第一章,热力学第一定律要点
物理化学上热力学第一定律知识框架图总结
1第一章， 热力学第一定律 各知识点架构纲目图如下：及过程 溶解及混合 化学变化 相变化 热(Q )：系统与环境间由于温差而交换的能量。
是物质分子无序运动的结果。
是过程量。
功(W )：除热以外的，在系统与环境间交换的所有其它形式的能量。
是物质分子有序运动的结果，是过程量。
热力学能 (U )：又称为内能，是系统内部能量的总和。
是状态函数，且为广度量，但绝对值不知道。
热力学第一定律数学表达式：△U =Q +W ，在封闭系统，W 非=0,恒容条件下，△U =Q V 。
焓函数(H )：定义，H ≡U +pV , 是状态函数，且为广度量，但绝对值不知道。
在封闭系统，W 非=0,恒压条件下，△H =Q p 。
热力学第一定律及 焓函数系统与环境间交换能量 的计算(封闭 系统，W 非=0)简单的pTV 变化 理想气体(IG)系统：2211,,;T TV m p mT T U n C dT H n C dT ∆=∆=⎰⎰ 理想气体 恒温过程 焦尔实验：(1)结论：(∂U /∂V)T =0; (2)推论：U IG =f (T ); H IG =g (T ) △U =△H =0; W =-Q =2121ln /VVpdV nRT V V -=-⎰ (可逆)恒容过程：W =0；Q V =△U= 21,;TV mT n C dT ⎰绝热过程：Q =0；△U = W 不可逆（恒外压）：nC V ,m (T 2-T 1)=-p 2(V 2-V 1) 可逆： 11,21112111()()1V m p V nC T T V V γγγγ---=-- Q p =△H =21,;T p m T n C dT ⎰W =-p 外(V 2-V 1)； △U =△H -p △V (常压下，凝聚相：W ≈0；△U ≈△H )恒压过程： 节流膨胀：Q =0；△H =0；μJ-T =(d T /d p )H =0 T 不变(例如理想气体) <0致热 >0 致冷 相变化 △U =△H -p △VQ p =△H ; W =-p △V≈0，△U ≈△H (常压下凝聚态间相变化)=-nRT (气相视为IG) 相变焓与温度关系：2121,()()Tm m p mT H T H T C dT ββαα∆=∆+∆⎰化学变化 摩尔反应焓的定义：△r H m =△r H /△ξ 恒压反应热与恒容反应热的关系：△r H m =△r U m +∑νB (g)RT标准摩尔反应焓的计算：1B ()(B,)r m f mH T H T ν∆=∑∆反应进度定义、标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓的定义。
热力学第一定律部分笔记
热力学第一定律部分笔记(总7页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--第一章: 热力学第一定律第一节热力学概论什么是热力学热力学是研究热现象和其它形式能量之间相互转化及其规律的一门学科。
因为在研究热和其它形式能量之间的转换关系时，必涉及到体系状态的变化，状态的变化会引起宏观性质的变化；反之，当宏观性质发生变化时，也将引起体系状态的变化。
广义地说：热力学是研究体系宏观性质变化之间的关系的学科。
内容包括平衡态体系性质和非平衡态体系性质两大部分，本科基础可主要讨论平衡态的物理化学性质。
热力学的主要理论是热力学的三大定律：第一、第二、第三定律。
以此为基础，来阐述物质系统变化中所观察到的各种能量之间的种种关系，是根据极广泛的实验事实，通过归纳而总结出来的。
1.化学热力学的基本内容什么是化学热力学把热力学的基本原理，来研究化学现象及和化学有关的物理化学现象，称为化学热力学(Chemical Thermodynamics)。
任务：用热力学规律，来处理化学过程中的热化学、相平衡、化学平衡问题。
化学热力学的主要内容有三个：(1)研究化学过程及相变过程中的能量转换关系(利用第一定律)在指定的条件下进行时，是放热还是吸热若是放热反应，那么1mol SO3生成时放出多少热量又如：要使1000kg 25℃的水变成水蒸气，理论上应供给多少能量(2)研究化学反应及相变的方向和限度(利用第二定律)如：19世纪末，人们进行了从石墨制造金刚石的实验，所有的实验均失败，通过热力学计算知道：只有压力超过×109Pa时，石墨才能变成金刚石。
现在我国已能获得几百万个大气压，可以人工合成金刚石。
又如：100多年前，人们开始研究炼铁，Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2发现从炉里出来的气体中还有大量的CO，利用不完全，人们推想可能是由于CO与矿石接触的时间不够，为此将炼铁炉越建越高(高炉)，但CO含量并没有减少。
第1章 热力学第一定律
系统在环境温度不变的条件下发生的变化历程。T1=T2=Te
2). 恒压过程(isobaric process)： 系统在环境压力不变的条件下发生的变化历程。P1=P2=Pe
3) .恒容过程(isochoric process)：
容积不变的系统发生的变化历程。V1=V2
4) 绝热过程(adiabatic process)： 系统在与环境间无热量交换的条件下发生的变化历程。 5) 循环过程(cyclic process)：
化学热力学是怎样产生的？
19世纪，发明蒸汽机，导致工业革命的出现。
蒸汽机：燃煤锅炉——产生高温高压水蒸气——推动机械运转 “热能——机械能” 如何提高“热 — 机”效率？
总结并发现热力学一、二定律——热力学的主要基础。
第一定律：研究化学变化过程中的热效应等能量转换问题。 第二定律：研究化学变化过程的方向和限度。
定义 H=U+PV (焓) QP =H2－H1=△H
对微小的恒压过程， δQP= dH
由于H=U+PV，所以焓是状态函数。△H=△U+△(PV) 热力学定义焓的目的，主要在于研究问题的方便。 物理意义：对于只作膨胀功的恒压过程，系统焓的变化在数值 上等于过程的热。
因恒压热等于系统的焓变，故恒压热也只决定于系统的初末态，与过程无关。
宏观性质统称为状态函数(state function)。
2. 状态函数： 状态函数是系统所处状态的单值函数。对于确定的状态，所 有的状态函数都有确定的值。相反，当状态函数发生变化时， 状态也随之变化。 ★状态和性质之间是相互影响，相互制约的，系统的状态性质 中只要有一个发生变化，必将引起其它性质的变化。 因此，描述系统的状态时，并不需要罗列系统的全部性质。 例：理想气体状态方程
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。
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
热力学第一定律要点
热力学第一定律要点热力学第一定律，作为热力学的基础定律之一，对于理解能量的转化和守恒具有极其重要的意义。
接下来，让我们一起深入探讨一下热力学第一定律的要点。
首先，我们要明确热力学第一定律的基本表述。
简单来说，热力学第一定律指出：能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，它只会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，而在这个过程中，能量的总量保持不变。
为了更好地理解这一定律，我们可以想象一个简单的热机系统。
比如，汽车的发动机就是一个热机。
燃料在气缸内燃烧，产生高温高压的气体，推动活塞做功。
在这个过程中，燃料燃烧所释放的化学能转化为了气体的内能，内能又一部分转化为了活塞的机械能。
但无论怎么转化，整个系统的能量总和始终是不变的。
那么，热力学第一定律中的能量具体包括哪些形式呢？常见的能量形式有内能、机械能、电能、热能、化学能等等。
内能是构成物体的分子的动能和势能的总和。
机械能则包括物体的动能和势能，比如一个运动的物体具有动能，被举高的物体具有重力势能。
电能是由电荷的运动产生的能量。
热能是由于物体的温度差异而传递的能量。
化学能存在于燃料、食物等物质中，通过化学反应可以释放出来。
在实际的物理过程中，能量的转化和转移是时刻发生的。
比如，我们使用电炉加热物体，电能就转化为了热能；水力发电站中，水的机械能转化为了电能。
再比如，我们晒太阳感到温暖，这是太阳的热能转移到了我们身上。
热力学第一定律还告诉我们，一个孤立系统的总能量是恒定的。
孤立系统是指与外界既没有物质交换也没有能量交换的系统。
这意味着在这样的系统中，无论内部发生怎样的变化，能量的总量都不会改变。
然而，在实际情况中，大多数系统都不是孤立的，它们与外界存在着能量的交换。
比如，一个热的物体放在冷的环境中，它会逐渐冷却，这是因为它向周围环境散失了热量，也就是发生了能量的转移。
但从整个包含物体和环境的大系统来看，能量仍然是守恒的。
进一步理解热力学第一定律，我们需要明白它对于实际应用的重要性。
热力学第一定律
热 力 学第一章 热力学第一定律§1 热力学第一定律 一.准静态过程系统的状态发生变化时—系统在经历一个过程。
过程进行的任一时刻，系统的状态并非平衡态.热力学中，为能利用平衡态的性质，引入准静态过程的概念。
性质：1.准静态过程：是由无数个平衡态组成的过程即系统的每个中间态都是平衡态。
2.准静态过程是一个理想化的过程，是实际过程的近似。
实际过程仅当进行得无限缓慢时才可看作是准静态过程 。
·拉动活塞，使系统由平衡态1 →状态2，过程中系统内各处的密度(压强、温度)并不完全相同，要过一会儿时间，状态 2才能达到新的平衡。
所以，只有过程进行得无限缓慢，每个中间态才可看作是平衡态。
☆怎样判断“无限缓慢”？弛豫时间τ：系统由非平衡态到平衡态所需时间。
准静态过程条件： ∆t 过程进行 >> τ例如，实际汽缸的压缩过程可看作准静态过程， ∆t 过程进行 = 0.1秒τ = 容器线度/分子速度= 0.1米/100米/秒 = 10-3秒3.过程曲线：准静态过程可用P －V 图上 一条线表示。
状态1状态2二.功、内能、热量1.功 ·通过作功可以改变系统的状态。
·机械功(摩擦功、体积功)2.内能·内能包含系统内：(1)分子热运动的能量；(2)分子间势能和分子内的势能；(3)分子内部、原子内部运动的能量； (4)电场能、磁场能等。
·内能是状态的函数*对于一定质量的某种气体，内能一般是T 、V 或P 的函数； *对于理想气体，内能只是温度的函数 E = E (T )*对于刚性理想气体分子, i ：自由度； ν ：摩尔数 ·通过作功改变系统内能的实质是：分子的有规则运动能量和分子的无规则运动能量的转化和传递。
3.热量·传热也可改变系统的状态，其条件是系统和外界的温度不同。
·传热的微观本质：是分子的无规则运动能量从高温物体向低温物体传递。
01章_热力学第一定律
U U U (T , p ) ； U ( T , V )
； U
U ( p ,V )
如果是 U U (T , p ) 全微分式： d U
0
六、热和功
1、热（heat） 系统与环境之间因温差而传递的能量称热， 从微观上看，热是体系分子无序热运动的能量交 换。用符号Q 表示，其微小量用 Q 表示。 Q的取号：系统吸热，Q>0 系统放热，Q<0
计算Q一定要与系统与环境之间发生热交换 的过程联系在一起，系统内部的能量交换不可能 是热。 热分类：显热、潜热（恒温恒压的相变过程）、 化学热。
3、相平衡（phase equilibrium） 多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变
4、化学平衡（chemical equilibrium ） 反应系统中各物的数量不再随时间而改变
三、状态函数 系统的一些性质，其数值仅取决于系统所处
的状态，而与பைடு நூலகம்统的历史无关；
它的变化值仅取决于系统的始态和终态，而
热和功的取号与热力学能变化的关系 系统吸热
Q>0 环境 U >0 系统
系统放热
Q<0 U <0 W<0 对环境作功
U = Q + W
W>0 对系统作功
例1：体系由A态变化到B态，沿途径Ⅰ放热100J， 对体系做功50J，问①由A态沿途经Ⅱ到B态，体系 做功80J，则Q为多少？②如果体系再由B态沿途经 Ⅲ回到A态，得功为50J，体系是吸热还是放热， Q为多少？ Ⅱ Ⅰ A Ⅲ 系统变化框图
大学课程《物理化学》各章节知识点汇总
第一定律的数学表达式
U Q W
对微小变化： dU Q W
等容热效应
dU Q W W pdV 0
dU QV
CV
QV
dT
U T
V
U QV ,
U nB
S ,V ,n j B
H nB
S, p,nj B
F nB
T ,V ,n j B
B
G nB
T , p,n j B
n B
S ,V ,n j B
F f (T ,V , n1, n2 )
H f (S, p, n1, n2 )
组成可变系统的热力学基本关系式：
dU TdS pdV BdnB
Q和W都不是状态函数，其数值与变化途径有关。
§1-4 可逆过程和体积功
一、体积功
因系统的体积变化而引起的系统与环境之间交换的功称
为体积功。 pe
W Fedl ( pe A)dl
ped ( Al) pedV
A
dl
pi
二、功与过程
功不是状态函数，其数值与过程有关。系统由同一始态 经不同的过程变化到同一终态，则体统对环境或环境对 体系所作的功不同。
p2 dp
压缩
p1
p1
p2 , V2
p1, V1
p2
V1
V2
W
V1 V2
pedV
( p V1
V2
i
dp)dV
V1 V2
pi dV
三、可逆过程
某系统经一系列的过程后，如果系统回到初始状态叫做 系统的复原；环境在经历一些的变化后，如果既没有功 的得失也没有热的得失就叫做环境的复原。
第一章热力学第一定律章总结
第一章热力学第一定律本章主要公式及其使用条件一、热力学第一定律W Q U +∆＝ W Q dU δδ+=热力学中规定体系吸热为正值，体系放热为负值；体系对环境作功为负值，环境对体系作功为正值。
功分为体积功和非体积功。
二、体积功的计算体积功：在一定的环境压力下，体系的体积发生改变而与环境交换的能量。
体积功公式⎰⋅-=dV p W 外 1 气体向真空膨胀：W ＝0 2气体在恒压过程：)(12 21V V p dV p W V V --=-=⎰外外3理想气体等温可逆过程：2112ln lnp p nRT V V nRT W -=-= 4理想气体绝热可逆过程：)(12,T T nC W U m V -=∆＝理想气体绝热可逆过程中的p ，V ，T 可利用下面两式计算求解1212,ln ln V V R T T C m V -=21,12,ln lnV V C p p C m p m V =三、热的计算热：体系与环境之间由于存在温度差而引起的能量传递形式。
1. 定容热与定压热及两者关系定容热：只做体积功的封闭体系发生定容变化时， U Q V ∆= 定压热：只做体积功的封闭体系定压下发生变化， Q p = ΔH定容反应热Q V 与定压反应热Q p 的关系：V p Q Q V p ∆+= nRT U H ∆+∆=∆n ∆为产物与反应物中气体物质的量之差。
或者∑+=RT g Q Q m V m p )(,,ν ∑+∆=∆RT g U Hm m)(ν式中∑)(g ν为进行1mol 反应进度时，化学反应式中气态物质计量系数的代数和。
2.热容 1.热容的定义式dTQ C δ=dT Q C VV δ=dT Q C pp δ=n CC VmV =,n C C p m p =, C V ，C p 是广度性质的状态函数，C V ，m ，C p,m 是强度性质的状态函数。
2.理想气体的热容对于理想气体 C p ,m － C V ,m =R 单原子理想气体 C V ，m = 23R ；C p ,m = 25R 双原子理想气体 C V ,m =25R ；C p ,m = 27R 多原子理想气体： C V ,m = 3R ；C p ,m = 4R通常温度下，理想气体的C V ,m 和C p,m 均可视为常数。
大学物理化学 第一章 热力学第一定律 学习指导
（1）在室温和101.325 kPa下，液态水蒸发为同温同压的水蒸气；
（2）在373.15 K和101.325 kPa下，液态水蒸发为同温同压的水蒸气；
（3）水在冰点时凝结成同温同压的冰；
（4）在等温等压下两种气体混合。
12.理想气体从同一状态出发，经绝招可逆压缩或等温可逆压缩到一固定的体积哪一种压缩过程所需的功大？为什么？如果是膨胀，情况又将如何？
（7）因为Qp= ΔH，QV= ΔU，所以Qp与QV都是状态函数。
（8）在101.325kPa下，1mol l00℃的水等温蒸发为100℃的水蒸气。若水蒸气可视为理想气体，那么由于过程等温，所以该过程ΔU= 0。
（9）反应3O2 2O3在等温等压下进行，O2，O3可视为理想气体，由于理想气体的热力学能和焓只与温度有关，因此该过程的ΔH= 0，ΔU= 0。
解：PbO(s)标准摩尔生成热为下列反应的标准摩尔焓变
Pb(s)+ 1/2O2(g) PbO(s)
Pb(s)，O2(g)及PbO(s)的摩尔质量分别为207、32、239g·mol-1。
=（0.218239-0.134207-0.50.90032）Jmol-1K-1
=9.964Jmol-1K-1
三、
解：（1）等压反应
Q(1)=rH(1) = 2fHm(CO2) + 2fHm(CO) = -2393.5 + 2110.5 = -566.0 kJ
rU(1) =rH-nRT= -566.0 - (-18.31298)10-3= -563.5
W(1）= 2.5 kJ
（2）绝热等容反应，Q(2) =W(2) =U(2) = 0。设计过程如下
热力学第一定律总结（精选3篇）
热力学第一定律总结（精选3篇）以下是网友分享的关于热力学第一定律总结的资料3篇，希望对您有所帮助，就爱阅读感谢您的支持。
[热力学第一定律总结篇一]第一章热力学第一定律1、热力学三大系统：（1）敞开系统：有物质和能量交换；（2）密闭系统：无物质交换，有能量交换；（3）隔绝系统（孤立系统）：无物质和能量交换。
2、状态性质（状态函数）：（1）容量性质（广度性质）：如体积，质量，热容量。
数值与物质的量成正比；具有加和性。
（2）强度性质：如压力，温度，粘度，密度。
数值与物质的量无关；不具有加和性，整个系统的强度性质的数值与各部分的相同。
特征：往往两个容量性质之比成为系统的强度性质。
3、热力学四大平衡：（1）热平衡：没有热隔壁，系统各部分没有温度差。
（2）机械平衡：没有刚壁，系统各部分没有不平衡的力存在，即压力相同（3）化学平衡：没有化学变化的阻力因素存在，系统组成不随时间而变化。
（4）相平衡：在系统中各个相（包括气、液、固）的数量和组成不随时间而变化。
4、热力学第一定律的数学表达式：U = Q + W Q为吸收的热（+），W为得到的功（+）。
12、在通常温度下，对理想气体来说，定容摩尔热容为：单原子分子系统CV,m=32R双原子分子（或线型分子）系统CV,m=52R多原子分子（非线型）系统CV,m62R 3R定压摩尔热容：单原子分子系统Cp,mR双原子分子（或线型分子）系统Cp,m C V,m RCp,m 72R多原子分子（非线型）系统Cp,m 4R可以看出：Cp,m C V,m R13、Cp,m的两种经验公式：Cp,m a b T c T2 （T是热力学温度，a,b,c,c’是经Cp,m a b Tc’T2验常数，与物质和温度范围有关）14、在发生一绝热过程时，由于 Q 0，于是dU W 理想气体的绝热可逆过程，有：nCV,mdT p dV CV,mln T2T1R lnVV1CV,mlnp2p1Cp,mlnV1V2pV常数 =Cp,mCV,m>1.15、焦耳汤姆逊系数： J-T=(T p)HJ-T＞0 经节流膨胀后，气体温度降低；J-T＜0 经节流膨胀后，气体温度升高； J-T=0 经节流膨胀后，气体温度不变。
第一章 热力学第一定律
混合气体的分压和分体体积
分压定义：
pi = pyi
ECNU
yi ——混合 气体中i组分 摩尔分数
分体积定义：
i
pi pi yi p
Vi = Vyi
V V y V
i i i i
混合理想气体
混合理想气体的定义
ECNU
低压气体 实验
（1）满足pV = nRT 的状态方程； （2）用半透膜将两个混合理想气体隔开，不论气体组 成如何，能透过膜的组分在膜两边的分压相等。 混合理想气体中某组分的分压就是该组分分子碰撞 器壁产生的压力。
状态 状态函数
ECNU
异途同归
状态函数的特性
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。
状态函数的全微分性质
ECNU
状态函数是单值、连续、可微、可积的函数，在状态 图上是一条连续变化的平滑曲线。其全微分性质包括 ： 2
(1)
z dz z2 z1
1
（ 1 ）状态函数的变化与积 分路线无关 （ 2 ）在任意循环过程中状 态函数的变化值等于0 （ 3 ）双变量体系状态函数 对两个状态参量的混合偏导 数与求导次序无关
强度性质是体系的内在性质，反映体系质的特征， 物理化学中有时体系的状态指的就是其强度性质。
广度性质与强度性质之间关系
ECNU
两个一次奇函数之比是一个零次奇
函数。因此体系某两个广度性质之比等
于体系的一个强度性质，例如
体积/物质的量=摩尔体积(Vm)；
质量/体积=密度()
状态方程
ECNU
体系状态函数之间的定量关系式称为状态方程 （state equation ）。 对于一定量的单组分均匀体系，状态函数T,p,V 之间有一定量的联系。经验证明，只有两个是独立 的，它们的函数关系可表示为： T=f（p,V） p=f（T,V） V=f（p,T） 例如，理想气体的状态方程可表示为： pV = nRT
热力学第一定律小结
第一章 热力学第一定律核心内容：能量守恒 ΔU=Q+W主要内容：三种过程（单纯pVT 变化、相变、化学反应）W 、Q 、ΔU 、ΔH 的计算一、内容提要1．热力学第一定律与状态函数（1）热力学第一定律： ΔU=Q+W （封闭系统） 用途：可由ΔU ，Q 和W 中的任意两个量求第三个量。
（2）关于状态函数（Z ）状态函数：p 、V 、T 、U 、H 、S 、A 、G ……的共性： ①系统的状态一定，所有状态函数都有定值；②系统的状态函数变化值只与始终态有关，而与变化的途径无关。
用途：在计算一定始终态间的某状态函数增量时，为了简化问题，可以撇开实际的复杂过程，设计简单的或利用已知数据较多的过程进行计算。
ΔZ （实）=ΔZ （设）。
这种方法称为热力学的状态函数法。
③对于循环过程，系统的状态函数变化值等于零，即ΔZ =0。
此外，对于状态函数还有如下关系：对于组成不变的单相封闭系统，任一状态函数Z 都是其他任意两个独立自变量（状态函数）x 、y 的单值函数，表示为Z=Z(x 、y)，则dy y Z dx x Z dZ xy ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=，)(Z y y x x Z x Z y 循环关系式1-=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ )(xy Z y x Z 尤拉关系式∂∂∂=∂∂∂22 注意：因为W 和Q 为途径函数，所以Q 和W 的计算必须依照实际过程进行。
⎰-=21V V e dV p W ，其中e p 为环境压力。
Q 由热容计算或由热力学第一定律求得。
将热力学第一定律应用于恒容或恒压过程，在非体积功为零（即0=f W ）的情况下有：Q V =ΔU ，Q p =ΔH （H 的定义：H=U+pV ）。
此时，计算Q v 、Q p 转化为计算ΔU 、ΔH ，由于U 、H 的状态函数性质，可以利用上面提到的状态函数法进行计算。
下面1（p 1,V 1,T 1） （p'1,V 1,T 2） 2（p 2,V 2,T 2） （p 1,V'1,T 2） VT 就三种常见的过程进行展开。
第一章 热力学第一定律
引言：1．热力学是研究热与其他能量之间的转化规律；2．化学热力学——热力学在化学中的应用；②化学变化的方向和限度——热力学第二定律特点：①宏观性质——研究系统宏观性质，而不考虑微观结构和微观因素②只考虑系统的始末态，而不追究过程的细节和速率局限性：只能对现象之间的联系做宏观的了解，而不能作微观的说明或给出宏观性质的数值。
§1.1 基本概念一、系统和环境㈠定义系统：研究对象，包括物质，空间环境：与系统紧密相关的外界㈡系统分类①敞开系统：系统与环境有物质和能量的交换②封闭系统；系统与环境无物质交换，有能量交换③隔离系统: 系统与环境无物质和能量的交换二、状态与状态函数※1.状态：系统趋于某一确定的热力学平衡态（力平衡、热平衡、化学平衡、相平衡）状态函数：描述状态的宏观物理学量（宏观量：温度T、体积V、压强P、熵S、焓H……）☆☆☆注意：⑴状态一定，状态函数一定；状态函数一定，状态一定（单一值）。
⑵只要有一个状态函数改变，状态就改变。
⑶状态的确定：ⅰ.单组分密闭均相系统，只要指定两个状态函数，状态就一定，而其他的状态函数Z将随之而定，因为Z=F(T,P).ⅱ.K种物质的多组分系统，指定T、P、X1、X2、X3...Xk-1，状态一定，Z=F(T、P、X1、X2、X3...Xk-1)(K个组分的浓度要一一指定).2.状态函数的特点：⑴状态一定，状态函数值一定。
⑵状态函数的改变量只取决于始末态，与途径无关△Z=∫dZ=Z末-Z初⑶系统循环一周，状态改变量为零，△Z=∮dZ=0.3.状态函数的全微分性Z=F(T、P)微小变化dZ=(dZ/dT)p dT+(dZ/dP)T dP4.状态函数的分类是否具有加和性：⑴广度性质——v、n、H、S...与物质的量有关，具有加和性⑵强度性质——T、P、M...自身特性，不具加和性两个广度性质之比=强度性质如，V m=V/n，C=n/V.三、过程和途径过程：任何状态的改变①等温过程：T初=T末=T环=常数②等压过程：P初=P末=P外=常数●恒外压过程：P初≠P末=P外=常数③等容过程：体积不变，△V=0.④绝热过程：系统与环境无热交换（爆炸瞬间）⑤循环过程：初态经过某个过程又回到初态，△Z=0.途径：初态到达末态具体的步骤.四、功和热※1.定义：热（Q）——系统与环境间由于温差所传递的能量功（W）——除热以外的其他所能传递的能量2.系统吸热Q为正，Q>0;放热Q为负，Q＜0.系统对环境做功W为负，W＜0；环境对系统做功，W为正，W ＞0.3.功和热不是状态函数，其值与途径有关.4.功的分类：其他功Wf（电功、表面功…）体积功dW=-P外dV W=∫- P外dV=-P外（V2-V1）5．功的计算方法①等容过程：△V=0或dV=0，W=∫- P外dV=0.②自由膨胀：P外=0，W=∫- P外dV=0.③恒外压过程：P外=常数，W=∫- P外dV=-P外（V2-V1）.④等压过程：P1=P2=P外=常数，W=∫- P外dV=-P外（V2-V1）. 例1：1mol理想气体由27℃、101.325Kpa在外压恒定为831400Pa下压缩到27℃,0.003m3,求压缩功。
第一章：热力学第一定律(无批注)
第一章 热力学第一定律一、本章基本要求1．掌握系统与环境、状态和状态函数、热和功基本的概念和性质；状态函数和过程变量的差异；热力学第一定律的表达式及其意义；热力学能、焓、热容的定义及其性质；准静态过程与可逆过程的意义和特点。
2．熟悉热力学第一定律在气体简单状态变化、相变化和化学变化等系统中的应用；计算上述过程的Q 、W 、ΔU 和ΔH ；利用标准生成焓和标准燃烧焓计算化学反应的热效应以及温度对化学反应的热效应的影响。
3．了解节流膨胀的概念和意义；由键焓估算反应热效应；化学反应的热效应的测定方法和等压热效应与等容热效应的关系。
二、基本公式和内容提要（一）基本公式热力学第一定律数学表达式： W Q U +=Δ 微小变化： d δδU Q W =+体积功： V p W d δe -= 或⎰-=21d e V V V p W焓的定义： pV U H += 封闭系统，非体积功为零的条件下： 等容 0=V Δ， V Q U =Δ 等压e 21p p p ==， p Q H =Δ在无化学变化、相变化且非体积功为零的封闭系统中，系统热容的定义：TQC d δ=定容热容： V V V TUT Q C )(d δ∂∂==定压热容： ()d pp p Q HC TTδ∂==∂p pp TH TQ C )(d ∂∂==δ 对于理想气体： )(T U U =)(T H H =R C C V p =-m ,m ,理想气体绝热可逆过程： 1T V K γ-=p V Kγ'=1T p K γγ-''=理想气体绝热功： W= C V （T 2－T 1）11)(112212--=--=γγV p V p T T nR W气体节流膨胀的焦耳-汤姆逊系数： Hp T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂=-T J μ化学反应的热效应： +=V p Q Q n R T Δ 式中n 为参与反应的气体物质的量。
反应进度定义： BB n ξv ∆= ， BB d d v n ξ=由标准摩尔生成焓计算反应焓变：)($m $m r B Bf B∑∆=∆H H ν由标准摩尔燃烧焓计算反应焓变： $$r m c (B)H H ν∆=-∆∑Bm B∑∆-=∆Bm B (B)$c $m r H H ν由键焓估算反应焓变： ∑∑∆-∆=∆形成断裂)()($$$m b ,m b ,m r H HH摩尔积分溶解热的定义： Bm i s o l m i s o l n H H ∆=∆ 摩尔微分溶解热的定义：AA n p T p n p T n Q n H H ,,,,δ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂=⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∆∂=∆BB m dsol ）（ 摩尔积分稀释热的定义： Bi d i lm i d i l n H H ∆=∆摩尔微分稀释热的定义：()B B ,,,,ddil d δn p T A n p T n H nQH ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∆∂⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=∆＝Am 基尔霍夫定律： p pC T H ∆⎪⎭⎫⎝⎛∂∆∂＝)( 或 ⎰+=21d )Δ()(Δ)(Δ1m r 2m r T T p T C T H T H（二）内容提要研究化学热力学首先要掌握热力学的基本概念：系统、环境，系统的性质，热力学平衡态，状态函数，状态方程，过程和途径，热和功。
《热力学第一定律》 知识清单
《热力学第一定律》知识清单一、热力学第一定律的基本概念热力学第一定律，也称为能量守恒定律，是热力学中的一个基本定律。
它指出，在一个封闭系统中，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，或者从一个物体转移到另一个物体，而总能量保持不变。
这个定律可以用一个简单的式子来表示：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 表示系统对外界所做的功。
为了更好地理解这个定律，我们首先需要明确一些基本概念。
内能（U）是系统内部所有微观粒子的动能、势能等能量的总和。
它是一个状态函数，只取决于系统的状态，而与系统经历的过程无关。
热量（Q）是由于温度差而在系统与外界之间传递的能量。
当系统从外界吸收热量时，Q 为正值；当系统向外界放出热量时，Q 为负值。
功（W）是系统与外界之间通过宏观的机械作用而传递的能量。
当系统对外界做功时，W 为负值；当外界对系统做功时，W 为正值。
二、热力学第一定律的数学表达式如前所述，热力学第一定律的数学表达式为ΔU ＝ Q W。
这个式子反映了内能、热量和功之间的定量关系。
当系统吸收热量 Q，同时对外做功 W 时，系统内能的变化ΔU 就等于吸收的热量减去对外做的功。
如果ΔU 为正值，说明系统内能增加；如果ΔU 为负值，说明系统内能减少。
例如，一个热机从高温热源吸收了一定的热量 Q₁，同时向低温热源放出了热量 Q₂，并对外做了功 W。
根据热力学第一定律，我们可以得到：ΔU ＝ Q₁ Q₂ W。
需要注意的是，这里的功和热量都有正负之分，其正负取决于能量的传递方向。
三、热力学第一定律的应用热力学第一定律在许多领域都有广泛的应用。
在热机中，例如蒸汽机、内燃机等，燃料燃烧产生的热量一部分转化为机械能对外做功，另一部分则以废热的形式散失到环境中。
通过热力学第一定律，我们可以分析热机的效率，即有用功与吸收热量的比值。
在制冷和热泵系统中，热力学第一定律同样适用。
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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。
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§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。
二.热力学性质(简称性质):系统的宏观特征.例 如:系统的T;P;V…….
1.描述热力学系统的性质分为
广度量（或广度性质或容量性质）：与物质的数量成正 比，具有加和性。如V，Cp ，U，…等。 强度量（或强度性质） ：与物质的数量无关，它不具有加
二.热力学研究的对象和应用
1.对象 2.应用 三.热力学的特点 四.热力学的局限性
4
§1.1 热力学基本概念
一.系统和环境
系统（system）：所研究的对象。
环境（surroundings）：与系统密切相关 的周围部分。
系统与环境间有界面(假想的或真实的)分开，相互间可以有物 质或能量的交换。
5
敞开系统（open system） 系统 封闭系统（closed system）
和性。如 p、Ｔ和组成等。
7
2.两者的关系：
两广度量之比或者是单位广度量为强度量
三.状态和状态函数 1.定义: 描述系统的各性质都具有确定值时
我们就说系统处于一定的状态;描述状态的性质 称状态函数.
8
p
V
性 质
T
Cp
…
U
总和
描述了 使成为确定
状态
9
各种性质间存在一定的联系，所以并不需要指定所有 的性质才能确定系统的状态。在除了压力以外，没有其它 广义力的场合，由一定量的纯物质构成的单相系统，只需 指定任意两个能独立改变的性质，即可确定系统的状态。
47.360 kPa
b1 H2O(g),80° 47.360 kPa a1
T
末态 H2O(g),100°
C
101.325 kPa a3
H2O(l) ,100°C 101.325 kPa
a2 H2O(l) ,80°C 101.325 kPa
14
过程不同的条件 分类
恒温过程 ( Tsys= Tamb= const) 恒压过程 ( psys= pamb= const) 恒容过程 ( Vsys= const ) 绝热过程 ( Q = 0) 循环过程 (始态=末态) 自由膨胀过程（向真空）
分的积分与积分途径无关。
Z
Z2
dZ
x2
Z
dx
Z1
x1 x y
y2 y1
Z y
dy
x
利用以上两个特征,可判断某函数是否为状态函数。 11
四. 热力学平衡态 1.定义：在一定条件下，系统中各个相的宏观性质不随时
间变化;且如系统已与环境达到平衡.
2.系统若处于平衡态,则系统满足： ①内部有单一的温度，即热平衡； ②内部有单一的压力，即力平衡； ③内部各相组成不变，即相平衡； ④内部各组分的物质的量不变，即化学平衡。
绪论
一:物理化学的任务和内容 1.什么叫物理化学 物理化学:就是利用物质间的物理变化和化学变化的相互联
系及相互影响来定量和定性地研究化学变化的规律.
2.物理化学的任务 3.物理化学的内容
0
二:物理化学研究的方法 三:物理化学的发展 四:物理化学的作用 五:怎样学习物理化学 六:要求
1
第一章 热力学第一定律
12
五. 过程和途径 ➢ 过程（process）：系统从一个状态到另一个状态
的变化。
途径（path）：系统从始态到末态的变化。
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同样始末态间可以用不同途径来 实 例：
两个不同的过程:
H2O(g),100° 47.360 kPa
b3
P=53.965kPa
T=20°C b2
始态
H2O(l),80° C
2
基本要求
1.理解热力学概念：系统和环境、过程和途径、平衡态、状 态、状态函数、可逆过程
2.理解热力学第一定律的叙述和数学表达式；
3.掌握pVT 变化、相变化和化学变化过程中，热、功及状 态函数U、 H 的计算原理和方法.
4. 复习化学反应热的计算
3
一. 热力学基本概述
1.热力学 2.热力学研究的方法 3.任务
若对于一定量的物质，已知系统的性质为 x 与 y ，则系统 任一其它性质 Z 是这两个变量的函数，即：
Z f (x, y)
例
若单相系统为混合物，则确定其状态除了需两个性质外， 还需有该相组成。若系统为由n种物质组成的混合物，要确定 其组成，需 ( n – 1 ) 个组成变量。
Z f ( x, y, n1.n2 ...nn1)
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2.状态函数两个重要特征：
①状态确定时，状态函数Z有一定的数值；状态变化时，状态
பைடு நூலகம்
函数的改变值Z只由系统变化的始态(1)与末态(2)决定，与变化
的具体途径无关： Z=Z2 – Z1 。 (殊途同归,变值相同)
Z2
Z dZ Z2 - Z1
Z1
②即系统经过一个循环过程状态函数的改变量为零. Z
=Z2 – Z1=0. Z dZ 0 (周而复始,变值为零) 从数学上来看，状态函数的微分具有全微分的特性，全微