第1章热力学第一定律思维导图

U430435933

2023-03-31

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热力学

热力学第一定律

高等教育

第1章热力学第一定律

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思维导图大纲

1.热力学基本概念和术语

1.1系统和环境

系统和环境的定义

1.2系统的性质

广度性质

强度性质

1.3热力学平衡态

1.4状态和状态函数

1.5过程和途径

1.6热和功

系统吸热，Q>0;系统放热，Q<0

系统对环境做功，W<0 环境对系统做功，W>0

热和功不是状态函数，不存在全微分性质

体积功的定义

等容过程：由于dV=0，W=0

自由膨胀过程：也称向真空膨胀过程，由于p=0，W=0

一次恒外压变化过程：W=-pdV

热力学可逆变化过程：

多次恒外压膨胀：W=-p1ΔV1-p2ΔV2-...-pnΔVn

等温可逆过程：W=-nRTln（V2/V1）或W=-nRTln(p2-p1)

2.热力学第一定律

2.1热力学能

定义，广度性质

符号：U 单位：J

2.2热力学第一定律

定义式： ΔU=Q+W

封闭系统的循环过程，ΔU=0,所以Q=-W 孤立系统的热力学能为常数，Q=0，W=0,则 Δ U=0

3.可逆过程

3.1可逆过程：系统恢复原状的同时，环境也恢复原状。不可逆过程反之

3.2可逆相变：蒸发与冷凝、熔化与凝固、升华与凝华

3.3可逆过程的三个特征

可逆过程由一系列连续的无限接近平衡的状态构成

在可逆过程中，系统对环境做最大功，环境对系统做最小功

可逆过程的逆过程可使系统和环境同时恢复原状

4.焓和热容

4.1等容热Qv

条件：封闭系统，等容，W'=0

ΔU=Qv

4.2等压热Qp和焓H

条件：封闭系统，等压，W'=0

ΔU=Qp-p(V2-V1) Qp=(U2-pV2)-(U1-pV1)=ΔH

H=U-pV 等压过程：ΔH=ΔU+pΔV 等容过程：ΔH=ΔU+VΔp

4.3热容C

定义式：C=δQ/dT 单位：J/K

摩尔热容Cm：1mol物质的热容

等容热容 Cv=δQv/dT等压热容 Cp=δQp/dT

万能公式

算ΔU=

算ΔH=

5.热一在系统状态变化中的应用

5.1焦耳定律：热力学能U和焓H都只是温度T的函数，与V,P无关

5.2理想气体的Cp,m与Cv,m的关系

对理想气体来说：Cp,m-Cv,m=R

理想气体：单原子分子：Cv,m=3R/2 ,Cp,m=5R/2 双原子分子：Cv,m=5R/2 ,Cp,m=7R/2

热容比r : Cp,m/Cv,m=5/3 Cp,m/Cv,m=7/5=1.4

5.3理想气体的绝热过程

绝热 Q=0

ΔQ=W=nCv,m（T2-T1）适用于一般绝热过程，不一定是可逆

理想气体绝热可逆过程方程式：

条件：绝热可逆，W'=0，理想气体

理想气体任意绝热过程体积功的计算：

5.4相变化过程

相变过程的体积功

相变过程的ΔU

6.热一在化学变化中的应用

6.1反应热（热效应）：当产物温度于反应物温度相同时，系统所吸收或放出的热量

6.2恒容热效应 Qv=ΔU 恒压热效应 Qp=ΔH Qp=Qv+(Δn)RT （n为生成物与反应物中气相物质的量之差）

6.3反应进度ξ

对于同一反应，无论选用哪一反应物，产物计算进度，值都相同

6.4赫斯定律

7.化学反应热效应的计算

7.1生成焓

在标准压力与指定温度下，最稳定的单质的摩尔生成焓为0

定义：由最稳定单质生成1mol标准态化合物的焓变成为该化合物在此温度下的标准摩尔生成焓

符号：

计算式：

7.2燃烧焓

完全燃烧的产物的标准燃烧焓为0

定义：在标准压力和指定温度下，使1mol物质发生完全燃烧，则该过程的热效应为该物质的标准摩尔燃烧热

符号：

计算式:

7.3反应热与温度的关系

基尔霍夫定律

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