热力学概论之状态与状态函数
第二章---化学与热力学
对于有限变化：
dH =δQp,W 0
对于不做非体积功、等 压过程，体系的焓变在 数值上等于反应热效应。
H Qp,W 0
放热反应 △H < 0
吸热反应 △H > 0
2、等容热效应
对气相反应 ： aA + bB = dD + eE 由
δQ dU psu dV
等容过程： △U= Qv 因为： △H = Qp 故： △H =△U+ △ n· RT 或： QP= Qv+ △ n · RT 其中： △ n =（d + e）–（a +b） 对固、液相（凝聚相）反应: △H ≈△U
例如：
2）标准燃烧焓 c Hm
在温度T 时，B 完全燃烧时的标准摩尔焓变 ---- B 的标准摩尔燃烧焓 燃烧热计算反应的标准焓变：
ΔrHo =∑ΔcHo反应物 - ∑ΔcHo 产物
第三节
化学反应的方向性
一、热力学第二定律 1、自发过程 不需外力能发生的过程 ---- 自发过程 自发过程的特点 --- 1) 单向性 （逆向不自发 ？？）
ΔH < 0
ΔH > 0
ΔH
Ag+ (aq) + Cl-
×
ΔSo > 0
(aq)
O2 (g) + C (s) = CO2(g)
= AgCl (s) ΔSo <0
ΔS
×
37
二、化学反应的Gibbs自由能变
（一）Gibbs自由能（G）
定义： G = H –TS = U + PV - TS （G 为状态函数） 意义：是体系等温等压下做非体积功的能力。 反应过程G的减少量( -△G)是体系能做的最大非膨 胀功，即自由能降低的方向就是反应自发的方向。
热力学状态函数及其关系式.完整版PPT资料
由于U、H、F、G为状态函数 U＝U(S，V)，H＝(S，p)，F＝F(T，V)，G＝G(T，p)
dU U dS U dV
S V
V S
dH H dS H dp
S V
V S
dF F dT F dV
T V
V T
dG
G dT T VLeabharlann G pTdp
dUTdSpdV
dHTdSVdp
dFSdT pdV dGSdTVdp
U H T S V S p U F p V S S T
T p 2 u V S S V SV
T p
S
V S
p
2H Sp
由于U、H、F、G为状态函数
麦U＝克U斯(S韦，(MV)a，xwHe＝ll ()S关，系五p式)，个F＝F状(T，态V)，函G＝数G(TU，p、) H、S、F、G，以及可以直接测量p、
吉热布力斯 学-状亥态姆函霍V数滋及(、G其ib关bTs系-、H式elmChopltz、)方程Cv等函数，为重要的热力学性质；其中基本
定义：
T
1 V V T p
SpT
V Tp
TV
dHTdSVdp H pTT S pTVV(1TT)
由于膨胀系数αT可以通过测量得到，因此可用上两式 得到某温度下材料的S和H随压力的变化。
吉布斯-亥姆霍滋(Gibbs-Helmholtz)方程
GH-TS
G＝ H S
TT
G T T p H T T p T S p ＝ T 1 H T p H 1 T T p T S p
热力学状态函数及其关系 式
状态函数关系式 麦克斯韦(Maxwell )关系式 吉布斯-亥姆霍滋(Gibbs-Helmholtz)方程 基尔霍夫(Kirchhoff )公式 克劳修斯-克拉配龙(Clausius-Glapeyron)方程 埃阑菲斯特(Ehrenfest)方程 理查德(Richard)规则和楚顿(Trouton)规则
热力学第一定律2-2
水气+空气
绝热壁 热水 冷水
热水为系统：Q<0，系统散热；
整个容器内部为系统：Q＝0，系统内部进行热传递，不与 环境进行热交换。
2．功 定义： 热力学中，称除热以外其它各种形式传递的能量为功 ， 用W表示 ，它是一种机械有序的能量。 说明：
a.功是过程函数，微量功用W表示 。
b.规定：系统对环境做功
用U表示，单位：J，kJ
热力学能包括：分子的平动能、转动能、振动能、电 子运动能、核运动能及分子间相互作
用的势能。
说明： a. U不包括系统宏观运动的动能和势能
b. U为具有广度性质的状态函数
U f (T , V )
U U dU dT dV T V V T
无能量交换也无物质交换
孤立系统
系统+环境=孤立系统
水气 水
电 阻 丝
水气 水
电 阻 丝
水气
绝热壁
水
敞开系统
封闭系统
孤立系统
（以整个容器为系统）
二、状态与状态函数
1．状态：系统存在的状况，是系统所有性质的综合表现。 2．状态函数：用来描述系统状态的参数。如T、p、V、U、
H、S等。
3. 状态函数的特征： ① 状态函数是状态的单值函数。 状态一定，所有的状态函数定；若状态改变，至少有 一个状态函数变。
② 状态函数的变化值仅与始、末态有关，与具体的
实现过程无关；状态函数的变化量=终态的函数值 −始态的函数值。如： T T 2 T1 状态函数的变化量为零。 ③ 状态函数间有一定的联系，一个函数可以用其它的 函数来表示，状态函数的变化值在数学上是全微分 的。 例：对于定量纯物质的单相系统 ；循环过程
热力学基础(1-2)
盖斯定律： 化学反应不管是一步完成还是分 几步完成，其反应热总是相同的。
P29 试由键能计算下列发应的焓变 CH3CH3(g) ② C(g) + 6H(g)
根据Hess定律： H ② = H ① + H ③ ∵ H ①=rH m, H ②=bH m(C-C, 6C-H), H ③=bH (C=C, 4C-H, H-H) ∴ rH m= bH m(C-C, 6C-H)－bH m(C=C, 4C-H, 反应物 产物 H-H)
反应进度必须对应具体的反应方程式。
3.热化学方程式 表示化学反应及其反应热(标准摩尔焓 变)关系的化学反应方程式。 2H2(g)+O2(g) 2H2O(g) mol △ rHm 298 = -483.64kJ· -1
△ rHm 称为反应的标准摩尔焓变。
标准状态： 气体：T，p = p =100kPa 液、固体：T，p 下，纯物质 溶液：溶质B，bB=b =1mol· -1 kg cB=c =1mol· -1 L
敞开体系：与环境有物质交换也有能量交换。
封闭体系：与环境无物质交换有能量交换。
隔离体系：与环境既无物质也无能量交换。
2.1.2 状态和状态函数
状态(state)：系统的宏观性质的综合表现。 状态函数(state function)：描述系统性质的物 理量。(p,V,T) 特点：① 状态一定,状态函数一定。 ② 状态变化,状态函数也随之而变(未 必所有状态函数都要变化)。
U 2 U1 U
热力学能变化只与始态、终态有关，与 变化途径无关。
2.2.3 热力学第一定律
(first law of thermodynamics)
能量具有各种不同的形式，它们之间可以相 互转化，而且在转化的过程中能量的总值不变！ 热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律。 Q U1 W U2 U2 = U 1 + Q + W U2 - U 1 = Q + W
物理化学复习重点
第一章气体液体的饱和蒸汽压是其自身的固有性质，其值只与温度有关。
T↑，饱和蒸汽压↑在敞口容器中加热液体，当蒸气的压力略高于外压时，液体开始沸腾，这时的温度称为沸点。
液体饱和蒸气压越大，沸点越低。
降低外压，其沸点也随之降低。
易液化的气体临界温度较高NH3, 难液化的气体临界温度较低H2,He理想气体不能液化，真实气体才可以V随P变化不大：凝聚相，液体很难压缩水平线，气液平衡，饱和蒸气压第二章热力学基本原理2.1 热力学概论和一些基本概念2.2 热力学第一定律2.3 功和过程2.4 热和热容2.5 热力学第一定律的应用2.6 热力学第二定律2.7 Carnot循环和Carnot定理2.8 熵的概念及其物理意义2.9 Helmholtz自由能和Gibbs自由能2.10 过程方向和限度的热力学判据2.11 热力学函数之间的相互关系2.1 热力学概论和一些基本概念(1) 系统与环境：系统+环境=大的孤立系统(2) 系统的(宏观)性质广度性质具有加和性，强度性质不具有。
(3) 热力学平衡态热平衡、力平衡、相平衡、化学平衡(4) 状态与状态函数状态函数在数学上具有全微分的性质，当系统的状态发生了一个无限小的变化，状态函数 Z 的变化记为dZ ，状态函数 Z 的变化为，非状态函数不能积分，变化用δ，区别于状态函数的d.（5） 过程与途径(6) 热和功热和功是系统和环境间能量交换的两种不同形式。
都与过程相联系，即使始态和终态相同，过程不同，交换的热和功也会不同。
不是状态函数！ 微小变化用δ表示，以区别于d ；某一过程的热（或功）交换用Q (或W)表示，不用ΔQ (或ΔW )。
热是大量分子无规则运动的一种表现。
由于温差,系统与环境之间传递的能量称为热符号Q 单位J ，系统吸热 Q > 0 系统放热 Q < 0除热外,系统与环境间传递的其他能量称为功，是大量分子(或粒子)有序运动的一种表现。
符号W 单位J ，系统得到功W > 0，系统做功W < 0热和功的特点1. 是传递的能量,一定要与过程相联系2. 不是状态函数膨胀功(体积功) We ；非膨胀功Wf ：电功 表面功2.2 热力学第一定律系统的总能量（E ）由T(动能)、V (势能)和系统内部的能量U 三部分构成。
教学要点热力学函数UHSG的物理意义2应
说明：在等容过程中，体系吸收的热量QV全 部用来增加体系的热力学能。
问题2：Qp 与Qv 之间的关系？
6. Qp与Qv之间的关系：
● Qp = H
Qv = U + p V
H = U + p V = U + nRT
Qp = Qv + nRT
3. H 、ΔH的物理意义：
焓：● 定义 H ＝ U ＋ pV
● ΔH = ΔU + pΔV ● ΔH = Qp ● QV = Δ U
焓(H):是状态函数，等压反应热就是体系的焓 变
问题1： H是状态函数还是非状态函数？ H 呢？
4. 等压反应热
ΔH = Qp
5. 等容反应热： （ΔV = 0）
标准态对温度没有规定，不同温度下有 不同标准态
5-3 化学热力学的四个重要 状态函数
一 、 热力学能(内能)
1.热力学能：体系内部一切能量的总和
称为体系的热力学能(U)。 包括分子运动的动能，分子间的位能以及
分子、原子内部所蕴藏的能量。
问题：U 是否为状态函数？ ΔU呢？
＊U： ① 绝对值无法确定； ② 体系状态发生改变时，体系和环
始 p1=101.3kPa T1=373K V1=2m3
态
p1= 202.6kPa
终
T1= 373K
V1=1 m3
态
（II）加压、升温
P3=303.9kPa
T3=473K V3=0.845m3
减、降温
图3-1 理想气体两种不同变化过程
七、 热力学标准态
反应物与生成物都是气体时，各物质的分 压为1.013 105 Pa 反应物与生成物都是液体时，各物质的浓 度为1.0 mol• kg-1 固体和液体纯物质的标准态指在标准压 力下 的纯物质
热力学能是状态函数
热力学能是状态函数
热力学能是一个重要的概念，它不仅提供了一种定量衡量物理系统所处当前状态的有效方式，而且也为研究热力学系统的变化提出了重要的参考点：热力学能的状态函数。
热力学能是状态函数的一个重要概念，它可以帮助人们理解物理系统的热力学行为以及如何使用其效果。
一. 热力学能是什么？
热力学能（thermodynamic energy）是指热力学系统中存在的能量，它可以在特定的状态函数之间流动。
它通常用特定的单位来衡量，比如焦耳或电子伏特。
二. 热力学能如何作为状态函数利用？
热力学能拥有多种形式，它可以作为物理系统的状态函数来使用，用以说明物理系统可以提供的能量。
例如，可以用热力能来实现热力学过程，从而影响物理系统静止时所包含的势能。
三. 最终
热力学能是一个非常重要的概念，它可以帮助我们理解物理系统，从而利用它的热力学行为。
它也可以用作状态函数，从而推断物理系统所能提供的能量，从而在实际应用中发挥作用。
化学变化中各状态函数的计算方法
摘要状态函数是物理化学中计算热力学过程函数变的核心，状态一定，状态函数的值一定，其所得的差值只取决于物质过程的始终态，但本文只是对化学变化中各状态函数的计算方法做的归类总结，即对热力学能变化量(ΔU)、焓变(ΔH)、熵变(ΔS)、亥姆霍兹自由能变(ΔA)、吉布斯自由能变(ΔG) 的计算方法做了总结。
对于个别状态函数的解法附有简单的例题来加以说明。
关键词：状态函数；热力学能变化量；焓变；熵变；亥姆霍兹自由能变；吉布斯自由能变AbstractState function is calculated in physical and chemical thermodynamics process function becomes the core, the state must, state function value must be the difference in value, and its income depends only on material process throughout, but the article just normal for chemical change in each state function calculation method of deflection-proof, i.e. do of thermodynamic energy variation (Δ U), enthalpy getting (Δ H), entropy change (Δ S),helmholtz free can change (Δ A), gibbs free energy getting (Δ G), summarizes the calculation method. The solution for individual state function with simple example to try to explain it.Key words：State function; Thermodynamic energy variation; Enthalpy variable; Entropy change; Helmholtz free can change; Gibbs free energy change目录引言 (1)1 化学变化中涉及的状态函数 (2)2 化学变化中各状态函数的具体计算 (2)2.1热力学能 (2)2.2 热力学能变化量的计算 (2)2.2 焓变的计算 (3)2.2.1 焓的定义 (3)2.2.2 焓变 (3)2.2.3在标准状态下化学反应焓变计算归类如下 (3)2.2.4利用键焓值计算焓变 (4)2.2.5利用燃烧焓值计算焓变 (4)2.2.6利用盖斯定律 (4)2.2.7利用Kirchhoff定律计算化学反应焓变： (5)2.3 熵变的计算 (5)2.3.1 熵的定义 (5)2.3.2 熵变 (5)2.3.3 熵变的计算 (6)2.4 亥姆霍兹自由能变的计算 (7)2.4.1 亥姆霍兹自由能 (7)2.4.2 亥姆霍兹自由能变的计算 (7)2.5 吉布斯自由能变的计算 (8)2.5.1吉布斯自由能与温度的关系—Gibbs-Helmholtz方程 (8)2.5.2吉布斯自由能与压力的关系 (8)2.5.3 根据反应系统中各物质的标准生成吉布斯自由能∆f G mθ，计算反应的∆r G mθ (9)2.5.4根据化学反应等温方程式(霍夫曼等温方程式)计算反应∆r G mθ (9)2.5.5由一些反应的Kθ求算未知反应的∆r G mθ (10)2.5.6根据电池的标准电动势Eθ计算反应的∆r G mθ (11)3 小结 (12)参考文献 (13)致谢 (14)引言状态函数是由系统状态唯一确定的热力学量，又称为热力学函数。
第二章 热力学概论
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4.状态和状态函数（state function）
描述系统需要用到热力学性质，研究系统要涉及状态 描述系统需要用到热力学性质，研究系统要涉及状态 热力学性质 和状态变化。 和状态变化。 ） （1）状态 纯物质单相系统有各种宏观性质，如温度 ，压力p,体 纯物质单相系统有各种宏观性质，如温度T，压力 体 积V，热力学能 等等。 ，热力学能U 等等。 系统的状态是它所有性质的总体表现。状态确定以后， 系统的状态是它所有性质的总体表现。状态确定以后，系 统所有的性质也就确定了。 统所有的性质也就确定了。
We',1 = − p" (V " − V2 )
p1 , V1
− p (V − V ) ' − p1 (V1 − V )
' ' "
p′
p′′
p 2 , V2
V′ V′′
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整个过程所作的功 为三步加和
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（3）可逆压缩 压力缓慢增加，恢复到原状，所作的功为： 压力缓慢增加，恢复到原状，所作的功为：
热力学的局限性
不知道反应的机理、速率和微观性质。 不知道反应的机理、速率和微观性质。 只讲可能性，不讲现实性。 只讲可能性，不讲现实性。
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二、热力学的研究对象
•研究热、功和其他形式能量之间的相互 研究热、 研究热 转换及其转换过程中所遵循的规律； 转换及其转换过程中所遵循的规律； •研究各种物理变化和化学变化过程中所 研究各种物理变化和化学变化过程中所 发生的能量效应； 发生的能量效应； •研究化学变化的方向和限度。 研究化学变化的方向和限度。 研究化学变化的方向和限度
热力学基本概念
热力学基本概念
（2）强度性质。 强度性质是指与系统中物质的量无关的性 质，它们不具有加和性。上述分隔为两部分的容器，其气体的温度 T、压力p、密度ρ等都不具有加和性，故皆为强度性质。
应指出，在一定条件下，广度性质可转化成强度性质。例如， 摩尔体积（Vm=V/n）是物质的量为1 mol时物质所具有的体积，因 强调的是1 mol物质的量，故不具有加和性，亦即广度性质的摩尔值 应为强度性质。换言之ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ某些广度性质的比值往往是强度性质。
热力学基本概念
7. 可逆过程
可逆过程是热力学中一个重要的概念，指在系统状态变化的全 过程中，不仅系统内部任何瞬间都无限接近平衡态，而且系统与环 境间也无限接近平衡。例如，系统与环境间在无限小的温度差下发 生的热交换过程，即T(环)=T±dT(dT为具有正值的无限小量)；又如 在无限小的压力差下发生的体积变化过程，即p(环)=p±dp(dp为具 有正值的无限小量)。上述在一系列无限接近平衡条件下进行的过程， 在热力学中称为可逆过程。可逆过程是一种理想化的过程。这种过 程实际上是不可能的，因为每个过程的发生都要引起状态的改变， 而状态的改变一定会破坏平衡。
热力学基本概念
热力学基本概念
（1）隔离系统。隔离系统与环境之间既无物质交换，亦无 任何形式的能量交换，所以系统完全不受环境的影响。
（2）封闭系统。封闭系统与环境之间只有能量交换而无物 质交换。
（3）敞开系统。敞开系统与环境之间既有能量交换，又有 物质交换。
热力学基本概念
二、 系统的性质
物质的性质可分为微观性质和宏 观性质两类，前者包括分子的极性、 偶极矩、磁矩等；后者包括温度T、 压力p、体积V、密度ρ、粘度η、表 面张力σ、热力学能U等。热力学研 究的是由极大量粒子构成的系统的宏 观性质，简称性质。微观性质不在热 力学讨论的范围内。
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。
热力学概论之状态与状态函数
1.1 热力学概论（1）状态与状态函数1.1.1体系和环境我们用观察、实验等方法进行科学研究时，必须先确定所要研究的对象，把要研究的那部分物质与其余的分开（分隔面可以是实际的，也可以是想象的），这种被划定的对象就称为体系，而体系以外，与体系密切相关，影响所及的部分则称为环境。
例如:一个热机气缸中的气体，一个反应器中的物质，一个原电池中的物料，这些都是热力学体系，而这些体系以外的部分为环境。
体系又可分为如下几种：（1）隔离体系（或孤立体系）:体系和环境之间既没有物质交换，也没有能量交换。
（2）封闭体系：体系和环境之间没有物质交换，但有能量交换。
（3）敞开体系：体系和环境之间既有物质交换，也有能量交换。
如一个盖着的热水瓶可近似地认为是一个隔离体系；一个盖着的，但不保温的热水瓶可认为是一个封闭体系；一个没盖的，也不保温的热水瓶可认为是一个敞开体系。
1.1.2 状态和状态函数1.1.2.1 状态函数与状态函数法⏹ 状态：某一热力学系统的状态指体系的物理性质和化学性质的综合表现。
⏹ 体系的性质：描述体系状态的一些变量，如体积、压力和温度等称为性质。
这些性质又可分为两类：（1）广度性质（或容量性质）：广度性质的数值与体系物质的数量成正比，如体积、内能和熵等。
广度性质具有加和性。
（2）强度性质：强度性质的数值与体系物质的数量无关，如温度、压力、密度和粘度等。
强度性质不具有加和性。
两个广度性质相除就成了强度性质，如摩尔体积和密度等。
⏹ 状态函数：在热力学中，把体系的性质称为状态变量或状态函数.如:温度、压力、体积、密度和粘度等。
状态函数的特点：状态函数的数值只与体系现在所处的状态有关，而与其过去的历史无关。
如:一大气压下25℃的水，它的密度和粘度都有确定的值，不管这水是由0℃升温来的，还是由100℃降温来的。
1.2.2.2 状态函数法：状态函数的增量只与体系的始末态有关，而与状态变化的过程无关。
如果体系状态变化循环一周，则状态函数的增量为0。
第二章 化学热力学初步 (Thermodynamics)
2、功（W）：除热以外的其它能量传递形式叫功。 体积功：体系体积变化反抗外力的 功（膨胀功）。 非体积功（电功、表面功） 注意：1、一般，化学反应中体系只作体积功。 2、热和功不是状态函数。因为其大小 与过程进行的途径有关。
注意：焓变是容量性质，与物质的量有关， 计算时应注意化学式前的系数。
例
(1) C(s) O2 (g) CO2 (g)
rH 393.5kJ
m1
1 (2) CO(g) O 2 (g) CO2 (g) rH m2 283.0kJ 2
1 (3) C(s) O 2 (g) CO(g) 求 rH m 3 ? 2 解： 即（1）-（2）=（3）则状态函数ΔrHmθ3
S
r
T
r-reversible,又叫可逆过程热温熵
三、热力学第二定律 1、第二定律的文字与数学表述: 在孤立体系的任何自发过程中，体系的熵 总是增加的。即ΔS（孤立）> 0 真正的孤立体系是不存在的，但若把与体 系有物质和能量交换的那部分环境也包括进去 组成一个新的体系，则这个新体系可算作为孤 立体系。此时,原体系 ΔS（体系）+ ΔS（环境）> 0
第三节 热化学（Thermochemistry）
一、等容反应热、等压反应热和焓的概念（Enthalpy） 在化学反应中，反应物为体系的始态，产物为体系的 终态。反应物和产物内能总和是不同的，反应后，体系总 内能会发生改变。其改变量是以热和功的形式表现出来的。 这就是反应热产生的原因。
1、等容反应热（QV） 等容下反应ΔV=0，则体系不做体积功W=0。
第二章 化学热力学初步
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。
热力学第一定律之状态函数-04-17
刘仁植 2013-04-17
状态函数（状态参数）——用以描述系统状态的参 数，如 p、V、T等，具有以下特性： ①系统的状态确定，状态函数就确定； ②状态函数变化值只与始终态有关，而与变化的途 径无关。 ③对于循环过系，在数学上具有全微分的性质。
“异途同归，值变相等；周而复始，数值还原” 类似于重力势能
State function and Life U U (T , p) T temperatur e, p pressure
Life Life(T , p) eg： tim e、 person、attitude 、backgroud and so on
改变量只与始末状态有关，与途径无关； 生命有限，宽度无限。 dU ——具有全微分的性质； dLife=人生的一瞬间——珍惜时间 循环过程ΔU=0;
ΔLife≠0——珍惜机会，人生永远不可能循环再来。
Life
death
birth
struggledt
人生是一个没有循环的状态函数 生命的意义在于奋斗！
热力学系统的变化与状态过程与状态函数
热力学系统的变化与状态过程与状态函数热力学是研究物体和能量之间的相互转化关系的学科，其中涉及到热力学系统的变化、状态过程以及状态函数。
本文将就这几个方面进行详细讨论。
1. 热力学系统的变化
热力学系统是由一定量物质组成的，与外界有能量、物质和粒子交换的物质集合。
系统的变化包括内能的变化以及能量和物质的交换。
内能是系统的微观粒子间的相互作用能量，可以通过热量和功的形式进行交换。
2. 状态过程
状态过程是热力学系统从一个状态到另一个状态的过程，可以分为准静态过程和非准静态过程。
准静态过程是指系统各部分之间始终处于平衡状态，并且缓慢可逆地进行状态变化。
非准静态过程则是系统内部存在不平衡，无法逆转进行状态变化。
3. 状态函数
状态函数是描述系统状态的物理量，它的值只取决于系统所处的状态，与系统的变化路径无关。
常见的状态函数有内能、压强、温度、体积等等。
内能是系统状态的一个基本函数，它是系统微观粒子间的相互作用能量，可以通过热量和功的形式进行变化。
压强和温度是描述系统宏观性质的状态函数，可以通过物质和能量的交换来改变系统
状态。
体积是系统的另一个状态函数，它可以通过改变容器的大小来
改变系统状态。
总之，热力学系统的变化涉及到内能的变化以及能量和物质的交换，而状态过程则是系统从一个状态到另一个状态的过程。
状态函数是描
述系统状态的物理量，它的值只取决于系统所处的状态，与变化路径
无关。
研究热力学系统的变化与状态过程以及状态函数，可以帮助我
们更好地理解系统的特性和行为。
第一章 热力学第一定律-物化D
p
p1
p1V1
p1V2
p2 V1
p2V2
V2 V
29
（2） 多次恒外压压缩 ' 第一步：用 pe 的压力将系统从 V2 压缩到 V ' 第二步：用 p1 的压力将系统从 V
p
'
压缩到 V1
' ' We,2 pe (V ' V2 )
p1
p1V1
实
5
例
水为系统
水＋水蒸气
所有物质
系统和环境 例：
绝 热 壁
水蒸气 水
孤立系统 密闭系统 敞开系统
6
二、状态和状态函数 State and State function
状态：系统的物理，化学性质的综合表现; 状态性质：系统处亍某一状态时的性质，是系统 本身所属的宏观物理量。 如：T，p, ，V，m， U，H，S… 状态性质乊间互相联系的，丌是独立的，在数学 上有函数关系，所以又称状态函数。 如：单相纯物质密闭系统V=f (T, p) 或 p=f (T,V)
做的功最小。
任何热力学过程都可按可逆和不可逆的两种不同方式进行， 而且任何可逆过程均具有上述几个特征。
即总过程中环境对系统做了功, 系统恢复原状时, 环境 留下了永久性的变化，所以自由膨胀为丌可逆过程。 同理, 恒外压膨胀也是丌可逆过程。
34
可逆过程的特点：
1. 系统始终无限接近亍平衡——准静态过程; 2.推动力和阻力只差一个无限小值; 3.可逆过程无限缓慢;
4.定温可逆过程系统所做的功最大，环境对系统所
A
V
所以原假设丌成立，即ΔU1=ΔU2 。
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1.1 热力学概论（1）状态与状态函数
1.1.1体系和环境
我们用观察、实验等方法进行科学研究时，必须先确定所要研究的对象，把要研究的那部分物质与其余的分开（分隔面可以是实际的，也可以是想象的），这种被划定的对象就称为体系，而体系以外，与体系密切相关，影响所及的部分则称为环境。
例如:一个热机气缸中的气体，一个反应器中的物质，一个原电池中的物料，这些都是热力学体系，而这些体系以外的部分为环境。
体系又可分为如下几种：
（1）隔离体系（或孤立体系）:体系和环境之间既没有物质交换，也没有能量交换。
（2）封闭体系：体系和环境之间没有物质交换，但有能量交换。
（3）敞开体系：体系和环境之间既有物质交换，也有能量交换。
如一个盖着的热水瓶可近似地认为是一个隔离体系；一个盖着的，但不保温的热水瓶可认为是一个封闭体系；一个没盖的，也不保温的热水瓶可认为是一个敞开体系。
1.1.2 状态和状态函数
1.1.
2.1 状态函数与状态函数法
⏹ 状态：某一热力学系统的状态指体系的物理性质和化学性质的综合表现。
⏹ 体系的性质：描述体系状态的一些变量，如体积、压力和温度等称为性质。
这些性质又可分为两类：
（1）广度性质（或容量性质）：广度性质的数值与体系物质的数量成正比，如体积、内能和熵等。
广度性质具有加和性。
（2）强度性质：强度性质的数值与体系物质的数量无关，如温度、压力、密度和粘度等。
强度性质不具有加和性。
两个广度性质相除就成了强度性质，如摩尔体积和密度等。
⏹ 状态函数：在热力学中，把体系的性质称为状态变量或状态函数.
如:温度、压力、体积、密度和粘度等。
状态函数的特点：状态函数的数值只与体系现在所处的状态有关，而与其过去的历史无关。
如:一大气压下25℃的水，它的密度和粘度都有确定的值，不管这水是由0℃升温来的，还是由100℃降温来的。
1.2.2.2 状态函数法：状态函数的增量只与体系的始末态有关，而与状态变化的过程无关。
如果体系状态变化循环一周，则状态函数的增量为0。
从数学上来说，状态函数的微分是全微分，全微分沿封闭路径积分一周结果为0。
⎰=-=∆0
(12dV V V V 体积） ⎰=-=∆0(dU V V U 初态
末态内能）
X X X X X X X X X ∆=-==⎰⎰始末末
始末始）（途径）（途径对于任意状态函数：d 2d 1
1.1.3 平衡态必须满足条件：以强度性质度量
•热平衡（thermal equilibrium）：
各处温度相等，d T = 0 (以温度度量)
•力平衡（mechanical equilibrium）：
各处压强相等，d p = 0 (以压强度量)
•相平衡（phase equilibrium）：
各处组成数量不变，无净物质转移d m = 0
(以化学势度量)
•化学平衡（chemical equilibrium ）：
各处组成不变;d c = 0 (以化学势度量)。