热力学基本定律讲解
化学热力学的基本定律
化学热力学的基本定律化学热力学是研究化学反应中热现象的科学，它揭示了物质在化学反应中的热变化规律。
在化学热力学的研究中，有一些基本定律被广泛应用，帮助我们理解和预测化学反应中的热现象。
本文将介绍化学热力学中的基本定律，包括热力学第一定律、热力学第二定律和熵增定律。
热力学第一定律是热力学的基本定律之一，也称为能量守恒定律。
它表明在一个系统中，能量的总量是守恒的，能量既不能被创造也不能被毁灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学第一定律的数学表达式可以写为ΔU = q + w，其中ΔU表示系统内能的变化，q表示系统吸收或释放的热量，w表示系统对外界做功。
根据热力学第一定律，系统吸收热量时内能增加，释放热量时内能减少；系统对外界做功时内能减少，被外界做功时内能增加。
热力学第一定律的一个重要应用是热力学循环的分析。
热力学循环是指一系列经过一定步骤后最终回到原始状态的过程，常见的热力学循环包括卡诺循环、斯特林循环等。
通过热力学第一定律，我们可以分析热力学循环中能量的转化过程，计算循环的效率等重要参数，为工程实践提供理论依据。
热力学第二定律是热力学中的另一个基本定律，它揭示了自然界中热现象发生的方向性。
热力学第二定律有多种表述方式，其中最常见的是克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出热量不可能自发地从低温物体传递到高温物体，即热量不可能自发地从热源吸收而完全转变为功。
开尔文表述则指出在一个孤立系统中，不可逆过程的熵总是增加的，系统朝着熵增的方向发展。
熵增定律是热力学第二定律的一个重要推论，它表明在一个孤立系统中，不可逆过程的熵总是增加的。
熵是描述系统无序程度的物理量，熵增定律指出自然界中的过程总是朝着无序性增加的方向进行。
熵增定律也被称为熵不减定律，它揭示了自然界中熵增加的普遍趋势，是热力学第二定律的一个重要体现。
总的来说，化学热力学的基本定律包括热力学第一定律、热力学第二定律和熵增定律。
这些定律揭示了能量守恒、热现象发生方向性和熵增加的规律，帮助我们理解和预测化学反应中的热现象。
化学热力学的基本定律
化学热力学的基本定律化学热力学是研究化学反应中能量变化和热力学性质的科学。
它是化学的一个重要分支，通过研究物质在不同条件下的能量变化，揭示了化学反应的本质和规律。
在化学热力学中，有一些基本定律被广泛应用于实际问题的解决和理论模型的建立。
一、热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，是热力学中最基本的定律之一。
它表明在一个封闭系统中，能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
换句话说，系统的内能变化等于系统所吸收或放出的热量与做功之和。
数学表达式为：ΔU = Q - W其中，ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收或放出的热量，W表示系统所做的功。
二、热力学第二定律热力学第二定律是描述自然界中不可逆过程方向性的定律。
它指出自然界中热量只能从高温物体传递到低温物体，而不能反向传递。
这个定律还提出了一个重要的概念——熵。
熵是描述系统无序程度的物理量，它随着时间的推移而增加。
数学表达式为：ΔS ≥ 0其中，ΔS表示系统熵的变化。
三、热力学第三定律热力学第三定律是描述物质在绝对零度时的性质的定律。
它指出当温度趋近于绝对零度时，物质的熵趋近于零。
也就是说，在绝对零度下，物质的无序程度最小。
这个定律对于研究低温物理和凝聚态物理非常重要，它揭示了物质在极低温下的行为和性质。
四、吉布斯自由能定律吉布斯自由能是描述系统在恒温恒压条件下可用能量的一种函数。
它是判断化学反应是否可逆进行的重要指标。
根据吉布斯自由能定律，当系统的吉布斯自由能减小时，化学反应是可逆的；当系统的吉布斯自由能增大时，化学反应是不可逆的。
数学表达式为：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示系统的吉布斯自由能变化，ΔH表示系统的焓变，T表示温度，ΔS表示系统的熵变。
五、平衡常数定律平衡常数是描述化学反应平衡程度的物理量。
根据平衡常数定律，对于一个化学反应：aA + bB ⇌ cC + dD其平衡常数K可以通过以下公式计算：K = [C]c[D]d / [A]a[B]b其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的浓度。
热力学的三大定律
热力学的三大定律是热力学基本原理中的三个基本定理，它们对热力学的研究有着重要的意义。
三大定律的内涵深刻，各自有着不同的物理意义和应用场景。
下面，我们将逐一介绍这三个定律。
第一定律：能量守恒定律热力学第一定律（能量守恒定律）是热力学的最基本原理之一，它表明了能量不能被创造也不能消失，只能由一种形式转变为另一种形式。
也就是说，在任何物理过程中，系统中的能量的总量是守恒的。
如果能量从一个物理系统流出，那么就必须有等量的能量流入另一个物理系统，而不是在宇宙中消失。
这个定律还表明，能量的转移可以通过两种途径：热量传递和工作转移。
热量传递是指发生温度差时，系统中的热量会从高温区域流向低温区域的过程。
工作转移是指机械能可以被转化成其他形式的能量，例如电能、化学能或热能。
第二定律：热力学第二定律热力学第二定律是热力学基本原理中的一个非常重要的基本定理，它规定了自然界的不可逆过程。
热力学第二定律有多种表述，其中一种比较普遍的表述是符合柯尔莫哥洛夫-克拉芙特原理，即热力学第二定律表明了所有自然过程都是非平衡的，在任何自然过程中，总是存在一些能量转化的损失。
这个定律很大程度上影响了热力学的发展。
它是关于热力学过程不可逆性的集中表述。
热力学第二定律规定，热量只能从高温区域流向低温区域，自然过程总是向熵增加方向进行。
其意义在于说明热机的效率是受限的，这是由于机械能被转化成其他形式能量的过程存在热量和能量损失。
第三定律：热力学第三定律热力学第三定律是一个非常深刻的定律，它是热力学中的一个核心原理。
这个定律规定了绝对零度状态是不可能达到的。
绝对零度是指元素或化合物的热力学温度为零时，其原子或分子的平均热运动变为最小值的状态。
热力学第三定律是由瓦尔特·纳图斯于1906年提出的。
热力学第三定律的一个重要应用是在处理理想晶体的热力学问题时，可以将温度下限设为零开尔文（绝对零度）。
这个定律也为固体物理学的研究提供了基础理论。
大学热学物理知识点总结
大学热学物理知识点总结1.热力学基本定律热力学基本定律是热学物理的基础，它包括三个基本定律，分别是热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。
（1）热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律的热学表述，它规定了热力学系统能量的守恒性质。
简单地说，热力学第一定律表明了热力学系统能量的增减只与系统对外界做功和与外界热交换有关。
热力学第一定律的数学表达式为ΔU=Q-W，其中ΔU表示系统内能的增量，Q表示系统吸热的大小，W表示系统对外界所作的功。
由此可以看出，系统的内能变化量等于吸收热量减去做的功。
（2）热力学第二定律热力学第二定律是热力学系统不可逆性的表述，它规定了热力学系统内部的熵增原理，即系统的熵不会减小，而只会增加或保持不变。
简单地说，热力学第二定律表明了热力学系统内部的任何一种热力学过程都是不可逆的。
这意味着热力学系统永远无法使热量全部转化为功，总会有一部分热量被转化为无效热。
热力学第二定律还表明了热力学过程的方向性，即热量只能从高温物体传递到低温物体，而不能反向传递。
（3）热力学第三定律热力学第三定律规定了当温度趋于绝对零度时，任何物质的熵都将趋于一个有限值，这个有限值通常被定义为零。
简单地说，热力学第三定律表明了在绝对零度时，任何系统的熵都将趋于零。
热力学第三定律的提出对于热学物理的研究具有非常重要的意义，它为我们理解热学系统的性质提供了重要的基础。
2.热力学过程热力学过程是指热力学系统内部发生的一系列变化，包括各种状态参数的变化和热力学系统对外界的能量交换。
常见的热力学过程有等温过程、绝热过程、等容过程和等压过程等。
这些过程在日常生活以及工业生产中都有着广泛的应用。
（1）等温过程等温过程是指在恒定温度下进行的热力学过程。
在等温过程中，系统对外界做的功和吸收的热量之比是一个常数。
这意味着等温过程的压强和体积成反比，在P-V图上表现为一条双曲线。
常见的等温过程有等温膨胀和等温压缩等。
（2）绝热过程绝热过程是指在无热交换的情况下进行的热力学过程。
热力学基础原理解析
热力学基础原理解析热力学是物理学中的一个分支，研究的是热力学态，也就是宏观状态下的热学性质。
热力学有基本原理和基本概念，其中基本原理包括热力学第一定律和热力学第二定律。
本文将着重介绍热力学基础原理的解析和应用。
一、热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律。
能量守恒定律是指在一个封闭系统中，系统的能量总量不变。
这个定律是由玻尔兹曼在19世纪中叶提出的。
它表明，能量不能够被创建或者消灭，它只能够被转化为其他形式。
热力学第一定律可以用一个简单的公式来表示：ΔU = Q - W其中，ΔU是系统的内能变化量，Q是系统吸收的热量，W是系统对外做的功。
热力学第一定律表明系统的内能变化量等于系统吸收的热量与系统对外做的功的差值。
在热力学中，我们常常使用焓（enthalpy）来代替内能。
焓可以定义为系统内能与系统对外做功之和。
则热力学第一定律可以简单地写成：ΔH = Q + W其中，ΔH是系统的焓变化量，Q是系统吸收的热量，W是系统对外做的功。
二、热力学第二定律热力学第二定律是热力学的核心定律，也是能源效率的基本原理。
热力学第二定律描述了内在的热力学不可逆性，并被认为是物理学中最基本的原理之一。
热力学第二定律包括两个重要概念：熵（entropy）和能量的可用性。
熵是指能量的不可逆流动性。
它描述了系统在吸收热量和放出热量过程中发生的无序变化。
熵是一个度量系统混沌程度的因素，可以用热力学第二定律的数学表达式来描述。
热力学第二定律的数学表达式为：dS = dQ/T其中，dS是系统的熵增量，dQ是热量的微小增量，T是系统的温度。
能量的可用性是指能量是否能够被完全利用。
热力学第二定律指出，所有的能量都会自发地流向更高的熵状态。
这意味着，所有的能量都有一定的分散和无序性，不能百分百地被利用。
三、热力学基础原理的应用热力学基础原理在工程、化学、物理、生物领域都有广泛的应用。
热力学第一定律和第二定律对于工程和物理学都有极其重要的应用价值。
能量守恒定律 热力学第一定律
能量守恒定律热力学第一定律
能量守恒定律是热力学中的基本定律之一，也称为热力学第一定律。
它表明，在任何系统中，能量既不能被创造，也不能被毁灭，只能在不同形式之间转化。
换句话说，系统中的能量总量保持不变，即能量守恒。
这个定律适用于所有物理系统，包括热力学系统。
在热力学系统中，能量可以以多种形式存在，如热能、动能、势能、化学能等。
热力学第一定律表明，系统中的能量总量等于输入和输出的能量之和，即能量守恒。
因此，热力学第一定律可以用来描述热能的转移和转化。
例如，在一个封闭的容器中，当热源向其中输入热量时，其内部的能量总量增加，而当它向外界释放热量时，其内部的能量总量减少。
这个过程中，能量的总量始终保持不变。
总之，能量守恒定律是热力学中最基本的定律之一，它揭示了能量在物理系统中的本质和特性，具有重要的理论和实际意义。
- 1 -。
热力学3大定律
热力学3大定律一、热力学第一定律1. 内容- 也称为能量守恒定律。
其表述为：热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。
- 数学表达式为Δ U = Q+W，其中Δ U表示系统内能的变化量，Q表示系统吸收的热量，W表示外界对系统做的功。
如果系统对外界做功，则W取负值；如果外界对系统做功，则W取正值。
如果系统吸收热量，则Q取正值；如果系统放出热量，则Q取负值。
2. 实例- 例如在热机中，燃料燃烧产生热量Q，一部分热量转化为对外做的功W，另一部分热量被废气带走或者用来加热机器本身等，总的能量是守恒的。
- 再如对一定质量的理想气体进行等压膨胀过程，根据W = pΔ V（p是压强，Δ V是体积变化量），气体对外做功W>0，同时根据理想气体状态方程pV = nRT （n是物质的量，R是普适气体常量，T是温度），温度升高，内能Δ U>0，根据Δ U = Q+W，可知系统吸收热量Q=Δ U - W。
3. 意义- 它是自然界普遍的基本定律之一，从本质上表明了各种形式的能量在相互转换过程中的守恒关系，奠定了热力学的基础，也为能量的合理利用和转换提供了理论依据。
二、热力学第二定律1. 克劳修斯表述- 热量不能自发地从低温物体传到高温物体。
这里强调“自发”，如果有外界做功是可以实现热量从低温物体传到高温物体的，例如冰箱制冷，是通过压缩机做功，将热量从低温的冰箱内部传到高温的外部环境。
2. 开尔文表述- 不可能从单一热库吸收热量，使之完全变成功，而不产生其他影响。
例如热机工作时，从高温热源吸收热量Q_1，一部分用来对外做功W，另一部分Q_2要释放到低温热源，不可能将吸收的热量Q_1全部转化为功W而不向低温热源放热。
3. 意义- 它表明了自然界中与热现象有关的宏观过程是有方向性的。
同时也为提高热机效率等实际工程问题提供了理论限制，热机效率eta=(W)/(Q_1)=1 -(Q_2)/(Q_1)，由于Q_2不能为零，所以热机效率总是小于1。
第二章热力学基本详解
B
C
1
T2 T1
W Q1
热机A’：任意不可逆循环，任意工质
A'
W' Q1
取Q1相等，以便比较
定理2：即A ' B
§2.8 多热源可逆循环
1. 热源多于两个的可逆循环
任意可逆循环，如左图之1H2L1。
T
H
•
•2 1•
L• s
吸热过程： 1H2，工质温度变化，为可逆，
需热源温度时时与工质相等，这样就 要有无限多个热源。
AMNB逆行： Q Q
BNMA T
AMNB T
上已导出：
Q
APQB T
Q
BNMA T
0
显然， δQ/T 是一个状态参数。 1865年，克劳修斯引入entropy
Q
APQB T
Q
AMNB T
与路径无关， 满足积分特性
T
δPQ1 Q
1923年，I.R. Plank来华讲学，东南大
B
胡刚复教授根据entropie的定义“热 A
Q2
两式相加，得： Q1 Q2 0
T1 T2
S1
S2 S
∵ Q已作正负号规定， Q1、 Q2可统一写成Q；
T1、 T2可为热源温度（=工质温度），可统一写成T
∴ Q 0
T
2、任意可逆循环的Q/T
T
δPQ1 Q
B
过作P、Q等熵线PM、QN，构 成微元可逆循环PQNMP
A N
MδQ2
S
当P→Q时， T P→TQ ， P-Q →等温过程。则PQNMP为微元
是循环净功之比，表示多热 源可逆循环接近同温限间卡诺循 环的程度。
卡诺定理的意义
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称平衡态 满足：热平衡，力学平衡，相平衡，化学平衡
• 稳态或定态 非平衡态中，虽然有宏观量的流（如金属棒
中的热流），但系统中各点的宏观性质不随时间 变化的状态
热平衡：如果没有绝热壁存在，系统内各部分 之间以及系统与环境之间没有温度的差别。
力平衡：如果没有刚性壁存在，系统各部分之 间，系统与环境之间没有不平衡的力存在，在 不考虑重力场与其它外场作用的情况下，系统 内部处处压力相等。 相平衡：若在一个多相系统中，各相的组成及 数量均不随时间而变化，则称该系统处于相平 衡。 化学平衡：若系统中各物质之间存在化学反应， 当系统组成不随时间而变化时，系统处于化学 平衡。
1 2
H2
1 2
Cl2
HCl
质的量显然不同。
6、热力学能（内能） （internal energy）
定义：是系统内所具有的各种能量的总 和。体系内分子运动的平动能、转动能、 振动能、电子及核的能量以及分子与分 子相互作用的位能等能量。用符号 U 表示，单位焦耳（J）
注意点：
（1）U是状态函数, 确定的状态下U值 一定。
（2）U可以表示成U ＝f (T, V) 或 U ＝f (T, p)。
（3）U是广延性质的量，具有加和性。
（4）U的绝对值无法确定。
7、 热量（heat) 和功（work)
热：是系统与环境之间因温度差异而传递 的能量（Q）
4、状态函数（state function）
描述系统的各热力学性质的量均是状 态的函数，因此也称其为状态函数。
状态函数所具有的特点： 1）取决于系统所处的平衡态 2）从一个状态变至另一个状态，
其变化值只取决于初末态。
3）系统只要回到原来状态，则状态函 数也恢复原值。
4）状态函数（F ）的微分是全微分
• 系统——即作为研究对象的物质。 （or 体系） • 环境——体系之外，与体系密切相关影响
（物质交换和能量交换）所及的部分。
物质交换 敞开（开放）系统 有 (open system) 封闭（密闭）系统 无 (closed system) 隔离（孤立）系统 无 (isolated system)
能量交换 有
1949年：美国人W.F. Giauque (吉奥克)研究超低 温下的物质的行为。
1968年：美籍挪威人L. Onsager (昂萨格)提出倒易 关系式，是不可逆过程热力学的基础。
1977年：比利时人I. Prigogine (普利高津)提出耗 散结构理论。
二、热力学基本概念
1、系统与环境 (system and surroundings)
溶液化学（化学势、拉乌尔定律、亨利定律、 稀溶液的依数性）
相平衡（Gibbs相律、相图、分配定律、萃取）
化学平衡（化学反应的方向和限度、平衡常数 的计算、平衡移动问题）
统计热力学 非平衡态热力学 分子热力学
热力学发展简史
19世纪取得了飞速的发展，奠定了基础。
20世纪4个Nobel奖
1920年：德国人W. Nernst (能斯特)提出热力学第 三定律。
强度性质的量： 与物质的量无关，不具加和性 如：p、T、ρ（密度）、电导率、粘度
两者的关系： 广度量与广度量的比是强度性质，
例如，定压热容， Cp，为广度量，物质的量n 为广度量，摩尔定压热容Cp , m为强度量
3.状态（state）
指体系总的宏观性质。
通常用体系的宏观可测性质（V、p、T、ρ 密度……）来描述体系的热力学状态。
有
无
水
相（phase）：系统中物理状态和化学组成均 匀一致的部分
均相系统（homogeneous phase） 多相系统（heterogeneous phase）
2、系统的性质（property）
热力学性质：这里指宏观性质 pVT、热容、表面张力、内能、焓、熵等
广延性质的量： 与物质的量成正比，具有加和性 如：体积、质量、分子个数、U、H
G,0
t t,
nD
nE
nF nG
20世纪初比利时的Dekonder引进反应进度 的定义为：
nB nB,0
B
d dnB B
单位：mol
nB,0 和 nB 分别代表任一组分B 在起始和 t 时刻的物 质的量。 B 是任一组分B的化学计量数，对反应物取
负值，对生成物取正值。 ξ：克西
在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物
若: F＝f(T, p)，则
dF
F T
p
dT
F p
T
dp
5、过程与途径（process & path）
状态的变化——过程
等温过程：Ti＝Tf＝T环＝常数 等压过程：pi＝pf＝p外＝常数
定容过程：V＝常数
绝热过程：Q＝0 (系统与外界无热交
换） 循环过程：初末态相同 实现一个过程的具体步骤叫作途径
• 准静态过程：每一时刻都处于平衡态 • 可逆过程：体系与环境的可复原性 • 热力学过程性质的改变值（ Z）
Z Z终态－Z初态
r Zm
r表示：反应； m表示：mol1
• 反应进度（extent of reaction ）
设某反应
DD EE FF GG
t 0, 0
nD,0
nE,0
n n F,0
热力学基本定律
一、热力学概论
热力学：是研究宏观系统在能量相互转化过程
中所遵循的规律的学科
化学热力学：用热力学的基本原理来研究化
学反应及物理变化的现象
研究对象：大量分子的集合体；只能对现象之
间的联系做宏观的描述，不能做出微观的说明
特点：它是一种唯象的宏观理论，具有高度
的可靠性和普遍性。不涉及时间概念
化学热力学解决什么问题
1.反应的方向 (△rGm ø﹤0 ?) 指定条件下，正反应可否自发进行
2. 反应的限度——如果能，正反应能否进 行到底 （K大小）
3. 反应过程的能量转换——放热？吸热？ （ △rHm﹤0,放热; △rHm﹥0,吸热）
主要内容
热力学三大定律（第一、第二、第三定律、第0 定律、内能、焓、熵、自由能）
或生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是
相同的，即： d dnD dnE dnF dnG
D E F G
反应进度被应用于反应热的计算、化学平衡
和反应速率的定义等方面。
应用反应进度，必须与化学反应计量
方程相对应。
例如： H2 Cl2 2HCl
当 都等于1 mol 时，
两个方程所发生反应的物