大学物理化学 热力学第一定律
Cp
Q p
dT
C p ,m
Qp ndT
在不做非体积功无相变和化学变化的情况下
Qp dH nC p ,m dT
Qp ΔH C p dT n C p ,m dT
T1 T1 T2 T2
若Cp为常数
H Q p nC p ,m (T2 T1 )
练习 2 ：压缩机气缸内（绝热）吸入 1atm ， 250C 的空气，压 缩到 1.9atm，温度自动升高到 790C，试求每压缩 1mol 空气所 做的功。CV,m=25.3J.mol-1.K-1 解：绝热过程中 Q = 0
x1
x1
xA A
x2
B x B
A
x2
B xB
x1 x2 x
x 0
2、状态方程 系统状态函数之间的定量关系式称为状态方程。 理想气体的封闭系统，其状态方程为： pV = n RT
四、热力学平衡态
当系统的所有性质或状态函数不随时间而改变 时，则系统处于热力学平衡态，包括下列几个平衡： （1）热平衡（thermal equilibrium） 系统各部分温度相等。 （2）力学平衡（mechanical equilibrium） 系统各部的压力都相等，边界不再移动。
（3）相平衡（phase equilibrium） 多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变。
（4）化学平衡（chemical equilibrium ） 反应系统中各物的数量不再随时间而改变。
五、过程和途径
状态发生变化的经过简称过程，完成状态变化所 经历的具体步骤或一系列过程称为途径。 1、恒温过程（isothermal process）：温度恒定 T始态= T终态= T环境 2、恒压过程（isobar process）：压强恒定 P始态= P终态= P环境 3、恒容过程（isovolumic process）：体积恒定 V始态= V终态 4、绝热过程（adiabatic process）：无热交换 Q=0 5、循环过程：由某一状态经一系列变化又回到始态
Q W 2500 J
例题2：4mol氢气在298K时，从1atm可逆恒温压缩到5atm ， 求上述过程的Q、W、ΔU。 解：恒温可逆膨胀：ΔU=0
nRT V P P W＝ nRT ln 2 nRT ln 2 nRT ln 1 nRT V1 P2 P 1 1 4 8.314 298 ln 15950 J 5
第四节 体积功与可逆过程
一、体积功
W = -pedV 例如：自由膨胀
V2
W pe dV
V1
V2
pe =0
W pe dV 0
V1
再如：恒外压膨胀
W pe dV pe dV pe V
V1 V1
V2
V2
二、恒温过程的体积功
1.恒外压膨胀（pe恒定）
二、系统的性质
1、广度性质（extensive properties） 性质的数值与系统中物质的数量成正比，具有加 和性，如体积、质量等。 2、强度性质（intensive properties） 性质的数值与系统中物质的数量无关，不具有加 和性，如温度、压力等。 3、广度性质与强度性质的关系 广度性质×强度性质=广度性质 如：体积V×密度d=质量m
物理化学
一、物理化学的任务和内容
用数学和物理的方法，从 研究物理变化和化学变化的联 系入手，探求化学变化的基本 规律。
（1）化学热力学：化学反应 提供的能量、方向和限度
热
光 化学 反应
功
磁
电
（2）化学动力学：化学反应 的速率和机理
二、物理化学在药学中的地位与作用
药物剂型设计：药剂学
药物体内过程：药理学、药代动力学
温度不变，所以：ΔU＝0 （2）恒温可逆膨胀：ΔU=0
W＝ nRT ln
Q U W 0
V2 40.00 2 8.314 298 ln 4860 J V1 15.00 Q W 4860 J
（3）恒外压膨胀ΔU=0
W pe (V2 V1 ) 100000 (40.00 15.00) 10－3 2500 J
Q p H
在不做非体积功的条件下，恒压过程中的热效 应Qp等于系统的焓变。注意： Qp不是状态函数
例题3：20mol氧气，在p=750mmHg的恒压下加热， 使其体积自1000升膨胀至2000升，已知体系吸热 352kJ，求过程中的Q、W、ΔU、 ΔH 。 解： Qp=352kJ ΔH =Qp=352kJ W = -pe(V2-V1) =(750/760)101325 (2000-1000) 10-3 =100kJ ΔU=Qp+W=352-100=252kJ
练习1：10克二氧化碳，在270C自5升恒温可逆膨 胀至10升，求过程中的Q、W、ΔU、 ΔH 。 解： ΔU=ΔH = 0
V2 W nRT ln V1 10 10 8.314 300 ln 44 5 393 J
Q W 393J
第六节 热容
一、热容 C 在不做非体积功的情况下，一个不发生化学变化 0 和相变化的封闭系统，温度每升高1 C所需要的热。
药物提取分离和合成：药物合成化学、天然药 物化学 三、物理化学的学习方法 1、课前预习，课上笔记，课后复习；勤于 思考，勤于应用，勤于对比与总结。 2、抓住每章重点，掌握基本概念和理论， 掌握公式的物理意义和使用条件。
第一章 热力学第一定律
第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 第六节 第七节 第八节 第九节 第十节 热力学概论（自学） 热力学基本概念 热力学第一定律 体积功与可逆过程 焓 热容 热力学第一定律的应用 热化学 化学反应热效应的计算 能量代谢与微量量热技术简介（自学）
六、热和功
1、热（heat）： 系统与环境之间因温差而传递的能 量称为热，用符号Q 表示。
系统吸热，Q > 0； 系统放热，Q < 0 。
2、功（ work）：系统与环境之间传递的除热以外的 其它能量都称为功，用符号W表示。 系统得功，W > 0 系统作功，W < 0
说明：热和功不是系统的状态函数，它们与系统变 化的途径有关。
例题1：计算下列系统内能的变化。
（1）系统放出2.5kJ的热量，并且对环境作功
500J。
（2）系统放出650J的热量，环境对系统作功 350J。 解： （1）U = Q + W = -2500 - 500 = - 3000J （2）U = Q + W = -650 + 350 = - 300J
V1 V1 V1
理想气体恒温准静态膨胀
Hale Waihona Puke pW V2 V1
V2
V1
pdV
W V1 V2 V
V2 nRT dV nRT ln V V1
膨胀：pe p， W = -pedV，准静态膨胀体系作最大功 4.恒外压压缩 在恒定外压 pe 下将气体从 V2 压 缩到V1，环境所做的功为 W = - pe(V1－V2)
第二节 热力学基本概念
一、系统和环境
1、系统：研究的对象，包括一定量物质或一部分空间。
2、环境：指体系以外与体系密切相关的部分。
3、系统分类
敞开体系：体系与环境即有物质交换，又有能量交换。 封闭体系：体系与环境没有物质交换，只有能量交换。 孤立体系：体系与环境既无物质交换，又无能量交换。
系统分类示意图
p
W’
V
V1
V2
p
5.多次恒外压压缩 6.准静态压缩
W pe dV ( p dp)dV
V2 V2 V1 V1
W’2
V V2
V1
p
pdV
V2
V1
理想气体的恒温准静态压缩
W
V1
V
V2
W pdV
V2
V1
V1
V2
V2 nRT dV nRT ln V V1
dU δQV nCV dT
U QV CV dT n CV ,m dT
T1 T1
T2
T2
若CV.m为常数
U QV nCV ,m (T2 T1 )
三、恒压热容 Cp和摩尔恒压热容 Cp,m 封闭系统在恒压过程中温度每升高10C所需要的热称 为恒压热容。1mol物质在恒压过程中温度每升高10C 所需要的热称为恒压热容。
p P1 V1 T
P2 V2 T 热源 V1 W V2 V
W pe dV pe (V2 V1 ) pe V
V1
V2
2.多次恒外压膨胀
p
W= -piVi
热源 W p V
3.准静态膨胀
W
热源
V2 V2
V1
V2
V
V2
W pe dV ( p dp)dV pdV
（1）体积功（We） 系统发生体积变化时所做的功。 We= - fe.dl= - pe.A.dl= - pedV We= - pedV We= - peV （2）非体积功（ Wf） 除体积功以外的所有其他功。
第三节 热力学第一定律
一、热力学第一定律 能量守恒定律 二、热力学能（内能） 系统内部一切能量形式的总和。 内能是状态函数，有加合性。理想气体的内能 只是温度的函数，温度确定，内能确定。 三、热力学第一定律的数学表达式 U = Q + W 或 dU = δQ +δW U：系统内能变化 Q：系统从环境吸收的热量 W：系统从环境中得到的功。
压缩：pe p， W = -pedV，准静态压缩环境作最小功
p
p W
W
p V1
物化 热力学第一定律
p 'V '
p2
V1
V'
p2V2
V2
V
可见，外压差距越小，膨胀次数越多，做的 功也越多。
（4）外压比内压小一个无穷小的值 外压相当于一杯水，水不断蒸发，这样的膨胀 过程是无限缓慢的，每一步都接近于平衡态。 所作的功为：
We,4 pe dV ( pi dp)dV
p
p1
p1V1
习题2： 设有一装臵（如图），（1）将隔板抽去以后， 以空气为系统时，ΔU、Q、W为正为负还是 零？（2）如右方小室也有空气，不过压力比 左方小，将隔板抽去以后，以所有空气为系统 时，ΔU、Q、W为正为负还是零？
习题3： （1）如果一系统从环境接受了160J功，热力学 能增加了200J，问系统将吸收或放出多少热？ （2）一系统在膨胀过程中对环境做了10540J 的功，同时吸收了27110J的热，问系统的热 力学能变化若干？
p1V1
p 'V '
p2 V1
p2V2
V2 V
p2
V1
V'
p2V2 p 2
V2p2V2V1源自VV2 V功与变化的途径有关
总结，可逆过程的特点：
(1)推动力无限小，进行得无限慢，中间经历 一系列平衡态； (2)过程结束后，系统若沿原途径逆向进行恢 复到始态，则环境也同时复原。 (3) 可逆过程系统对环境作最大功（环境对系 统作最小功）。
习题5： 在一礼堂中有950人在开会，每个人平均每小 时向周围散发出1.2×105J的热量，如果以 除了人以外的其它一切为系统，则在开会 时的开始20分钟内系统热力学能增加了多 少？如果以礼堂中的一切（包括人）为系 统，则系统的ΔU为多少？
中国医科大学物理化学 第一章 热力学第一定律(第五节～第八节)
因此，全过程吸热：
Q p Q p ,1 Q p ,2 Q p ,3 7.531kJ 81.34kJ 3.347kJ 92.22kJ
2013年5月13日星期一 第一章 热力学第一定律 25
2013年5月13日星期一
第一章 热力学第一定律
26
第七节
热力学第一定律的应用
一、热力学第一定律应用于理想气体
（一）理想气体的热力学能和焓
焦耳于1843年做了如下实验。 dT 0 Q 0 W 0
V 0
T 不变
U Q W 0
结果：理想气体向真 空膨胀，温度 不变。
2013年5月13日星期一 第一章 热力学第一定律
真空
28
U U dU dT dV 0 T V V T
结论：理想气体的热力学能 U只随T而变。
U U (T )
理想气体分子之间无作用力，无分子间位能，体积 和压力改变不影响热力学能。
2013年5月13日星期一
第一章 热力学第一定律
30
同理，对于理想气体：
H U pV U (T ) nRT H (T )
H 0 V T
U Q W 178kJ 9.752kJ 168.25kJ
2013年5月13日星期一
第一章 热力学第一定律
7
【例1-4】试求下列各过程的Q、W、U 和 H ， 并比较计算结果，可得出什么结论？ （1）将1mol水在373K、p=100kPa（ p）下蒸发。 设气体为理想气体，吸热2259J∙g-1； 1 （2）始态与（1）相同，当外界压力恒定为 p 1 2 时，将水蒸发；然后再将此蒸气（373K、 p ）恒温 2 可逆压缩为373K 、p 的水蒸气； （3）将1mol H2O在373K 、p下突然放在373K的 真空箱中,水蒸气立即充满整个真空箱(设水全部气化)， 测得其压力为 p 。
物理化学热力学第一定律习题答案
物理化学热力学第一定律习题答案-CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN第二章 热力学第一定律2-1 1mol 理想气体于恒定压力下升温1℃，试求过程中气体与环境交换的功W 。
解：体系压力保持恒定进行升温，即有P 外=P ，即反抗恒定外压进行膨胀，JT nR nRT nRT pV pV V V p W amb 314.8)(121212-=∆-=+-=+-=--=2-2 系统由相同的始态经过不同途径达到相同的末态。
若途径a 的Q a =2.078kJ ，W a = -4.157kJ ；而途径b 的Q b = -0.692kJ 。
求W b 。
解：应用状态函数法。
因两条途径的始末态相同，故有△U a =△U b ，则 b b a a W Q W Q +=+所以有，kJ Q W Q W b a a b 387.1692.0157.4078.2-=+-=-+=2-3 4mol 某理想气体，温度升高20℃，求△H -△U 的值。
解： 方法一： 665.16J208.3144 )20()( 2020,,20,20,=⨯⨯=-+==-=-=∆-∆⎰⎰⎰⎰++++T K T nR nRdT dT C C n dTnC dT nC U H K T TKT Tm V m p KT Tm V K T T m p方法二：可以用△H=△U+△(PV)进行计算。
2-4 某理想气体, 1.5V m C R =。
今有该气体5 mol 在恒容下温度升高50℃，求过程的W ，Q ，△H 和△U 。
解：恒容：W=0；kJJ K nC T K T nC dT nC U m V m V K T Tm V 118.33118503145.823550 )50(,,50,==⨯⨯⨯=⨯=-+==∆⎰+kJJ KR C n T K T nC dT nC H m V m p KT Tm p 196.55196503145.8255 50)()50(,,50,==⨯⨯⨯=⨯+==-+==∆⎰+根据热力学第一定律，：W=0，故有Q=△U=3.118kJ2-5 某理想气体, 2.5V m C R =。
物理化学-课后答案-热力学第一定律
（5）压缩空气突然冲出筒外，可视为决热膨胀过程，终态为室内气压 会儿，温度升至室温，压力大于 pθ 。
pθ ，筒内温度降低，盖上筒盖，过一
（6） Kirchhoff 定律中的△ rH m(T 2)和△ rH m(T 1)是按反应计量系数完全进行到底，即 ξ =1mol时的热效应，实 验测得的热量是反应达到平衡时放出的热量， 即 ξ＜ 1mol ，它们之间的关系为△ rH m =△ rH / ξ， 所以△ rH 的值不符合 Kirchhoff 定律。
（7）从同一始态出发经一绝热可逆膨胀过程和一经绝热不可逆膨胀过程，当到达相同的终态体积
V 2 或相同
的终态压力 p2 时，绝热可逆过程比绝热不可逆过程作功大，又因为
W （绝热） =C V（ T2-T 1），所以 T 2
（绝热不可逆）大于 T2（绝热可逆），在 V 2 相同时， p=nRT/V, 则 p2（绝热不可逆）大于 p2（绝热可
△ P=0）。
（7） W>0 ，Q<0 ，△ U<0
(8)理想气体 Joule-Thomson 的节流过程 Q=0， △H=0 。
J-T 系数 μ的表达式为：
对于理想气体：
，则
又因为
所以
，理想气体的内能是温度的函数。
△U=0 ，W= △ U-Q=0 【6】请列举 4 个不同类型的等焓过程。
反应前后 T,p,V 均未发生变化，设所有的气体都可以看作是理想气体。因为理想气体的热力学能仅是温度的 函数， U=U （ T），所以该反应的△ U=0 。这个结论对不对？为什么？
【答】 （ 1）不会，因为要使液体沸腾，必须有一个大于沸点的环境热源，而槽中水的温度与试管中水的沸点 温度相同无法使其沸腾。
物理化学知识点总结(热力学第一定律)
热力学第一定律一、基本概念1.系统与环境敞开系统：与环境既有能量交换又有物质交换的系统。
封闭系统：与环境只有能量交换而无物质交换的系统。
（经典热力学主要研究的系统）孤立系统：不能以任何方式与环境发生相互作用的系统。
2.状态函数：用于宏观描述热力学系统的宏观参量，例如物质的量n、温度T、压强p、体积V等。
根据状态函数的特点，我们把状态函数分成：广度性质和强度性质两大类。
广度性质：广度性质的值与系统中所含物质的量成正比，如体积、质量、熵、热容等，这种性质的函数具有加和性，是数学函数中的一次函数，即物质的量扩大a倍，则相应的广度函数便扩大a倍。
强度性质：强度性质的值只与系统自身的特点有关，与物质的量无关，如温度，压力，密度，摩尔体积等。
注：状态函数仅取决于系统所处的平衡状态，而与此状态的历史过程无关，一旦系统的状态确定，其所有的状态函数便都有唯一确定的值。
二、热力学第一定律热力学第一定律的数学表达式：对于一个微小的变化状态为：dU=公式说明：dU表示微小过程的内能变化，而δQ和δW则分别为微小过程的热和功。
它们之所以采用不同的符号，是为了区别dU是全微分，而δQ和δW不是微分。
或者说dU与过程无关而δQ和δW却与过程有关。
这里的W既包括体积功也包括非体积功。
以上两个式子便是热力学第一定律的数学表达式。
它们只能适用在非敞开系统，因为敞开系统与环境可以交换物质，物质的进出和外出必然会伴随着能量的增减，我们说热和功是能量的两种传递形式，显然这种说法对于敞开系统没有意义。
三、体积功的计算1.如果系统与环境之间有界面，系统的体积变化时，便克服外力做功。
将一定量的气体装入一个带有理想活塞的容器中，活塞上部施加外压。
当气体膨胀微小体积为dV时，活塞便向上移动微小距离dl，此微小过程中气体克服外力所做的功等于作用在活塞上推力F与活塞上移距离dl的乘积因为我们假设活塞没有质量和摩擦，所以此活塞实际上只代表系统与环境之间可以自由移动的界面。
大学物理化学公式大全(最新整理)
dT
RT 2
（3）外压对蒸汽压的影响： ln
pg
p
g
＝ Vm l
RT
p
e－p
g
pg是在惰性气体存在总
压为pe时的饱和蒸汽压。
吉不斯－杜亥姆公式：SdT－Vdp＋ n Bd B ＝0
B
dU＝TdS－pdV＋ n Bd B
B
dH＝TdS＋Vdp＋ n Bd B
B
dF＝－SdT－pdV＋ n Bd B
对二组分体系：
ln ln
pA xA
T
＝
ln ln
pB xB
T
稀溶液依数性：
（1）凝固点降低： Tf＝Kf mB
（2）沸点升高： Tb＝KbmB （3）渗透压： V＝nBRT
K
f＝
R
fus
Tf Hm
2
A
AMA
K
b＝
R
vap
Tb Hm
2
A
AMA
化平衡学
8
化学反应亲和势：A＝－ rGm＝－ BB
0
CVdT
CpdT
理想气体多 方可逆过程 pVγ＝常数 可逆相变（等 温等压）
nR（T2－T1） 1－
p外ΔV
ΔU＋W Qp
化学反应（等
温等压）
p外ΔV
Qp
CVdT
CpdT
Qp－W
Qp－W ΔrUm＝ ΔrHm－
BRT
B
Qp（相变热）
Qp
ΔrHm＝
B
f
H
m
B
B
溶液－多组分体系体系热力学在溶液中的应用
凝固点下降法：溶剂
ln
a
A＝
大学物理化学公式大全
热力学第一定律功:δW ＝δW e ＋δW f（1）膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正,压缩功为负。
（2）非膨胀功δW f ＝xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW(机械功)＝fdL,δW(电功)＝EdQ,δW(表面功)＝rdA 。
热 Q:体系吸热为正,放热为负。
热力学第一定律: △U ＝Q —W 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能与焓只就是温度的单值函数。
热容 C ＝δQ/dT（1）等压热容:C p ＝δQ p /dT ＝ (∂H/∂T)p （2）等容热容:C v ＝δQ v /dT ＝ (∂U/∂T)v 常温下单原子分子:C v,m ＝C v,m t ＝3R/2常温下双原子分子:C v,m ＝C v,m t ＋C v,m r ＝5R/2 等压热容与等容热容之差:(1)任意体系 C p —C v ＝[p ＋(∂U/∂V)T ](∂V/∂T)p (2)理想气体 C p —C v ＝nR 理想气体绝热可逆过程方程:pV γ＝常数 TV γ-1＝常数 p 1-γT γ＝常数 γ＝C p / C v 理想气体绝热功:W ＝C v (T 1—T 2)＝11－γ(p 1V 1—p 2V 2) 理想气体多方可逆过程:W ＝1nR－δ(T 1—T 2) 热机效率:η＝212T T T － 冷冻系数:β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数:β＝121T T T －焦汤系数: μJ －T ＝H p T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝－()pT C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 与ΔU:ΔU ＝dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＋dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH ＝dT T H P ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＋dp p H T ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Q p ＝Q V ＋ΔnRT 当反应进度 ξ＝1mol 时, Δr H m ＝Δr U m ＋∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系:()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆，＋＝γ热力学第二定律Clausius 不等式:0TQS BAB A ≥∆∑→δ—熵函数的定义:dS ＝δQ R /T Boltzman 熵定理:S ＝kln Ω Helmbolz 自由能定义:F ＝U —TS Gibbs 自由能定义:G ＝H －TS 热力学基本公式:（1）组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程:dU ＝TdS －pdV dH ＝TdS ＋Vdp dF ＝－SdT －pdV dG ＝－SdT ＋Vdp （2）Maxwell 关系:T V S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝VT p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＝－p T V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ （3）热容与T 、S 、p 、V 的关系:C V ＝T V T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ C p ＝T pT S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系:Gibbs －Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T ＝－2T H ∆ 单组分体系的两相平衡: (1)Clapeyron 方程式:dT dp＝mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap,fus,sub 。
物理化学热力学第一定律
§1.1 热力学概论 §1.2 热力学基本概念 §1.3 热力学第一定律 §1.4 体积功与可逆过程 §1.5 焓 §1.6 热容 §1.7 热力学第一定律的应用 §1.8 热化学 §1.9 化学反应热效应的计算 §1.10 能量代谢与微量量热技术简介(自习)
-1-
物理化学
第一章 热力学第一定律
-12-
Vm
V n
物理化学
§1.2 热力学基本概念
四、状态函数与状态方程 (state function ＆ equation of state)
(一) 状态函数
体系状态一定时, 其值一定的物理量.
又称为系统的热力学性质.
eg. T 、p 、Ｖ、Ｕ、H 等。
-13-
物理化学
§1.2 热力学基本概念
eg.
dT ＝0 isothermal process dp ＝0 isobaric process
dV ＝0 isochoric process Q ＝0 idiabatic process dZ ＝0 cyclical process
-17-
物理化学
§1.2 热力学基本概念
状态函数法 ── 计算状态函数的改变值△Z △Z ＝Z2 － Z1 与路径无关
Q > 0 Q < 0
物理化学
§1.2 热力学基本概念
2. 功Ｗ ── 系统在广义力的作用下, 产生
了 广义位移时, 系统与环境交换的能量
为功Ｗ .
[W ] = J
其微变量用δW 表示；
规定: 体系从环境 得功为正. W ＞ 0
体系对环境 作功为负. W ＜ 0
-21-
物理化学
§1.2 热力学基本概念
第一章 热力学第一定律
糖水
糖水 糖
均相系统
多（复、非均）相系统
化学平衡：系统内化学组成不变
物理化学 第一章 热力学第一定律 宁夏大学新华学院
Joule（焦耳）和 Mayer（迈耶尔)自1840年起，历经 20多年，用各种实验求证热和功的转换关系，得到的结 果是一致的。
即： 1 cal = 4.1840 J
状态函数:确定体系状态的物理量 (p,V,T)
特点: (1) 状态一定，状态函数一定。
(2) 状态变化，状态函数也随之而变,且状态函数
的变化值只与始态、终态有关,与变化途径无关。
物理化学
第一章 热力学第一定律
宁夏大学新华学院
§1.2 热力学基本概念及术语
容量（广度）性质：与物质的数量成正比，具有加和性 如：V、n、C 强度性质：与物质的数量无关，不具有加和性 如：P、T、Vm 、ρ T1 P1 V1 T2 P2 V2
（c）整个膨胀过程中，始终保持外压比气体压力p只差无限小数值
p外=p-dp
W p外dV ( p d p)dV pdV dpdV
V1 V1 V1 V1
V2
V2
V2
V2
物理化学
第一章 热力学第一定律
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§1.4 体积功
准静态过程：由无限多个极其接近平衡态（静态）的步骤组成
学能的变化 (能量守恒定律)
物理化学 第一章 热力学第一定律 宁夏大学新华学院
1.3 能量守恒----热力学第一定律
热和功的取号与热力学能变化的关系 系统吸热 Q>0 环境 U > 0 W>0 系统 系统放热 Q<0 U <0 W<0
U = Q + W
物理化学中的热力学和化学动力学定律
物理化学中的热力学和化学动力学定律物理化学是一门研究物质的本质和变化规律的科学，其中热力学和化学动力学是其两大主要分支。
热力学是研究物体热、功、能及其相互转化关系的科学，而化学动力学则是研究化学反应速率及其规律的科学。
本文将分别介绍热力学定律和化学动力学定律。
一、热力学定律1. 热力学第一定律：能量守恒定律热力学第一定律，也被称为能量守恒定律，是指在系统中，能量的总和是不变的。
具体来说，当系统受到能量转移时，能量的总和不会增加或减少，而只会从一种形式转化为另一种形式。
这意味着热量和功都是能量的一种形式，它们可以互相转换，但在任何情况下都不能增加或减少。
2. 热力学第二定律：熵增定律热力学第二定律，也被称为熵增定律，是指任何封闭系统的熵都会随着时间不断增加，而不会减少。
熵是一个量化的概念，它描述了系统中的混乱程度。
具体地说，熵增意味着系统越来越不有序，越来越趋向于混乱。
3. 热力学第三定律：绝对零度不可达定律热力学第三定律规定，除非它们本身就处于绝对零度状态，否则所有的物质在理论上都无法达到绝对零度（0开尔文，-273.15℃）。
这是因为绝对零度状态下，物体的熵达到最小值，无法进一步降低。
热力学第三定律的重要性在于，它提供了一个标准，使得我们能够更好地理解和解释热力学现象。
二、化学动力学定律1. 反应速率与反应物浓度成正比例关系化学反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系。
通常情况下，反应速率会随着反应物浓度的增加而增加。
这个规律可以通过化学公式来表示：速率=k[A]其中，k是反应速率常数，[A]代表反应物的浓度。
2. 反应速率与温度成正比例关系温度是影响化学反应速率的重要因素之一。
通常情况下，反应速率会随着温度的升高而增加。
这个规律可以通过化学公式来表示：速率=kexp(-E/RT)其中，k是反应速率常数，E是活化能，R是气体常数，T是温度。
3. 第一反应动力学定律：一级反应速率与反应物浓度成指数关系一级反应是指反应速率与反应物浓度成指数关系的反应。