能的改变: 判断下列物体内能变化的情况: (1)如果一个物体既不吸热也不放热,当外界对它做功时,物体内能将_A_,当物体 对外界做功时,物体内能将_B_。 (2)如果一个物体既不对外界做功,外界也不对它做功,当物体从外界吸热时,物 体内能将_A_,当物体向外放热时,物体内能将_B_。(均选填:A.增加 B.减少)
【解析】选A、C。袋内气体与外界无热交换,即Q=0,袋四周被挤压时,体积V减 小,外界对气体做正功,根据热力学第一定律ΔU=W+Q,气体内能增大,则温度升 高,由 pV =C知压强增大,选项A、C正确,B、D错误。
热力学定律课件
热力学定律课件热力学是研究能量转化与传递以及与物质性质相关的学科。
它是物理学的一个重要分支，对于我们理解自然界中各种物理现象具有重要的意义。
在热力学中，有几条基本定律被广泛应用于研究和解释能量的转化和传递规律。
本课件将详细介绍热力学定律的概念和应用。
一、热力学第一定律：能量守恒定律热力学第一定律，也被称为能量守恒定律，表明能量在物理过程中的转化和传递是守恒的。
根据该定律，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，或者从一个物体传递给另一个物体。
热力学第一定律的数学表达式如下：ΔU = Q - W其中，ΔU表示系统内能量的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外做的功。
二、热力学第二定律：熵增定律热力学第二定律又被称为熵增定律，表明在孤立系统中，熵（一种描述系统无序程度的物理量）总是趋向增加。
简单来说，自然界中的过程总是趋于无序化。
熵增定律可以通过热力学温度和熵的关系来表达，即：dS ≥ dQ/T其中，dS表示系统熵的增加量，dQ表示系统吸收的热量，T 表示系统的温度。
三、热力学第三定律：绝对零度不可达定律热力学第三定律表明，当温度趋近于绝对零度时，熵的值趋近于一个常数，即系统的熵接近于零。
换句话说，绝对零度是无法达到的。
根据热力学第三定律，绝对零度时熵的值为零，即：S(T=0) = 0这个定律为我们研究低温物理学和物质性质提供了基础。
四、热力学第零定律：温度的传递现象热力学第零定律表明，如果两个系统和第三个系统分别达到热平衡，那么这两个系统之间也处于热平衡状态。
换句话说，在热平衡状态下，物体间不存在温度差异。
这个定律为我们测量温度提供了基础，也为温度的传递现象提供了解释。
五、热力学第四定律：能量转化效率的上限热力学第四定律，也被称为卡诺定律，明确了能量转化效率的上限。
根据热力学第四定律，理想卡诺循环的效率是温度差的函数，对于给定的热源和冷源温度，卡诺循环的效率是所有可能工作循环中最高的。
2019最新第3章化学热力学基础数学
‘Heat is the internal energy of a
system’. 热是体系的内能---动能和势能 的总和。
功:
• 除了热的形式以外，各种被传 递的能量全叫做功，用W表示。
如电功，膨胀功，机械功等。
在热力学中，功分为体积功和其它 功（或称有用功）。
• SI单位J, 1J = 1 kg m2/s2
加热过程
须进一步了解几个概念：
“能”: • “能”是做功的能力；“能”
是转变热的能力。
• 能易变化，主要以热(量)和 功的形式表现出来。
热力学能：
热力学体系内部的能量称为热力学能。 用符号U表示。
一个体系的总能量是动能和势能的总和， 包括：
• 分子的动能； • 质点间相互吸引能和排斥能； • 分子内的能量；原子核内的能量等。 热力学能是状态函数，是一种广度性质。
U = U终 - U始
3-1-2 热力学第一定律 体系和环境之间的能量交换:
热传递
做功
在能量交换过程中,体系的热力学能将 发生变化.
1 热力学第一定律： 自然界一切物质都具有能量，能 量有各种不同的形式，能够从一 种形式转化为另一种形式，从一 个物体传递给另一个物体，而在 转化和传递过程中能量的总数量 不变。
CH4(g)+2O2 CO2(g)+2H2O (l ) ΔH =? ΔH = ΔH1 +ΔH2= - (802 +88) = - 890 kJ
焓是一种广度性质。
例：当P=105 Pa, N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔrHθ(298K) = -92.2 kJ/mol ΔrHθ(1000K) = -106.1 kJ/mol
一律3物理化学热力学3律课件
V2 0
P2dV
P2V2
系统的总功：W = W1 + W2 = P1V1 - P2V2
0 2 能量关系 ∵ ∆U = Q ＋ W = W
∴ U2 – U1 = P1V1 – P2V2
整理得： U2 ＋ P2V2 ＝ U1 ＋ P1V1
H2
＝ H1
（ ∆ H=0）
结 论： 气体节流膨胀为一等焓过程
△rHθ m(298K) = ?
△fHm(SO2,g,298K) = -296.06KJ·mol-1 △fHm(SO3,g,298K) = -395.18KJ·mol-1
△fHm(O2,g,298K) = 0 (由规定得) 即： △rHm(298K)=1×△fHm(SO3)－[½ △fHm(O2)＋1×△fHm(SO2)〕
Z > 1: 表明实际气体比理想气体难压缩 Z < 1: 表明实际气体比理想气体易压缩
Z的值
不同的气体Z值不同 同种气体在不同的状态下Z值不同
例
对比状态原理：不同的气体在相同的对比温度和对比压力下具 有相同的对比体积。
定义：
pr
p pc
对比压力
Tr
T Tc
对比温度
Vr
V Vc
对比体积
临界 状态
标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。
r
H
m
(T
)
§1.9 赫斯定律（Hess’s law）
赫斯定律:
1840年提出
一个化学反应不论是一步完成还是分几步完成， 其热效应总是相同的。
Hess’s law使用的 两个条件
①过程中无非体积功 ②过程在等压或等容条件下进行
热力学第三定律课件
所不同. 雷查德的实验证明对于所有的低温电池反应, G均只会
以一种方式趋近于H.
整理ppt
吉布斯函数介绍：
1875 年 ， 美 国 耶 鲁 大 学 数 学 物 理 学 教 授 吉 布 斯 （ Josiah Willard Gibbs）发表了 “论多相物质之平衡”的论文。他在 熵函数的基础上，引出了平衡的判据；提出热力学势的重要概 念，用以处理多组分的多相平衡问题；导出相律，得到一般条 件下多相平衡的规律。吉布斯的工作，奠定了热力学的重要基 础。
1902年美国科学家雷查德(T.W.Richard)在研究低温 电池反应时发现：电池反应的G和H随着温度的降 低而逐渐趋于相等,而且两者对温度的斜率随温度同 趋于一个定值:
零
整理ppt
由热力学函数的定义式, G(吉布斯自由能)和H(焓)当温 度趋于绝对零度时,两者必会趋于相等：
G= H－TS
limG= H－limTS = H (T→0K) 虽然两者的数值趋于相同，但趋于相同的方式可以有
物体的温度实际上就是原子在物体内部的运动。当我
们感到一个物体比较热的时候，就意味着它的原子在
快速运动：当我们感到一个物体比较冷的时候，则意
味着其内部的原子运动速度较慢。我们的身体是通过
热或冷来感觉这种运动的，而物理学家则是绝对温标
或称开尔文温标来测量温度的。
整理ppt
按照这种温标测量温度，绝对温度零度（0K）相当于 摄氏零下273.15度（-273.15℃）被称为“绝对零度”， 是自然界中可能的最低温度。在绝对零度下，原子的 运动完全停止了，那么就意味着我们能够精确地测量 出粒子的速度(0)。然而1890年德国物理学家马克 斯·普朗克引入的了普朗克常数表明这样一个事实：粒 子的速度的不确定性、位置的不确定性与质量的乘积 一定不能小于普朗克常数，这是我们生活着的宇宙所 具有的一个基本物理定律。(海森堡不确定关系)那么 当粒子处于绝对零度之下，运动速度为零时，与这个 定律相悖，因而我们可以在理论上得出结论，绝对零 度是不可以达到的。
以一种方式趋近于H.
整理ppt
吉布斯函数介绍：
1875 年 ， 美 国 耶 鲁 大 学 数 学 物 理 学 教 授 吉 布 斯 （ Josiah Willard Gibbs）发表了 “论多相物质之平衡”的论文。他在 熵函数的基础上，引出了平衡的判据；提出热力学势的重要概 念，用以处理多组分的多相平衡问题；导出相律，得到一般条 件下多相平衡的规律。吉布斯的工作，奠定了热力学的重要基 础。
1902年美国科学家雷查德(T.W.Richard)在研究低温 电池反应时发现：电池反应的G和H随着温度的降 低而逐渐趋于相等,而且两者对温度的斜率随温度同 趋于一个定值:
零
整理ppt
由热力学函数的定义式, G(吉布斯自由能)和H(焓)当温 度趋于绝对零度时,两者必会趋于相等：
G= H－TS
limG= H－limTS = H (T→0K) 虽然两者的数值趋于相同，但趋于相同的方式可以有
物体的温度实际上就是原子在物体内部的运动。当我
们感到一个物体比较热的时候，就意味着它的原子在
快速运动：当我们感到一个物体比较冷的时候，则意
味着其内部的原子运动速度较慢。我们的身体是通过
热或冷来感觉这种运动的，而物理学家则是绝对温标
或称开尔文温标来测量温度的。
整理ppt
按照这种温标测量温度，绝对温度零度（0K）相当于 摄氏零下273.15度（-273.15℃）被称为“绝对零度”， 是自然界中可能的最低温度。在绝对零度下，原子的 运动完全停止了，那么就意味着我们能够精确地测量 出粒子的速度(0)。然而1890年德国物理学家马克 斯·普朗克引入的了普朗克常数表明这样一个事实：粒 子的速度的不确定性、位置的不确定性与质量的乘积 一定不能小于普朗克常数，这是我们生活着的宇宙所 具有的一个基本物理定律。(海森堡不确定关系)那么 当粒子处于绝对零度之下，运动速度为零时，与这个 定律相悖，因而我们可以在理论上得出结论，绝对零 度是不可以达到的。
人教版高中物理选择性必修第三册精品课件 第3章 热力学定律 2.热力学第一定律 3.能量守恒定律
-1.2×105 J-8×104 J=-2×105 J,B正确。
科学思维 应用热力学第一定律解题的一般步骤
1.根据题意写出各已知量(W、Q、ΔU)的正负;
2.根据方程ΔU=W+Q求出未知量;
3.再根据未知量结果的正负来确定吸热、放热情况或做功情况。
【变式训练1】如图所示,密封的矿泉水瓶中,距瓶口越近水的温度越高。
A.某种形式的能量减少,一定存在其他形式的能量增加
B.某个物体的能量减少,必然有其他物体的能量增加
C.不需要任何外界的动力而持续对外做功的机器——第一类永动机是
不可能制成的
D.汽车刹车后停止,汽车的动能消失了
解析：不同形式的能量间的转化,转化过程中能量是守恒的,A正确。能
量在不同的物体间发生转移,转移过程中能量是守恒的,B正确。第一类永
量 保持不变 。
2.意义。
各种形式的能可以 相互转化 。
3.石子从空中落下,最后停止在地面上,机械能消失了吗?
答案：没有。石子下落过程中机械能在转化,比如石子受到空气阻力作
用,机械能减小,但机械能并没有消失,而是转化成了其他形式的能量。
三、永动机不可能制成
1.永动机:不需要任何动力或燃料,却能不断地对外做功的机器。
动机是不可能制成的,它违背了能量守恒定律,C正确。能量守恒定律表明
能量既不会凭空创生,也不会凭空消失,D错误。
课堂小结
随堂练习
1.(做功与热传递)如图所示,给旱区送水的消防车停于水平地面。在缓慢
放水的过程中,若车胎不漏气,胎内气体温度不变,不计分子间势能,则胎内
气体( A )
A.从外界吸热
B.对外界做负功
ΔU=W+Q中,关于ΔU、W、Q各个物理量的正、负,下列说法正确的是
科学思维 应用热力学第一定律解题的一般步骤
1.根据题意写出各已知量(W、Q、ΔU)的正负;
2.根据方程ΔU=W+Q求出未知量;
3.再根据未知量结果的正负来确定吸热、放热情况或做功情况。
【变式训练1】如图所示,密封的矿泉水瓶中,距瓶口越近水的温度越高。
A.某种形式的能量减少,一定存在其他形式的能量增加
B.某个物体的能量减少,必然有其他物体的能量增加
C.不需要任何外界的动力而持续对外做功的机器——第一类永动机是
不可能制成的
D.汽车刹车后停止,汽车的动能消失了
解析：不同形式的能量间的转化,转化过程中能量是守恒的,A正确。能
量在不同的物体间发生转移,转移过程中能量是守恒的,B正确。第一类永
量 保持不变 。
2.意义。
各种形式的能可以 相互转化 。
3.石子从空中落下,最后停止在地面上,机械能消失了吗?
答案：没有。石子下落过程中机械能在转化,比如石子受到空气阻力作
用,机械能减小,但机械能并没有消失,而是转化成了其他形式的能量。
三、永动机不可能制成
1.永动机:不需要任何动力或燃料,却能不断地对外做功的机器。
动机是不可能制成的,它违背了能量守恒定律,C正确。能量守恒定律表明
能量既不会凭空创生,也不会凭空消失,D错误。
课堂小结
随堂练习
1.(做功与热传递)如图所示,给旱区送水的消防车停于水平地面。在缓慢
放水的过程中,若车胎不漏气,胎内气体温度不变,不计分子间势能,则胎内
气体( A )
A.从外界吸热
B.对外界做负功
ΔU=W+Q中,关于ΔU、W、Q各个物理量的正、负,下列说法正确的是
热力学第三定律共32页文档
51、 天 下 之 事 常成 于困约 ，而败 于奢靡 。——陆 游 52、 生 命 不 等 于是呼 吸，生 命是活 动。——卢 梭
53、 伟 大 的 事 业，需 要决心 ，能力 ，组织 和责任 感。 ——易 卜 生 54、 唯 书 籍 不 朽。——乔 特
55、 为 中 华 之 崛起而 读书。 ——周 恩来
13、遵守纪律的风气的培养，只有领 导者本 身在这 方面以 身作则 才能收 到成效 。—— 马卡连 柯 14、劳动者的组织性 的保证 。—— 列宁 摘自名言网
15、机会是不守纪律的。——雨果
谢谢！
热力学第三定律
11、战争满足了，或曾经满足过人的 好斗的 本能， 但它同 时还满 足了人 对掠夺 ，破坏 以及残 酷的纪 律和专 制力的 欲望。 ——查·埃利奥 特 12、不应把纪律仅仅看成教育的手段 。纪律 是教育 过程的 结果， 首先是 学生集 体表现 在一切 生活领 域—— 生产、 日常生 活、学 校、文 化等领 域中努 力的结 果。— —马卡 连柯(名 言网)
53、 伟 大 的 事 业，需 要决心 ，能力 ，组织 和责任 感。 ——易 卜 生 54、 唯 书 籍 不 朽。——乔 特
55、 为 中 华 之 崛起而 读书。 ——周 恩来
13、遵守纪律的风气的培养，只有领 导者本 身在这 方面以 身作则 才能收 到成效 。—— 马卡连 柯 14、劳动者的组织性 的保证 。—— 列宁 摘自名言网
15、机会是不守纪律的。——雨果
谢谢！
热力学第三定律
11、战争满足了，或曾经满足过人的 好斗的 本能， 但它同 时还满 足了人 对掠夺 ，破坏 以及残 酷的纪 律和专 制力的 欲望。 ——查·埃利奥 特 12、不应把纪律仅仅看成教育的手段 。纪律 是教育 过程的 结果， 首先是 学生集 体表现 在一切 生活领 域—— 生产、 日常生 活、学 校、文 化等领 域中努 力的结 果。— —马卡 连柯(名 言网)
物理化学课件热力学第三定律
298.15K
熵的物理意义
熵是由大量分子组成的宏观系统的性质。统计 力学证明，系统混乱程度与熵值之间存在如下函数 关系：
S k ln
式中k是玻耳兹曼常数，Ω 为混乱度。此式称为 玻耳兹曼公式。该定量关系表明，熵是系统微观 混乱度的宏观度量。熵值小的状态，对应于比较 有秩序的状态；熵值大的状态，对应于比较无秩 序的状态。当温度处于0 K时，任何纯物质的完美 晶体将处于最有秩序的状态，其熵值必然相同而 且最小。
“”表示不可逆过程，此时，系统所作的功小于 A的减少值
亥姆霍兹函数判据
如果系统在等温、等容且不作非体积功的条件下
AT,V,W' 0
或
AT,V ,W' 0
“=”表示可逆过程， “”表示是一个自发的不 可逆过程，即自发变化总是朝着Helmholtz自由能减
少的方向进行。这就是Helmholtz自由能判据：
为什么要定义新函数
热力学第二定律导出了熵这个状态函数，但用 熵作为判据时，体系必须是孤立体系，也就是说必 须总是在等温、等压或等温、等容条 件下进行，有必要引入新的热力学函数，利用体 系自身状态函数的变化，来判断自发变化的方向 和限度。
亥姆霍兹函数亥姆霍兹
亥姆霍兹（1821-1894,德国人）定义了一个状态 函数
A U TS
def
A称为亥姆霍兹函数，是状态函数，体系广度性质， 单位焦耳。
2013-4-5
亥姆霍兹函数推导 根据第一定律 根据第二定律
Q U W
Q S TSu
U TSu S W
将Q代入得：
当
这是热力学第一定律和第二定律的联合公式
2013-4-5
吉布斯的生平简介
物理化学(第五版) 演示文稿2.6 热力学第三定律与规定熵
2
1、热力学第三定律的经典表述
①能斯特说法：随着绝对温度趋于零， W H Nernst (1864-1941) 德国化学家和物理学家
凝聚系统等温反应的熵变趋于零。
②普朗克说法：凝聚态纯物质在0 K 时的熵值为零。
③路易斯和吉布森修正为：纯物质的 完美晶体在0K时的熵值为零。
（晶体中原子或分子只有一种排列形式）
Sm (B,T )
T δQr,m 0K T
Sm(B,T)：物质B在温度T时的规定摩尔熵，也叫 绝对熵。
Sm(B,相态,T)：温度T、标准态 (p＝100kPa） 下物质B的规定摩尔熵，称标准摩尔熵。
Sm(B,相态, 298 K)：指物质B在温度298.15 K 的标准摩尔熵，可查表（附录IV）。
6
273K
T
vapH m 373 K
473K
dT
C p,m (H 2O, g)
373K
T
15 K以下，用德拜理论公式计算Cp,m≈CV,m＝T３
4、化学反应的标准摩尔熵变
对于化学反应 aA+bB == yY+zZ
r
Sm
(T
)
B
m
(B,
T
)
rSm(T )
ySm(Y,T )
zS
m
(
Z,T
)
aSm(A,T ) bSm(B,T )
如何计算物质B的 Sm(B,T)？
Sm (B, T )
T δQr,m 0K T
以水为例， 100 kPa下，自0 K的固态冰升温至473 K的水蒸气：
H2O（s，0 K）Δ→S1 H2O（s，15 K）Δ→S2 H2O（s，273 K）Δ→S3 H2O （l，273 K） Δ→S4 H2O（l，373 K）Δ→S5 H2O（g，373 K） Δ→S6 H2O（g，473 K）
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五、实际气体
原因：分子有体积、分子间有相互作用
实际气体不服从理想气体的状态方程。
（但高T、低P的实际气体接近理想气体的行为）
1. 实际气体的状态方程
用实验法总结出了几百种状态方程
(1) 范德华方程 (Van der Waals equation)
a、b van der waals 常数
(pVam 2)V (mb)RT
Z的值
不同的气体Z值不同 同种气体在不同的状态下Z值不同
例
对比状态原理：不同的气体在相同的对比温度和对比压力下具 有相同的对比体积。
定义： prp p c
对比压力
TrT T c
对比温度
V rV V c代入压缩因子方程中得：
大多数气体近似为一常数Zc
Z ( ) PV m RT
☻ 转化温度： μ= 0 的温度 等焓线的测定： 固定：T1,P1
(TP)H 0 测定：T2,P2
等焓线
最 高 转 化 温 度
N2的转化曲线温度 高,能液化的范围大
H2和He很难液化
1 实际气体的Δ H和Δ U (T = C)
① 实际气体的状态方程
用实验法总结出了几百种状态方程
实际气体分子间存在的作用力，不遵守理想气体状态方程。
设 U U (T ,V )
则：dU
( U T
)V
dT
( U V
)T
dV
CV dT
a Vm2
dV
积分：U
CV dT
dV a
Vm2
恒 T过程 dT ： 0
U dV | a( ) Vm,2 a Vm,1V2 m
a Vm,2 V Vm,2
m
1 Vm,1
nB nB,0
B
n E,0
n n F,0
G,0
nE
nF nG
单位
d d n B (mol) B
ν B ： 化学计量数 (反应物取负，生成物取正)
: 表示反应进展程度的参数。
引入反应进度的优点：
可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： dd n D Dd n E Ed n F Fd n G G
内压力项： 由于分子间作用
力的存在，使气体施加于器壁 的压力减少
体积校正项 约等于气体凝聚为液体 时的摩尔体积
中压范围比较 合适
(2) 贝塞罗方程 (Berthelot equation)
p RT a Vmb TVm2
a、b为常数
(3) 维利方程 (Virial equation)
第一Virial系数 第二Virial系数 第三Virial系数 ……
1 Vm,2
设：H=H(T,P) 可推出：
Ha(V m 1,1V m 1,2) (Pm V )
总结论
§1.8 热化学
1 反应进度 设某反应:
D D E E F F G G
t0,0 n D,0
tt, n D
反应进度：
常用的状态方程还有:
维里方程: pVm=A+B/Vm+C/Vm2+ · · ·
贝赛罗方程: p=RT/(Vm-b) －a/(TVm2) 贝蒂方程: V=(+)(1﹣) －A/RT
式中: =RT/p =c/aT3
=B0(1﹣b/a) A=A0(1﹣a/ )
② 实际气体等T过程的ΔU和ΔH
pm V AV B mV C m 2
A = RT
2 . 压缩因子方程与对比状态原理
优点：保留了理想气体状态方程简捷的形式
实际气体的状态方程： PV ＝ ZnRT
or
Z
pVm RT
Z：压缩因子，表示实际气体偏离理想气体的程度。
Z > 1: 表明实际气体比理想气体难压缩 Z < 1: 表明实际气体比理想气体易压缩
作用： 判断气体节流膨胀后温度T2是升高还是降低。
判断法：
理想气体 μ＝0 T2不变 温度不变
实际气体
μ > 0 T2 ↓
致冷作用
μ < 0 T2 ↑
致热作用
分析实例
常温,一般气体μ > 0 ：O2(g) CO2(g) 等
常温,μ <0的气体很少：H2(g) He(g) 等
使用实例
制冷剂 脂类油 二氟二氯甲烷
Van der Waals equation： a 、b 为最著范名德、最华常常用数 (P + a/Vm2 )( Vm- b ) = RT
内压力：由分子间的作用力引起
P内 ＝ (U V)T
a Vm 2
由于分子间作用力的存在，使 气体施加于器壁的压力减少
体积校正项
约等于气体凝聚为 液体时的摩尔体积
pcVc prVr Tc RrT
依对比状态原理可推出：
不同种实际气体在相同的对比压力和对比温度下，具有 相同的压缩因子。
压缩因子图
f( P r ,T r ,V r ) 0 Z f( P r ,T r )
只有两个独立变量
依Tr、Pr可查出Z
利用压缩因子计算举例：
计算366.5K、2067KPa时实际气体CF2Cl2的体积Vm。 已知：Tc=385.0K Pc=4123.9KPa
解： T r T T c 3 3. .0 5 8 6 0 5 6 .95P r 2 P P c 4 2.1 9 0 2 0 6 .5 3 7 0
依Tr、Pr查压缩因子图得：
Z ＝ 0.72
查
VmZPRT 0.72 28.03 61 17 3 3 4 06.561.06 1 03m3m o1 l
应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。
3.Joule-Thomson效应
实验方法： P1 > P2 研究体系： 多孔塞两边的气体
实验模拟
1功 左：环对系做功
右：系对环做功
0
W1 V1 P1dV P1V1
W2
V2 0
P2dV
P2V2
系统的总功：W = W1 + W2 = P1V1 - P2V2
0 2 能量关系 ∵ ∆U = Q ＋ W = W
∴ U2 – U1 = P1V1 – P2V2
整理得： U2 ＋ P2V2 ＝ U1 ＋ P1V1
H2
＝ H1
（ ∆ H=0）
结 论： 气体节流膨胀为一等焓过程
3 Joule-Thomson系数
Joule-Thomson系数： JT (T P)H
μJ-T的意义：在等焓过程中，使气体发生单位压力降时 温度的改变值。
原因：分子有体积、分子间有相互作用
实际气体不服从理想气体的状态方程。
（但高T、低P的实际气体接近理想气体的行为）
1. 实际气体的状态方程
用实验法总结出了几百种状态方程
(1) 范德华方程 (Van der Waals equation)
a、b van der waals 常数
(pVam 2)V (mb)RT
Z的值
不同的气体Z值不同 同种气体在不同的状态下Z值不同
例
对比状态原理：不同的气体在相同的对比温度和对比压力下具 有相同的对比体积。
定义： prp p c
对比压力
TrT T c
对比温度
V rV V c代入压缩因子方程中得：
大多数气体近似为一常数Zc
Z ( ) PV m RT
☻ 转化温度： μ= 0 的温度 等焓线的测定： 固定：T1,P1
(TP)H 0 测定：T2,P2
等焓线
最 高 转 化 温 度
N2的转化曲线温度 高,能液化的范围大
H2和He很难液化
1 实际气体的Δ H和Δ U (T = C)
① 实际气体的状态方程
用实验法总结出了几百种状态方程
实际气体分子间存在的作用力，不遵守理想气体状态方程。
设 U U (T ,V )
则：dU
( U T
)V
dT
( U V
)T
dV
CV dT
a Vm2
dV
积分：U
CV dT
dV a
Vm2
恒 T过程 dT ： 0
U dV | a( ) Vm,2 a Vm,1V2 m
a Vm,2 V Vm,2
m
1 Vm,1
nB nB,0
B
n E,0
n n F,0
G,0
nE
nF nG
单位
d d n B (mol) B
ν B ： 化学计量数 (反应物取负，生成物取正)
: 表示反应进展程度的参数。
引入反应进度的优点：
可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： dd n D Dd n E Ed n F Fd n G G
内压力项： 由于分子间作用
力的存在，使气体施加于器壁 的压力减少
体积校正项 约等于气体凝聚为液体 时的摩尔体积
中压范围比较 合适
(2) 贝塞罗方程 (Berthelot equation)
p RT a Vmb TVm2
a、b为常数
(3) 维利方程 (Virial equation)
第一Virial系数 第二Virial系数 第三Virial系数 ……
1 Vm,2
设：H=H(T,P) 可推出：
Ha(V m 1,1V m 1,2) (Pm V )
总结论
§1.8 热化学
1 反应进度 设某反应:
D D E E F F G G
t0,0 n D,0
tt, n D
反应进度：
常用的状态方程还有:
维里方程: pVm=A+B/Vm+C/Vm2+ · · ·
贝赛罗方程: p=RT/(Vm-b) －a/(TVm2) 贝蒂方程: V=(+)(1﹣) －A/RT
式中: =RT/p =c/aT3
=B0(1﹣b/a) A=A0(1﹣a/ )
② 实际气体等T过程的ΔU和ΔH
pm V AV B mV C m 2
A = RT
2 . 压缩因子方程与对比状态原理
优点：保留了理想气体状态方程简捷的形式
实际气体的状态方程： PV ＝ ZnRT
or
Z
pVm RT
Z：压缩因子，表示实际气体偏离理想气体的程度。
Z > 1: 表明实际气体比理想气体难压缩 Z < 1: 表明实际气体比理想气体易压缩
作用： 判断气体节流膨胀后温度T2是升高还是降低。
判断法：
理想气体 μ＝0 T2不变 温度不变
实际气体
μ > 0 T2 ↓
致冷作用
μ < 0 T2 ↑
致热作用
分析实例
常温,一般气体μ > 0 ：O2(g) CO2(g) 等
常温,μ <0的气体很少：H2(g) He(g) 等
使用实例
制冷剂 脂类油 二氟二氯甲烷
Van der Waals equation： a 、b 为最著范名德、最华常常用数 (P + a/Vm2 )( Vm- b ) = RT
内压力：由分子间的作用力引起
P内 ＝ (U V)T
a Vm 2
由于分子间作用力的存在，使 气体施加于器壁的压力减少
体积校正项
约等于气体凝聚为 液体时的摩尔体积
pcVc prVr Tc RrT
依对比状态原理可推出：
不同种实际气体在相同的对比压力和对比温度下，具有 相同的压缩因子。
压缩因子图
f( P r ,T r ,V r ) 0 Z f( P r ,T r )
只有两个独立变量
依Tr、Pr可查出Z
利用压缩因子计算举例：
计算366.5K、2067KPa时实际气体CF2Cl2的体积Vm。 已知：Tc=385.0K Pc=4123.9KPa
解： T r T T c 3 3. .0 5 8 6 0 5 6 .95P r 2 P P c 4 2.1 9 0 2 0 6 .5 3 7 0
依Tr、Pr查压缩因子图得：
Z ＝ 0.72
查
VmZPRT 0.72 28.03 61 17 3 3 4 06.561.06 1 03m3m o1 l
应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。
3.Joule-Thomson效应
实验方法： P1 > P2 研究体系： 多孔塞两边的气体
实验模拟
1功 左：环对系做功
右：系对环做功
0
W1 V1 P1dV P1V1
W2
V2 0
P2dV
P2V2
系统的总功：W = W1 + W2 = P1V1 - P2V2
0 2 能量关系 ∵ ∆U = Q ＋ W = W
∴ U2 – U1 = P1V1 – P2V2
整理得： U2 ＋ P2V2 ＝ U1 ＋ P1V1
H2
＝ H1
（ ∆ H=0）
结 论： 气体节流膨胀为一等焓过程
3 Joule-Thomson系数
Joule-Thomson系数： JT (T P)H
μJ-T的意义：在等焓过程中，使气体发生单位压力降时 温度的改变值。