《物理化学》第二章-热力学第一定律课件.pptxVIP

《物理化学》;;第二章热力学第一定律;第二章热力学第一定律;§2.1热力学概论;热力学的研究内容及对象;热力学共有四个基本定律：第零、第一、第二、第三定律，都是人类经验的总结。第一、第二定律是热力学的主要基础。;热力学方法：从热力学第一和第二定律出发，通过总结、提高、归纳，引出或定义出热力学能U，焓H，熵S，亥姆霍茨函数A，吉布斯函数G；再加上可由实验直接测定的p,V,T等共八个最基本的热力学函数。再应用演绎法，经过逻辑推理，导出一系列的热力学公式或结论。进而用以解决物质的p,V,T变化、相变化和化学变化等过程的能量效应(功与热)及过程的方向与限度，即平衡问题。这一方法也叫状态函数法。;热力学方法和局限性;局限性;§2.2热平衡和热力学第零定律;温度的概念;第零定律;温标;§2.3热力学的一些基本概念;如图:体系和环境可划分为;根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：;根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：;根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：;根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：;开放体系;用宏观可测性质来描述系统的热力学状态，故这些性质又称为热力学变量。可分为两类：;系统的性质;当系统的诸性质不随时间而改变，则系统就处于热力学平衡态，它包括下列几个平衡：;系统的一些性质，其数值仅取决于系统所处的状态，而与系统的历史无关；;Z是体系的状态函数，Z值只决定于体系的状态。体系由A态变到B态，Z值改变量;;系统状态函数之间的定量关系式称为状态方程;过程;（1）等温过程;系统吸热，Q0;功（work）;每一种功都是由强度性质和广度性质的函数的积所得，而强度因素都决定了能量的传递方向，即有方向性；而广度因素则决定了作功的大小，即无方向性。功=强度因素×广度因素;式中是强度变量;热和功;§2.4热力学第一定律;§2.4热力学第一定律;三、热力学能;热力学第一定律是能量守恒与转化定律在热现象领域内所具有的特殊形式，说明热力学能、热和功之间可以相互转化，但总的能量不变。;热力学能是状态函数，用符号U表示，它的绝对值尚无法测定，只能求出它的变化值。;若是n有定值的封闭系统，则对于微小变化;系统吸热;1、热力学第一定律的形式，只能用在封闭体系或孤立体系。;功与过程;功与过程;设在定温下，一定量理想气体在活塞筒中克服外压，经4种不同途径，体积从V1膨胀到V2所作的功。;2.等外压膨胀（pe保持不变）;;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;;1.一次等外压压缩;;2.多次等外压压缩;;3.可逆压缩;;功与过程小结;在过程进行的每一瞬间，系统都接近于平衡状态，以致在任意选取的短时间dt内，状态参量在整个系统的各部分都有确定的值，整个过程可以看成是由一系列极接近平衡的状态所构成，这种过程称为准静态过程。;系统经过某一过程从状态（1）变到状态（2）之后，如果能使系统和环境都恢复到原来的状态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。否则为不可逆过程。;可逆过程的特点：;研究可逆过程的意义:;§2.6焓;§2.6焓;定义:;焓不是能量 虽然具有能量的单位，但不遵守能量

守恒定律。;对于不发生相变和化学变化的均相封闭系统，不做非膨胀功，热容的定义是：;摩尔热容单位：;等压摩尔热容;式中是经验常数，由各种物质本身的特性决定，可从热力学数据表中查找。;理想气体的热力学能和焓——

Gay-Lussac-Joule实验;将两个容量相等的容器，放在水浴中，左球充满气体，右球为真空（上图）;实验结果：;理想气体在自由膨胀中温度不变，热力学能不变;这就证明了理想气体的热力学能仅是温度的函数，与体积和压力无关;根据焓的定义式;从Joule实验得;对于理想气体，在等容不做非膨胀功的条件下;理想气体的等压热容与等容热容的比值为:

单原子分子:?=5/3=1.667

双原子分子:?=7/5=1.400

多原子分子:?=4/3=1.333;因为等容过程中，升高温度，系统所吸的热全部用来增加热力学能；而等压过程中，所吸的热除增加热力学能外，还要多吸一点热量用来对外