第三篇化学热力学初步
合集下载
化学热力学初步教案
化学热力学初步教案化学热力学初步教案一、教学目标1.掌握化学热力学的基本概念和基本定律，理解能量转换与平衡的基本原理。
2.掌握热力学第一定律和第二定律的含义和应用，了解热力学函数和熵的概念。
3.了解化学反应的热效应和焓变，掌握盖斯定律及其应用。
4.理解化学平衡的条件和影响因素，掌握平衡常数的概念和计算方法。
5.能够运用化学热力学初步解决实际问题，如反应过程中的能量转化与平衡、反应条件优化等。
二、教学内容1.化学热力学基础o热力学的基本概念：系统、环境、状态、过程、功、热、焓等。
o热力学第一定律：能量守恒定律及其在化学反应中的应用。
o热力学第二定律：熵增原理及其在化学反应中的应用。
2.化学反应的热效应o反应热、焓变及其计算方法。
o盖斯定律及其应用：通过已知反应的焓变来计算未知反应的焓变。
3.化学平衡o平衡常数概念及其计算方法。
o平衡移动原理及其影响因素：温度、压力、浓度等。
4.应用案例分析o如何优化反应条件以实现高效的能量转化与平衡？o如何利用化学平衡移动原理进行物质分离或转化？三、教学方法1.理论讲解：通过课堂讲解、案例分析等方式，使学生深入理解化学热力学的概念和原理。
2.实验操作：通过实验验证化学热力学的理论，加深学生对知识的理解和掌握。
3.小组讨论：组织学生进行小组讨论，引导学生运用所学知识解决实际问题。
4.习题练习：布置相关习题，帮助学生巩固所学知识，提高解题能力。
5.自学指导：鼓励学生进行自主学习，提供相关学习资源，引导学生深入探究化学热力学的应用领域。
四、教学评估1.课堂表现：观察学生在课堂上的参与度、表现等，评估学生对知识的掌握程度。
2.实验操作：检查学生的实验操作能力和对实验数据的分析能力，评估学生对实验原理的理解程度。
3.小组讨论：观察学生在小组讨论中的表现，评估学生对知识的运用能力和解决问题的能力。
4.习题练习：检查学生的习题完成情况，评估学生对知识的掌握程度和解题能力。
5.期末考试：通过期末考试全面评估学生对化学热力学初步知识的掌握程度和应用能力。
第三章化学热力学初步和化学平衡
可逆途径
不同途径等温压缩环境对体系做的功
随着步骤的增加,W越来越小,直到沿着等温线往上,W最小
可逆过程（reversible process）：一个体系能通 过原途往返而环境无功损失的过程
可逆过程的基本特点: (1)逆转不流痕迹
可逆过程
(2) 理想过程
(3) W可逆<W不可逆 可逆过程体系对 环境做功最大
*过程的关键是始、终态,而途径则着眼于具体方式。 **恒温过程, 恒压过程, 恒容过程, 绝热过程
四、内能（Internal Energy）又称为热力学能
1．体系内部所包含的各种能量之总和,绝对数值不可测。 2．广度状态函数。 3．内能的变化量有意义 4、理想气体的内能只是温度的函数， 即ΔUid = f ( T )
**温度一般为25 ℃（298K）
**大多数生成焓为负值，表明由单质生成化合 物时放出能量。
（2）意义： （i）计算化学反应的 rHm
反应ΔrH物mo = Δf HmoΔ(生rH成mo 物）- Δf H生mo成(反物应物）
（iiΔ）f H讨mo (反论应化物合） 物的稳Δf定Hmo性(生.成物）
1、恒容化学反应热（Q v）
弹式量热计示意图 1）体系体积在反应前后无 变化的反应称为恒容反应。
2）恒容条件下，Q v = ΔU
3）恒容反应热一般用 弹式量热计测定。
2、恒压化学反应热（Q p）
1）在恒压过程中完成的化 学反应，称为恒压反应。 2）恒压反应热一般用 保温杯式量热计测定。
保温杯式量热计示意图
l
I
注意：这里P外为环境压强
自由膨胀没有体积功
例题：恒温下，压力为106Pa的2m3理想气体在恒外压 5×105Pa膨胀直到平衡，此过程环境对体系作功多少？
第三章化学动力学初步
限速步骤(定速步骤)：在一连串的反应中，较慢的基元反应限 制 了整个反应的速率，这一步骤称为限速步骤。
4
3.2 反应速率理论简介 速率理论简介 论简
3.2.1有效碰撞理论
1．反应速率正比于反应物分子的碰撞次数υ∝Z0c(NO)c(O3) 2．反应物分子必须定向碰撞才可能发生反应 有效碰撞
无效碰撞
υ∝PZ0c(NO)c(O3)
10
3.4 反应速率与温度的关系
3.4.1 范特霍夫 范特霍夫(Van’t Hoff)近似规则 近似规则 近似
反应体系的温度每升高10 K，化学反应速率将增加到原来的 k T + n ⋅10 2～4倍。 k T + 10 =γn =γ
kT
kT
γ：温度系数；一般为2~4，k：各温度下的反应速率常数。
9
表3.2 cA和cB及反应速率v
∴根据实验结果可知：m = 2，n = 1 反应的速率方程为υ ＝kcA
2c D
反应的级数：m + n =
3
说明 (1)常见反应级数：零、一、二级反应，三级反应少见，三级以上 反应无。 (2)反应级数可为零、正整数、分数， 反应级数不同K的单位不同。 (3)复合反应可由限速步骤写出速率方程。
单位是J·mol-1 。
上式两边取自然对数，得：
Ea ln k = ln A − RT
Ea lg k = lg A − (3.6) 2.303RT
【例3-1】对下列反应C2H5Cl(g)→C2H4(g) + HCl(g)，已知 A=1.6×1014，Ea=246.9 KJ·mol-1，求700 K时的速率常数。如果 反应温度升高到710 K时，计算速率常数，并与700 K时的速率常 数做比较。
工科基础化学-热力学
热量计的种类
保温瓶 常用于测量在溶液中进行的化 学反应的热效应。 常在等压下操作，测量的热效 应是化学反应的等压热效应。
(a) 绝热热量计
(b) 冰热量计
有冰水混合物的密闭容器 反应所释放的热使0℃的冰融 化为0℃的水 测量反应前后冰水混合物的 体积差，可求得反应的热效应。 是等温热量计，能直接测得 等温条件下的反应热效应
化学变化时发生系统与环境间的能量转换和传递 → → 系统内能的变化
3.1.5 过程（process）和途径（approach） 过程：系统状态发生的任何变化
等温过程 (isothermal)：T始= T终 等压过程 (isobar) ： 压力恒定 等容过程 (isovolume)： 容积恒定 绝热过程 (adiabatic) ： q = 0
与反应热测量有关的两个问题
常用钢弹热量计测得的热效应是qv ，如何求算qp ？
有些反应的热效应难以测量，例如：碳不完全燃烧而生 成CO时，总有CO2生成，有关反应的热效应如何求得？
反应热效应的理论计算
3.3.3.1 qp与qv的关系
qv ：反应在弹式热量计中进行时所测得的反应热效应 qp ：反应在敞口容器中（大气压、定压）进行时所测得的反应
(c)弹式热量计
基本条件： 耐高压的密闭容器 能吸收热量的介质 常用的弹式热量计：钢 弹/水 测量的热效应是化学反 应的等容热效应。
3.3.2 化学反应的反应热与焓
3.3.2.1 恒容过程反应热
恒容变化过程： V 0
体积功为零（W=0）
UV q W qV
在恒容条件下（密闭容器）进行的化学反应，其反 应热等于该系统中热力学能的改变量
简化2： 当反应中气态反应物的化学计量数之和与气态生成物的化学计 量数之和相等时，V ≈ 0 （∵ 恒压，理想气体）， qv ≈ qp
化学热力学
第一节 基本概念
一、系统与环境 系统：被研究的那部分物质或空间。 环境：系统以外但和系统密切相关的其余物质 或空间称为环境。 系统类型：(根据与环境物质和能量的交换)
敞开系统：有物质、能量交换 封闭系统：只有能量交换 孤立系统：无能量、无物质交换
二、状态与状态函数 状态：系统的物理性质和化学性质的综合表 现，由温度、压力、体积等宏观物理量来描述 和确定。 始态：如果系统的一个或几个性质发生变化， 则系统的状态也发生了变化，变化前的状态称 为始态。 终态：系统变化后的状态。
应用：利用标准摩尔燃烧焓计算化学反应热， 见图示：
反应物
△rHmθ①
生成物
△CHmθ③
燃烧产物
△CHmθ②
可以看出： △CHmθ③ = △rHmθ① + △CHmθ② △rHmθ ① = △CHmθ ③ - △CHmθ②
即：
r
H
m
vB
c
H
m
(
B)
vB为计量系数，反应物为负，
B
4．键焓与反应焓变 键焓：在气相反应中断开1mol化学键时的标准 摩尔焓变称为键焓，以△H表示。 应用：估算气相反应的焓变
例：估算下列反应的焓变
H2 (g) Cl2 (g) 2HCl(g)
已知：①H2 (g) 2H (g) H1 436 kJ·mol1
②Cl2 (g) 2Cl(g)
四、化学反应热效应的计算 1．热化学定律——盖斯定律 盖斯定律：一个化学反应，在定容或定压条件下，不 管一步完成还是几步完成，其热效应是相等的。
解释： ∵对一个不做非体积功的系统定容或定压 条件下，Qv U；Qp H而H和U都是 状态函数，其改变值只与始、终态有关， 与途径无关。 在定容或定压条件下，无论反应怎么 完成，热效应不变。
第三章：化学热力学
1 Cal = 1000 cal = 1 kcal
1. 基本概念
Systems and Surroundings 体系和环境
我们要研究的部分称为 体系; 其他所有部分称为 环境. Systems may be open, closed, or isolated. （敞开体系，封闭体系，孤立体系）
在热化学中，我们通常研究的是封闭体系closed systems— 体系与环境只有能量的交换，没有物质的交换.
Energy diagram for the for the reaction 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
1. 基本概念——热和功
Relating ΔE to Heat 热 and Work 功
1. 基本概念——热和功
Sign conventions for heat and work.
答案：1）-100kJ 2) +100kJ 3) -20kJ 4) +20kJ
1. 基本概念——吸热和放热
Endothermic 吸热 and Exothermic 放热 Processes
在一个过程中体系吸收热量，此过程称为吸热 endothermic (endo- means “into”).
Heat is the energy transferred from a hotter object to a colder one.
1. 基本概念——热力学第一定律
The First Law Of Thermodynamics
能量不会消失也不会多出，体系能量减少必然伴随环境 能量增加，反之亦然。这一“能量守恒”的现象称为热 力学第一定律first law of thermodynamics.
第三章 化学热力学初步
1、恒容反应热
2、恒压反应热
恒压过程中进行的化学反应称为恒压反应，其 热效应称恒压反应热，用Qp表示。 ΔU=Qp+W=Qp+(-pΔV) （3-8） 恒压过程Δp=0 ，式（3-8）可变成： Qp=ΔU+ pΔV=(U2-U1)+(pV2-pV1) =(U2+pV2)-(U1+pV1) (3-9) U、P、V都是状态函数，则它们的组合也是 状态函数。将(U+pV)定义为焓。焓是一个状态 函数，也是广度性质，其绝对值不能测得。
（2） Qp和Qv的关系
一般情况下，一些化学反应的Qp和Qv的值相差不大，可 以用ΔrHm来表示化学反应的热效应，将其称为化学反应的摩 尔焓变。ΔrHmθ则称为标准摩尔反应焓变，简称反应焓，表示 时通常要在后面标明温度，例如ΔrHm θ (298.15)。
对于物质的标准状态，化学热力学上有严格的规定， 固体或液体纯相，其标准态是Xi=1，即摩尔分数为1； 溶液中的物质A，其标准态为bA=1mol· kg-1；气相物质， 其标准态为分压等于100kPa。 例3-2 用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正庚烷的恒容反 应热Qv=-4807.12 kJ· mol-1，求Qp值。
2、恒压反应热
用保温杯式量热 计测得恒压反应热， 即焓变。
3、Qp和Qv的关系
（1）反应进度的的概念： 设有化学反应 υAA+υBB=υGG+υHH （*υ为各物质的计量系数，无量纲） t=0时，各物质的物质的量分别为n0(A)、 n0(B)、 n0(G)、 n0(H)。t=t时，相应的各物质的物质的量为n(A)、n(B)、 n(G)、n(H)，反应进度ξ(克赛)的定义为： ξ=
3-2 热化学
化学热力学初步
Qp = U + pV
系统从状态1变化到状态2 则 Qp= U2-U1+ p（V2-V1) =(U2+pV2)-(U1+pV1) 在热力学上将(U+pV)定义为新的状态函数，叫做焓， 用H 来表示。
H = U + pV
（2-4）
Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=H
(2-5)
例2-1 在298K和100KPa下，4mol的H2和2molO2的反应， 生成的4mol水，总共放出1143kJ的热量，求该过程的 △H和△U。 解：因反应在等压下进行，所以 △H = Qp=-1143KJ △U = △H -△nRT =-1143KJ+15KJ=-1128KJ 作业：习题3
=-1143KJ-[0-(4+2)]mol×8.315×10-3KJ.mol-1.K-1×298
化学反应焓变的计算
化学反应的反应焓如何得到? ①既可以通过实验测定 ②也可以根据盖斯定律计算得到 ③利用已知物质的标准生成焓数据(可查表) 计算反应热
一般，对于形如 aA+bBmC+nD 的反应，化学 反应的标准焓变等于产物的标准生成焓总和减去反 应物的标准生成焓总和。即： rHm=∑ (nifHm)生成物- ∑ (nifHm) 反应物 (2-10)
例题:10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合后经过一 定时间，反应生成2.0molNH3，反应式可写成如下两种 形式： (1) (2) N2 + 3H2 = 2NH3 1/2N2 + 3/2H2 = NH3
分别按(1)和(2)两种方程式求算此反应的 。
解： 反应在不同时刻各物质的量（mol）为： n(N2) n(H2) n(NH3) t=0 5.0 10.0 0 t=t 4.0 7.0 2.0
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
状态：指体系的宏观性质的综合表现.如T, p,V, n,
U , S 等。
状态函数：若任一个条件发生变化,则体系的状态也 要发生变化, 那么决定体系状态的那些条件为 状态函数。
如 p V= n R T ， 当p, V, n, T四个物理量一定时,气
体的状态也就定了, 这四个量为状态函数。 注意:功和热不是状态函数。
人为划分出来作为研究对象的物质部分为体系, 与体系有关的其它物质部分为环境。
体系与环境之间不一定有明显的界面。 体系分为三类: 1. 敞开体系(open system) 2. 封闭体系(closed system) 3. 隔离体系(isolated system)
二. 状态和状态函数
(state and state function)
量交换。
四. 热和功 (heat and work)
1.热: 体系与环境间，因温度的差别而引起的能量交
换（Q）。
规定体系吸热时，Q 为值正 Q>0, 反之为负值 Q<0.
2.功：除热只之外，其它在系统与环境间被传递的能量
都为功（W）。 规定体系对环境做功时，功为负值
环境 热
W<0, 反之为正值 W>0。
一般有: 1.等温过程(isothermal process): T始= T终= T环 2.等压过程(isobar process): p始= p终= p环 3.等容过程(isovolume process): V始= V终 4.绝热过程(adiabatic process): 过程中体系与环境无热
Q﹥
Q﹤
体系
w﹥
w﹤
功
五.内能或热力学能 （internal energy or thermodynamic energy）
体系内各种形式的能量总和 （U）。如分子的
转动、振动、平动能，电子运动和原子 核内的能等。 但不含系统整体的动能和位能。
目前不能测得内能的绝对值。但在体系的变化 过程中，内能的变化值△U是可以知道的。
主要回答诸如化学反应过程中吸收或放出的 热量、化学反应的自发性(即两种物质之间能否发 生化学反应)以及化学反应的限度(反应完成之后 反应物的量与产物的量之间的关系)等化学家十分 关注的一类基本问题。
3.1.1 基本概念和术语 Fundamental concepts and terms 一.体系（系统）和环境 (system and surrounding)
四.体积功或膨胀功 (volume work or expansion work): 化学反应中最常见的能量变化是以热能表现出来,
即反应热效应。但在一定条件下, 也可以机械能形式 表现出来, 最常见的就是气体膨胀, 即反抗外压做膨胀 功。
从一个汽缸内活塞运动分析可得: W=－p外△V or δW =－p外d V 这里仅考虑体系的膨胀功。
第3章
化学热力学初步
Chapter 3 Primary Chemical Thermodynamics
3.1 热化学和焓
3.2 熵和熵变—反应自发性的一种 判据
3.3 自由能——反应自发性的最终判 Nhomakorabea据3.1 热化学和焓 Thermochemistry and enthalpy
热力学是研究各种形式能量相互转化时遵循 的规律。将热力学原理和方法用于研究化学问题 产生了化学热力学(Chemical thermodynamics)。
0.89 0.45
Cm。
Hg (l)
0.14
C (s)
0.71
Solution
C m n D Q T(1 m 1)3 .0 o ( .9 JK l0 8 ) 2.1 5 Jm 1o K 1 l
三.热力学第一定律 (Fist law of thermodynamics)
热力学第一定律实际上就是能量守恒和转化定
使某物体温度升高1K时所需的热量。热容除以
物质的量得摩尔热容 (Molar heat capacity) Cm
Q = n Cm DT
物质
比热容 (J/℃·g)
H2O (l)
4.18
100.0 J 的热量可使 1mol H2O (s)
2.03
铁的温度上升 3.98 K,求铁的
Al (s) Fe (s)
五.热效应的测定 (heating effect measurement)
★ 热量计 测定化学反应热效应的装置叫热量计
(calorimeter) 其测定原理可简单表示如下：
一定量 物质反 应放出 的热量
Qx
热量计，状态B，TB 热量计，状态A，TA
已知量 的电能 放出的
能量
Qe
测量恒容反应热的装置
3.1.2 化学和物理变化过程中的热效应
Heat effect during the chemical and physical processes
一.热效应(heat effect)
指各类过程中放出 或吸收的热量，研究纯 物质化学和物理变化过 程中热效应的学科叫热 化学。
二. 热容（heat capacity, c）
相(phase):体系中物理性质和化学性质完全相同的任 何均匀部分。相和相之间有明显的界面。相 又分为均相体系(或单相体系)和非均相体系 (或多相体系)。
强度性质（intensive properties）: 只决定于体系 自身的性质，与体系的数量无关。如温度。
容量性质（capacity properties）:与体系内物质的数 量成正比，具有加和性。如内能，体积等。
律(law of energy conservation and transformation)。
U1得吸 功W 热 QU2
U2U1QW
U2U1DU
对于封闭体系热 力学第一定律为：
U2U1QW
DUQW
若变化量很微小时: d U = δQ + δW
若把体系与环境作为整体来考察：
△U体系 = －△U环境
特点: 它的数值变化, 大小只与体系的始态和 终态有关, 与体系变化所经历的途径无关。 状态函数间是互相联系的, 联系的数学表 达式就是状态方程。如理想气体方程。
三. 过程与途径 (process and path)
体系的状态发生变化的经过为过程。如化学反应， 液体蒸发等。
完成过程的具体步骤或方式为途径。
The setting for determining the constant volume energy
U , S 等。
状态函数：若任一个条件发生变化,则体系的状态也 要发生变化, 那么决定体系状态的那些条件为 状态函数。
如 p V= n R T ， 当p, V, n, T四个物理量一定时,气
体的状态也就定了, 这四个量为状态函数。 注意:功和热不是状态函数。
人为划分出来作为研究对象的物质部分为体系, 与体系有关的其它物质部分为环境。
体系与环境之间不一定有明显的界面。 体系分为三类: 1. 敞开体系(open system) 2. 封闭体系(closed system) 3. 隔离体系(isolated system)
二. 状态和状态函数
(state and state function)
量交换。
四. 热和功 (heat and work)
1.热: 体系与环境间，因温度的差别而引起的能量交
换（Q）。
规定体系吸热时，Q 为值正 Q>0, 反之为负值 Q<0.
2.功：除热只之外，其它在系统与环境间被传递的能量
都为功（W）。 规定体系对环境做功时，功为负值
环境 热
W<0, 反之为正值 W>0。
一般有: 1.等温过程(isothermal process): T始= T终= T环 2.等压过程(isobar process): p始= p终= p环 3.等容过程(isovolume process): V始= V终 4.绝热过程(adiabatic process): 过程中体系与环境无热
Q﹥
Q﹤
体系
w﹥
w﹤
功
五.内能或热力学能 （internal energy or thermodynamic energy）
体系内各种形式的能量总和 （U）。如分子的
转动、振动、平动能，电子运动和原子 核内的能等。 但不含系统整体的动能和位能。
目前不能测得内能的绝对值。但在体系的变化 过程中，内能的变化值△U是可以知道的。
主要回答诸如化学反应过程中吸收或放出的 热量、化学反应的自发性(即两种物质之间能否发 生化学反应)以及化学反应的限度(反应完成之后 反应物的量与产物的量之间的关系)等化学家十分 关注的一类基本问题。
3.1.1 基本概念和术语 Fundamental concepts and terms 一.体系（系统）和环境 (system and surrounding)
四.体积功或膨胀功 (volume work or expansion work): 化学反应中最常见的能量变化是以热能表现出来,
即反应热效应。但在一定条件下, 也可以机械能形式 表现出来, 最常见的就是气体膨胀, 即反抗外压做膨胀 功。
从一个汽缸内活塞运动分析可得: W=－p外△V or δW =－p外d V 这里仅考虑体系的膨胀功。
第3章
化学热力学初步
Chapter 3 Primary Chemical Thermodynamics
3.1 热化学和焓
3.2 熵和熵变—反应自发性的一种 判据
3.3 自由能——反应自发性的最终判 Nhomakorabea据3.1 热化学和焓 Thermochemistry and enthalpy
热力学是研究各种形式能量相互转化时遵循 的规律。将热力学原理和方法用于研究化学问题 产生了化学热力学(Chemical thermodynamics)。
0.89 0.45
Cm。
Hg (l)
0.14
C (s)
0.71
Solution
C m n D Q T(1 m 1)3 .0 o ( .9 JK l0 8 ) 2.1 5 Jm 1o K 1 l
三.热力学第一定律 (Fist law of thermodynamics)
热力学第一定律实际上就是能量守恒和转化定
使某物体温度升高1K时所需的热量。热容除以
物质的量得摩尔热容 (Molar heat capacity) Cm
Q = n Cm DT
物质
比热容 (J/℃·g)
H2O (l)
4.18
100.0 J 的热量可使 1mol H2O (s)
2.03
铁的温度上升 3.98 K,求铁的
Al (s) Fe (s)
五.热效应的测定 (heating effect measurement)
★ 热量计 测定化学反应热效应的装置叫热量计
(calorimeter) 其测定原理可简单表示如下：
一定量 物质反 应放出 的热量
Qx
热量计，状态B，TB 热量计，状态A，TA
已知量 的电能 放出的
能量
Qe
测量恒容反应热的装置
3.1.2 化学和物理变化过程中的热效应
Heat effect during the chemical and physical processes
一.热效应(heat effect)
指各类过程中放出 或吸收的热量，研究纯 物质化学和物理变化过 程中热效应的学科叫热 化学。
二. 热容（heat capacity, c）
相(phase):体系中物理性质和化学性质完全相同的任 何均匀部分。相和相之间有明显的界面。相 又分为均相体系(或单相体系)和非均相体系 (或多相体系)。
强度性质（intensive properties）: 只决定于体系 自身的性质，与体系的数量无关。如温度。
容量性质（capacity properties）:与体系内物质的数 量成正比，具有加和性。如内能，体积等。
律(law of energy conservation and transformation)。
U1得吸 功W 热 QU2
U2U1QW
U2U1DU
对于封闭体系热 力学第一定律为：
U2U1QW
DUQW
若变化量很微小时: d U = δQ + δW
若把体系与环境作为整体来考察：
△U体系 = －△U环境
特点: 它的数值变化, 大小只与体系的始态和 终态有关, 与体系变化所经历的途径无关。 状态函数间是互相联系的, 联系的数学表 达式就是状态方程。如理想气体方程。
三. 过程与途径 (process and path)
体系的状态发生变化的经过为过程。如化学反应， 液体蒸发等。
完成过程的具体步骤或方式为途径。
The setting for determining the constant volume energy