1 热力学基本定律

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热力学第一定律总结

298 K时，H2(g)的∆cHmө = -285.83 kJ·mol-1, H2S(g)和 SO2(g)的∆fHmө分别为-20.63 kJ·mol-1和-296.83 kJ·mol-1。求下列反应在498 K时的∆rUmө。已知水在373 K时的摩尔蒸发焓∆vapHm (H2O, 373 K) = 40.668 kJ·mol-1. 2H2S (g) + 3O2 (g) = 2SO2 (g) + 2H2O(g)
其中，T2的值由理想气体绝热方程式(pVγ=C)求得。
3、Q的计算、的计算
• Q = ∆U – W • 如恒容，Q = ∆U • 如恒压，Q = ∆H
1. 绝热密闭体系里，以下过程的ΔU不等于零的是： A) 非理想气体混合 B) 白磷自燃 C) 乙醚挥发 D) 以上均为0 2.“爆竹声中一岁除，春风送暖入屠苏”。我国春节有放鞭炮的习俗。在爆竹爆炸的过程中，以下热力学量的符号表示正确的是(忽略点火时火柴传递给引线的少量热量) ( ) A) Q<0，W<0，ΔU<0 B) Q<0，W=0，ΔU<0 C) Q=0，W<0，ΔU<0 D) Q=0，W=0，ΔU=0
nN2CV, m(N2)(T-T1) + nCuCV,误二： ∆U =∆UN2 + ∆UCu = 0
nN2CV, m(N2)*(T-T1) + nCuCV, m(Cu)*(T-T2) = 0
正确解法：
∆U =∆UN2 + ∆UCu = ∆UN2 + ∆HCu = 0 nN2CV, m(N2)*(T-T1) + nCuCp, m(Cu)*(T-T2) = 0
• 求火焰最高温度： Qp = 0, ΔH = 0 求火焰最高温度： • 求爆炸最高温度、最高压力：QV = 0, W = 0 求爆炸最高温度、最高压力： =0

热力学第一定律

热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f（1）膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。

（2）非膨胀功δW f ＝xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。

如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （表面功）＝rdA 。

热 Q ：体系吸热为正，放热为负。

热力学第一定律： △U ＝Q —W 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。

热容 C ＝δQ/dT（1）等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝（∂H/∂T ）p （2）等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝（∂U/∂T ）v 常温下单原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＝3R/2常温下双原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＋C v ，m r ＝5R/2 等压热容与等容热容之差：（1）任意体系 C p —C v ＝[p ＋（∂U/∂V ）T ]（∂V/∂T ）p （2）理想气体 C p —C v ＝nR 理想气体绝热可逆过程方程：pV γ＝常数 TV γ-1＝常数 p 1-γT γ＝常数 γ＝C p / C v 理想气体绝热功：W ＝C v （T 1—T 2）＝11－γ（p 1V 1—p 2V 2）理想气体多方可逆过程：W ＝1nR－δ（T 1—T 2）热机效率：η＝212T T T －冷冻系数：β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数：β＝121T T T －焦汤系数： μJ －T ＝H p T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝－()pT C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU ：ΔU ＝dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＋dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH ＝dT T H P ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＋dp p H T⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Q p ＝Q V ＋ΔnRT 当反应进度 ξ＝1mol 时， Δr H m ＝Δr U m ＋∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系：()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆，＋＝γ热力学第二定律Clausius 不等式：0TQS BAB A ≥∆∑→δ—熵函数的定义：dS ＝δQ R /T Boltzman 熵定理：S ＝kln Ω Helmbolz 自由能定义：F ＝U —TS Gibbs 自由能定义：G ＝H －TS 热力学基本公式：（1）组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程：dU ＝TdS －pdV dH ＝TdS ＋Vdp dF ＝－SdT －pdV dG ＝－SdT ＋Vdp （2）Maxwell 关系：T V S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝V T p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＝－p T V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ （3）热容与T 、S 、p 、V 的关系：C V ＝T VT S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ C p ＝T p T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系：Gibbs －Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T ＝－2T H ∆ 单组分体系的两相平衡：（1）Clapeyron 方程式：dT dp＝mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ，fus ，sub 。

《工程热力学》第二章—热力学基本定律

五、功量与热力过程直接相关
在既定的始、终状态之间，可以有许多过程途径。在既定的始、终状态之间，可以有许多过程途径。不同过程中的功量交换是完全不同的。过程中的功量交换是完全不同的。即：功的大小除与过程的有关——功初、终状态有关外，还与描述过程的函数p=f(v)有关终状态有关外，还与描述过程的函数有关功过程量。而不能用dw表示是一个过程量微元过程功只能用δw而不能用表示，是一个过程量。微元过程功只能用而不能用表示，即
在孤立系统中，能的形式可以相互转换， ● 在孤立系统中，能的形式可以相互转换，但能的总量保持不变。的总量保持不变。第一类永动机是不可能制成的。 ● 第一类永动机是不可能制成的。 ● 工程热力学中常以热力系统为对象来研究能量的传递、转换和守恒。的传递、转换和守恒。对任一热力系统，热力学第一定律可表述为： ● 对任一热力系统，热力学第一定律可表述为：进入系统的能量－离开系统的能量 = 系统中储存能量的变化
无论哪一种情况，无论哪一种情况，当系统与外界发生功量交换时，总与系统本身所经历的过程有关。交换时，总与系统本身所经历的过程有关。
三、功量交换的基本表达式
δW = F • dx
W = ∫ F ( x)dx
x1
x2
热力学最常见的功——容积功容积功热力学最常见的功
δW = F • dx = pA • dx = pdV
宏观位能（位能）：系统在外力场作用下，）：系统在外力场作用下 ◆ 宏观位能（位能）：系统在外力场作用下，相对于某参考坐标系中某一位置所具有的能量。某参考坐标系中某一位置所具有的能量。
E p = mgz
二、内能
储存于系统内部的能量称为内能内能， ● 储存于系统内部的能量称为内能，内能与物质的分子结构和微观运动形式有关。的分子结构和微观运动形式有关。 ● 对于闭口系统来说，工质经历一个循环之后又对于闭口系统来说，回复到原来的状态，回复到原来的状态，所以系统储存能量的变化为零，即：进入系统的能量（吸热量）等于离开系进入系统的能量（吸热量）统的能量（对外做功量）。统的能量（对外做功量）。

第二章热力学第一定律

2) 恒压过程：变化过程中p(系) = p(环) = 定值(dp=0)
(ｐ始 =ｐ末，为等压过程）
3) 恒容过程：过程中系统的体积始终保持不变(dV =0)
4) 绝热过程：系统与环境间无热交换的过程，过程热Q＝0
5) 循环过程：经历一系列变化后又回到始态的过程。循环过程始末所有状态函数变化量∆X均为零。
习题2.3：在25oC及恒定压力下，电解1molH2O(l), 求过程的体积功。
分析：利用体积功的计算式恒压过程 (pamb = p)： W＝－p(V2－V1)
解：
H
2O(l )
H
2
(
g
)
1 2
O2
(g)
1mol
1mol 0.5mol
W p(V2 V1) pV2 ( ng )RT
(1.5 8.314 298.15)J 3.718kJ
∆12 X = X2 – X1
X1
始态
1
X2
2
末态
3
∆X
➢3. 对于循环过程，由于始末态相同，状态函数变化值为0。 ➢4. 定量，组成不变的均相流体系统，任一状态函数是另外两个状态函数的函数，如V = f (T, p)。即状态函数之间互为函数关系。
A
异途同归，值变相等；周而复始，其值不变
下列叙述中不是状态函数特征的是（ D ） A. 系统状态确定后，状态函数的值也确定 B. 系统变化时，状态函数的改变值只由系统的始末态决定 C. 经循环过程，状态函数的值不变 D. 状态函数均有加和性
（2）经典热力学只考虑平衡问题：只考虑系统由始态到末态的净结果，并依此解决诸如过程能量衡算、过程的方向、限度的判断等热力学问题，至于由始态到末态的过程是如何发生与进行的、沿什么途径、变化的快慢等等一些问题，经典热力学往往不予考虑。

热力学定律

能量守恒定律在任何过程中能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变，这就是能量守恒定律，又称为能量守恒与转化定律。

热力学第一定律将能量守恒定律应用于热力学中即称为热力学第一定律。

在化学热力学中，研究的是宏观静止系统，不考虑系统整体运动的动能和系统在外力场（如电磁场、离心力场等）中的位能，只着眼于系统的内能（又称热力学能）。

内能是指系统内分子的平动能、转动能、振动能，分子间势能，原子间键能，电子运动能，核内基本粒子间核能等能量的总和。

设想系统由始态（内能为U1）变为终态（内能为U2），若在过程中，系统从环境吸热Q，对环境做功W，则封闭系统内能的变化是ΔU=U2-U1=Q-W 这就是热力学第一定律的数学表达式。

它表示封闭系统中系统内能的增量等于系统所吸的热减去系统对环境所做的功。

由于内能是系统内部能量的总和，所以是系统自身的性质，只决定于其状态，是系统状态的函数。

状态函数的三个特点系统处于一定的状态，其内能应有一定的数值，其变化量只决定于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。

即它具有状态函数的三个特点：①状态一定，其值一定；②殊途同归，值变相等；③周而复始，值变为零。

由于物质结构的复杂性和内部微观粒子相互作用的多样性，系统物质内能的绝对值尚无法确定，但内能的变化量可以通过系统与环境交换的热和功来确定。

热力学正是通过状态函数的变化量来解决实际问题的。

热系统与环境之间由于存在温度差而交换的能量称为热。

系统吸热，Q为正值；系统放热，Q为负值。

Q的SI单位为J。

功系统与环境间除热以外的其他形式传递的能量都叫做功。

以符号W 表示，SI单位为J。

系统对环境作功时，W取正值；环境对系统作功时，W取负值。

热力学中将功分为体积功和非体积功两类。

由气体体积的膨胀或压缩所做的功称为体积功（或膨胀功）。

体积功对于化学过程有特殊意义，因为许多化学反应常在敞口容器中进行。

如果外压p不变，这时的体积功为pΔV。

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。

热力学基本定律热一律

Q与W类比
能量传递方式性质推动力标志参数公式公式适用条件图示
W 过程量
Δp dV , dv
w pdv
准静态或可逆
P-V(示功图)
p
W
Q 过程量
ΔT dS , ds
q Tds
可逆
T-s（示热图）
T
Q
V
S
3、随物质传递的能量
1．流动工质本身携带的能量：u + c2/2 + g z
2．流动功(或推动功)
1）对于准静态、可逆过程，用上述公式计算，但还需要已知p-v函数关系。
2）对于非平衡过程，不能用上述公式计算，但有些情况可利用外界条件计算：
系统膨胀功=-外界反力对系统所做的功若外力R已知，则：
2
w 1 Rdx
[例1]
空气从状态1 (p1，V1)膨胀到状态2 (p2，V2)，（1） p-V图上过程线为直线；（2）可逆定温过程。求w
系统
dE
δW
储存能的变化量：dE 循环后： dE = 0
热一律：进入的能量 – 离开的能量 = 储存能的变化量
（2）能的导出
p1
对于循环1a2c1：
b
( Q W ) ( Q W ) 0
1a 2
2c1
a c
对于循环1b2c1：
2
( Q W ) ( Q W ) 0
V
1b 2
2c1
( Q W ) ( Q W )
p1
(1)
(2)
2
V
[例2]
大气压pb =0.1MPa，活塞+重物共195kg，面积 100cm2,初始状态下弹簧与活塞接触但不受力，弹簧刚度150N/cm，把重物拿去100kg后，活塞无摩擦上升20cm。求w

第一章热力学第一定律

20
4.热力学平衡热力学平衡态：指外界条件不变时，体系内部性质均匀且不随时间变化的状态
1）热平衡：无绝缘壁时，体系内各部分，体系与环境之间温度相等 2）力学平衡：无刚性壁时，体系内各部分，体系与环境之间力相等 3）相平衡：体系各相物质组成、数量不变
4）化学平衡：化学反应不引起物质组成或浓度随时间的变化
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2）几种重要的过程： a）等温过程：T 始 =T 终 =T 环 b）等压过程：P 始 =P 终 =P 环
c）等容过程：V 始 =V 终
d）等温等压过程：a，b 二者都具备
e）绝热过程：体系与环境之间没有热量传递，只有功的传递 f）循环过程：体系由一始态出发，经一系列变化过程又回到原来的状态
b. 人造金刚石： C（石墨）→C（金刚石）由热力学知道 P>15000P° 时，才有可能；今天已实现了这个转变（60000P°，1000℃，催化剂）
二. 热力学研究方法的特点和局限性
3
1. 热力学方法的特点

研究大量粒子的宏观体系的宏观性质之间的关系及变化规律，

不考虑微观粒子的微观结构

不涉及反应的速度和机理
4
2. 优点和局限性
1）热力学只研究体系的始终态根据始终态的性质而得到可靠的结果；不考虑变化中的细节；不考虑物质内部的结构因素
2）不考虑时间因素
3）不考虑粒子的个别行为
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热力学常用术语 1、体系与环境
体系（System）简单而言，体系即研究之对象。也就是为了研究问题的方便，我们常常用一个真实或想象的界面把一部分物质或空间与其余分开，这种被划定的研究对象称为体系，亦称为物系或环境（系统。surroundings）与体系密切相关、影响所及的那部分物质或空间称为环境。

热力学与统计物理：第一章热力学基本定律

热力学过程的进行方向,不可逆过程.
不可逆过程间的关联;
热力学第二定律指出一切与热现象有关的实际过程都有自发进行的方向,是不可逆的.
不可逆过程发生后,无法在不引起其它变化的情况下,使系统由终态回到初态,一个过程是否可逆实际是由初态和终态的相互关系决定的,可以引入一个态函数.
§1.11卡诺定理
因此有可以定义
Q2 Q1
f (1,2)
热源的某种温标
定义另一热机
Q1 Q3
f (3,1)
函数f可分离变量！
联合两热机 Q3
Q1
Q2
Q2 Q3
f (3,2)
Q2 Q1
f
1,2
f (3,2 ) f (3,1)
因此
Q2 Q1
f f
(2 ) (1)
T2 T1
关于绝对零度
二.两种温标的一致性
1.理想气体的卡诺循环效率：
一.所有工作于两个一定温度之间的热机，以可逆热机的效率最高。
A B
二.两个可逆热机，存在着： A B
对于可逆机，设其从高温及低
温热源的吸热及放热分别为Q1
Q1
Q1
及Q2，对外作功W，如果存在一个热机，其效率比可逆热机
W
W W Q2 Q'2 的效率高，也就是说它从高温
热源吸收同样的Q1时，对外作
D. 绝热压缩
I ( p4,V4,T2 ) I ( p1,V1,T1)
外界对系统作功，内能增加
W
Q1
Q2
RT1
ln
V2 V1
RT2
ln
V3 V4
又因为T1V2 1
1
1
T2V3 ,T1V1
1

热力学四大定律

热力学四大定律：第零定律——若A与B热平衡，B与C热平衡时，A与C也同时热平衡第一定律——能量守恒定律(包含了热能)第二定律——机械能可全部转换成热能，但是热能却不能以有限次的试验操作全部转换成功(热能不能完全转化为功)第三定律——绝对零度不可达成性热力学定律的发现及理论化学反应不是一个孤立的变化过程，温度、压力、质量及催化剂都直接影响反应的方向和速度。

1901年，范霍夫因发现化学动力学定律和渗透压，提出了化学反应热力学动态平衡原理，获第一个化学奖。

1906年能斯特提出了热力学第三定律，认为通过任何有限个步骤都不可能达到绝对零度。

这个理论在生产实践中得到广泛应用，因此获1920年化学奖。

1931年翁萨格发表论文“不可逆过程的倒数关系”，阐明了关于不可逆反应过程中电压与热量之间的关系。

对热力学理论作出了突破性贡献。

这一重要发现放置了20年，后又重新被认识。

1968年获化学奖。

1950年代，普利戈金提出了著名的耗散结构理论。

1977年，他因此获化学奖。

这一理论是当代热力学理论发展上具有重要意义的大事。

它的影响涉及化学、物理、生物学等广泛领域，为我们理解生命过程等复杂现象提供了新的启示。

热力学第零定律如果两个热力学系统中的每一个都与第三个热力学系统处于热平衡(温度相同)，则它们彼此也必定处于热平衡。

这一结论称做“热力学第零定律”。

热力学第零定律的重要性在于它给出了温度的定义和温度的测量方法。

定律中所说的热力学系统是指由大量分子、原子组成的物体或物体系。

它为建立温度概念提供了实验基础。

这个定律反映出：处在同一热平衡状态的所有的热力学系统都具有一个共同的宏观特征，这一特征是由这些互为热平衡系统的状态所决定的一个数值相等的状态函数，这个状态函数被定义为温度。

而温度相等是热平衡之必要的条件。

热力学中以热平衡概念为基础对温度作出定义的定律。

通常表述为：与第三个系统处于热平衡状态的两个系统之间，必定处于热平衡状态。

第01章-热力学基本定律1-资料

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[例题]:
在等压下，一定量理想气体B由10 dm3膨胀到16 dm3，并吸热700J，求W与ΔU ? 解：初态，p 10 dm3 等压过 Q 程 7 0J， 0终态， p 16 dm3
Wp(V2V 1)[10136215 03]J60J8
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3. 准静态过程
定义：在过程进行中的任何时刻系统都处于平衡态的过程。
4. 可逆过程
定义：由一系列非常接近于平衡的状态所组成的，中间每一步都可以向相反的方向进行而不在环境中任何痕迹的过程称为可逆过程。
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特点： ①可逆过程是由一系列非常接近于平衡的状态所组成. ②过程中的任何一个中间态都可以从正、逆两个方向到达。 ③经历可逆过程后，当系统复原时，环境也完全复原而没有留下任何影响和痕迹。
1. 热力学第一定律表述：热力学第一定律即能量守恒与转化定律：自然界的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，在转化中，能量的总值保持不变。经验表述：第一类永动机是造不成的。
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2. 热力学第一定律的数学表达式
ΔU = Q + W 对一微小表化，
例题：教材第10页
在298.15K 下1mol C2H6 完全燃烧时，过程所作的功是多少（反应系统中的气体视为理想气体）?
解： C2H6 (g) + 3.5O2 (g) = 2CO2 (g) + 3H2O (l)
WRT B(g)= [- (2 - 3.5 - 1)×8.314×298.15]J
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第一章热力学基本定律
1.1 热力学基本概念 1.2 热力学第一定律与内能、焓、功、热 1.3 气体系统典型过程分析与可逆过程、热机效率 1.4 热力学第二定律与熵、熵判据 1.5 熵变的计算与应用：典型可逆过程和可逆途径的设计 1.6 自由能函数与自由能判据:普遍规律与具体条件的结合 1.7 封闭系统热力学函数间的关系:4个基本方程 1.8 自由能函数改变值的计算及应用:可逆途径的设计

热力学第一定律精选全文完整版

可编辑修改精选全文完整版热力学第一定律科技名词定义中文名称：热力学第一定律英文名称：first law of thermodynamics其他名称：能量守恒和转换定律定义：热力系内物质的能量可以传递，其形式可以转换，在转换和传递过程中各种形式能源的总量保持不变。

概述热力学第一定律热力学第一定律：△U=Q+W。

系统在过程中能量的变化关系英文翻译：the first law of thermodynamics简单解释在热力学中，系统发生变化时，设与环境之间交换的热为Q（吸热为正，放热为负），与环境交换的功为W（对外做功为负，外界对物体做功为正），可得热力学能（亦称内能）的变化为ΔU = Q+ W或ΔU=Q-W物理中普遍使用第一种，而化学中通常是说系统对外做功，故会用后一种。

定义自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能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，在转化和传递过程中能量的总和不变。

英文翻译：The first explicit statement of the first law of thermodynamics, byRudolf Clausiusin 1850, referred to cyclic thermodynamic processes "In all cases in which work is produced by the agency of heat, a quantity of heat is consumed which is proportional to the work done; and conversely,by the expenditure of an equal quantity of work an equal quantity of heat is produced."基本内容能量是永恒的，不会被制造出来，也不会被消灭。

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。

热力学第一定律的内容及公式

热力学第一定律的内容及公式
热力学第一定律是一种物理定律，它探究个体系（物理和化学）之间发生在过程中的热变化。

它提供了一个把能量作为热量和机械能的方式来观察系统的工作原理，其简称为“热力学一定律”。

热力学第一定律的内容在于：热力学系统改变的度量叫做热力学熵，它是关于系统增加了多少能量也就是温度增加了多少，也就把热力学熵标志为S，那么其数学形式就可以表示为：S=Q/T，其中Q是系统获得多少热量，T是系统恒定温度，这是一种相对温度，称为温度。

它还提出了一种熵可以增加、但不能减小，这是一个“熵定律”。

也就是说，在热力学过程中，熵的变化总是增加的，它的变化永远不能是负的，熵的总增加一般只能通过进行反应而引起的热力学过程。

另外，一个微观物理系统在恒定温度和压力条件下，也就是恒定温度和熵时，它的熵是不变的。

热力学第一定律又称为“能量守恒定律”，它的数学表达式是：W＋Q＝0，这表明
全部的工作（W）和得到的热（Q）之和为零，也就是说，实际使用的能量以及产生的热量之间均衡的，即能量的守恒性。

热力学第一定律的内容主要集中在热力学增量熵上面，主要有两个大的内容：1.热力学熵可以增加，但不能减少。

2.恒定温度和压力，熵是不变的。

它由“热力学熵”和“能量守恒定律”组成，“热力学熵”是它的主要内容，通过“能量守恒定律”，它描述了在物理系统中实际使用的能量以及发生的热量之间的均衡关系。

热力学第一定律作为物理系统发生变化时的基本原理，多被应用于工程设计，技术研究及现代工业工厂，我们可以从中获得许多重要信息。

物理化学1-2章公式总结

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(3)理想气体恒温混合 ∆S = −R∑ni ln yi
i =1 K
, 能用这个公式各气体的对不同种分子的混合才的 ∆ 分压在混合前后是改变 , 否则 S = 0 。 4 （）单组分理想气体任意过程 V2 T2 ∆S = SB − SA = nRln + nCV ,m ln V1 T1 p1 T2 V2 p2 = nRln + nC p,m ln = nC p,m ln + nCV ,m ln p2 T1 V1 p1
∂U ∂ H T = = ∂ S ∂ S
V
∂Z ∂ Z dZ = dY dX + ∂ X ∂Y
Y X
p
∂ A ∂ G S = − = − ∂T ∂T
V
p
麦克斯韦关系式 dZ = MdX + NdY
1.热力学基本定律热力学基本定律
1.1热力学第一定律和热力学能热力学第一定律和热力学能
①热力学第一定律的数学表达式 (封闭系统任何过程) ∆U = Q + W
dU = dQ + dW (封闭系统微小过程)
V2 V1
dW体积 = - p外dV，W体积 = -∫
p外dV
在封闭系统， W 在封闭系统， ' = 0的恒容过程中 ∆U = QV
T
V
p
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V(β ) V (α )
∆U = ∆H − ∆( pV )
T2 T1
∆U = ∫ nCV ,mdT
pd = − p V ( β ) −V (α ) V
(
)
如涉及气体则液体或固体的体积可 , , 忽略 , 还可用 (g) = nRT pV 如气体可视为理想气体

热力学基础中的热力学基本定律

热力学基础中的热力学基本定律热力学是研究能量转化和能量传递的学科，它建立了描述物质宏观性质的基本理论框架。

在热力学中，有三个基本定律，即热力学基本定律。

本文将介绍热力学基本定律的概念和含义，以及它们在热力学中的应用。

1. 热力学基本定律一：能量守恒定律热力学基本定律一，即能量守恒定律，也是能量守恒原理。

它表明，在一个孤立系统中，能量既不能创造，也不能消失，只能从一种形式转化为另一种形式。

换句话说，系统内能量的总和保持不变。

能量守恒定律可以应用于各种热力学系统，例如理想气体系统、热机系统和化学反应系统等。

在这些系统中，通过热传递、功以及物质的传输，能量可以在系统内进行转化。

根据能量守恒定律，我们可以分析和计算系统内能量的转化过程。

2. 热力学基本定律二：熵增加定律熵增加定律是热力学基本定律的第二条定律，它描述了孤立系统的熵增加趋势。

熵是衡量系统无序程度的物理量，也可以理解为系统的混乱程度。

熵增加定律表明，孤立系统中的熵总是趋向于增加，而不会减小。

这意味着系统的有序性会逐渐降低，熵值会增加。

这个过程是不可逆的，即无法逆转。

例如，热量从高温物体传递到低温物体时会产生熵增加。

熵增加定律在热力学中有广泛的应用。

它可以解释为什么热量总是从高温传递到低温，为热机工作提供了理论基础。

同时，它也为热力学过程提供了方向性，使我们可以判断一个过程是否可逆以及如何优化一个过程。

3. 热力学基本定律三：熵为零定律热力学基本定律三，即熵为零定律，也被称为绝对零度定律。

它规定了在绝对零度（-273.15摄氏度）下，任何物质的熵值为零。

这意味着在绝对零度下，物质达到了最低的能量状态和最大的有序性。

熵为零定律在热力学中具有重要意义。

它为确定热力学函数（如焓、自由能）的零点提供了依据，并且将熵的定义与绝对温度联系起来。

此外，熵为零定律还具有统计力学上的重要性，为探索物质微观结构提供了基础。

总结：热力学基本定律是热力学领域的基石，对能量转化和能量传递过程提供了基本的理论依据。

热力学第一定律的应用

热力学第一定律的应用热力学第一定律是热力学中的基本定律之一，它描述了能量守恒的原理。

根据这个定律，能量可以从一个系统传递到另一个系统，但总能量不会发生改变。

在实际应用中，热力学第一定律有着广泛的应用，涉及到能量转化与传递、工程热力学等多个领域。

一、发电厂的运行过程中在发电厂的运行过程中，热力学第一定律被广泛应用于能源转换和电力产生。

发电厂通常采用燃煤、燃气、核能等方式来产生能量。

能源经过燃烧或核反应产生高温烟气或高温蒸汽，然后通过锅炉、汽轮机等设备转化为机械能或电能。

在这个过程中，热力学第一定律保证了能量的守恒。

发电厂中的锅炉是热力学第一定律应用最集中的地方之一。

锅炉通过对燃料的燃烧产生高温烟气，然后将烟气中的热能转移到水中，使水变为蒸汽。

在这个过程中，热量被释放给水，从而提供了锅炉的热效应。

根据热力学第一定律，这个过程中燃料热值的损失等于水蒸汽的热增加，即质量流量乘以焓变量。

这确保了能量的守恒。

二、制冷系统中制冷系统是利用热力学定律对热能进行转移的典型应用之一。

通过制冷系统可以将热能从一个物体转移到另一个物体，从而形成了冷热差，实现制冷的效果。

制冷系统中核心的设备是制冷剂循环系统。

该系统通常由压缩机、冷凝器、膨胀阀和蒸发器组成。

在压缩机中，制冷剂被压缩成高压高温的气体，然后在冷凝器中通过散热器散热，冷却为高压低温的液体。

接下来，制冷剂通过膨胀阀进入蒸发器，在蒸发器中吸热，从而冷却周围的物体。

最后，制冷剂再次进入压缩机，循环过程重复。

在制冷循环过程中，热力学第一定律保证了能量的平衡。

制冷剂在压缩机中所接收的电能等于冷凝器中释放的热量加上蒸发器中吸收的热量。

这样的能量损失为零，确保了能量守恒。

三、热力学第一定律在能源管理中的应用热力学第一定律在能源管理中也有着重要的应用。

能源管理旨在通过优化能源的利用，降低能源消耗，提高能源利用效率。

通过应用热力学第一定律，我们可以对能源系统进行能量平衡分析。

通过监测和测量能源系统中各个环节的能量转化和传递过程，我们可以确定能源系统的能量输入和输出，从而评估能量的利用效率。