第一章 热力学基础 1要点
第一章经典热力学基础
请注意
1. Q和W都不是状态函数，其数值与变 化途径有关；
2. Q和W不具有全微分性质，其微小
改变量用 表示，如 Q 、W
3.体积功的表示为：We PedV
We
V2 V1
pedV
3、热力学能（内能）
• 是指系统内部能量的总和，包括分子运 动的平动能、分子内的转动能、振动能、 电子能、核能以及各种粒子之间的相互 作用位能等。
基本内容
• 第一节 热力学基本概念 • 第二节 热力学第一定律 • 第三节 可逆过程与最大功 • 第四节 焓与热容 • 第五节 热力学第一定律对理想
气体的应用
• 第六节 热化学 • 第七节 热力学第二定律 • 第八节 卡诺循环和卡诺定理 • 第九节 过程的热温商与熵函数
• 第十节 熵变的计算 • 第十一节 熵的统计意义和热力
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第四节 焓与热容
一、等容热和等压热
1. 等容热 在不作非膨胀功(即Wf = 0)，且体积不 变时，系统与环境交换的热，用QV表 示， QV就称为等容热。
因 dV= 0, δW= -PdV = 0, 所以有： ΔU= QV+W= QV
即：不作非膨胀功的等容情况下： ΔU= QV 或 dU = δQv
例题
求等压时，1mol 甲烷从298K升温到 898K时所吸收的热量。已知CH4(g)的等 压摩尔热容与温度的关系为：
Cp,m 14.318 74.633103T 17.426106T 2
解：
H
QP
T2 T1
nCP,mdT
QP
T2 (a bT cT 2 )dT
相互作用或影响所能及的部分称为 环境。
热力学基础与第定律热力学基础与第一定律
1.4-2 可逆过程
一次（两次）压缩过程 环境对系统作的功 大于 一次（两次）膨胀过程 系统对环境作的功 原因：多作的功变成热传给了环境
对于准静态膨胀过程的逆过程：压缩可使系统 复原时，环境也同时恢复到原状。 这种能通过原来过程的反方向而使系统和环境 都同时复原，不留下任何痕迹的过程 称为 可 逆过程。
Kevin 1848年根据热机的Carnot定理首创
1 3 热力学第一定律 1.3
1.3-1 热力学能、热和功 热力学能：又称内能（U）是热力学系统内物质 所具有各种能量总和。包括系统一切形式的能 量（如分子平动、转动、振动能等)。但系统整 体动能及在外力场中位能不包括在内。 内能在一定状态下有一定数值（但其绝对值无 法确定）。 其变化只取决于始态、终态（不需要了解其绝 对值）。重要的是变化值 ΔU=Ub-Ua
z
系统的状态性质之间是相互关联的（某一性 质的变化会引起至少另外一个状态性质的变 化）。因而要确定一个系统的热力学状态， 并不需要知道所有的状态性质，而只需要确 定几个状态性质即可。 状态公理与物态方程 状态公理 与物态方程 在系统的性质中通常我们选择最易测定的典 型性质作为独立变量，而把其它性质表示成 这些独立变量的函数。如T= f ( P,V,n1,n2,…. ni)
1.1 热力学(thermodynamics)
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）
焦耳（Joule，1818 1818-1889, 1889 英）1850年
热力学第二定律 开尔文 (Lord Kelvin， 1824 1824-1907，英)，1848 克劳修斯（Clausius，1822 1822-1888 ，德）1850
第一章热力学基础知识
h u Pv
式中，u——物质的内能，J/ kg P——压力，Pa v ——比容，m3/ kg 关于焓的绝对值是无法测量和计算出来的。通常都选择某一个状态作为焓 的起点，其他状态点的焓值均是与该点焓的差值。在制冷工程中，一般取0℃ 时饱和液体的比焓为200.00 kJ/ kg。关于比焓的绝对值是无法求出的，实用中 也没有必要求出，因为只要知道同一种物质由一种状态变化到另一种状态时 ，比焓的变化量就可以了。
1.1.2.2表压力
表压力也称相对压力，通常用P（或Pb）表示，其单位常采用MPa或Kpa。 绝对压力与表压力有以下关系：绝对压力 = 表压力 +当地大气压（约0.1MPa）
1.1.2.3真空度
真空度也称负压力，以Pz表示，其单位常采用Pa或Kpa。 真空度与表压力有以下关系：真空度=当地大气压（约0.1MPa）―表压。
温度
1.1.1.1热力学温标 : 热力学温标也称绝对温标， 通常用T表示，其单位用符号K（读做“开尔文”） 表示。 1.1.1.2摄氏温标 : 国际单位制（SI）规定摄氏温标 为实用温标，摄氏温度用t表示，其单位是℃。摄氏 温标规定，在1标准大气压下，纯冰的融点是0℃， 纯水的沸点为100℃，两者之间等分为100格，每一 格就是1℃。摄氏温标的每1℃与热力学温标的每1K 相同。 摄氏温度T(K)与热力学温度之间的关系是：
1.2热力学的定律
▍ 1.2. 1热力学第零定律表述为 ：如果两个物体分 别和第三个物体处于热平衡，则它们彼此之间也一 定处于热平衡。 在温度的测量中，温度计即为第零定律中的第三个物 体。
▍ 1.2.2热力学第一定律可以表述为 ： 在任何发生能量转换的热力过程中，转换前后能量的总量维持恒 定。 热力学第一定律也可以表述为：“永动机”是不可能创造成功的。
热力学基础与第定律热力学基础与第一定律
状态函数： T P V U H S G
系统状态确定后，其每一个状态函数都有一 个确定值。此值会随系统状态变化而变化， 但其改变值只与改变过程的始、终态有关， 而与系统的变化途径无关。若系统复原，状 态函数也恢复到原来数值，改变量为零。 z 状态函数是状态的单值函数，其微小变量为 全微分，二阶偏微商与求导次序无关。 z 状态函数的集合 状态函数的集合（ （ 和 、 差 、 商 、 积 ） 也是状 态函数。 态函数 。
z z
单相平衡体系的独立宏观参量数有多少？
状态公理（暂时不考虑化学反应）：
一个平衡态的均相体系，其独立宏观参 量的数目为 F=R+ω+1 F：独立宏观参量数 R：可变物种数 ω：体系可逆功形式（外参量）数 1：来源于热交换 pVT体系 对于多相系，对每一相分别用状态公理
一个均相系状态的描述还有相态 H2O (g;T,p,n) 和 H2O (l; ( ;T,p,n)平衡的体系 气相：Tg,pg,ng；液相：Tl,pl,nl 如果还考虑表面相：Ts,A,ns 联系均相平衡态各宏观量的关系式----物态方程 独立宏观参量---状态变量（ 热力学量） 其它宏观量------状态函数（ state function) 显然状态变量和状态函数是相对的，可以互相替换
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 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。 定律。建立热力学基本概念。 建立热力学基本概念。
第一章热力学第一定律
解：先求出两种状态下的始态和终态体积。再由恒压 先求出两种状态下的始态和终态体积。 体积功的计算方法计算体积功。 体积功的计算方法计算体积功。
V1=nRT1/p1=[2*8.314*300/(500*1000)]m3= 9.977*10-3m3 V2=nRT2/p2=[2*8.314*350/(500*1000)]m3= 1.164*10-2m3 恒压既p1=p2=pex W = -pex（V2-V1） = -[500*1000*(1.164*10-2-9.977*10-3)] = -832J
热量的符号： 热量的符号：Q 体系从环境吸热为Q>0，“+” 体系从环境吸热为 ， 体系向环境放热为Q<0，“-” 体系向环境放热为 ， 体系绝热，Q=0 体系绝热， 单位：国际单位（ ）， 焦耳（ ）， ），KJ 单位：国际单位（SI）， 焦耳（J），
热容：一定量物质，温度升高 所吸收的 热容：一定量物质，温度升高1K所吸收的 热。 常用符号为C 常用符号为 摩尔热容：1mol物质的热容。 物质的热容。 摩尔热容： 物质的热容 表示符号为C 单位为J.mol-1.K-1 表示符号为 m，单位为 说明：热容为容量性质，随物质的量变化。 说明：热容为容量性质，随物质的量变化。 摩尔热容为强度性质， 摩尔热容为强度性质，其数值与温度 T有关。 有关。 有关
始态 终态 ——→ （ n，T1， P1， V1）——→ （n，T2， P2， V2） ， ， 途径 I 等T 等P （ n，T1， P2， V`2） ， 途径 II
大一物理热力学基础知识点
大一物理热力学基础知识点热力学作为物理学中的重要分支，是研究热量和能量转化的过程以及宏观物体的热现象的科学。
在大一物理学的学习中，热力学作为其中的一部分内容，对我们理解物质的性质和行为起着至关重要的作用。
接下来，我们将介绍一些大一物理热力学的基础知识点。
第一个知识点是热量和温度的概念。
热量是指物体与外界发生热交换时所吸收或释放的能量，单位用焦耳（J）表示。
而温度则是反映物体热平衡状态的物理量，常用单位是摄氏度（℃）或开尔文（K）。
热量和温度之间存在着密切的关系，热量的传递是由高温物体向低温物体自发传递的。
第二个知识点是热力学第一定律，也被称为能量守恒定律。
它表明能量从一种形式转化为另一种形式时，总能量在转化过程中保持不变。
简单来说，能量不会凭空消失，也不会凭空产生。
热力学第一定律为我们理解和分析物体的能量变化提供了基础。
第三个知识点是热容和比热容的概念。
热容是指物体温度升高1摄氏度所吸收或释放的热量，记作C。
而比热容则是指单位质量物质温度升高1摄氏度所吸收或释放的热量，记作c。
热容和比热容的大小可以反映物质对热的敏感程度，不同物质的热容和比热容也会有所不同。
第四个知识点是热力学第二定律，也被称为熵增原理。
它表明在孤立系统内，不可逆过程中，熵（记作S）会不断增加。
熵是用来描述系统混乱程度的物理量，也可以理解为系统的无序度。
热力学第二定律告诉我们，自然界中的过程是不可逆的，系统的熵趋于增加，而不是减少。
第五个知识点是热力学循环和功的概念。
热力学循环是指在一定温度范围内，物体通过吸收热量、转化热能为机械能，再释放热量的过程。
热力学循环在能源转换和工程实践中起着重要的作用。
而功是指由外界对物体进行的能量转化，用来描述物体所做工作的大小。
功与热量的转化关系可以由热力学第一定律给出。
以上是大一物理热力学中的部分基础知识点，这些知识点为我们理解物质和能量之间的相互作用提供了基础。
在学习物理热力学的过程中，需要理论与实践相结合，通过实验来加深对这些知识点的理解和应用。
热力学基础知识点总结(一)
热力学基础知识点总结(一)前言热力学作为物理学的一分支，研究热和能量的转换关系，探讨物质在不同温度下的性质变化。
掌握热力学基础知识点是理解能量转化和热力学过程的关键。
本文将总结热力学的基础知识点，帮助读者快速了解和掌握该领域的核心概念。
正文热力学系统•热力学系统是指研究对象的一部分，可以是一个物体、一些物体的集合或整个宇宙。
•系统根据与外界的交换能量和物质的方式分为封闭系统、开放系统和孤立系统。
状态函数和过程函数•状态函数是只与系统的初始状态和终态有关的函数，例如内能、压强和体积等。
•过程函数是与系统的路径有关的函数，例如热量和功等。
过程函数的值取决于系统经历的变化路径。
热力学第一定律•热力学第一定律是能量守恒定律的热力学表述，它规定了能量在物质间的传递和转换。
•根据热力学第一定律，系统的内能变化等于系统吸收的热量减去对外界做功的量。
熵•熵是描述系统无序程度的物理量，代表了能量的分散程度。
熵是状态函数，与系统的初始和终态有关。
•根据热力学第二定律，孤立系统的熵不断增加，熵的增加决定了不可逆过程的方向性。
温度•温度是物体热平衡状态下的一个物理量，反映了物体内部分子的平均热运动程度。
温度的单位是摄氏度、开尔文等。
•温度可以用可逆过程中吸收的热量与系统对外界做功的比值来定义。
热力学循环•热力学循环是一个系统经历的一系列状态变化，最终回到初始状态的过程。
•常见的热力学循环包括卡诺循环和斯特林循环，它们用于热机和制冷机的工作原理研究。
结尾通过本文的总结，我们了解了热力学的基础知识点，包括热力学系统、状态函数和过程函数、热力学第一定律、熵、温度和热力学循环等。
这些知识点是理解热力学原理和应用的基础，对于学习和应用热力学具有重要意义。
希望读者通过本文的阅读，能够对热力学有更清晰的认识，并在实际问题中灵活运用。
热力学系统•封闭系统：与外界的物质交换是封闭的，但能量可以通过传热和传动两种方式与外界交换。
•开放系统：与外界的物质和能量交换都是开放的，可以通过输入和输出物质与能量来实现。
物理化学中的热力学基础 -1
即
H nC p ,m dT
T1
T2
应注意：下面的两式使用条件。
dH = CpdT = nCp,m dT
和 δQp = dHp = Cp dT = nCp,m dT
封闭系统的理想气体
封闭系统的定压过程
热容是系统的状态函数，与系统的物质性质、量、温度有 关。摩尔热容的单位是 J· -1 · -1。 K mol
空气 真空 (p 2MPa） 图1-3 空气向真空膨胀
U U ( )T 0 ( )T 0 p V
（1-11）
严格地讲，式（1-11）只对理想气体成立。 结论：物质的量不变(组成及量不变)时，理想气体的热力学能 U 只是温度的函数。 U＝f（T） （1-12）
例：设绝热箱内有一电炉丝浸于水中，接 上电源通电，如图所示。 若以水为系统，则ΔU > 0，Q > 0，W = 0； 水
系统在一定环境条件下，经足够长的时间，可观测到的 宏观性质都不随时间而变，此时系统的状态称为热力学
平衡态。
热力学平衡态应同时有： ⑴热平衡：系统各部分T 相等；若不绝热,则T系统= T环境。 ⑵力平衡：系统各部分p 相等；边界不相对位移。 ⑶相平衡：系统各相长时间共存,组成和数量不随时间而变。 ⑷化学平衡：系统组成不随时间改变。
异途同归，增量相同；周而复始，增量为零。
描述系统的状态不需要罗列所有的热力学性质。 对组成 不变的均相封闭系统只需 2个独立变化的热力学性质就可
以完全确定系统的状态了，如理想气体 pV=nRT。其体
积 V = f (p,T )，体积的微小变化可由下式表示。
V V dV ( ) p dT ( ) T dp T p
系统内所有粒子的动能＋势能
第一章,热力学第一定律要点
蒸发过程、固体的熔化过程、固体的升华过程以及 两种晶体之间相互变化的过程。
③化学变化过程：系统内发生了化学变化的过程。
若已知过程始末态，需计算过程中某些状态 函数的变化，而其进行的条件不明，或计算困难 较大，可设始末态与实际过程相同的假设途径， 经由假设途径的状态函数的变化，即为实际过程
单位：焦耳(J)。
2. 热是途径函数，与某过程经历的具体途径有关,途径不同热
有不同的称呼:
➢显热：单纯升温或降温时，系统所吸收或放出
的热。
➢潜热（相变热）：在恒定温度下，物质相变时吸
中状态函数的变化。这种利用“状态函数的变 化仅取决于始末态而与途径无关”的方法，
称为状态函数法。
17
§1.2 热力学第一定律
一、热和功
1.热 定义：由于温度之差而在系统与环境之间
传递的能量称为热量，或简称热（heat）。
符号： 用“Q”表示； Q＞0：系统从环境吸收热量， Q＜0：系统向环境放出热量。
过程不同的方式 分类
准静态 t>t驰 非准静态 t<t驰 可逆过程 不可逆过程
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在热力学中可以将常遇到的过程分为三大类： ①简单物理变化（PVT)过程：既无相变也无化
学变化的仅仅是系统的一些状态函数如P、T、V发 生变化的过程。如单组分均相系统发生的等温过程 、等压过程、恒容过程、恒外压过程、等焓过程、 自由膨胀过程、绝热过程、循环过程……。
孤立系统（isolated system） （理想化的系统）
单组分系统
系统 多组分系统
系统
均相系统 多相系统
描述系统需要用到热力学性质，研究系统要涉及状态 和状态变化。
普通化学 第一章 化学热力学基础
1 1 (91.8kJ mol-1 ) 30.6 kJ mol-1 Δr H Δ H m,2 3 r m 3
（3）
NH3 ( g )
Δr H m,3
3 1 H2 ( g) N2 ( g ) 2 2 1 1 (91.8 kJ mol-1 ) 45.9 kJ mol-1 Δ r H m 2 2
体系由始态到终态，状态发生了变化，则称体系经历 了一个热力学过程，简称过程。 在状态发生了变化过程中，若体系的始态和终态温度
相等并且等于恒定的环境温度，称为“恒温过程”；同
样，若体系的始态和终态压力相等并且等于恒定的环境 压力，称为“恒压过程”；若体系的体积保持不变称为 “恒容过程”。若体系变化时和环境之间无热量交换， 则称之为“绝热过程”。
“生成”之意。例如：
1 H 2 ( g ) O 2 ( g ) H 2 O(l ) 2
1 Δr H ( 298 .15 K) 285.8 kJ mol m
普通化学
1.3.2 化学反应的标准摩尔焓变的计算
对任一个化学反应来说 dD eE gG hH 其反应物和生 成物的原子种类和个数是相同的，因此我们可以用同样 的单质来生成反应物和生成物，如图1.5所示。
与Q之和。
U Q W
(1.2)
式（1.2）为封闭体系中热力学第一定律的数学表达式。
普通化学
1.2.1 热力学第一定律
例1.1 设能量状态为U1的体系，体系输出200 J的热量，
Q 200 J
环境对体系做了350 J的功，求体系能量变化和终态能量U2。 解: 由题意
W 350 J
普通化学
普通化学
目 录
第一章 热力学第一定律
功
在热力学中，体系与环境之间除热以外其余 各种形式被传递的能量都叫做功。用符号 “W”表示。
热和是与过程有关的函数，其微小变化不具 有全微分性质，不能全微分“d W”表示， 而要用“ W”表示。
功也是只有体系发生状态变化时才伴随发生， 没有过程就没有功。因此不能说体系中含有 多少功。
当体系从一个状态变化到另一个状态，我们 就可以说体系对环境作了多少功。
QP＝H2 － H1＝⊿H
•即：在封闭体系中，非体积功为零的等压 过程中，体系所吸收的热全部用来增加体 系的焓变 ：
•QP＝H2 － H1＝⊿H
H≡U＋ PV
与热力学能类似，焓的绝对值也不可知， 但我们只需要测定其变化量即可达到我们 的目的。
焓，也叫热函，是一个系统中的热力作用， 等于该系统内能加上其体积与外界作用于 该系统的压力的乘积的总和。
这些仅是字面上的解释，其真正的物理意 义目前还不是很清楚。
虽然焓真正的物理意义目前还不是很清楚， 但焓的使用比较丰富，比如键焓、燃烧焓、 生成焓、反应焓、溶解焓、稀释焓、蒸发焓、 气化焓等。
对于理想气体，有：
即：
QP＝ QV ＋⊿n(g) RT
⊿H ＝⊿U ＋⊿n(g) RT
例
已知，在373K和外压为100KPa时，可将 水蒸气近似看成理想气体，液态水的蒸发 热为40.66kJ/mol，请计算1mol液态水在上 述条件下完全蒸发为水蒸气时体系对环境 所做的功W，体系所吸收的热Q，体系的 热力学能变化⊿U，体系的焓变 ⊿H
第一章 化学热力学基础 1，2节
4学时
化学热力学的研究内容
研究化学变化的方向和限度及其伴随变化 过程中的能量的相互转换所遵循的规律；
1、化学反应中的热效应； 2、化学反应的方向和限度；
热力学基础知识_空调器维修从入门到精通（第2版）_[共2页]
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第一章 空调器基础知识– 11 – 节约了能源。
因此购买空调器最好选择超级节能型产品。
二、空调器的使用1．摆放（安装）位置的选择摆放（安装）空调器时应注意的几点：一是防高温，若空调器的工作环境温度过高或通风不畅，使室外热交换器的吸热、散热效果差，导致压缩机运行时间大大延长，不仅增大了耗电量，而且降低了压缩机的使用寿命；二是防低温，若空调器的工作环境温度过低，压缩机内用于降温和润滑的润滑油（又称冷冻机油）容易变稠，黏度增大，导致压缩机内电机的负荷增大，容易产生启动不畅，甚至会引起电机绕组过流损坏；三是防湿，若空调器的工作环境湿度过大，不仅容易导致空调器许多部件生锈，而且容易导致压缩机的接线端子与过载保护器的接触部位受潮，轻则影响压缩机正常工作，重则容易产生漏电等故障。
2．供电系统的选择家用空调器采用200V/50Hz 单相电供电方式，供电范围多为180～240V ，若电压过高或过低，轻则导致空调器的压缩机不能正常工作，重则容易导致压缩机损坏。
另外，由于空调器的压缩机运行电流较大，所以不仅要采用大功率的3孔（内有接地线）优质插座为空调器供电，而且要求用户家的电源线的容量也要符合要求，并且电源线间或电源线与插座的连接要牢固，否则电源线路不良时不仅可能会导致空调器工作异常，甚至可能会发生火灾。
提示 由于交流稳压电源也是电子产品，存在一定的故障率，所以用户家市电电压能够满足空调器的供电范围时，千万不要使用稳压器，以免它发生故障为空调器提供的电压过高时，可能会导致压缩机过压损坏。
第四节 热力学、电磁学基础知识一、热力学基础知识1．物质的三状态自然界的物体都是由大量的分子组成。
分子间有的表现为互相排斥，有的表现为互相吸引。
因此，在不同的分子间的吸引力和排斥力作用下，物质分成固态、液态和气态3种状态。
虽然物质的3种状态的表现形式不同，但在压强和温度变化到一定程度时，物质的状态就会发生变化。
比如，水在1个标准大气压下，温度在0～99℃时为液态，当加热到100℃后就会变成气态（水蒸气），而在0℃以下就会凝固变成冰（固态）。
上海交通大学 大学化学 第一章 化学热力学基础
盖斯定律应用举例
例2：求298.15K、标准大气压时C(s)和 O2(g)生成CO(g)
的反应热：
C(s)
1 2
O
2
(g)
CO(g)
H ?
已知：（1）C(s) O 2 (g) CO 2 (g) H1 393 .51kJ
（2）
CO(g)
1 2
O 2 (g)
CO 2 (g)
H 2 283kJ
弹式量热计示意图 讨论： (1)测得的是QV还是QP？ (2)适用所有反应吗？
2. 盖斯定律 （Hess’ Law）
“the heat evolved or absorbed in a chemical process is the same whether the process takes place in one or in several steps”（1840年）
Δf Hm(物质，相态，温度)
注意： •未规定温度，通常298.15 K时的数据有表可查； •生成热是相对值，最稳定单质的生成焓值等于零；
最稳定单质
最稳定单质：在标态及指定温度下能稳定存在的单质
如：
稳定态单质 Δf Hm
H2(g), Hg(l), Na(s) 是
0
H2(l), Hg(g), Na(g) 否
产生的焓变，ΔrHm(T)。单位：kJ·mol-1或J·mol -1
5.热化学方程式
要求：• 反应物、产物要配平
• 标明物质的状态，注明物态、温度、压力等。对于固 态还应注明结晶状态。
• 反应的焓变（反应热）
例 已知下列热化学方程式：298.15 K时
H2(g,p)+I2 (g,p)=2HI(g,p)
(1)热力学第一章1
热力系统选取
只交换功
过热器 锅 炉 汽轮机
绝热系统
只交换热
发电机
绝功系统
凝 汽 器 给煤
给水泵 发电
既交换功 工质质量 不变 也交换热
闭口系统
热力系统
m W 4 Q
1 开口系 1+2 闭口系 1+2+3 绝热闭口系 1+2+3+4 孤立系
1
2
3
非孤立系＋相关外界 ＝孤立系
简单可压缩系统
5 t[ C ] (t[ F ] 32) 9
O
• 答案：t＝-40℃
本节总结
• 绪论 • 第一章
•
• •
•
热能动力装置的工作过程 热力系统 状态参数的特征 基本状态参数（温度）
课后作业
• 1－1 • 1－2（1）、（2）问
温度计感应元件的物体应具备某种物理性质，它 随物体的冷热程度不同有显著的变化。
几种类型的温度计及其测量属性
温度计 气体温度计 液体温度计 电阻温度计 热电偶 磁温度计 光学温度计 测温属性 压力或体积 体积 电阻 热电动势 磁化率 辐射强度
温
标
温标就是温度的数值表示法。 经验温标：由选定的任意一种测量物质的 某种物理性质，采用任意一种温度标定规 则所得到的温标。
介物质称为工质。 • 热源（高温热源）：把工质从中吸收热 能的物系称为热源。 • 冷源（低温热源）：把接收工质排出热 能的物系叫做冷源。
蒸汽动力装置
1、热源，冷源 2、工质 （水、蒸汽） 3、膨胀做功 4、循环 (加压、加热、 膨胀做功、放热)
过热器 锅 炉
汽轮机
发电机
凝 汽 器
第一章热力学基础1-2
状态函数共同性质 (1)体系的状态一定，状态函数有确定 (1)体系的状态一定，状态函数有确定值。 体系的状态一定 函数有确 (2)状态函数的改变量只取决于体系的起始状态， (2)状态函数的改变量只取决于体系的起始状态，而与变 状态函数的改变量只取决于体系的起始状态 化过程无关。 代表体系的状态函数，体系由A 化过程无关。若Z代表体系的状态函数，体系由A态，改变 到B态。则△Z = Zb –Za Z (3)对于循环过程， (3)对于循环过程，状态函数的改变量为零 对于循环过程 (4)状态函数之间互为函数关系 (4)状态函数之间互为函数关系 状态函数的特性可描述为：异途同归， 状态函数的特性可描述为：异途同归， 值变相等；周而复始，数值还原。 值变相等；周而复始，数值还原。 状态函数在数学上具有全微分的性质。 状态函数在数学上具有全微分的性质。 全微分的性质
可逆过程(reversible process)
系统经过某一过程从状态（1）变到状态（2）之 后，如果能使体系和环境都恢复 体系和环境都恢复到原来的状态而 体系和环境都恢复 未留下任何永久性的变化，则该过程称为热力学 未留下任何永久性的变化 可逆过程。否则为不可逆过程。 可逆过程
开放系统 有物质和能量交换
隔离系统 封闭系统 只有能量交换 无物质和能量交换
系统＋环境＝孤立系统 系统＋环境＝
2. 相
系统还有一种分类法：单相系统，多相系统 系统还有一种分类法：单相系统， 系统中任何物理和化学性质完全相同的、 系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分 称为相。根据相的概念，系统可分为： 称为相。根据相的概念，系统可分为：
系统中相数、组分的确定 系统中相数、组分的确定 相数
气 相
H 2O( g ) ＋ air
热力学基础
汽液平衡，饱和压力、饱和温度
2、定压加热汽化过程
五种状态；
干度；
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
● 饱和状态 (Saturated state) 当汽化速度 = 液化速度时，宏观上气、液两相保持 一定的相对数量，系统处于动态平衡—饱和状态。
◇ 饱和温度，ts (Ts) —饱和状态的温度
◇ 饱和压力，ps— 饱和状态的压力
t=ts
t>ts
干度（dryness）
定义：湿蒸汽中干饱和蒸汽的质量分数，用x表示。
干度x＝
湿蒸汽中含干蒸汽的质量 湿蒸汽的总质量
x m汽 m汽 m液
饱和水
x＝0
湿饱和蒸汽 0<x<1
干饱和蒸汽 x＝1
● 湿度 y=1–x 表示湿蒸汽中饱和水的含量。
第五节 水蒸气
• 预热阶段：未饱和水区
• 气化阶段：饱和水区（湿蒸汽区）
• 准平衡过程 特点：自动恢复；实线示图；
• 可逆过程 特点：准平衡过程+ 无能量耗散； 实际过程均为不可逆过程；
★ 可逆过程熵的变化： 系统吸热 q 0, ds 0 熵增； 系统放热 q 0, ds 0 熵减； 绝热过程 q 0, ds 0 熵不变。
(可逆绝热过程）
可逆绝热过程又称等熵过程。
（表明与实际气体的区别）
（2) 状态方程式：
pv= RgT 2、理想气体的比热
定义：单位物量的工质，温度升高或降低一度所吸收 的热量。
c = (δq/dT)
注意：三种不同单位。
第三节 理想气体
3、定容比热、定压比热：
cv= (∂u/∂T)v = du/dT (理想气体)
第一章 热力学基础 1要点
途径a
100℃
47.360kPa
步骤b1
H2O(g) 80℃
步骤b2
H2O(g) 100℃
可逆 47.360kPa 可逆 47.360kPa
101.325kPa
步骤b3
不可逆
途径b
途径a可逆、途径b不可逆
9/30/2020
5.可逆过程（sible process）
可逆过程特点： (1) “双复原”：逆向进行之后系统恢复到原 状态，在环境中不留下影响。 可逆过程进行之后，在系统和环境中产生的 后果能同时完全消失。 (2) 可逆意味着平衡：
U T
p
dT
U p
T
dp
dT 0,dU 0,而dV 0,dp 0
U p
T
0
U 0 V T
(理想气体)
结论： 对一定量的组成不变的理想气体，内能仅是温度的 函数。U＝f（T）
一个与环境完全绝热的寝室，室内有一电冰箱正在工作， 打开冰箱，冷气传向室内，问室内温度会如何变化？
Q p H
n C d T T 2
T1
p ,m
若在积分的温度范围内， Cp 为常量或取平均热容， 则有：
小结
等容热 系统在等容且非体积功等于0的过
程中与环境交换的热。
QV dU (dV 0,W' 0) Q U (dV 0,W' 0)
V
等压热 系统在等压且非体积功等于0的过
程中与环境交换的热。
无物 质交 换
无能量 交换
环境 surroundings
孤立系统 isolated system
大环境
无 物 质 交 换
孤立系统（1）
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热力学第一定律基本概念和重点总结要点
热力学第一定律基本概念和重点总结要点本章内容：介绍有关热力学第一定律的一些基本概念，热、功、状态函数，热力学第一定律、热力学能和焓，明确准静态过程与可逆过程的意义，进一步介绍热化学。
第一节热力学概论热力学研究的目的、内容热力学的方法及局限性热力学基本概念一．热力学研究的目的和内容目的：热力学是研究热和其它形式能量之间相互转换以及转换过程中所应遵循的规律的科学。
内容：热力学第零定律、第一定律、第二定律和本世纪初建立的热力学第三定律。
其中第一、第二定律是热力学的主要基础。
把热力学中最基本的原理用来研究化学现象和化学有关的物理现象，称为化学热力学。
化学热力学的主要内容是：1.利用热力学第一定律解决化学变化的热效应问题；2.利用热力学第二律解决指定的化学及物理变化实现的可能性、方向和限度问题，建立相平衡、化学平衡理论；3.利用热力学第三律可以从热力学的数据解决有关化学平衡的计算问题二、热力学的方法及局限性方法：以热力学第一定律和第二定律为基础，演绎出有特定用途的状态函数，通过计算某变化过程的有关状态函数改变值，来解决这些过程的能量关系和自动进行的方向、限度。
而计算状态函数的改变只需要根据变化的始、终态的一些可通过实验测定的宏观性质，并不涉及物质结构和变化的细节。
优点：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，简化了处理方法。
局限性：1.只考虑变化前后的净结果，只能对现象之间的联系作宏观的了解，而不能作微观的说明或给出宏观性质的数据。
例如：热力学能给出蒸汽压和蒸发热之间的关系，但不能给出某液体的实际蒸汽压的数值是多少。
2.只讲可能性，不讲现实性，不知道反应的机理、速率。
三、热力学中的一些基本概念1.系统与环境系统：用热力学方法研究问题时，首先要确定研究的对象，将所研究的一部分物质或空间，从其余的物质或空间中划分出来，这种划定的研究对象叫体系或系统(system)。
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Reversible process
9/30/2020
5.可逆过程（Reversible process）
可逆
步骤a1 H2O(l) 80℃
可逆
步骤a2 H2O(l) 100℃
可逆
步骤a3
H2O(l) 80℃
101.325kPa
101.325kPa H2O(g)
9/30/2020
§1-2 热力学第一定律
1.热和功
热（heat）
系统与环境之间因温差而传递的能量
用符号Q表示，单位：焦耳（J）
规定： 系统从环境吸热Q＞0 系统向环境放热Q＜0
功（work）
系统与环境之间除了热以外的其他的能量， 功可分为体积功和非体积功。
用符号W表示，单位：焦耳（J） 规定：系统对环境做功为负，W＜0；
与系统密切相关的部分称为环境 环境 surroundings
9/30/2020
系统 system
根据系统与环境的关系，系统分为三类：
（1）敞开系统（open system） 系统与环境之间既有物质交换又有能量交换
物质交换
环境 surroundings
敞开系统 open system
9/30/2020
途径a
100℃
47.360kPa
步骤b1
H2O(g) 80℃
步骤b2
H2O(g) 0℃
可逆 47.360kPa 可逆 47.360kPa
101.325kPa
步骤b3
不可逆
途径b
途径a可逆、途径b不可逆
9/30/2020
5.可逆过程（Reversible process）
可逆过程特点： (1) “双复原”：逆向进行之后系统恢复到原 状态，在环境中不留下影响。 可逆过程进行之后，在系统和环境中产生的 后果能同时完全消失。 (2) 可逆意味着平衡：
热平衡（thermal equilibrium） 系统各部分温度相等
力平衡(mechanical equilibrium) 系统各部分压力相等，边界不再移动。 相平衡(phase equilibrium) 系统各相的组成和数量不随时间改变。 化学平衡(chemical equilibrium) 系统各物质的组成和数量不随时间改变。
在数学上具有全微分的性质。
殊途同归，值变相等， 周而复始，数值还原。
状态方程（state equation） 系统状态函数之间的定量关系式称为状态方程。
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3.热力学平衡态
在一定的环境条件下，如果一个封闭系统的所有热力学状态 函数有确定值，并且热力学状态函数不随时间变化，则称该系 统处于热力学平衡态。
加和性
（2）强度性质热力学状态函数
其数值取决于体系自身的特点，与体系数量无关。如：温度、压力
不具加和性
注意：1.广度性质的状态函数除以物质的量之后是强度 性质状态函数。例如摩尔体积 9/30/2020 2.两个合适的广度性质之比是强度性质
状态函数（state function）
其数值仅取决于系统所处的状态而与系统的历史无关。 其变化值仅取决于系统的始态和终态，而与变化的途 径无关。
环境对系统做功为正，W＞0。
注意：Q和W都不是状态函数，是过程量，
它的数值与变化的途径有关。
体积功 功 电功
表面功
非体积功
电化学一章讨论 表面化学一章讨论
体积功：系统因体积变化反抗环境压力而与环境 交换的能量——本质上就是机械功
T≈T环，p≈p外，动力无限小，速度无限慢。
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小结 1.系统与环境
2.性质与状态
3.热力学平衡态
4.过程与途径
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5.可逆过程
第一章 热力学基础
1-2 热力学第一定律
化工131班电子教案
引言
封闭系统：没有物质的交换，只有能量的 交换。 这种能量是以热和功的形式进行的
途径a
100℃
47.360kPa
步骤b1
H2O(g) 80℃
步骤b2
H2O(g) 100℃
101.325kPa
步骤b3
47.360kPa
47.360kPa
途径b 9/30/2020 无论采用哪条途径状态函数的变化量都是相同的
5.可逆过程（Reversible process）
系统从状态A变到状态B，系统要经历无穷多个热力学 状态，如果所经历的每个热力学状态都是热力学平衡态， 那么称该过程为热力学可逆过程。
无物 质交 换
无能量 交换
环境 surroundings
孤立系统 isolated system
大环境
无 物 质 交 换
孤立系统（1）
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无能量
孤立系统（2） 交换
2.性质与状态
用宏观可测的性质来描述热力学状态，故这些 性质又称作系统的热力学状态函数。
（1）广度性质热力学状态函数 又称容量性质，数值与系统的物质的量成正比，如质量、体积
上述四个平衡不能同时满足时，则这个封闭系统处于非平衡态。 9/30/2020
4.过程与途径
（1）过程 （2）途径
系统的热力学状态发生的一系列变化 系统状态发生变化时所经历的过程的总和。
步骤a1 H2O(l) 80℃
步骤a2 H2O(l) 100℃
步骤a3
H2O(l) 80℃
101.325kPa
101.325kPa H2O(g)
物理化学电子课件
物理化学
9/30/2020
第一章 热力学基础
化工131班电子教案
热力学研究的内容
A+B
C
化学变化的方向和限度 大量分子的集合体 对象 化学热力学
热力学第一定律
U, H,Q,W
热力学第二定律
S, G, A
1.只考虑变化前后的净结果， 不考虑微观结构与反应机理。
2.能判断变化能否发生以及程度 但不考虑变化所需要的时间。
敞开系统
能量交换
（2）封闭系统（closed system）
系统与环境之间没有物质交换但有能量交换
无物质 交换
环境 surroundings
封闭系统 closed system
能量交换
9/30/2020
封闭系统
（3）孤立系统（isolated system）
系统与环境之间既没有物质交换又没有能量交换
局限
热力学第三定律
S m,B
1.不知道反应机理、速率和微观性质
2.只讲可能性，不讲现实性。
化学热力学
9/30/2020
化学热力学是通过物质变化前后某些宏观 性质的增量来分析计算得到所需的结论。
§1-1热力学基本概念
1.系统与环境
系统（system）
热力学把所研究的对象称为系统
环境（surroundings）