第一章热力学基础

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热工基础与应用第三版课后题答案

热工基础与应用第三版课后题答案热工基础与应用第三版课后题答案：第一章热力学基础1. 什么是热力学系统？热力学系统的分类？答：热力学系统是指一定空间范围内的物质，它可以与外界进行能量、物质和动量的交换。

热力学系统分为开放系统、闭合系统和孤立系统。

2. 热力学第一定律及其公式表达？答：热力学第一定律是指能量守恒原理，即一定量的能量在各种形式间的转换中，总能量量保持不变。

它的公式表达为： $\Delta U = Q -W$，其中$\Delta U$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。

第二章理想气体1. 什么是理想气体？理想气体的特点有哪些？答：理想气体是指在一定温度和压力下，以分子作为粗略模型，遵守物理气体状态方程，没有相互作用力的气体。

理想气体的特点是分子间没有相互作用力，分子大小可忽略不计，分子数很大，分子与容器壁之间的碰撞是完全弹性碰撞。

2. 理想气体状态方程及其公式表达？答：理想气体状态方程是描述理想气体状态的基本方程，公式表达为$pV=nRT$，其中$p$表示压力，$V$表示体积，$n$表示物质的定量，$R$为气体常数，$T$表示气体的绝对温度。

第三章湿空气1. 什么是湿空气？湿空气的组成及其特点？答：湿空气是指空气中含有一定量的水蒸气的气体体系。

湿空气主要由氧气、氮气和水蒸气等气体组成。

湿空气的特点是其含水量随着温度和压力的变化而发生变化，同时湿空气的性质也会随着水蒸气的增加发生改变。

2. 湿空气状态的计算方法？答：湿空气的状态可用气体混合物的状态方程描述，即Dalton分压定律。

同时，根据水蒸气分压度和空气分压度的表格，可以通过查表法来计算湿空气的状态。

第四章热功学性质1. 热功学性质的三种基本类型是什么？答：热功学性质的三种基本类型是热力学势、热容和熵。

2. 熵的基本概念及其计算？答：熵是指物理系统内部不可逆过程的度量。

根据定义，熵的计算公式为$\Delta S = Q/T$，其中$\Delta S$表示熵的变化量，$Q$表示系统吸收的热量，$T$表示系统的温度。

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

物理化学1.1-热力学基本概念

第一章化学热力学基础
●在确定条件下，变化是自发还是非自发？变化的限度？从确定的自发变化可以获得多少功？要实现确定的非自发变化，必须注入多少功？
三峡大坝发电机组
化学电池化学激光 ……
农田灌溉
电解反应光化学反应 ……
§1.1 热力学基本概念
1.系统和环境
系统（system） ——热力学研究的对象，包括指定的物质和空间。
非均相系统（多相系统）
（heterogeneous system）
CaCO3 (s) ＝CaO(s)＋CO2(g) NH4HCO3 (s) = NH3(g) + H2O(g) + CO2(g)
相变（phase transformation）
——物质从一种聚集形态转变为另一种聚集形态。
气体
液化
升华
√
封闭系统(Closed system) ×
√
隔离系统(Isolated system) ×
×
2.描述系统状态的热力学函数
抽开插板
n,p,V,T
n, p,V,T
Sy(I)
Sy(II)
强度性质函数（intensive properties）数值大小与系统中所含物质的量无关，无加和性（如 p，T）；
p、V、T 变化过程相变化过程化学变化过程
典型p、V、T变化过程
① 定温过程：T1=T2=Tsu ② 定压过程： p1= p2= psu ③ 定容过程： V1=V2 ④ 绝热过程： Q = 0 ⑤ 对抗恒外压过程：psu=常数（包括0）
p1,T1 psu
⑥ 循环过程：系统的始态和终态为同一状态。
1、苯的正常沸点为80.1 ℃。你知道苯在80.1 ℃ 的饱和蒸汽压吗？

《热学》期末复习用各章习题+参考答案

(
29 × 10 3
)
485��
(4) 空气分子的碰撞频率为
√2��
√2
6 02 × 10 × 22 4 × 10
3 3
×
(3
7 × 10−10)
× 485
(5) 空气分子的平均自由程为
7 9 × 109
��
485 7 9 × 109
6 1 × 10 8��
(�� + �� )�� + ��
(4)
联立方程(1)(2)(3)(4)解得
�� + ��
��
2
�� (�� + �� ) (�� + �� )
�� (�� + ∆��) ��
��
��
(�� + ∆��) ��
��
ln
��
ln ��
�� + ∆��
ln
Hale Waihona Puke 133 101000ln
2
2
+
20 400
269
因此经过 69 × 60 40 后才能使容器内的压强由 0.101MPa 降为 133Pa.
1-7 (秦允豪 1.3.6) 一抽气机转速�� 400�� ∙ �� ,抽气机每分钟能抽出气体20��.设容器的容积�� 2 0��,问经过多长时间后才能使容器内的压强由 0.101MPa 降为 133Pa.设抽气过程中温度始终不变.

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

化学热力学基础

有： ΔH＝ QP
微小变化： dH = δQp
第三节热化学
一、反应进度二、化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变三、热化学方程式四、赫斯定律五、化学反应的标准摩尔焓变的计算
一、反应进度
化学反应一般可以写成如下通式：
A A B B Y Y Z Z
通常可写成如下更简单的形式：
反应进度定义为：
降低温度有利于反应自发进行
对在等温、等压不做非体积功的条件下进行的化学反应：
rG m rH mT rSm
大多数反应属于ΔH 与ΔS 同号的上述③或④两类反应，此时温度对反应的自发性有决定影响，存在一个自发进行的最低或最高温度，称为转变温度 Tc (ΔG = 0)：
Tc
H S
不同反应 Tc 是不同的，它取决于ΔH与ΔS 的相对大小，是反应的本性。
热力学能是状态函数，其量值取决于系统的状态。当系统由状态 A 变化到状态 B 时，热力学能改变为：
UUBUA
由于系统内部粒子的运动方式及其相互作用非常复杂，热力学能的绝对值无法测量。
二、热力学第一定律的数学表达式
系统的热力学能改变是由于系统与环境之间进行热和功传递的结果。
在任何过程中，系统热力学能的增加等于系统从环境吸收的热与环境对系统所做的功之和。
（4）循环过程：系统由某一状态经过一系列变化又回到原来状态，称为循环过程。
四、热和功
（一）热
由于系统与环境的温度不同，而在系统与环境间所传递的能量称为热。系统从环境吸热，Q ＞0；系统向环境放热，Q＜0。
（二）功
除热以外，在系统与环境之间传递的其他各种形式的能量称为功。环境对系统做功，W＞0；系统对环境做功，W＜0。
功可以分为体积功和非体积功。体积功是系统发生体积变化时与环境传递的功；非体积功是除体积功以外的所有其他功。

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

1章化学热力学基础

第一章化学热力学基础第一节热力学第一定律一、基本概念和常用术语1、体系和环境体系：被选作研究对象的部分。

环境：体系之外并与体系密切相关的部分。

敞开体系：与环境有物质交换、有能量交换。

封闭体系：与环境无物质交换、有能量交换。

孤立体系：与环境无物质交换、无能量交换。

2、状态和状态函数状态：体系的宏观性质的综合表现。

状态函数：确定体系状态的物理量。

(p, V, T, U, H, S, G)状态函数特征：状态函数的改变量只与体系的始态、终态有关,而与变化途径无关。

分类：广度性质(具有加和性)强度性质(不具有加和性T, p )3、过程和途径过程：当体系的状态发生变化时，发生变化的经过。

途径：完成状态变化过程的具体步骤。

等容过程等温过程等压过程绝热过程二、热力学第一定律1、热和功(体系与环境能量交换的两种形式)规定：体系吸热：Q >0体系放热：Q <0环境对体系做功：W >0体系对环境做功：W <0特点：热和功不是状态函数其数值与具体途径有关2、热力学能U特点：是状态函数，广度性质，其绝对值未知。

3、热力学第一定律该定律的实质是能量守恒与转化定律。

第二节化学反应的热效应一、反应热在封闭体系、非体积功=0的前提下，当反应物和生成物温度相同时,化学反应过程中吸收或放出的热量。

1. 恒容反应热(QV)W =0+（- p e x V ）=0U= QV + W= QVQV 全部用于改变系统的热力学能2.恒压反应热 U Q V ∆=Vp Q U p ∆-=∆ex()12ex 12V V p Q U U p --=- 定义焓： ()111222)(V p U V p U Q p +-+=状态函数,广度性质焓变：Qp = H pV U H +=3. 反应进度ξ（读作“克赛”）a A + d D = g G + h H0= – a A – d D + g G + h H写成通式式中符号B 表示反应中的物质，而νB 为数字或简分数，称为物质B 的化学计量数。

第1章化工热力学基础

RT a T 0.5 p= − V − 式为： Z 3 − Z 2 + ( A − B − B 2 ) Z − AB = 0 同样，、可以利用临界点的特性条件确定可以利用临界点的特性条件确定：同样，a、b可以利用临界点的特性条件确定：
a = 0.42748 R 2Tc2.5 pc
m = 0.48508 + 1.55171 ω − 0.15613 ω 2 A = ap R 2T 2 B = bp RT
《高等化工热力学》第1章
(4) Peng-Robinson(PR)方程方程
Peng-Robinson (PR，1976)方程和方程和SRK方程具有相似的，方程和方程具有相似的特征，在计算饱和蒸气压、液体密度等更为准确一些。特征，在计算饱和蒸气压、液体密度等更为准确一些。
《高等化工热力学》第1章
1.1.1 理想气体状态方程
EOS for Ideal Gas 理想气体的(1)分子没有体积，分子之间没有作用力分子之间没有作用力，理想气体的分子没有体积，(2)分子之间没有作用力，分子没有体积为概念上的气体。真实气体只有在压力很低(常压以下、或为概念上的气体。真实气体只有在压力很低常压以下)、常压以下温度很高(高于 ℃)的条件下才接近理想气体。实验数据证高于200℃ 的条件下才接近理想气体实验数据证的条件下才接近理想气体。温度很高高于积仅仅是温度的函数：这种气体的pV积仅仅是温度的函数明，这种气体的积仅仅是温度的函数：
R = 8 .314413 ( J .mol
−1
⋅ K −1 )
《高等化工热力学》第1章
1.1.2 立方型状态方程 (Cubic EOS)
理想气体中假设：理想气体中假设：分子没有体积和分子之间没有相互作用力，故真实气体的状态方程主要从分子体积(斥力项斥力项，作用力，故真实气体的状态方程主要从分子体积斥力项，b) 和分子相互作用能(引力项引力项，两个方面对理想气体方程进行和分子相互作用能引力项，a)两个方面对理想气体方程进行修正。立方型方程是对理想气体方程最直接的修正，修正。立方型方程是对理想气体方程最直接的修正，因为这些方程可以展开为摩尔体积V的三次方多项式的三次方多项式，些方程可以展开为摩尔体积的三次方多项式，故称立方型方程(Cubic Equations of State)。方程。立方型方程有许多，这里重点介绍: 立方型方程有许多，这里重点介绍 (1) van der Waals (vdW)方程方程 (2) Ridlich-Kwang (RK)方程方程 (3) Soave-Ridlich-Kwang (SRK)方程方程 (4) Peng-Robinson (PR)方程。方程。方程

第一章热力学基础

例：分析系统在下面变化过程中的Q、W和ΔU。 1) 化学反应在绝热钢筒中进行； 2) 循环过程。
例：一热力学系统在等温定容的条件下发生变化时，放热15 kJ，同时做电功35 kJ，假若系统在发生变化时，不做非体积功（其它条件不变），计算系统能放出多少热。
例：在101.3 kPa及298 K时，液态溴的气化热为30.7 kJ/mol，计算该条件下1 mol溴完全气化时系统热力学能的变化值。
p = ΣpB
如：组分气体B的物质的量为nB 混合气体的物质的量为n
混合气体的体积为V
则它们的压力： pB = nBRT/V p = nRT/V
将两式相除，得
pB nB p =n
nB nΒιβλιοθήκη 则pB =nB p n
为组分气体B的摩尔分数
同温同容，气态物质的分压与其物质的量成正比。
物质氮气氧气氩气二氧化碳水
热(heat)：系统和环境之间因温度不同而传递或交换的能量的形式。用符号Q 表示。单位：J、kJ。
功(work) ：除了热之外其它传递或交换的能量形式。用符号W 表示。单位：J、kJ。
热的本质：系统与环境间因内部粒子无序运动强度不同而造成的能量传递。
热的正负符号规定：以系统为中心，系统吸热，Q 为正值，系统放热，Q 为负值。
热是途径函数，不是状态函数。 • 热不仅与始末态有关，还与过程经历的具
体途径有关。 • 微量热记作δQ，一定量的热记作Q，而不
是ΔQ。
功是系注统意与: 环功境和间热因都内不部是粒状子态有函序运数动。而交换的其能数量值。与变化途径有关。都是过程的产物。
功的符号规定：以系统为中心，环境对系统做功，W为正值；系统对环境做功，W为负值。

第一章热力学基础(13-15)

vushstsuvhppptsvtavgpptvvatgtsps对应系数关系式三麦克斯韦关系式vssvpvtpssptvttpvspttvpsvvssvsvvussudvvudssudu即同理?根据全微分的性质二阶混合偏导数与求导次序无关若uusv则四一些重要的关系式maxwell关系式的应用pvstvduuttptptvuvtdvdvvudttudutvvvutcptptdtcvvvv1内能的增量?设uutv则有?由基本方程dutdspdv得?适用于任何一定量的单组分均相封闭系统dvptptdtcuvttv2121u随v的变化关系怎么证明0tuv2焓的增量?dpphdtthdhtppphtcvpstphttptth随p的变化关系vtvphptvtvtchppddd2ptvtvtchttppppdd211?适用于任何一定量的单组分均相封闭系统设hhtp则有?由基本方程dhtdsvdp得3熵的增量?设sstp则有?由ppsttsstpddddhtdscvdptppctstduuttdspdvvvvstctvvctcstptvttcsppdddptvttcsttppppdd2121dddvtstsvstvvtpttcsvvdddvtpttsttvvvvdd2121
•
=△U – ( T2S2 – T1S1)
• •
△A = △U – T（S2 – S1)= △U – T△S 等温过程：等熵过程：△A = △U – S（T2 – T1)= △U – S△T
•
理想气体等温过程： △A = – T△S
（2）△G G=H-TS
•
则： △G = G2-G1 = (H2-T2S2) - (H1-T1S1)
1-16：0.4mol、300K、200.0KPa的理想气体，绝热压缩到 1000KPa，此过程系统得功4988.4J。已知气体在300K、 200.0KPa的摩尔熵Sm=205.0J.K-1.mol-1，Cp,m=3.5R。求过程的 △U,△H, △S, △G, △A。思路： 1、列出过程的始末态：

热力学基础

第一章热力学基础目的要求：1. 理解热力学的一些基本概念:系统与环境、状态与状态函数、热和功、各种热力学过程。

2. 明确热力学能和焓的定义及状态函数的特征,理解热力学能变与恒容热,焓变与恒压热之间的关系。

3. 理解热力学第一定律的文字表述,掌握热力学第一定律的数学表达式及其应用。

4. 理解可逆过程及其特征。

5. 明确过程量热和功的正、负，理解体积功、热容、显热、潜热、化学反应热、摩尔相变焓、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓等概念。

6. 能熟练地运用热力学第一定律计算系统在理想气体的纯 P V T 变化、在相变化及化学变化中的应用（计算功、热、热力学能变、焓变）。

7. 能熟练地应用标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓求标准摩尔反应焓，能用基尔霍夫公式计算不同温度下化学反应的焓变。

8. 了解自发过程的共同特征。

理解热力学第二定律的文字表达。

9. 了解熵判据的表达式和熵增原理，较熟练地计算单纯P、V、T变化过程、相变和化学反应的熵变。

10. 理解规定摩尔熵、标准摩尔熵，理解标准摩尔反应熵的定义及掌握化学反应熵差的计算。

11. 理解熵的物理意义，了解热力学第三定律、卡诺循环、卡诺定理。

12. 明确亥姆霍兹函数、吉布斯函数的概念，较熟练地计算各种恒温过程的ΔG。

13. 明确熵判据、亥姆霍兹函数判据、吉布斯函数判据应用条件，会用熵判据、吉布斯函数判据判断过程的方向和限度。

14.了解热力学基本方程及一些重要关系式。

教学重点难点：1．基本概念：系统与环境、状态与状态函数、热和功、各种热力学过程2．热力学的状态函数：热力学能、焓、熵、亥姆霍兹函数、吉布斯函数2过程量：热和功3．基本定律：热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律4．热力学第一定律对理想气体的状态变化过程、相变过程及化学变化过程的应用（计算Q、W、ΔU、ΔH）。

5．热力学判据：熵判据、亥姆霍兹函数判据、吉布斯函数判据的具体应用（计算ΔS、ΔG、ΔF）。

大学物理热力学基础教案

一、大学物理热力学基础教案二、章节名称：第一章热力学基本概念三、教学目标：1. 理解热力学系统的定义和分类。

2. 掌握温度、热量和内能的概念及其相互关系。

3. 理解状态量和状态方程的含义。

4. 掌握热力学第一定律的表达式及应用。

四、教学内容：1. 热力学系统的定义和分类。

2. 温度、热量和内能的概念及其相互关系。

3. 状态量和状态方程的含义。

4. 热力学第一定律的表达式及应用。

五、教学方法：1. 采用多媒体课件进行讲解，结合实例进行阐述。

2. 引导学生通过思考、讨论和实验来加深对热力学基本概念的理解。

3. 利用课后习题和小组讨论巩固所学知识。

六、教学评估：1. 课堂提问和讨论，了解学生对热力学基本概念的理解程度。

2. 课后习题，检查学生对热力学第一定律的应用能力。

3. 小组讨论，评估学生在团队合作中解决问题的能力。

七、教学资源：1. 多媒体课件。

2. 教材《大学物理》。

3. 课后习题和案例分析。

八、教学步骤：1. 引入热力学系统的概念，引导学生思考热力学系统的基本特征。

2. 讲解温度、热量和内能的概念，并通过实例阐述它们之间的关系。

3. 介绍状态量和状态方程的含义，引导学生理解状态方程的重要性。

4. 讲解热力学第一定律的表达式，并结合实例进行解释和应用。

九、课堂练习：1. 选择题：判断题和填空题，考察学生对热力学基本概念的理解。

2. 计算题：应用热力学第一定律解决实际问题。

十、课后作业：1. 阅读教材，加深对热力学基本概念的理解。

2. 完成课后习题，巩固所学知识。

3. 参与小组讨论，共同解决问题。

六、大学物理热力学基础教案七、章节名称：第二章热力学第一定律八、教学目标：1. 掌握热力学第一定律的表述和数学形式。

2. 理解能量守恒定律在热力学中的应用。

3. 学会运用热力学第一定律解决实际问题。

九、教学内容：1. 热力学第一定律的表述和数学形式。

2. 能量守恒定律在热力学中的应用。

3. 运用热力学第一定律解决实际问题。

第1章热力学基础

dX 0
dX X
1
2
2
X1
• 强度量状态参数：与系统内所含工质数量无关的状态参数。 • 广延量状态参数：与系统内所含工质数量有关的状态参数。
20
西安交通大学热流中心
(三)、基本状态参数 1、比体积 (Specific volume)
V v m
密度(Density)
单位 m3/kg
16
西安交通大学热流中心
热力系边界的特点
• • • • 固定边界移动边界真实的边界界面假想的空间界面
17
西安交通大学热流中心
工质实现能量相互传递与转换的物质（介质）称为工质。如：水蒸汽、内燃机中工作的燃气制冷剂常用的气态物质等。
18
西安交通大学热流中心
二平衡状态及基本状态参数
过程进行得非常缓慢，平衡破坏后能自动恢复平衡，且弛豫时间很短，过程中随时都不致远离平衡状态。准平衡态过程就可在p - v图上用连续曲线表示。
●
实现准平衡态过程的条件是：热平衡中心
(二)、可逆过程（理想过程） • 定义如果系统完成某一热力过程后，再沿原来路径逆向返回原来的状态，并使相互作用中所涉及到的外界也回复到原来的状态，而不留下任何变化，则这一过程为可逆过程。非平衡损失：热力系的非平衡态引起的损失。其中包括力的、热的和化学的三种平衡损失。耗散损失(效应)：通过机械摩擦阻力、液体的粘性阻力、电阻、磁阻等而产生的不可逆损失(使功变为热的效应)
2、间接利用将热能转化成机械能或电能。热能－－－－机械能（或电能） (Thermal Energy -------- Mechanical Energy)
如：热力发电厂、车辆、船舶、飞机等动力装置。为了使热能更加有效、经济地转化为机械能，必须有高效的动力装置，这就需要掌握有关热能及其转换规律的科学－－工程热力学。

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)

第一章化学热力学基础公式总结

第一章化学热力学基础公式总结 1.体积功 We = －Pe △V2．热力学第一定律的数学表达式 △U = Q + W 3．n mol 理想气体的定温膨胀过程。

定温可逆时：Wmax=-Wmin=4.焓定义式 H = U + PV在封闭体系中，W ′= 0,体系发生一定容过程 Qv = △U在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定压过程 Qp = H2 – H1 = △H5.摩尔热容 Cm （ J ·K —1·mol —1 ):定容热容 CV（适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 定容过程适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质）定压热容 Cp⎰=∆21,T T m p dTnC H （适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 的定压过程适用对象：任意的气体、液体、固体物质）单原子理想气体： Cv,m = 1.5R ， Cp,m = 2.5R 双原子理想气体： Cv，m = 2。

5R , Cp,m = 3.5R 多原子理想气体： Cv,m = 3R ， Cp ，m = 4RCp ，m = Cv ，m + R6。

理想气体热力学过程ΔU 、ΔH 、Q 、W 和ΔS 的总结7。

定义:△fHm θ（kJ ·mol —1)-- 标准摩尔生成焓△H —焓变； △rHm —反应的摩尔焓变 △rHm θ-298K 时反应的标准摩尔焓变;△fHm θ（B)—298K 时物质B 的标准摩尔生成焓； △cHm θ（B ） —298K 时物质B 的标准摩尔燃烧焓。

8.热效应的计算1221ln ln P PnRT V V nRT =nCC m =⎰=∆21,T T m V dTnC U由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = ∑νB △fH θm ，B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = -∑νB △cH θm ，B 9.Kirchhoff （基尔霍夫）方程△rHm （T2） = △rHm （T1） +如果 ΔCp 为常数，则 △rHm （T2) = △rHm （T1） + △Cp （ T2 - T1）10。

第一章热力学基础

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