第一章热力学第一定律及其应用
6热力学第一定律 及其应用
CP > CV 的物理意义: 1 mol 理想气体温度升高 1 º C，对于等容过程, 体积不变吸热只增加系统内能；而对于等压过程除了 增加系统内能外，还要对外作功，所吸收的热量要多 12
5 单原子分子气体 i 3 , CP R 2 7 双原子分子气体 i 5 , CP R 2 多原子分子气体 i 6 , C 4R P
内能增量又可写成： E CV T
此公式不仅适用于等容过程，对任何过程都适用。
9
计算等容过程 功：
( Q )V E dE cV dT
A 0
M cV T C v T 热量：Q M cV T Cv T 内能改变： E
此公式不仅适用于等容过程，对任何过程都适用。
计算等压过程 (引入 功：
A
V2 V1
cp cV
1
比热容比)
PdV P (V2 V1 ) M A PV RT
c P cV R
热量： ( Q ) p E A
M 内能增量： E cV T !
M M M c p T cV T R T
8
7.热力学第一定律的应用 Q E A
A 0, QV E 等容过程系统吸热全部转变成内能 i i CV T RT CV R 2 2
等容摩尔热容CV：1摩尔气体在等容过程中，温度升高 （或降低）1度所吸收（或放出）的热量
3 单原子分子气体 i 3 , CV R 2 双原子分子气体 i 5 , CV 5 R 2 多原子分子气体 i 6 , CV 3R
E A 0
A E
系统对外作功全部靠内能提供。
在绝热过程中，P、V、T三个参量同时改变。
第一章 热力学第一定律及其应用
幻灯片1物理化学—第一章幻灯片2 第一章 热力学第一定律与热化学第一节、热力学研究的对象、内容和方法第二节、热力学基本概念第三节、热量和功第四节、可逆过程与不可逆过程第五节、热力学第一定律 第六节、焓or 热函 第七节、热容 第八节、热力学第一定律对理想气体的应用 第九节、热化学幻灯片3 第一节、热力学研究的对象、内容和方法一、研究对象 二、热力学研究的内容 三、研究方法 幻灯片4 一、研究对象 热现象领域的物理变化与化学变化。
（大量分子的集合体）幻灯片5二、热力学研究的内容 热力学的基础理论热力学第零定律 热力学第一定律 热力学第二定律 热力学第三定律 应用科学---热化学 、化学平衡 、相平衡幻灯片6 热力学第零定律 表述：相互处于热平衡的所有体系具有同一种共同的强度性质—温度。
作用：是一、二定律的逻辑先决条件。
幻灯片7 热力学第一定律 表述:W Q dU W Q U δδ+=+=∆,实质：能量转化与守衡原理。
作用：解决热现象领域各种变化过程中能量间的相互转换关系。
幻灯片8 热力学第二定律 表述:T Q dS /δ≥实质：阐述了自发过程的不可逆性 作用：解决自然界变化的方向和限度问题。
幻灯片9 热力学第三定律 表述: 在OK 时任何完整晶体的熵等于零。
（Planck-Lewis 说法）实质：绝对零度不能达到原理“不能用有限的手续把一个物体的温度降低到OK （即-273.15℃）”。
作用：阐明了规定熵的数值。
是联系热化学与化学平衡的纽带。
幻灯片10 应用科学热化学：将热力学第一定律应用于化学领域便产生了热化学。
作用：探讨伴随化学变化的热现象。
计算化学反应过程的热效应。
幻灯片11 化学平衡：将热力学第二定律应用于化学领域就产生了化学平衡 作用：解决化学反应的方向与限度问题。
相平衡：将热力学第二定律应用于多相体系就产生了相平衡。
作用：解决相变化的方向与限度问题及其影响因素。
U Q ∆=-+W幻灯片12三、研究方法1．热力学的方法是一种演绎的方法2．特点：宏观性、重（两）点性3. 优点及局限性幻灯片13 热力学方法研究对象是大数量分子的集合体，研究宏观性质，所得结论具有统计意义。
第一章热力学第一定律(Thefirstlawofthermodynamics)
容等表示.
★说明:(1)状态函数增量只与系统的始末态有关,与变化途径无关;
(2)热与功是两个过程函数，其值与变化途径密切相关。 途径不同，系统与环境之间功和热的交换也不一样。
2019/4/4 工科化学（1）课件 安徽理工大学化工系 倪惠琼 制作 13
根据过程进行的特定条件，过程分为： （1）等温过程(isothermal process) T1= T2= T环
摩尔值应为强度性质。
三、状态与状态函数
系统所有性质的综合表现称为系统的状态
系统的各宏观物理性质（如温度、压力、体积等
）均为状态的函数，称为状态函数，又称为系统的 热力学性质。
2019/4/4 工科化学（1）课件 安徽理工大学化工系 倪惠琼 制作 9
状态函数的特点
（1）定态有定值。（与其历史和达到该状态的历程无关） （2）系统状态的微小变化所引起状态函数的变化可以用全微分表 示，如dp、dV、dT等；
2019/4/4
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四、热力学平衡状态
（equilibrium state of thermodynamics)
如果处在一定环境条件下的系统，其所有的性质均不 随时间而变化，而且当此系统与环境的一切联系均被隔离 后，也不会引起系统任何性质的变化，则称该系统处于热 力学平衡状态。
处于热力学平衡的系统必须同时满足下列平衡：
利用热力学第一定律计算变化中的热效应，利用热力 学第二定律解决各种物理化学过程变化的方向和限度问题 ，以及与相平衡、化学平衡、电化学、表面现象和胶体化 学中的有关基础理论问题。
5、有限粒子和极大量的粒子的性质从最初的量 变发展到质变。
2019/4/4
工科化学（1）课件 安徽理工大学化工系 倪惠琼 制作
热力学第一定律的应用
热力学第一定律的应用热力学第一定律，也称为能量守恒定律，是热力学中的一个基本定律。
它表明，在封闭系统中，能量既不能创造也不能消失，只能从一个形式转化为另一个形式。
热力学第一定律的应用非常广泛，涵盖了许多领域，包括工程、化学、生物学等。
热力学第一定律可以用公式形式表示为：∆U = Q - W其中，∆U表示系统内能的变化，Q表示系统所吸收或放出的热量，W表示由外界对系统做的功。
根据正负号的不同，∆U可以表示系统的吸热过程还是放热过程。
在工程领域，热力学第一定律的应用广泛存在于热力系统、发动机和制冷设备等方面。
例如，在热力系统中，热力学第一定律用于分析系统的能源转化和效率。
通过对热力系统中各个组件的热损失和能量传递进行分析，可以评估系统的能量利用效率，并提出改进方案，实现能源的高效利用。
在发动机领域，热力学第一定律被用于分析内燃机的工作原理和能量转化过程。
发动机的工作过程可以看作是燃料能量转化为机械能的过程，而热力学第一定律可用于衡量这一能量转化的效率。
通过对燃烧过程、热量传递和功的关系进行分析，可以评估发动机的燃烧效率和功率输出，并提出改进方案，提高发动机的性能。
在制冷设备领域，热力学第一定律被用于分析冷凝器和蒸发器等组件的能量转化过程。
制冷设备的工作原理可以简单地描述为从低温区域吸热，然后将热量释放到高温区域。
热力学第一定律可用于分析这一过程中热量的传递和功的消耗，并评估制冷系统的制冷效果和能量消耗。
通过优化制冷设备的设计和运行参数，可以提高系统的制冷效率和节能性能。
此外，热力学第一定律还可应用于化学领域，如在燃烧反应和化学热力学中。
通过热化学方程式的平衡，可以利用热力学第一定律计算反应的焓变和反应热，从而了解化学反应的能量变化和方向。
这对于工业生产和环境保护都具有重要意义。
总之，热力学第一定律的应用非常广泛，几乎遍及各个领域。
通过对能量的转化和转移进行分析，这一定律使我们能够更好地理解和优化能量系统，并实现能源的高效利用。
热力学第一定律2
对热和功的几点交待
I A II B
改变量：
U , Q, W ???
B
U I U II dU U B U A
A
QI QII ? Q QB QA ?
A
B
WI WII ? W WB WA ?
A
B
对热和功的几点交待
（2）Q和W是体系与环境之间能量传递形式，离开环 境无所谓热和功的概念。
（5）关于We
如下图所示，一个带有理想活塞贮有一定量气体 的气缸，截面积为A；环境压力为p外。设活塞在 力的方向上的位移为dl。
F’
关于体积功（教材32页）
在此微小过程中，气体克服外力所作的功：
We F dl pe A dl
pe dV
如果体系发生明显的体积变化，则：
We
V2
V1
pedV
------计算体积功的基本公式
We
V2
V1
pe dV
有关功的概念，请注意： （1） 微量体积功： 有限量体积功：
We
We
非特殊指明，可用W或δW表示。 （2） 计算体积功时必须使用外压。
例1：气体向真空膨胀（自由膨胀）
We
V2
V1
pedV 0
V2
V
多次等外压压缩
实例讨论---功与过程
3.可逆压缩 如果将蒸发掉的水气慢慢在杯中凝聚，使压力缓慢增 加，恢复到原状，所作的功为：
We,3 pe dV ( p dp)dV
V2 V2 V1 V1
p
p1
p1V1
nRT dV pdV V 2 V2 V V2 V1 nRT ln V2 nRT ln V
第一章热力学第一定律
4.热力学平衡 热力学平衡态：指外界条件不变时，体系内 部性质均匀且不随时间变化的状态
1） 热平衡：无绝缘壁时，体系内各部分， 体系与环境之间温度相等 2）力学平衡：无刚性壁时，体系内各部分， 体系与环境之间力相等 3）相平衡：体系各相物质组成、数量不变
4）化学平衡：化学反应不引起物质组成或 浓度随时间的变化
18
2）几种重要的过程： a）等温过程：T 始 =T 终 =T 环 b）等压过程：P 始 =P 终 =P 环
c）等容过程：V 始 =V 终
d）等温等压过程：a，b 二者都具备
e）绝热过程：体系与环境之间没有热量传 递，只有功的传递 f）循环过程：体系由一始态出发，经一系列 变化过程又回到原来的状态
b. 人造金刚石： C（石墨）→C（金刚石） 由热力学知道 P>15000P° 时，才有可能； 今天已实现了这个转变（60000P°，1000℃， 催化剂）
二. 热力学研究方法的特点和局限性
3
1. 热力学方法的特点
研究大量粒子的宏观体系的宏观性质之间的 关系及变化规律，
不考虑微观粒子的微观结构
不涉及反应的速度和机理
4
2. 优点和局限性
1）热力学只研究体系的始终态 根据始终态的性质而得到可靠的结果；不 考虑变化中的细节；不考虑物质内部的结构 因素
2）不考虑时间因素
3）不考虑粒子的个别行为
5
热力学常用术语 1、体系与环境
体系（System） 简单而言，体系即研究之对象 。也就是为了研究问题的方便 ，我们常常用一个真实或想象 的界面把一部分物质或空间与 其余分开，这种被划定的研究 对象称为体系，亦称为物系或 环境（ 系统。surroundings） 与体系密切相关、影响所 及的那部分物质或空间称为环 境。
热力学第一定律
第一章热力学第一定律及其应用第一节热力学概论一、热力学的目的和内容目的：热力学是研究能量相互转换过程中所应遵循的规律的科学。
广义的说，热力学是研究体系宏观性质变化之间的关系，研究在一定条件下变化的方向和限度。
主要内容是热力学第一定律和第二定律。
这两个定律都是上一世纪建立起来的，是人类经验的总结，有着牢固的实验基础。
本世纪初又建立了热力学第三定律。
化学热力学：用热力学原理来研究化学过程及与化学有关的物理过程就形成了化学热力学。
化学热力学的主要内容：1. 利用热力学第一定律解决化学变化的热效应问题。
2. 利用热力学第二律解决指定的化学及物理变化实现的可能性、方向和限度问题，以及相平衡、化学平衡问题。
3. 利用热力学第三律可以从热力学的数据解决有关化学平衡的计算问题。
二、热力学的方法及局限性方法：以热力学第一定律和第二定律为基础，经过严谨的推导，找出物质的一些宏观性质，根据物质进行的过程前后某些宏观性质的变化，分析研究这些过程的能量关系和自动进行的方向、限度。
由于它所研究的对象是大数量分子的集合体，因此，所得结论具有统计性，不适合于个别分子、原子等微观粒子，可以说，此方法的特点就是不考虑物质的微观结构和反应机理，其特点就决定了它的优点和局限性。
局限性：1. 它只考虑平衡问题，只计算变化前后总账，无需知道物质微观结构的知识。
即只能对现象之间联系作宏观了解，不能作微观说明。
2. 它只能告诉我们在某种条件下，变化能否发生，进行的程度如何，而不能说明所需的时间、经过的历程、变化发生的根本原因。
尽管它有局限性，但仍为一种非常有用的理论工具。
热力学的基础内容分为两章，热力学第一定律和第二定律，在介绍两个定律之前，先介绍热力学的一些基本概念及术语。
三、热力学基本概念1. 体系与环境体系：用热力学方法研究问题时，首先要确定研究的对象，将所研究的一部分物质或空间，从其余的物质或空间中划分出来，这种划定的研究对象叫体系或系统(system)。
第一章热力学第一定律章总结
第一章热力学第一定律本章主要公式及其使用条件一、热力学第一定律W Q U +∆＝ W Q dU δδ+=热力学中规定体系吸热为正值，体系放热为负值；体系对环境作功为负值，环境对体系作功为正值。
功分为体积功和非体积功。
二、体积功的计算体积功：在一定的环境压力下，体系的体积发生改变而与环境交换的能量。
体积功公式⎰⋅-=dV p W 外 1 气体向真空膨胀：W ＝0 2气体在恒压过程：)(12 21V V p dV p W V V --=-=⎰外外3理想气体等温可逆过程：2112ln lnp p nRT V V nRT W -=-= 4理想气体绝热可逆过程：)(12,T T nC W U m V -=∆＝理想气体绝热可逆过程中的p ，V ，T 可利用下面两式计算求解1212,ln ln V V R T T C m V -=21,12,ln lnV V C p p C m p m V =三、热的计算热：体系与环境之间由于存在温度差而引起的能量传递形式。
1. 定容热与定压热及两者关系定容热：只做体积功的封闭体系发生定容变化时， U Q V ∆= 定压热：只做体积功的封闭体系定压下发生变化， Q p = ΔH定容反应热Q V 与定压反应热Q p 的关系：V p Q Q V p ∆+= nRT U H ∆+∆=∆n ∆为产物与反应物中气体物质的量之差。
或者∑+=RT g Q Q m V m p )(,,ν ∑+∆=∆RT g U Hm m)(ν式中∑)(g ν为进行1mol 反应进度时，化学反应式中气态物质计量系数的代数和。
2.热容 1.热容的定义式dTQ C δ=dT Q C VV δ=dT Q C pp δ=n CC VmV =,n C C p m p =, C V ，C p 是广度性质的状态函数，C V ，m ，C p,m 是强度性质的状态函数。
2.理想气体的热容对于理想气体 C p ,m － C V ,m =R 单原子理想气体 C V ，m = 23R ；C p ,m = 25R 双原子理想气体 C V ,m =25R ；C p ,m = 27R 多原子理想气体： C V ,m = 3R ；C p ,m = 4R通常温度下，理想气体的C V ,m 和C p,m 均可视为常数。
物理化学-第一章-热力学第一定律-习题精选全文
273.15K
Q p1T1 p2T2
T2
p1T1 p2
2101.325 273.15 4 101.325
136.6K
V2
nRT2 p2
2.80dm3
2. U nCVmT 1.70kJ
H nCpmT 2.84kJ
3. QT C
p
Q pV RT CR p
p2 CR V
p CR V
(2)
9．反响CO〔g〕+1/2O2〔g〕→CO2〔g〕的 △rHmθ，以下说法何者是不正确的？
〔1〕△rHmθ是CO2〔g〕的标准摩尔生成焓 〔2〕△rHmθ是CO〔g〕的标准摩尔燃烧焓 〔3〕△rHmθ是负值 〔4〕△rHmθ与△rUmθ值不等
(1)
三.填空
1．在一绝热箱中置一绝热隔板，将箱分成两 局部。分别装有温度压力都不同的两种气 体。将隔板抽走使气体混合，假设以气体 为系统，那么Q0=〔 〕；W0=〔 〕； △U=〔 0 〕。
四 计算
1．1mol单原子理想气体，始态 2×101.325kPa，11.2dm3，经pT=常数的 可逆过程，压缩到终态为4×101.325kPa， Cvm=3/2R，求：
〔1〕终态的体积和温度； 〔2〕△U和△H； 〔3〕所作的功。
1.
T1
p1V1 nR
2 101.325 11.2 1 8.314
〔1〕B→C过程的△U2； 〔2〕B→C过程的Q2。
U U1 U2 U3 0 U1 0
U2 U3 W3
(2) B→C过程的Q2
∵△U=0, Q=-W(ABC围起的面积) ∵Q=Q1+Q2+Q3, Q3=0 ∴Q2=Q-Q1 Q1 (AB线下面的面积)
热力学第一定律应用
3 2 V1(
pa
pc )
450R
300
c
b
循环过程中系统吸热
O
1
2 V（10-3m3）
Q1 Qab Qca 600R ln 2 450R 866R
循环过程中系统放热
此循环效率
Q2 Qbc 750R
1
Q2 Q1
1
750R 866R
13.4 00
29
例 逆向斯特林致冷循环的热力学循环原理如图所示
当高温热源的温度T1一定时，理想气体卡诺循环的致 冷系数只取决于T2 。 T2 越低，则致冷系数越小。
26
三、 卡诺定理
1. 在温度分别为T1 与T2 的两个给定热源之间工作的一切可 逆热机，其效率 相同，都等于理想气体可逆卡诺热机的
效率，即
1 Q2 1 T2
Q1
T1
2. 在相同的高、低温热源之间工作的一切不可逆热机，其
曲线起始于同一点. n可取任意值，不同n对应不同的过程曲线。
16
3种多方过程方程：
理想气体多方过程的定义 ：
pV n C
再根据理想气体的状态方程：
PV RT
以T、V或T、p为独立变量，还可有如下多方过程方程 ：
TV n1 C
p n1 Tn
C
17
二、多方过程摩尔热容
设多方过程的摩尔热容为Cn.m ，则：
dQ Cn,mdT
根据理想气体的热一律，可得：
Cn,m dT CV ,m dT pdV
在两边分别除以 dT
Cn,m
CV ,m
p( dVm dT
)n
CV ,m
p( Vm T
)n
式中的下标n 表示是沿多方指数为n 的路径变化。
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华中科技大学博士研究生入学考试《物理化学（二）》考试大纲
第一章热力学第一定律及其应用
1．1 热力学概论
1.2热力学第一定律
1.3准静态过程与可逆过程
1.4焓
1.5热容
1.6热力学第一定律对理想气体的应用
1.7 实际气体
1.8 热化学
1.9 赫斯定律
1.10 几种热效应
1.11反应热与温度的关系
1.12 绝热反应——非等温反应
1.13 热力学第一定律的微观说明
第二章热力学第二定律
2.1 自发变化的共同特征一不可逆性性
2.2 热力学第二定律
2.3 卡诺定律
2.4 熵的概念．
2.5 克劳修斯不等式与熵增加原理
2.6熵的计算
2.7热力学第二定律的本质和熵的统计意义
2.8亥姆霍兹自由能和古布斯自由能
2.9变化的方向和平衡条件
2.10ΔG的计算示例
2.11几个热力学函数间的关系
2.12单组分体系的两相平衡
2.13多组分体系中物质的偏摩尔量和化学势
2.14不可逆过程热力学简介
第三章统计热力学基础
3.1 概论
3.2玻尔兹曼统计
3.3玻色—爱因期坦统计和费米—狄拉克统计
3.4配分函数
3.5各配分函数的求法及其对热力学因数的贡献
3.6晶体的热容问题
3.7分子的全配分函数
第四章溶液——多组分体系热力学在溶液中的应用
4.1 引言
4.2 溶液组成的表示法
4.3 稀溶液的两个经验定律
4.4混合气体中各组分的化学势
4.5理想溶液的定义、通性及各组分的化学势4.6稀溶液中各组份的化学势
4.7理想溶液和稀溶液的微观说明
4.8稀溶液的依数性
4.9吉朽斯—杜亥姆公式和杜亥姆—马居耳公式4.10非理想溶液
4.11分配定律――溶质在两互不相溶液中的分配第五章相平衡
5.1引言
5.2多相体系的一般平衡条件
5.3相律
5.4单组份体系的相图
5.5二组份体系的相图及应用
5.6三组份体系的相图和应用
5.7二级相变
第六章化学平衡
6.1化学反应的平衡条件和化学反应的亲和势6.2化学反应的平衡常数和等温方程式
6.3平衡常数的表示式
6.4复相化学平衡
6.5平衡常数的测定和平衡转化率的计算
6.6标准生成自由能
6.7用配分函数计算自由能和平衡常数
6.8温度、压力和惰性气体对化学平衡的影响6.9同时平衡
6.10反应的耦合
6.11近似计算
6.12生物能力学简介
第八章电解质溶液
8.1法拉第定律
8.2离子的电迁移和迁移数
8.3电导
8.4电解质溶液理论
第九章可逆电池的电动势及其应用
9.1可逆和不可逆电池
9.2电动势的测定
9.3可逆电池电动势的符号及电池的写法
9.4可逆电池的热力学
9.5电动势产生机理
9.6电极电势和电池的电动势
9.7浓差电池和液体接界电势的计算
9.8电动势测定的应用
第十章电解与极化作用
10.1分解电压
10.2极化作用
10.3电解时电极上的反应
10.4金属的电化学腐蚀原理
10.5化学电源
第十一章化学动力学基础
11.1化学反应速度的表示方法
11.2化学反应速度方程式
11.3简单级数的反应
11.4几种典型的复杂反应
11.5温度对反应速度的影响
11.6活化能能反应速度的影响
11.7光化学反应
11.8激化化学反应
11.9在溶液中进行的反应
11.10流动体系反应动力学
第十二章吸附作用与多相催化
12.1吸附等温线
12.2吸附现象的本质
12.3化学吸附
12.4化学吸附与催化反应
12.5气固相催化反应动力学
12.6扩散的影响
12.7催化剂理论
第十三章表面现象
13.1表面自由能和表面张力
13.2弯曲表面下的附加压力和蒸气压13.3液体的铺展和湿润
13.4溶液界面吸附
13.5表面活性剂及其作用
第十四章胶体分散体系
14.1胶体和胶体的基本特性
14.2胶体的制备和净化
14.3溶胶的动力性质
14.4溶胶的光学性质
14.5溶胶电学性质
14.6溶胶的稳定性和聚沉作用
14.7乳状液。