熱力學知識點

1、熱力學定義：研究熱、功和其他形式能量之間的相互轉換及其轉換過程中所遵循的規(guī)律。第一定律：研究各種物理變化和化學變化過程中所發(fā)生的能量效應。第二定律：研究化學變化的方向和限度。第三定律：解決物質的熵計算熱力學研究方法研究對象是大數量分子的集合體，研究宏觀性質，所得結論具有統計意義只考慮變化前后的凈結果，不考慮物質的微觀結構和反應機理能判斷變化能否發(fā)生以及進行到什么程度，但不考慮變化所需要的時間體系:劃定的研究對象稱為體系，亦稱為物系或系統環(huán)境:與體系密切相關、有相互作用或影響所能及的部分稱為環(huán)境。體系與環(huán)境:根據體系與環(huán)境是否有能量（熱與功）交換、物質交換，將體系分為：敞開體系、封閉體系、孤立體

2、系 。體系性質:專指體系的熱力學宏觀性質，又稱體系熱力學性質。分為廣度性質與強度性質廣度性質：又稱為容量性質，它的數值與體系的物質的量成正比，具有性質有加和性，反映體系量的特性。如體積、質量、熵等強度性質：不具有部分加和性，反映系統質的特性。如溫度、壓強、密度 兩個廣度性質相除，其導出物理量一般為強度性質廣度性質的摩爾量是強度性質，如Vm，Um，Hm,Cp,m 熱力學平衡態(tài)當體系的所有熱力學性質不隨時間而改變，則體系就處于熱力學平衡態(tài)，它包括下列幾個平衡熱平衡：體系各部分溫度相等力學平衡：體系各部的壓力都相等，邊界不再移動。如有剛壁存在，雖雙方壓力不等，但也能保持力學平衡相平衡：多相共存時，各

3、相的組成和數量不隨時間而改變化學平衡：反應體系中各物質的量不再隨時間而改變 狀態(tài)與狀態(tài)函數狀態(tài):由一系列所有體系性質所確定下來的體系存在形式始態(tài)：體系變化前的狀態(tài),用下標“1”或“A”表示，如U1終態(tài)：體系變化后的狀態(tài)，用下標“2”或“B”表示，如U2 狀態(tài)函數(state function)：體系的性質和狀態(tài)間，存在著一一對應的關系，也就是說存在著一定的函數關系。體系的每一個熱力學性質都是狀態(tài)的函數，簡稱狀態(tài)函數。如P、T、V、U、H、S、G、F等都是狀態(tài)函數，通常用X泛指體系的所有狀態(tài)函數過程與路徑過程：系統從一個平衡態(tài)變到另一個平衡態(tài)的經歷途徑：實現某一過程具體步驟的總和注意：實現某一過

4、程可以通過不同途徑根據過程的具體特點可以細分為如下熱力學過程恒溫過程：T1=T2=T環(huán)=常數（dT=0）（等溫過程； T1=T2即T=0) 恒壓過程： P1=P2=P環(huán)=常數（dP=0）（等壓過程； P1=P2即P=0) 等容過程：過程中系統的體積始終保持不變（dV=0）,體積功W=0絕熱過程:體系與環(huán)境間不存在熱量交換,過程的熱Q=0循環(huán)過程:體系由某一狀態(tài)出發(fā)，周而復始的狀態(tài)。循環(huán)過程中所有的狀態(tài)函數的改變量均為零可逆過程（reversible process）：系統和環(huán)境的相互作用無限接近于平衡條件下進行的過程熱：體系與環(huán)境之間因溫差而傳遞的能量稱為 熱，用符號Q 表示 性質：體系吸熱取

5、正值；放熱取負值能量傳遞的一種形式，非狀態(tài)函數，其值與過程有關功：體系與環(huán)境之間傳遞的除熱以外的其它能量都稱為功，用符號W表示性質：能量傳遞的一種形式，非狀態(tài)函數，其值與過程有關體系做功取負值；得功取正值熱力學第一定律就是能量守恒原理。能量可以在一物體與其他物體之間傳遞，可以從一種形式轉化成另一種形式，但是不能無中生有，也不能自行消失。而不同形式的能量在相互轉化時永遠是數量相當的。而能量轉化只有兩種基本形式：功（work）和熱（heat）。數學表達式：DU = Q + W（封閉系統）；dU =dQ +dW（微小變化的封閉體系） 熱力學第一定律也可以表述為：第一類永動機是不可能制成的；隔離體系內

6、無論發(fā)生任何過程，其熱力學能不變自由膨脹：即向真空膨脹，Pamb=0,故dW=-PambdV=0一步恒溫等外壓膨脹與壓縮循環(huán)：即Pamb=常數,故W=-Pamb(V2-V1)一步恒溫等外壓膨脹與壓縮循環(huán)：即Pamb=常數,故W=-Pamb(V2-V1)三步恒溫等外壓膨脹與壓縮循環(huán)：即Pamb=常數,故W=-Pamb(V2-V1) 可逆過程從以上的膨脹與壓縮過程看出，功與變化的途徑有關。雖然始終態(tài)相同，但途徑不同，所作的功也大不相同。顯然，可逆膨脹，體系對環(huán)境作最大功；可逆壓縮，環(huán)境對體系作最小功。無任何能量耗散的準靜態(tài)過程從以上的膨脹與壓縮過程看出，功與變化的途徑有關。雖然始終態(tài)相同，但途徑不

7、同，所作的功也大不相同。顯然，可逆膨脹，體系對環(huán)境作最大功；可逆壓縮，環(huán)境對體系作最小功。無任何能量耗散的準靜態(tài)過程體積功：由于體系在變化過程中體系體積發(fā)生變化而與環(huán)境交換的能量稱之為體積功體積功計算的定義式：封閉體系熱力學第一定律的表達式為封閉體系不作非體積功過程的表達式當系統的狀態(tài)一定，焓就有確定的值，但其絕對值無法確定。在沒有非體積功的恒壓過程中，系統所吸收或放出的熱等于系統焓變，即QP= H ，除此以外焓沒有確切的物理意義。對于一定量的某物質而言，H(g)H(l)H(s)；且溫度升高焓值增大，即H（高溫）H（低溫）。對于恒壓下的化學反應，若H生成物H反應物，為吸熱反應；反之，為放熱反應

8、。QP= H。正過程與逆過程的焓變數值相等，符號相反。 即 H（逆）=- H（正）理想氣體的焓只是溫度的函數。非恒壓過程的焓： H=U+(PV) 對于一封閉系統，在不發(fā)生化學變化與相變及不作非體積功的情況下，若系統與環(huán)境發(fā)生了Q的熱交換，引起系統溫度的變化為dT,則熱容定義為1. 摩爾恒壓熱容或摩爾恒容熱容： 物質的量為1mol的物質在恒壓或恒容、非體積功為零、單純pVT變化的條件下，溫度升高1K時所需的熱量，分別以符號Cp,m,CV,m表示，即 熱（heat）：體系與環(huán)境之間因溫差而傳遞的能量稱為 熱，用符號Q 表示，體系吸收熱量Q取正值，體系放出熱量Q取負值理想氣體恒容過程、不做非體積功、

9、不發(fā)生相變化與化學變化理想恒壓過程、不做非體積功、不發(fā)生相變化與化學變化絕熱過程（Q=0），理想氣體體系，不做非體積功，單純PVT變化： 這時，若系統對外作功，熱力學能下降，體系溫度必然降低，反之，則系統溫度升高。因此絕熱壓縮，使系統溫度升高，而絕熱膨脹，可獲得低溫。 標準燃燒焓:在溫度T、參與反應的各物質處于標準狀態(tài)下， 1mol相化合物B在純氧中氧化反應至指定穩(wěn)定產物時的標準摩爾反應焓，稱為該化合物B()在溫度T時的標準摩爾燃燒焓，用符號cHqm表示。完全氣化穩(wěn)定產物：C變?yōu)镃O2(g)、H變?yōu)镠2O(l)、N變?yōu)镹2(g)、S變?yōu)镾O2(g)等。cHqm本質上是在標準狀態(tài)下，1mol物質在T下發(fā)生的完全燃燒反應的標準摩爾焓變rH qm(T)cHqm越負，放熱量越大。 蓋斯(Hess G H)定律總反應的熱效應只與反應的始、終態(tài)有關，而與變化的途徑無關。也可說成,一個反應無論是一步完