02章-熱力學第一定律及其應用課件

1、物理化學電子教案 第二章熱力學第一定律及其應用The First Law of Thermodynamics環(huán)境surroundings無物質交換封閉系統(tǒng)Closed system有能量交換第二章 熱力學第一定律 2.1 熱力學概論2.2 熱平衡和熱力學第零定律溫度的概念2.8 熱力學第一定律對理想氣體的應用2.3 熱力學的一些基本概念2.4 熱力學第一定律2.5 準靜態(tài)過程與可逆過程2.6 焓2.7 熱容 2.9 Carnot循環(huán)第二章 熱力學第一定律 2.10 Joule Thomson效應 2.11 熱化學 2.12 Hess定律 2.13 幾種熱效應2.14 反應焓變與溫度的關系Kir

2、chhoff定律2.15 絕熱反應 非等溫反應*2.16 熱力學第一定律的微觀詮釋*2.17 由熱力學第零定律導出溫度的概念*2.18 關于以J(焦耳)作為能量單位的說明研究宏觀系統(tǒng)的熱與其他形式能量之間的相互轉換關系及其轉換過程中所遵循的規(guī)律；熱力學共有四個基本定律：第零、第一、第二、第三定律，都是人類經(jīng)驗的總結。第一、第二定律是熱力學的主要基礎?；瘜W熱力學是用熱力學基本原理研究化學現(xiàn)象和相關的物理現(xiàn)象熱力學的基本內(nèi)容根據(jù)第一定律計算變化過程中的能量變化，根據(jù)第二定律判斷變化的方向和限度。 2.1 熱力學概論熱力學方法和局限性熱力學方法是一種演繹的方法，結合經(jīng)驗所得的基本定律進行演繹推理，指

3、明宏觀對象的性質、變化方向和限度。只考慮平衡問題，考慮變化前后的凈結果，但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。 2.1 熱力學概論研究對象是大數(shù)量分子的集合體，研究宏觀性質，所得結論具有統(tǒng)計意義。熱力學方法和局限性局限性不知道反應的機理和反應速率 2.1 熱力學概論不研究系統(tǒng)的宏觀性質與微觀結構之間的關系 可以指出進行實驗和改進工作的方向，討論變化的可能性，但無法指出如何將可能性變?yōu)楝F(xiàn)實的方法和途徑 2.2 熱平衡和熱力學第零定律 將A和B用絕熱壁隔開，而讓A和B 分別與C達成熱平衡。 然后在A和B之間換成導熱壁，而讓A和B 與C之間

4、用絕熱壁隔開絕熱導熱溫度的概念溫度的概念 A和B分別與C達成熱平衡，則A和B也處于熱平衡，這就是熱平衡定律或第零定律。 當A和B達成熱平衡時，它們具有相同的溫度由此產(chǎn)生了溫度計，C相當于起了溫度計的作用2.2 熱平衡和熱力學第零定律 2.3 熱力學的一些基本概念系統(tǒng)（System） 在科學研究時必須先確定研究對象，把一部分物質與其余分開，這種分離可以是實際的，也可以是想象的。環(huán)境（surroundings） 與系統(tǒng)密切相關、有相互作用或影響所能及的部分稱為環(huán)境。環(huán)境系統(tǒng)系統(tǒng)與環(huán)境系統(tǒng)與環(huán)境 這種被劃定的研究對象稱為系統(tǒng)，亦稱為體系或物系。 根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間的關系，把系統(tǒng)分為三類：（1）敞開系

5、統(tǒng)（open system） 環(huán)境有物質交換敞開系統(tǒng)有能量交換系統(tǒng)與環(huán)境之間既有物質交換，又有能量交換系統(tǒng)的分類 經(jīng)典熱力學不研究敞開系統(tǒng) 根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間的關系，把系統(tǒng)分為三類：（2）封閉系統(tǒng)（closed system） 環(huán)境無物質交換有能量交換系統(tǒng)與環(huán)境之間無物質交換，但有能量交換系統(tǒng)的分類 經(jīng)典熱力學主要研究封閉系統(tǒng)封閉系統(tǒng) 根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間的關系，把系統(tǒng)分為三類：系統(tǒng)的分類 （3）隔離系統(tǒng)（isolated system） 系統(tǒng)與環(huán)境之間既無物質交換，又無能量交換，故又稱為孤立系統(tǒng)。環(huán)境無物質交換無能量交換隔離系統(tǒng)(1) 根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間的關系，把系統(tǒng)分為三類：系統(tǒng)的分類 （3

6、）隔離系統(tǒng)（isolated system） 大環(huán)境無物質交換無能量交換 有時把系統(tǒng)和影響所及的環(huán)境一起作為孤立系統(tǒng)來考慮。孤立系統(tǒng)(2) 用宏觀可測性質來描述系統(tǒng)的熱力學狀態(tài)，故這些性質又稱為熱力學變量?？煞譃閮深悾簭V度性質（extensive properties） 強度性質（intensive properties） 系統(tǒng)的性質 又稱為容量性質，它的數(shù)值與系統(tǒng)的物質的量成正比，如體積、質量、熵等。這種性質有加和性，在數(shù)學上是一次齊函數(shù)。它的數(shù)值取決于系統(tǒng)自身的特點，與系統(tǒng)的數(shù)量無關，不具有加和性，如溫度、壓力等。它在數(shù)學上是零次齊函數(shù)。指定了物質的量的容量性質即成為強度性質，或兩個容量性

7、質相除得強度性質。系統(tǒng)的性質 當系統(tǒng)的諸性質不隨時間而改變，則系統(tǒng)就處于熱力學平衡態(tài)，它包括下列幾個平衡： 熱平衡（thermal equilibrium） 系統(tǒng)各部分溫度相等 力學平衡（mechanical equilibrium） 系統(tǒng)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熱力學平衡態(tài) 相平衡（phase equilibrium）多相共存時，各相的組成和數(shù)量不隨時間而改變 化學平衡（chemical equilibrium ） 反應系統(tǒng)中各物的數(shù)量不再隨時間而改變 系統(tǒng)的一些性質，其數(shù)值僅取決于系統(tǒng)所處的狀態(tài)，而與系統(tǒng)的歷史無關； 狀態(tài)函數(shù)的特性可

8、描述為： 異途同歸，值變相等； 狀態(tài)函數(shù)在數(shù)學上具有全微分的性質。狀態(tài)函數(shù)（state function） 它的變化值僅取決于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與變化的途徑無關。具有這種特性的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)周而復始，數(shù)值還原。 系統(tǒng)狀態(tài)函數(shù)之間的定量關系式稱為狀態(tài)方程 對于一定量的單組分均勻系統(tǒng)，狀態(tài)函數(shù) p, V，T 之間有一定量的聯(lián)系。經(jīng)驗證明，只有兩個是獨立的，它們的函數(shù)關系可表示為： 例如，理想氣體的狀態(tài)方程可表示為： 狀態(tài)方程（equation of state） 對于多組分系統(tǒng)，系統(tǒng)的狀態(tài)還與組成有關，如：過程從始態(tài)到終態(tài)的具體步驟稱為途徑。 在一定的環(huán)境條件下，系統(tǒng)發(fā)生了一個從始態(tài)到終態(tài)的

9、變化，稱為系統(tǒng)發(fā)生了一個熱力學過程。(process)途徑(path)過程和途徑（1）等溫過程（2）等壓過程 （3）等容過程（4）絕熱過程（5）環(huán)狀過程 常見的變化過程有：系統(tǒng)吸熱，Q0系統(tǒng)放熱，Q0系統(tǒng)對環(huán)境作功，W0W0Q0對環(huán)境作功對系統(tǒng)作功環(huán)境U = Q + WU 0U 0 經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度降低。 是系統(tǒng)的強度性質。因為節(jié)流過程的 ,所以當：0 經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度升高。 =0 經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度不變。Joule-Thomson系數(shù) 稱為Joule-Thomson系數(shù)，它表示經(jīng)節(jié)流過程后，氣體溫度隨壓力的變化率。轉化溫度（inversion temperature)當 時的

10、溫度稱為轉化溫度，這時氣體經(jīng)焦-湯實驗，溫度不變。 在常溫下，一般氣體的 均為正值。例如，空氣的 ，即壓力下降 ，氣體溫度下降 。 但 和 等氣體在常溫下， ，經(jīng)節(jié)流過程，溫度反而升高。若要降低溫度，可調(diào)節(jié)操作溫度使其等焓線（isenthalpic curve) 為了求 的值，必須作出等焓線，這要作若干個節(jié)流過程實驗。如此重復，得到若干個點，將點連結就是等焓線。實驗1，左方氣體為 ，經(jīng)節(jié)流過程后終態(tài)為 ，在T-p圖上標出1、2兩點。實驗2，左方氣體仍為 ，調(diào)節(jié)多孔塞或小孔大小，使終態(tài)的壓力、溫度為 ，這就是T-p圖上的點3。氣體的等焓線等焓線（isenthalpic curve)圖2.9 氣體

11、的等焓線顯然：等焓線（isenthalpic curve)在點3右側在點3處 。 在線上任意一點的切線 ，就是該溫度壓力下的 值。在點3左側氣體的等焓線轉化曲線（inversion curve) 在虛線以左， ，是致冷區(qū)，在這個區(qū)內(nèi)，可以把氣體液化； 虛線以右， ，是致熱區(qū)，氣體通過節(jié)流過程溫度反而升高。 選擇不同的起始狀態(tài) ，作若干條等焓線。 將各條等焓線的極大值相連，就得到一條虛線，將T-p圖分成兩個區(qū)域。轉化曲線（inversion curve)圖2.10 氣體的轉化曲線轉化曲線（inversion curve) 顯然，工作物質（即筒內(nèi)的氣體）不同，轉化曲線的T,p區(qū)間也不同。 例如，

12、的轉化曲線溫度高，能液化的范圍大；而 和 則很難液化。對定量氣體，經(jīng)過Joule-Thomson實驗后， ，故：值的正或負由兩個括號項內(nèi)的數(shù)值決定。代入得：決定 值的因素實際氣體 第一項大于零，因為 實際氣體分子間有引力，在等溫時，升 高壓力，分子間距離縮小，分子間位能 下降，熱力學能也就下降。理想氣體 第一項等于零，因為決定 值的因素理想氣體 第二項也等于零，因為等溫時pV=常數(shù)，所以理想氣體的 。實際氣體 第二項的符號由 決定，其數(shù)值可從pV-p等溫線上求出，這種等溫線由氣體自身的性質決定。決定 值的因素實際氣體的 pVp 等溫線 273 K時 和 的pV-p等溫線，如圖所示。1. H2理

13、想氣體(1)(2)而且絕對值比第一項大，所以在273 K時，氫氣的要使氫氣的 ，必須預先降低溫度。實際氣體的 pVp 等溫線實際氣體的 等溫線理想氣體(1)(2)2. CH4在（1）段，所以第二項大于零，；在（2）段 通常，只有在第一段壓力較小時，才有可能將甲烷液化。 理想氣體(1)(2)實際氣體的 pVp 等溫線 的符號決定于第一、二項的絕對值大小。將 稱為內(nèi)壓力，即：內(nèi)壓力（internal pressure) 實際氣體的 不僅與溫度有關，還與體積（或壓力）有關。 因為實際氣體分子之間有相互作用，在等溫膨脹時，可以用反抗分子間引力所消耗的能量來衡量熱力學能的變化。實際氣體的van der

14、Waals 方程 如果實際氣體的狀態(tài)方程符合van der Waals 方程,則可表示為： 式中 是壓力校正項，即稱為內(nèi)壓力； 是體積校正項，是氣體分子占有的體積。等溫下，實際氣體的 不等于零。 2.11 熱化學反應進度標準摩爾焓變化學反應的熱效應等壓熱效應與等容熱效應反應熱效應等容熱效應 反應在等容下進行所產(chǎn)生的熱效應為 ,如果不作非膨脹功， ,氧彈熱量計中測定的是 等壓熱效應 反應在等壓下進行所產(chǎn)生的熱效應為 ，如果不作非膨脹功，則 當系統(tǒng)發(fā)生反應之后，使產(chǎn)物的溫度回到反應前始態(tài)時的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量，稱為該反應的熱效應。 與 的關系當反應進度為1 mol 時： 式中 是生成物與反

15、應物氣體物質的量之差值，并假定氣體為理想氣體?；?反應物生成物 （3） （2）等容 與 的關系的推導生成物 反應物生成物 （3） （2）等容 生成物 對于理想氣體 所以 反應進度（extent of reaction ）20世紀初比利時Dekonder引進反應進度 的定義為： 和 分別代表任一組分B 在起始和 t 時刻的物質的量。 是任一組分B的化學計量數(shù)，對反應物取負值，對生成物取正值。設某反應 單位：mol引入反應進度的優(yōu)點： 在反應進行到任意時刻，可以用任一反應物或生成物來表示反應進行的程度，所得的值都是相同的，即： 反應進度被應用于反應熱的計算、化學平衡和反應速率的定義等方面。注意應用

16、反應進度，必須與化學反應計量方程相對應。例如 當 都等于1 mol 時，兩個方程所發(fā)生反應的物質的量顯然不同。引入反應進度的優(yōu)點： 一個化學反應的焓變決定于反應的進度，顯然同一反應，反應進度不同，焓變也不同。 當反應的進度為1 mol時的焓變，稱為摩爾焓變，表示為：的單位為 表示反應的進度為1 mol標準摩爾焓變 什么是標準態(tài)？ 隨著學科的發(fā)展，壓力的標準態(tài)有不同的規(guī)定：用 表示壓力標準態(tài)。最老的標準態(tài)為 1 atm1985年GB規(guī)定為 101.325 kPa1993年GB規(guī)定為 1105 Pa。標準態(tài)的變更對凝聚態(tài)影響不大，但對氣體的熱力學數(shù)據(jù)有影響，要使用相應的熱力學數(shù)據(jù)表。 什么是標準態(tài)

17、？ 氣體的標準態(tài)為：溫度為T、壓力 時且具有理想氣體性質的狀態(tài) 液體的標準態(tài)為：溫度為T、壓力 時的純液體 固體的標準態(tài)為：溫度為T、壓力 時的純固體 標準態(tài)不規(guī)定溫度，每個溫度都有一個標準態(tài)。 一般298.15 K時的標準態(tài)數(shù)據(jù)有表可查。焓的變化反應物和生成物都處于標準態(tài)反應進度為1 mol反應（reaction）反應溫度標準摩爾焓變 若參加反應的物質都處于標準態(tài)，當反應進度為1 mol 時的焓變，稱為標準摩爾焓變 用符號 表示 表示化學反應與熱效應關系的方程式稱為熱化學方程式。例如：298.15 K時 式中： 表示反應物和生成物都處于標準態(tài)時，在298.15 K，反應進度為1 mol 時的

18、焓變。代表氣體的壓力處于標準態(tài)。 因為U, H 的數(shù)值與系統(tǒng)的狀態(tài)有關，所以方程式中應該注明物態(tài)、溫度、壓力、組成等。對于固態(tài)還應注明結晶狀態(tài)。注意事項反應進度為1 mol ，表示按計量方程反應物應全部作用完。反應進度為1 mol ，必須與所給反應的計量方程對應。若反應用下式表示，顯然焓變值會不同。 若是一個平衡反應，顯然實驗所測值會低于計算值。但可以用過量的反應物，測定剛好反應進度為1 mol 時的熱效應。2.12 Hess定律（Hesss law）1840年，Hess(赫斯)根據(jù)實驗提出了一個定律： 不管反應是一步完成的，還是分幾步完成的，其熱效應相同，當然要保持反應條件（如溫度、壓力等）

19、不變。 應用：對于進行得太慢的或反應程度不易控制而無法直接測定反應熱的化學反應，可以用Hess定律，利用容易測定的反應熱來計算不容易測定的反應熱。 反應的熱效應只與起始和終了狀態(tài)有關，與變化途徑無關。Hess定律例如：求C(s)和 生成CO(g)的摩爾反應焓變 已知：（1） （2） 則：2.13 幾種熱效應標準摩爾生成焓標準摩爾離子生成焓標準摩爾燃燒焓*溶解熱和稀釋熱自鍵焓估算反應焓變沒有規(guī)定溫度，一般298.15 K時的數(shù)據(jù)有表可查。生成焓僅是個相對值，相對于標準狀態(tài)下穩(wěn)定單質的生成焓等于零。標準摩爾生成焓 （standard molar enthalpy of formation） 在標準

20、壓力下，反應溫度時，由最穩(wěn)定的單質合成標準狀態(tài)下單位量物質B的焓變，稱為物質B的標準摩爾生成焓，用下述符號表示：（物質，相態(tài)，溫度）例如：在298.15 K時這就是HCl(g)的標準摩爾生成焓： 反應焓變?yōu)椋?標準摩爾生成焓 為計量方程中的系數(shù)，對反應物取負值，生成物取正值。利用各物質的摩爾生成焓求化學反應焓變：在標準壓力 和反應溫度時（通常為298.15 K）標準摩爾生成焓 標準摩爾生成焓 例如有反應根據(jù)狀態(tài)函數(shù)性質自鍵焓估算反應焓變 一切化學反應實際上都是原子或原子團的重新排列組合，在舊鍵破裂和新鍵形成過程中就會有能量變化，這就是化學反應的熱效應。鍵的分解能 將化合物氣態(tài)分子的某一個鍵拆散

21、成氣態(tài)原子所需的能量，稱為鍵的分解能即鍵能，可以用光譜方法測定。鍵焓 在雙原子分子中，鍵焓與鍵能數(shù)值相等。在含有若干個相同鍵的多原子分子中，鍵焓是若干個相同鍵鍵能的平均值。自鍵焓估算生成焓則O-H(g)的鍵焓等于這兩個鍵能的平均值 例如：在298.15 K時，自光譜數(shù)據(jù)測得氣相水分子分解成氣相原子的兩個鍵能分別為：自鍵焓估算生成焓 美國化學家 L.Pauling 假定一個分子的總鍵焓是分子中所有鍵的鍵焓之和，這些單獨的鍵焓值只由鍵的類型決定。 顯然，這個方法是很粗略的，一則所有單鍵鍵焓的數(shù)據(jù)尚不完全，二則單鍵鍵焓與分子中實際的鍵能會有出入。 這樣，只要從表上查得各鍵的鍵焓就可以估算化合物的生成

22、焓以及化學反應的焓變。標準摩爾離子生成焓 因為溶液是電中性的，正、負離子總是同時存在，不可能得到單一離子的生成焓。其它離子生成焓都是與這個標準比較的相對值。 所以，規(guī)定了一個目前被公認的相對標準：標準壓力下，在無限稀薄的水溶液中， 的摩爾生成焓等于零。查表得規(guī)定：所以：例如：標準摩爾離子生成焓標準摩爾燃燒焓下標“c”表示combustion上標“y”表示各物均處于標準壓力下下標“m”表示反應物為1 mol時 在標準壓力下，反應溫度T時，物質B完全氧化成相同溫度的指定產(chǎn)物時的焓變稱為標準摩爾燃燒焓（Standard molar enthalpy of combustion）用符號 (物質、相態(tài)、

23、溫度)表示?；蛑付óa(chǎn)物通常規(guī)定為：金屬 游離態(tài)顯然，規(guī)定的指定產(chǎn)物不同，焓變值也不同，查表時應注意。標準摩爾燃燒焓298.15 K時的標準摩爾燃燒焓值有表可查。例如：在298.15 K及標準壓力下：則 顯然，根據(jù)標準摩爾燃燒焓的定義，所指定產(chǎn)物如 等的標準摩爾燃燒焓，在任何溫度T時，其值均為零。標準摩爾燃燒焓氧氣是助燃劑，燃燒焓也等于零。利用燃燒焓求化學反應的焓變 化學反應的焓變值等于各反應物燃燒焓的總和減去各產(chǎn)物燃燒焓的總和。例如：在298.15 K和標準壓力下，有反應： （A） （B） （C） (D)則用通式表示為：例如有反應根據(jù)狀態(tài)函數(shù)性質利用燃燒焓求生成焓 用這種方法可以求一些不能由單

24、質直接合成的有機物的生成焓。該反應的摩爾焓變就是 的生成焓，則：例如：在298.15 K和標準壓力下：*溶解熱和稀釋熱溶解熱通常分為兩種：積分溶解熱：一定量的溶質溶于一定量的溶劑中所產(chǎn)生的熱效應的總值。這個溶解過程是一個溶液濃度不斷改變的過程。在等壓過程中，溶解熱就等于溶解的焓變值。溶解熱與濃度有關，但不具備線性關系。*溶解熱和稀釋熱由于加入溶質量很少，溶液濃度可視為不變。微分溶解的焓變用公式可表示為：微分溶解熱也可以理解為：在大量給定濃度的溶液里，加入 溶質時，所產(chǎn)生的熱效應。微分溶解熱：在給定濃度的溶液里，加入 溶質時，所產(chǎn)生的熱效應與加入溶質量的比值。微分溶解熱的單位：稀釋熱稀釋熱也可分

25、為兩種：積分稀釋熱：把一定量的溶劑加到一定量的溶液中所產(chǎn)生的熱效應。它的值可以從積分溶解熱求得。微分稀釋熱的值無法直接測定，從積分溶解熱曲線上作切線求得。微分稀釋熱：在一定濃度的溶液中加入 溶劑所產(chǎn)生的熱效應與加入溶劑量的比值，微分稀釋的焓變用公式可表示為：2.14反應焓變與溫度的關系Kirchhoff定律 反應焓變值一般與溫度關系不大。如果溫度區(qū)間較大,在等壓下雖化學反應相同，但其焓變值則不同。 在1858年Kirchhoff首先提出了焓變值與溫度的關系式，所以稱為Kirchoff定律。 2.14反應焓變與溫度的關系Kirchhoff定律 已知得如在該溫度區(qū)間內(nèi)有物質發(fā)生相變，就要分段積分。

26、 若 也是溫度的函數(shù)，則要將Cp - T的關系式代入積分，就可從一個溫度的焓變求另一個溫度的焓變 2.15 絕熱反應非等溫反應 絕熱反應僅是非等溫反應的一種極端情況，由于非等溫反應中焓變的計算比較復雜，所以假定在反應過程中，焓變?yōu)榱?，則可以利用狀態(tài)函數(shù)的性質，求出反應終態(tài)溫度。 例如，燃燒，爆炸反應，由于速度快，來不及與環(huán)境發(fā)生熱交換，近似作為絕熱反應處理，以求出火焰和爆炸產(chǎn)物的最高溫度。求終態(tài)溫度的示意圖 設反應物起始溫度均為T1，產(chǎn)物溫度為T2，整個過程保持壓力不變： 2.15 絕熱反應非等溫反應根據(jù)狀態(tài)函數(shù)的性質可由 表值計算代入上式，從而可求出T2值因為T1已知， 可求出*2.16熱力

27、學第一定律的微觀詮釋 熱力學能 功 熱 熱容能量均分原理熱力學能 設在一個封閉的近獨立子系統(tǒng)(粒子之間相互作用能很少）中，粒子的總數(shù)為N，分布在能量不同的 個能級上，在 能級上的粒子數(shù)為 ，則有： 在組成不變的封閉系統(tǒng)中，若狀態(tài)發(fā)生了微小變化，則熱力學能的變化為熱力學能對（2）式微分，得：對照宏觀的第一定律，就可找出 和 與微觀量的對應關系。保持各能級上粒子數(shù)不變，由于能級改變所引起的熱力學能變化值保持能級不變，由于能級上粒子數(shù)的改變所引起的熱力學能變化值功 項是各能級上粒子數(shù)不變，能級升高或降低所引起的熱力學能的變化值。 根據(jù)物理中的力學性質，在力 的作用下，使系統(tǒng)邊界在 方向上發(fā)生了 的位

28、移，系統(tǒng)所做的功為： 則總的功為：功在經(jīng)典力學中，粒子的平動能可表示為： 由于系統(tǒng)與環(huán)境有了功的交換，系統(tǒng)的能量就會變化。粒子的能量是坐標 的函數(shù)坐標改變，能量也改變功根據(jù)物理學的知識，能量梯度的負值就是力，即 當外參量改變時，對分布在各能級上的 個粒子所做的總功為：熱項代表熱，說明能級保持不變，而各能級上的粒子數(shù)發(fā)生改變，用公式表示為 系統(tǒng)在吸熱時，分布在高能級上的粒子數(shù)增多，在低能級上的粒子數(shù)減少； 放熱時，分布在高能級上的粒子數(shù)減少而在低能級上的粒子數(shù)增多。熱和功微觀說明示意圖功和熱的微觀說明（示意圖）(a) 圖(a)是某熱力學系統(tǒng)在平衡態(tài)時的正常分布。 縱坐標表示能量，若干水平線表示能級。 橫坐標表示粒子數(shù)，能級線段的長短表示粒子數(shù)的多少。熱和功微觀說明示意圖功和熱的微觀說明（示意圖）（b） 當系統(tǒng)吸熱時，高能級上的粒子數(shù)增多，低能級上粒子數(shù)減少，但能級未變，最后分布如紅線所示。熱和功微觀說明示意圖功和熱的微觀說明（示意圖）（b） 系統(tǒng)放熱時，情形剛好相反，最后分布