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物理化学第二章热力学第一定律
这是一篇关于物理化学第二章热力学第一定律的思维导图。
编辑于2021-10-07 13:50:12- 相似推荐
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热力学第一定律
热力学基本概念
环境
系统以外与系统密切相关的能影响到系统的部分
系统
敞开系统:系统与环境既有物质交换，又有能量传递
封闭系统:系统与环境有能量传递，无物质交换
一般皆为此
孤立系统:系统与环境既没有能量交换，也没有物质交换
系统的性质
广度性质:数值与数量正比，具加和性（质量m，体积V，熵S，热力学能U等）
强度性质:数值取决于系统的特性，与系统数量无关（温度T，密度ρ，压力p，粘度等）
广度性质／广度性质=强度性质
热力学平衡态
热动平衡:系统各部分温度相同。
力学平衡:系统各部分没有不平衡的力存在。
相平衡:系统各组成和数量不变。
化学平衡:系统各组分不变。
状态函数与状态方程
状态函数:由系统状态决定的各种热力学性质。
单值函数，确定性
状态函数改变量只与系统始终态有关，与途径无关。
状态函数的微小变化在数学上满足全微分
状态函数构成的初等函数也是状态函数
状态方程:状态函数定量关系（如pV＝nRT）
过程与途径
等温:系统始终态温度相等且等于环境温度
等压:始终态压力相等，且等于环境压力
等容:系统体积不变
绝热:系统与环境没有热传递（Q＝0）
热和功
热:系统与环境的温度差引起的能量传递
功:其他一切被传递的能量。
能量传递的两种方式，注意研究对象。功广义上来看等于强度性质*广度性质
热力学第零定律
如果两个系统分别与处于确定状态的第三个系统达到热平衡，则这两个系统也处于热平衡
给出了温度的概念 —— 一切互为热平衡的系统，具有一个数值相同的客观性质
热力学概论
热力学的研究内容：宏观系统的热现象和其他形式能量之间的转化关系
关注点：能否自发进行，能量效应，程度，方向，限度
特点：化学热力学只关心反应能否发生，不关心时间与条件
热力学第一定律
能量守恒，数学表达式：△U＝Q+W or dU = δQ + δW
系统总能量
运动的动能Et
系统在外力场的位能Ev
热力学能U(内能):系统内物质所有能量的总和
体积功与可逆过程
体积功:由系统体积变化而引起功的交换(δW＝-PedV)不论系统是膨胀还是被压缩，外力一定是外压。
过程功
自由膨胀:外力为0，系统对外不做功
恒定外压膨胀:在相同始终态之间分步越多， 系统对外所做的功越大。
准静态膨胀过程:W＝-nRTln（V2/V1） （气缸中的气体是理想气体，且为等温膨胀）
功不是状态函数，其值与过程有关过程越多，系统对环境做的功越大，效率越高
可逆过程:经过状态改变后，系统和环境都完全复原。（准静态膨胀过程）
无限小的变化进行，持续性无限接近于平衡态
系统对环境做最大功，反过来做最小功，效率最高
可完全恢复，能量不会耗散
焓
是系统的广度性质，方便热力学问题的数学处理
△U＝Qv(封闭系统，△V＝0，W'＝0)
△H＝Qp(封闭系统，△P＝0，W'＝0)
热容C
无化学变化，没有相变且不做非膨胀功
摩尔热容:1mol物质的热容
C＝δQ/dT
△U＝Qv＝Cv△T
△H＝Qp＝Cp△T
Cp,m-Cv,m＝R理想气体
第一定律应用
理想气体的热力学能和焓都仅是温度的函数，与体积或压力无关
理想气体的Cp与Cv也仅是温度的函数
Cp,m-CV,m = R
节流膨胀:恒焓（恒温，恒内能 理想气体）
μj-T＝（аT/аP）H:节流膨胀的温度随压力的变化率 运用降温及气体的液化。
热容比：γ=Cp/Cv
pV^(γ-1)=C
热化学
化学反应的热效应
恒v热效应Qv
恒p热效应Qp
w'＝0，封闭系统(Qp＝Qv+(△n)RT)视为理想气体
发应进度:ξ＝△nB/VB反应进度为1mol时，系统焓变和热力学能△rHm＝△rH/ξ △rUm＝△rU/ξ
热化学方程式
同时标明△rHm值及物质状态的化学方程式。应标明物质的状态，温度，压力，固体的晶型
化学反应热效应的计算
Hess定律:只与始终态有关(w'＝0等容或等压)
生成焓:等温等压化学发应的效应△rH＝生成焓的总和减去反应物焓的总和
燃烧焓
标准摩尔燃烧焓:在标准压力100kpa和指定温度T下，1mol物质完全燃烧的恒压热效应
任一的发应的热效应等于反应物的标准摩尔燃烧焓总和减去产物的标准摩尔燃烧焓总和
由键焓估算反应热效应:任一反应的的热效应等于发应物总键焓减去产物总键焓
离子摩尔生成焓:氢离子在无限稀释时标准摩尔生成焓为零
Carnot循环
从理论上找出了提高热机效率的方法
等温可逆膨胀→绝热可逆膨胀→等温可逆压缩→绝热可逆压缩
η=1-Tc/Th