热力学第一定律

理想气体的热力学能和焓：理想气体的U和H只是温度的函数对于理想气体定温过程：U=0, H=0, Q=-W。

热力学第一定律

• 热力学研究对象
• 几个基本概念
  • 系统和环境
    • 系统：研究对象 环境：系统以外的，与系统有关的部分 系统与环境有实际的或想象的界面分开
  • 状态和状态函数
    • 状态：系统的物理，化学性质的综合表现； 状态性质：系统处于某一状态时的性质，是系统 本身所属的宏观物理量。
  • 过程与途径
    • 简单状态变化过程 (2) 相变过程：系统物态发生变化，如 气化(vapor)：液→气 熔化(fusion)：固→液 升华过程(sublimation)：固→气。 (3) 化学变化过程: 化学反应
  • 热力学平衡系统
    • 热力学平衡系统必须同时处于下列四个平衡: 热平衡;机械平衡; 化学平衡;相平衡
• 能量守恒-热力学第一定律
  • 能量守恒原理: 能量不能无中生有，也不会无形消失。
  • 热力学能（内能）的概念
    • 热力学能：除整体动能、整体势能以外的系统 中一切形式的能量(如分子的平动能、转动能、 振动能、电子运动能及原子核内的能等等)。
    • 热力学能是系统的状态函数
    • 热力学能是容量性质
    • 热力学能的绝对值现在无法测量，但对热力学 来说，重要的是ΔU。
  • 热力学第一定律的数学表达式
    • ΔU=Q＋W
  • 功和热的概念
    • 功和热是系统和环境之间交换能量的仅有两种形式
• 体积功
  • 因系统体积变化而引起的系统与环境间交换的功称为体积功。
  • 可逆过程
    • 某过程进行之后系统恢复原状的同时，环境也能恢复原状，而未留下任何永久性的变化，则该过程称为“热力学可逆过程”。
    • 系统始终无限接近于平衡——准静态过程
    • 可逆过程无限缓慢
    • p外=p±dp 推动力和阻力只差一个无限小
    • 可逆过程系统所做的功最大，环境对系统所 做的功最小
  • 公式
    • 相变体积功；
    • 可你膨胀：W=nRT ln(V1/V2)
• 定容及定压下的热
  • 定容热 : U = QV 条件：只做体积功，定容
  • 焓 H = U+pV
  • 定压热: H = Qp 条件：只做体积功，定压
• 理想气体的热力学能和焓
  • Joule实验 水浴温度不变即T=0，说明Q=0；因向真空膨胀，W=0，所以U= Q – W =0； 但V>0，说明当温度恒定时，U与V无关
  • 理想气体的热力学能
    • 理想气体的热力学能只是温度的函数， 即U=f (T)
  • 理想气体的U和H只是温度的函数对于理想气体定温过程：U=0, H=0, Q=-W
• 热容
  • 定容热容
    • Qv=(dU)V =CV dT
  • 定压热容
    • Q(dH)p =Cp dT
  • 理想气体的热容
  • 热容与温度的关系
    • 纯物质的热容随温度升高而增大
• 理想气体的绝热过程
  • 理想气体绝热可逆过程方程
  • 定温可逆线 pV=常数, p=nRT/V
  • 绝热可逆线 pV =常数，p=C/ V 
  • 绝热可逆线比较陡, 从同一始态出发，绝热可逆线在等温线的下方
  • 绝热不可逆过程的终态温度应在定温可逆线与绝热可逆线之间
• 实际气体的节流膨胀
  • 节流膨胀是一个定焓过程
  • 实际气体经节流膨胀后的温度变化
• 化学反应的热效应
  • 化学反应的热效应
    • 一定温度，只做体积功的条件下，化学反应 的热效应—反应热。(反应物和产物的温度相同)
  • 定容反应热和定压反应热
  • 反应进度
  • 热化学方程式的写法
    • 标准态(standard state) ：标准态的压力统一规定为100kPa，用上标符号表示标准态。因此p称为标准压力。
  • 反应热的测量
    • 弹式绝热量热计
    • 盖斯定律
      • 反应热只与始态和终态有关，而与经历的途径无关
• 生成焓及燃烧焓
  • 任何一化学反应的反应焓为产物的总焓与反应物的总焓之差，即：rH =H (产物)-H(反应物)
• 反应焓与温度的关系--基尔霍夫方程
  • Cp有下列几种情况：
    • T１——T２区间内，某物质有相变化， H不是连续函数，需分段积分，再加相变热。
    • 相变热也随温度变化时，也可适用基尔霍夫方程