热力学热定律
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 。
热力学三大定律
热力学三大定律热力学第零定律：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，那么它们也必定处于热平衡。
热力学第零定律是热力学三大定律的基础。
热力学第一定律是能量守恒定律。
能量既不能凭空产生，也不能凭空消失，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。
热力学第二定律有几种表述方式：克劳修斯表述热量可以自发地从较热的物体传递到较冷的物体，但不可能自发地从较冷的物体传递到较热的物；开尔文-普朗克表述不可能从单一热源吸取热量，并将这热量变为功，而不产生其他影响。
熵表述随时间进行，一个孤立体系中的熵总是不会减少。
关系热力学第二定律的两种表述（前2种）看上去似乎没什么关系，然而实际上他们是等效的，即由其中一个，可以推导出另一个。
意义热力学第二定律的每一种表述，揭示了大量分子参与的宏观过程的方向性，使人们认识到自然界中进行的涉及热现象的宏观过程都具有方向性。
微观意义一切自然过程总是沿着分子热运动的无序性增大的方向进行。
第二类永动机（不可能制成）只从单一热源吸收热量，使之完全变为有用的功而不引起其他变化的热机。
∵第二类永动机效率为100%，虽然它不违反能量守恒定律，但大量事实证明，在任何情况下，热机都不可能只有一个热源，热机要不断地把吸取的热量变成有用的功，就不可避免地将一部分热量传给低温物体，因此效率不会达到100%。
第二类永动机违反了热力学第二定律。
热力学第三定律通常表述为绝对零度时，所有纯物质的完美晶体的熵值为零。
或者绝对零度（T=0K）不可达到。
R.H.否勒和E.A.古根海姆还提出热力学第三定律的另一种表述形式：任何系统都不能通过有限的步骤使自身温度降低到0k,称为0K不能达到原理。
热力学中的自由能和热功定律
热力学中的自由能和热功定律热力学是研究物质热力学性质和能量转换规律的一门科学。
在热力学中，自由能和热功定律是两个重要的概念。
本文将探讨热力学中的自由能和热功定律的含义及其应用。
自由能是热力学中的一个核心概念，它描述了一个系统在不同条件下的稳定性和能量状态。
自由能分为内能与熵两个部分。
内能是指系统中分子和原子的动能和势能总和，而熵则是系统的无序程度。
自由能的表达式为G = U - TS，其中U表示内能，T表示温度，S表示熵。
根据自由能的定义，我们可以得到自由能随着温度和熵的变化而发生变化的结论。
在自由能的定义中，有一个重要的参数就是温度。
温度代表了系统的平衡状态。
根据热功定律，当系统与外界发生热交换时，热量会自发地从高温物体流向低温物体，直到达到热平衡。
热功定律是热力学的核心定律之一，即热量只能从高温物体流向低温物体，不可能反向流动。
这个定律的实质是能量守恒定律，即能量在宏观尺度上是守恒的。
根据热功定律，当系统自发地从一个状态变化到另一个状态时，它将尽量选择能量更低的状态。
这是因为自由能的取值越小，系统的稳定性越高。
例如，当我们将一杯热水放在冰箱中冷却时，热水会自发地冷却下来，直到达到与冰箱内部温度相等的状态。
这是因为冷却的过程使得自由能减小，系统更加稳定。
自由能的概念在热力学中被广泛应用于不同领域。
在化学反应中，自由能的变化可以用来预测反应的进行方向和速率。
根据自由能的变化，我们可以判断反应是放热反应还是吸热反应，以及反应的平衡位置。
在生物学中，自由能的概念也被用来解释生物体内的代谢反应和能量转换过程。
通过计算自由能的变化，我们可以了解生物体内的化学反应是否可逆以及能量如何转化。
热功定律在工程和能源领域也有着重要的应用。
例如，热功定律告诉我们如何设计高效能量转换装置，例如汽车发动机和热电发电机。
根据热功定律，我们可以优化系统的温度分布，以实现最大的能量转换效率。
此外，在能源转换和储存领域，热功定律也提供了重要的理论依据，帮助我们开发更加高效和可持续的能源技术。
热力学四大定律
热力学四大定律正如玻尔的名言：“谁要是第一次听到量子理论时没有感到困惑，那他一定没听懂。
”学习亦是如此。
热力学四定律：通常是将热力学第一定律及第二定律视作热力学的基本定律，但有时减少能够斯特定理当做第三定律，又有时将温度存有定律当做第零定律。
通常将这四条热力学规律泛称为热力学定律。
热力学理论就是在这四条定律的基础创建出来的。
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在热平衡。
这一结论称为“热力学第零定律”。
热力学第一定律：热力学的基本定律之一。
是能的转化与守恒定律在热力学中的表现。
它表示冷就是物质运动的一种形式，并说明，一个体系内能减少的量值△e（=e末-e 初）等同于这一体系所稀释的热量q与外界对它所搞的功之和，可以则表示为△e＝w＋q热力学第一定律也可以定义为：第一类永动机就是不可能将生产的。
热力学第二定律：它的表述有很多种，但实际上都是互相等效的。
比较有代表性的有如下三种定义方式：不可能使热量从低温物体传到高温物体而不引起其它变化（克劳修斯）。
不可能从单一热源吸取热量，使之完全变成有用功而不产生其它影响（开尔文）。
不可能制造第二类永动机（普朗克）。
以上三种说法（也包括其它表述法）所描述的一个事实是：一切与热现象有关的实际宏观过程都是不可逆的。
热力学第三定律：“不可能将并使一个物体加热至绝对温度的零度。
”这就是热力学第三定律。
根据热力学第三定律，在绝对零度下一切物质都停止运动。
绝对零度虽然不能达到，但可以无限趋近。
热力学三大定律
热力学三大定律热力学是数学、物理学和化学的分支，它研究物质在能量变化（如热能）位移过程中的变化状态，所涉及到热能和动力学等领域。
热力学的研究结果是以一套温度和热流大小（温度差和热流）为基础，对全然不同的热能过程进行描述的理论系统，被称为热力学三大定律。
热力学三大定律是指热力学第一定律（即热力学初等定律）、第二定律（即热平衡定律）和第三定律（即熵定律）。
热力学第一定律，也称为热力学初等定律，是热力学的基础定律，它的论述包括热的可交换性，热的可导性，热的可共存性，以及该定律基本方程式——热力学量的定义。
热力学第一定律认为，系统接触热源后所释放的热量（Q1）等于热源接触系统后所消耗的热量（Q2）：Q1=Q2 。
换句话说，在任何位置耗散的热量与该位置旁边的热源的热量相等。
热力学第二定律，也称为热平衡定律，它比第一定律更抽象，即本律用来描述系统如何响应热能以实现内部能量平衡。
该定律认为，热源以Q2的热量向流入系统，当系统做其他任务或传播，将部分热量以Q1的热量流出。
由Q2-Q1=Q3得出，这等于说，即使系统与热源相对立，系统也不可能从空气中获得热量，而是从热源流失一部分，得到Q3。
热力学第三定律，也称为熵定律，是由热力学家佩珀施曼（Rudolf Clausius）提出，侧重于定义热力学量“熵”（S）的概念，即能量耗散无止境，总体熵增加的定律，也称为熵不减定律。
具体来说，它规定，热源当向系统流入热量时，热源本身的熵减小，而系统本身的熵增加，其总熵不变。
热力学三大定律的论述，说明了热力学的最根本的奥秘，它们也构成了热力学的整体框架。
它们指向了原子和分子运动的热物理学视角，为热力学的发展揭开了新的篇章，也在实践中展现了更宏大的真理。
热力学三大定律有助于科学家正确分析物质构建世界观，从而更明确地解释热能转换和剩余能量在空间中的运动规律。
热力学四大定律
人类最伟大的十个科学发现之九：热力学四大定律18世纪，卡诺等科学家发现在诸如机车、人体、太阳系和宇宙等系统中，从能量转变成“功”的四大定律。
没有这四大定律的知识，很多工程技术和发明就不会诞生。
热力学的四大定律简述如下：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。
热力学第一定律——能量守恒定律在热学形式的表现。
热力学第二定律——力学能可全部转换成热能，但是热能却不能以有限次的实验操作全部转换成功(热机不可得)。
热力学第三定律——绝对零度不可达到但可以无限趋近。
法国物理学家卡诺（Nicolas Leonard Sadi Carnot,1796～1823）(左图)生于巴黎。
其父L.卡诺是法国有名的数学家、将军和政治活动家，学术上很有造诣，对卡诺的影响很大。
卡诺身处蒸汽机迅速发展、广泛应用的时代，他看到从国外进口的尤其是英国制造的蒸汽机，性能远远超过自己国家生产的，便决心从事热机效率问题的研究。
他独辟蹊径，从理论的高度上对热机的工作原理进行研究，以期得到普遍性的规律；1824年他发表了名著《谈谈火的动力和能发动这种动力的机器》（右图），书中写道：“为了以最普遍的形式来考虑热产生运动的原理，就必须撇开任何的机构或任何特殊的工作介质来进行考虑，就必须不仅建立蒸汽机原理，而且建立所有假想的热机的原理，不论在这种热机里用的是什么工作介质，也不论以什么方法来运转它们。
”卡诺出色地运用了理想模型的研究方法，以他富于创造性的想象力，精心构思了理想化的热机——后称卡诺可逆热机（卡诺热机），提出了作为热力学重要理论基础的卡诺循环和卡诺定理，从理论上解决了提高热机效率的根本途径。
卡诺在这篇论文中指出了热机工作过程中最本质的东西：热机必须工作于两个热源之间，才能将高温热源的热量不断地转化为有用的机械功；明确了“热的动力与用来实现动力的介质无关，动力的量仅由最终影响热素传递的物体之间的温度来确定”，指明了循环工作热机的效率有一极限值，而按可逆卡诺循环工作的热机所产生的效率最高。
热力学热量温度和热力学定律
热力学热量温度和热力学定律热力学热量、温度和热力学定律热力学是研究能量转化和传递的一门学科，其中热量、温度和热力学定律是热力学的重要概念。
本文将重点介绍热力学热量、温度和热力学定律的概念及其相互关系。
一、热量热量是物体间由于温度差异而传递的能量。
根据热力学第一定律，热量是一种能量形式，可以从一个物体传递到另一个物体，造成内能的转移和改变。
热量可以通过传导、传递和辐射等方式传递。
热量的单位是焦耳（J）。
在国际单位制中，1焦耳表示当1牛顿的力作用于物体上，物体被推动1米的距离时所做的功。
在传统单位制中，热量的单位是卡路里（cal）或者英国热量单位（BTU）。
二、温度温度是反映物体热平衡状态的物理量，也是衡量物体热态的度量标准。
温度是指物体内部每个分子运动的快慢程度，与热量的传递方向无关。
温度的单位有多种，国际单位制中常用的是开尔文（K），在传统单位制中则使用摄氏度（℃）或华氏度（℉）。
其中，绝对零度是温度的一个特殊点，它被定义为0K，绝对零度下物体的分子运动停止。
三、热力学定律热力学定律是热力学理论的基础，用于描述和解释热平衡系统中能量的变化和转移规律。
以下将介绍三条热力学定律：1. 热力学第一定律：也称为能量守恒定律，它表明能量在系统和周围环境之间的转化是守恒的。
即在一个孤立系统中，能量的总量是恒定的，能量可以从一个形式转化为另一个形式，但总量保持不变。
2. 热力学第二定律：该定律描述了自然界中的物质和能量的流动方向。
它表明热量无法从低温物体自发地传递给高温物体，热量总是从高温物体流向低温物体。
它还引申出了熵的概念，熵是系统中无序度的度量。
3. 热力学第三定律：也称为绝对零度定律，它表明当温度接近绝对零度时，系统的熵趋近于零，物体的分子运动趋向冻结状态。
这一定律对于研究高温、低温条件下能量转化和物质行为具有重要意义。
结语热力学热量、温度和热力学定律是研究能量转化和传递的基础概念。
热量是由于温度差异而传递的能量，温度反映物体的热态，热力学定律描述了热平衡系统中能量的转化和流动规律。
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。
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。
简述热力学三大定律,并指出其意义。
简述热力学三大定律,并指出其意义。
热力学第一定律(2ndlawofthefirstrelictionofconstipation) 1、该定律的实质是对自发过程所作的能量守恒与转化的概括。
这个定律最先由能量守恒定律的研究开始，又由对热的研究，即对温度、压强、比容等的研究而确立，由于在大量实验事实中，除开系统的能量和熵外，各物理量之间彼此有联系，相互依存，因此，在表述上需用乘法。
2、该定律揭示了自然界最普遍的一个规律——能量守恒，它是其他自然规律的基础。
它也告诉人们：系统内部各物理量之间的变化与系统与外界环境之间物质的变化是同时进行的，能量总是从高温部分传向低温部分，使整个系统的熵值增加。
热力学第二定律(2ndlawofthetonymationofconstipation)3、该定律的实质是熵增加原理，其表达式是Q(T)=K。
即系统混乱度增加的最终结果是混乱度(无序度)增加。
4、该定律体现了能量转化与守恒定律、不可逆定律以及质量守恒定律等自然界最普遍的规律之间的辩证关系。
4、该定律体现了物质与运动之间的关系。
例如，温度可用来描述物质的运动状态，即用来描述物质的无序状态;而运动是使温度升高的唯一原因。
5、热力学第二定律体现了任何事物都具有向一个方向变化的特征。
例如，如果热量只能自发地从低温物体传到高温物体而不可能反过来，那么在生产和生活中就会遇到很多困难。
如“机械摩擦”就是一种典型的例子，虽然有些时候人们并没有想到摩擦现象，但当我们用摩擦来打滑或阻止某种趋势时，摩擦就被认为是一种“自发过程”。
二、热力学第三定律(2ndlawofthetonythionofconstipation)1、该定律的实质是不可逆性原理。
如果对第二类永动机的违反违背了不可逆性原理，那么违背这一原理将得到人们的允许和支持，甚至受到人们的赞扬。
2、该定律揭示了不可能实现能量的转化与守恒。
例如，如果一个封闭系统中，物质的内能不能全部转化为机械能，那么不仅无法实现热力学第二定律，而且还违背了热力学第三定律。
热力学第一定律及其表达式
热力学第一定律及其表达式
热力学第一定律是能量守恒定律在热系统中的应用，它表明在任何一个封闭系统中，能量的增量等于系统所做的功加上系统所吸收的热量。
这一定律的表达式为ΔU=Q-W，其中ΔU表示系统内能量的增量，Q表示系统吸收的热量，W表示系统所做的功。
热力学第一定律的实质是能量不能自行消失，只能从一种形式转变为另一种形式。
这一定律对于热力学的研究具有重要的意义，它为热力学第二定律提供了理论基础，并为工程技术的发展提供了指导。
热力学第一定律的表达式ΔU=Q-W可以用于热力学系统的能量平衡分析。
例如，在化学反应中，反应物和产物的内能差可以通过测量反应热来确定，从而可以计算反应所做的功或吸收的热量。
在热机和制冷机中，热力学第一定律的表达式也被广泛应用。
总之，热力学第一定律是热力学研究的基础，它为热力学的发展和应用提供了重要的理论支持。
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第二章 热力学第一定律
第二章热力学第一定律基本公式功: δW = -P外dV热力学第一定律: dU =δQ + δW ΔU = Q + W焓的定义: H ≡ U + PV热容的定义: C=limΔT→0δQ/ ΔT等压热容的定义: C P =δQ P /dT =(∂H/∂T)P等容热容的定义: C V =δQ V /dT =(∂U/∂T)V任意体系的等压热容与等容热容之差: C P - C V = [P + (∂U/∂V)T] (∂V/∂T)P 理想气体的等压热容与等容热容之差: C P - C V = nR理想气体绝热可逆过程方程: γ = C P / C VPVγ-1 =常数T Vγ-1 =常数P1-γTγ=常数理想气体绝热功: W =C V(T1 – T2 ) W = P1V1 – P2V2 /γ-1热机效率: η = W/Q2可逆热机效率: η = T2 – T1 / T2冷冻系数: β= Q1′/W可逆制冷机冷冻系数: β = T1 / T2 – T1焦汤系数: μ = ( ∂T/ ∂P)H = - (∂H/∂P)/C P反应进度: ξ= n B – n B0 / νB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= 1 mol 时Δr H m= Δr U m +ΣBνB RT化学反应等压热效应的几种计算方法:Δr H m⊖=ΣBνBΔf H m⊖(B)Δr H m⊖=ΣB (єB )反应物 - ΣB(єB )产物Δr H m⊖= -ΣBνBΔC H m⊖(B)反应热与温度的关系: Δr H m(T2) =Δr H m(T1) + ∫21T TΔr C P dT表 1-1 一些基本过程的W 、Q、△U 、△H 的运算过程W Q △U △H 理想气体自由膨胀0 0 0 0 理想气体等温可逆 -nRTLnV2/V1 -nRTLnV2/V10 0任意物质等容可逆理想气体0∫C V dT∫C V dTQ v∫C V dT△U + V△P∫C P dT任意物质等压可逆理想气体-P外△V-P外△V∫C P dT∫C p dTQ P - P△V∫C V dTQ P∫C P dT理想气体绝热过程C V(T2 – T1)1/γ-1(P2V2-P1V1) 0 ∫C V dT ∫C P dT理想气体多方可逆过程PVδ=常数n R/1-δ(T2-T1) △U + W ∫C V dT ∫C P dT 可逆相变(等温等压) -P外△V Q P Q P -W Q P化学反应(等温等压) -P外△VQ PQ P – WΔr H m=Δr U m+ΣBνB RTQ PΔr H m⊖=ΣBνBΔf H m⊖(B) 例题例1 0.02Kg 乙醇在其沸点时蒸发为气体。
热力学三大定律
热力学第一定律热力学第一定律：也叫能量不灭原理，就是能量守恒定律。
简单的解释如下：ΔU = Q+ W或ΔU=Q-W（目前通用这两种说法，以前一种用的多）定义：能量既不会凭空产生，也不会凭空消灭，它只能从一种形式转化为其他形式，或者从一个物体转移到另一个物体，在转化或转移的过程中，能量的总量不变。
基本内容：热可以转变为功，功也可以转变为热；消耗一定的功必产生一定的热，一定的热消失时，也必产生一定的功。
普遍的能量转化和守恒定律在一切涉及热现象的宏观过程中的具体表现。
热力学的基本定律之一。
热力学第一定律是对能量守恒和转换定律的一种表述方式。
热力学第一定律指出，热能可以从一个物体传递给另一个物体，也可以与机械能或其他能量相互转换，在传递和转换过程中，能量的总值不变。
表征热力学系统能量的是内能。
通过作功和传热，系统与外界交换能量，使内能有所变化。
根据普遍的能量守恒定律，系统由初态Ⅰ经过任意过程到达终态Ⅱ后，内能的增量ΔU应等于在此过程中外界对系统传递的热量Q 和系统对外界作功A之差，即UⅡ－UⅠ＝ΔU＝Q－W或Q＝ΔU＋W这就是热力学第一定律的表达式。
如果除作功、传热外，还有因物质从外界进入系统而带入的能量Z，则应为ΔU＝Q－W＋Z。
当然，上述ΔU、W、Q、Z均可正可负（使系统能量增加为正、减少为负）。
对于无限小过程，热力学第一定律的微分表达式为δQ＝dU＋δW因U是态函数，dU是全微分[1]；Q、W是过程量，δQ和δW只表示微小量并非全微分，用符号δ以示区别。
又因ΔU或dU只涉及初、终态，只要求系统初、终态是平衡态，与中间状态是否平衡态无关。
热力学第一定律的另一种表述是：第一类永动机是不可能造成的。
这是许多人幻想制造的能不断地作功而无需任何燃料和动力的机器，是能够无中生有、源源不断提供能量的机器。
显然，第一类永动机违背能量守恒定律。
热力学第二定律(1)概述/定义①热不可能自发地、不付代价地从低温物体传到高温物体(不可能使热量由低温物体传递到高温物体，而不引起其他变化，这是按照热传导的方向来表述的)。
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。
【物理化学】2-02热力学第一定律
结论: 当始, 终态确定的条件下, 不 同途径有不同大小的热量.
热是途径函数!
2功 系统与环境间除热量外的另一种能量交换形式 (由微观粒子的有序运动所引起的) 环境对系统作功取“ + ”, 反之取“ － ”
体积功(本节) 功
电功(电化学章) 非体积功
表面功(表面现象章)
dl F (环) = p (环) A
•又要马儿跑, 又要马儿不吃草是不可能的. •将欲取之, 必先与之. •天上不会掉下馅饼. •一份耕耘, 一份收获.
的热“量”(Q), 而不是象状态函数那样的始, 终态
之间的“增量” ( T =T2-T1, Q=Q2-Q1 );
• 一个微小途径对应微小热“量”(dQ), 同时对应
各状态函数的微小“增量”(如 dT, T2 = T1 + dT );
• 上述提醒对“功”同样有效！
我们拥有一个家 名字叫状态函数 兄弟姐妹都很多 但是没有功和热
式中U是状态函数, Q和W是途径函数. 当系统从状态1
变化到状态2, 不同途径Q和W的不同, 但Q + W却与途径无
关.
状态1 U1
QW Q W
状态2 U2 U = U2－U1
Q + W = Q + W = U
5. 热力学第一定律的其它叙述方式
第一类永动机是不能创造的. 内能是系统的状态函数.
…………
T
V
n
p
一定状态的系统 Cp
U
A
HS
G
WQ
H2 1mol, 0℃ 101325Pa
Q=0
Q = 1135J
恒温 热源 0℃
11m01oH3l2,25H0P2℃5a, 15m66o真3lP,空a0℃p环, =0
热力学第一、二定律
二、能量守恒定律
内容：能量既不会凭空产生， 1、内容：能量既不会凭空产生，也不会凭 空消失，它只能从一种形式转化为另一种形式， 空消失，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， 或者从一个物体转移到另一个物体，在转化或 转移的过程中其总量不变． 转移的过程中其总量不变．
热力学第一定律 能量守恒定律 热力学第二定律
思考：改变物体内能的方式有做功和热传递 两种，如果物体在跟外界同时发生做功和热 传递，内能的变化与热量Ｑ及做的功Ｗ之间 又有什么关系呢？
一、热力学第一定律
1、热力学第一定律的内容 ——物体内能的增量等于外界向它传递的热量与外 物体内能的增量等于外界向它传递的热量与外 界对它所做的功的和。 界对它所做的功的和。这个关系叫做热力学第一定 律。 2、热力学第一定律的表达式
2、能量守恒定律的意义： 、能量守恒定律的意义：
①能的转化和守恒定律是普遍的定律，是分析解决问题的重要 能的转化和守恒定律是普遍的定律， 能的转化和守恒定律是普遍的定律 的方法，能量守恒定律是认识自然 改造自然的有力武器。 能量守恒定律是认识自然、 的方法 能量守恒定律是认识自然、改造自然的有力武器。 ②能的转化和守恒定律庄严宣告了永动机幻想的彻底破灭，即第 能的转化和守恒定律庄严宣告了永动机幻想的彻底破灭， 能的转化和守恒定律庄严宣告了永动机幻想的彻底破灭 一类永动机（不消耗能量却能源源不断地对外做功的机器） 一类永动机（不消耗能量却能源源不断地对外做功的机器）不可 能制成（原因：违背了能量守恒定律）。 能制成（原因：违背了能量守恒定律）。
两种表述是等价的。 2、两种表述是等价的。
3、热力学第二定律的意义： 热力学第二定律的意义：
——揭示了自然界中涉及热现象（即有大量分子参 揭示了自然界中涉及热现象（ 揭示了自然界中涉及热现象 的宏观过程的方向性， 与）的宏观过程的方向性，是独立于热力学第一定 律的一个重要自然规律。 律的一个重要自然规律。
热力学定律
热力学定律基础知识归纳一、功和内能1、绝热过程：系统只由于外界对它做功而与外界交换能量，它不从外界吸热也不向外界放热2、要使系统状态通过绝热过程发生变化，做功的数量只由过程始末两个状态决定而与做功的方式无关．二、内能1、内能概念：任何一个热力学系统都存在一个依赖系统自身状态的物理量，这个物理量在两个状态间的差值等于外界在绝热过程中对系统所做的功，我们把这个物理量称为系统的内能．2、在绝热过程中做功与内能的变化关系：ΔU＝W三、热和内能1、热传递：热量从高温物体传到低温物体的过程．2、关系描述：热量是在单纯的传热过程中系统内能变化的量度．3、公式表达：ΔU＝Q四、功和内能的关系1、内能与内能的变化的关系（1）物体的内能是指物体内所有分子的平均动能和势能之和．在微观上由分子数和分子热运动激烈程度及相互作用力决定，宏观上体现为物体温度和体积，因此物体的内能是一个状态量．（2）当物体温度变化时，分子热运动激烈程度发生改变，分子平均动能变化．物体体积变化时，分子间距离变化，分子势能发生变化，因此物体的内能变化只由初、末状态决定，与中间过程及方式无关．2、做功与内能的变化的关系（1）做功改变物体内能的过程是其他形式的能(如机械能)与内能相互转化的过程．（2）在绝热过程中，外界对物体做多少功，就有多少其他形式的能转化为内能，物体的内能就增加多少；物体对外界做多少功，就有多少内能转化为其他形式的能，物体的内能就减少多少．3、功和内能的区别（1）功是过程量，内能是状态量．（2）在绝热过程中，做功一定能引起内能的变化．（3）物体的内能大，并不意味着做功多．在绝热过程中，只有内能变化较大时，对应着做功较多．五、“温度”、“热量”、“功”、“内能”的辨析1、内能和温度从宏观看，温度表示的是物体的冷热程度；从微观看，温度反映了分子热运动的剧烈程度，是分子平均动能的标志．物体的温度升高，其内能一定增加．但物体吸收热量内能增加时，温度却不一定升高．2、内能和热量（1）热量的概念在涉及能量传递时才有意义．我们不能说一个物体具有多少热量，只能说在传热过程中物体吸收或放出了多少热量．（2）在单纯传热的过程中，物体吸收热量，内能增加，物体放出热量，内能减小，热量是内能改变的量度．3、热量和做功（1）热量和功，都是系统内能变化的量度，都是过程量，一定量的热量还与一定量的功相当，热量可以通过系统转化为功，功也可以通过系统过程转化为热量，但它们之间有着本质的区别．（2）用做功来改变系统的内能，是机械能或其他形式的能和内能之间的转化过程．（3）用传热来改变系统的内能，是系统间内能转移的过程．六、热力学第一定律1、内容：一个物体，如果跟外界同时发生做功和热传递的过程物体内能的增加为 U=W+Q，即一个热力学系统的内能增量等于外界向它传递的热量与外界对它所做功的和。
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过程函数的特点
只有系统发生一个变化时才有过程函数。 过程函数不仅与始、终态有关，还与途径有关。
没有微分，只有微小量。微小量用Q、 W表示。
可逆体积功
１．可逆过程(Reversible process)：在一系列无限接近平衡 条件下进的过程，称为可逆过程。
①无限接近平衡态； ②系统可以复原且对环境不留痕迹。 ２．可逆体积功计算［Ｗ ＝０，Ｗ（体）＝Ｗ］
系统所有宏观性质的综合表现 描写系统的宏观性质
状态函数（性质）的特点： 1、状态函数的增量只与系统的始末态有关，与系
统变化的具体过程无关； 2、状态与状态函数之间是单值函数。
研究热力学状态函数说明几点：
1、描述系统的状态并不需要全部性质的罗 列，用独立变化的变量来描写。
2、热力学研究的系统是平衡态，即系统的 状态函数不随时间变化。
热力学基本概念及术语 热力学第一定律 恒容热、恒压热、及焓 摩尔热容 热力学第一定律对理想气体的应用 热力学第一定律对实际气体的应用 热力学第一定律对相变化的应用 热力学第一定律对化学变化的应用
§2-1热力学基本概念及术语
一、系统与环境 二、系统的性质 三、状态和状态函数 四、平衡态 五、过程和途径 六、过程函数 七、可逆体积功 八、热力学能
讨论：
1、系统为隔离系统时，Q=0，W=0，△U=0； 2、热力学能是状态函数只与始末态有关，与过程
无关， 而功和热是途径函数，与过程有关。
焦耳实验
100kPa
理想气体
真空
焦耳实验
焦耳实验结论： p外=0， W=0； 又：温度不变， Q=0； △U=Q+W=0
理想气体向真空膨胀热力学能不变，实验结果： dU=0，dT=0，dV≠0
p2=192.5kPa T2=79 ℃
由于压缩机压缩气体的过程速度很快，故上述过程可 看作绝热过程，即Q=0。所以， △U=W
有：W = △U=n CV (T2 - T1) =1 ╳ 25.29 ╳（79 - 25）J=1366J
一、定容摩尔热容：CV，m
Molar Constant-Volume Heat Capacity
定义
１mol物质在恒容、非体积功为零条件 下，仅因温度升高 1 K 所需的显热。
CV，m= QV，m/dT=(Um/T)V 单位：J•K-1•mol-1
CＶ，ｍ与ＱＶ、 Ｕ的关系
T2
QV Un CV,mdT （恒容且Ｗ ＝０）
微小变化：ＱＰ＝ｄＨ （适用条件：
恒压且Ｗ ＝０）
讨论
1、QＰ＝ H ，因此，恒压热只取决于始末态， 与过程的具体途径无关；
2、焓是状态函数，具有能量单位； 3、焓没有明确的物理意义，特殊情况下等于热； 4、由于热力学能没有绝对值，所以焓也没有绝对值； 5、理想气体简单pVT变化时热力学能只是温度的函数，则
p1V2T2
讨论QP与QV的关系： QP - QV= △H2 - △U1= △U2+ △（pV）- △U1
= △（pV）= △（nRT）
§2-4 摩尔热容
Molar Heat Capacity
• 一、定容摩尔热容：CV，m • 二、定压摩尔热容：ＣP，m • 三、CV，m与CP，m的关系 • 四、Ｃp，m与T的关系 • 五、平均摩尔热容
(2)封闭系统(Closed system)：系统与环境有能
量交换，无物质交换。
(3)敞开系统(Open system) ：系统与环境有能
量交换，也有物质交换。
二、系统的性质
The Properties of System
性质
(Properties)
强度性质
Intensive properties
一、系统与环境
(system and surroundings )
系统
我们要研究的那部分物质。即 研究的对象称系统。也称系统或 体系。
空气 水
环境
系统分类
系统之外与之有直接联系的那
部分真实世界。（物质或空间）
烧杯
(1)隔离系统（孤立系统）(Isolated system)：
系统与环境无能量交换，也无物质交换。
此时，因为非恒压过程，所以： △H≠QP
例：压缩机气缸吸入101.325kPa 、25℃的空气，经压 缩后压力提高到192.5kPa ，温度为79 ℃，已知 CV， m=25.29 J/mol·K，试求每压缩1 mol空气时的功W。
解： 空气：1 mol
空气1 mol
p1=101.325kPa T1=25 ℃
系统的能量包括: 动能、势能和分子内能量。
热力学能
系统内部所有粒子微观能量总和。 用U表示，单位为J，kJ
热力学能组成： 分子的动能——由分子的热运动产生，是Ｔ的函数。 分子间相互作用势能——主要取决于分子间距离，是Ｖ、
Ｔ的函数。（对理想气体没有势能） 分子内部的能量——电子、原子核等的能量。
对热力学能讨论：
T1
恒压、W ’=0
恒容摩尔热容和恒压摩尔热容对理想气体的应用
因为理想气体的热力学能和焓只是温度的函数，所以 对于理想气体无化学变化和相变化的过程，只要温度由T1 变到T2，其热力学能变化和焓变均可由下式计算：
T2
U n CV,mdT
T1
T2
H n CP,mdT
T1
此时，因为非恒容过程，所以： △U≠QV
系统进行一个恒压且Ｗ ＝０的过程中与环
恒压热
Heat at constant pressure
境交换的热。用ＱＰ表示。 单位：J或 kJ
Qp与H 的关系
dp=0且W ＝0时：W＝－p（V2－V1）
Qp＝ U－W＝ U＋p（V2－V1） ＝（U2－U1）＋（p2V2－p1V1） ＝（U2＋p2V2）－（U1＋p1V1） ＝H2－H1＝ H
2、封闭系统热力学第一定律数学表达式
隔离系统 = 系统 + 环境 隔离系统能量增量 =系统的能量增量 + 环境的能量增量
系统的能量增量＝ U 环境的能量增量＝ －（Q＋W）
U－(Q＋W)＝０ 或 U＝(Q＋W) 对变化无限小的量：dU＝ Q＋ W
３．热力学第一定律的其他表述: 第一类永动机不能制造出来。 隔离系统的热力学能为一常量。
• 热平衡 • 机械平衡 • 化学平衡和相平衡
四、平衡态
１．定义：
处于某状态下的系统的状态函数均不随时间 而改变时，则称为热力学平衡态．
２．平衡态必须满足的条件：
热平衡
Ｔ不变
力平衡
p不变
③相平衡
组成不变
化学平衡 组成不变
五、过程和途径
Process and Path
过程
系统状态发生的任何变化
途径
主要讨论显热、潜热、化学过程热。
功
除热之外的系统与环境交换的能量
Work
用Ｗ表示。规定Ｗ＞０（正值）表示系统接受功; Ｗ＜０(负值) 表示系统对外作功。单位Ｊ，kJ
主要讨论体积功、非体积功（非体积功用Ｗ表示）
体积功
由于系统体积变化，系统与环境交换的能量 称为体积功。（Ｗ ＝０ 时的Ｗ）
截面积A
热源
焓H＝U＋pV也只是温度的函数。
四、QV＝U、QP＝H两公式的意义
１．将不可测量的量Ｕ、 Ｈ转变为可测量的量Ｑ； ２．将与途经有关的过程函数Ｑ、转变为与途经无关的状态函
数的变化量Ｕ、 Ｈ，可以用设计虚拟过程进行计算。
例：理想气体如下过程：
p1V1T1
1、恒容过程 QV
QP 2、恒压过程
p2V1T2 △U=0
广延性质
Extensive properties
系统的宏观性质。如：p、V、T、n、 Vm等。性质可分为两类。
与物质的数量无关，不具有加和性 的性质。如：p、T、Vm
与物质的数量成正比，具有加和性 的性质。如：V、n
广/广=强 如：V/n=Vm
三、状态和状态函数
状态
State
状态函数
state functions
焓
Enthalpy
焓的单位 焓的特性
二、焓的定义
The definition enthalpy
H＝U＋pV
与Ｕ相同 Ｊ、kJ 状态函数、广延性质
焓是人为导出的函数本身没有物理意义。
焓与热力学能一样目前还无法得到其绝对值，只能计算 系统发生变化时的改变量。
三、恒压热与焓变
Heat at constant pressure and Enthalpy
1、热力学能是状态函数： 2、热力学能是容量性质： 3、热力学能 没有绝对值。 4、热力学能通常是T、V的函数，对理想气体热力学能只是
温度的函数。
§2-2 热力学第一定律
First Law of Thermodynamics
1、热力学第一定律
文字表述
隔离系统无论经历何种变化其能量守恒。 隔离系统中能量的形式可以相互转化，但不 会凭空产生，也不会自行消灭。
p 1 V 1 阴 影 面 积 代 表 W e,4 p 2V 2
V1
V2 V
例1：1mol理想气体经历如下过程，计 算功。
101.325kPa 1、向真空膨胀 50.66kPa
273.15K
2、反抗恒外压
V1=22.5dm3 3、等温可逆膨胀 解：1、向真空膨胀，p=0，W=0；
273.15K V2=44.8dm3
T1
二、定压摩尔热容：CP，m
Molar Constant-Pressure Heat Capacity
定义
１mol 物质在恒压、非体积功为零条件下，仅 因温度升高 1K 所需的显热。
CP，m= QP，m/dT=(Hm/T)P
单位：J•K-1•mol-1 ＣP，m与Ｑp、 Ｈ的关系