单元二热力学第一定律思维导图

博尔德

2024-05-29

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几种热效应

反应进度

化学反应的焓变

热力学第一定律知识点介绍

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思维导图大纲

2.1 热力学概论

2.1.1 热力学的研究对象 P28

1.化学过程及其与化学密切相关的物理过程中的能量转换关系

2.判断在环境条件下，指定的热力学过程（如化学反应、相变化等）进行的方向以及可能达到的最大限度

2.1.2 热力学的研究方法和局限性 P29

知其然而不知其所以然。只讲可能性，不讲现实性.......

2.5 理想气体的热力学能和焓

2.5.1 焦耳实验 P43

在封闭系统中，理想气体的热力学能仅是温度的函数 U=U(T)

处理理想气体的p,V,T变化时，只要在等温条件下，理想气体无论是体积或是压强变化，它的ΔH和ΔU都等于零

2.5.2 理想气体ΔU和ΔH的计算 P43

ΔU=nCV,m(T2-T1)

ΔH=nCp,m(T2-T1)

2.5.3 理想气体的Cp与Cv的关系和CV,m的估算 P44

Cp与CV关系

Cp=CV+nR

Cp,m=CV,m+R

简单理想气体常温下，摩尔等压、等容热容

单原子分子： CV,m=(3/2)R Cp,m=(5/2)R

双原子和线性多原子分子： CV,m=(5/2)R Cp,m=(7/2)R

2.5.4 理想气体的绝热可逆过程 P44

理想气体绝热可逆过程方程

Cp/CV=γ

TV^(γ-1)=C1

pV^γ=C2

p^(1-γ)T^γ=C3

绝热可逆过程和等温可逆过程曲线对比

绝热比等温下降坡度高

2.5.5 焦耳—汤姆孙实验 P47

节流过程是等焓过程。J-T系数μJ-T可以用来判断气体经节流过程后温度的变化。气体经节流过程后,若μJ-T>0，温度下降；若μJ-T<0，温度升高；若μJ-T=0，温度不变，这个温度称为转化温度。节流过程在获得低温、气体液化等方面用途很广。

2.2 热力学的一些基本概念

2.2.1 系统和环境 P30

系统和环境的定义

三类系统

敞开系统：物质交换+能量交换

封闭系统：只有能量交换

隔离系统：都没有

2.2.2 系统的宏观性质 P31

广延性质：有加和性。比如体积、质量、热力学能、熵等

强度性质：取决于系统自身性质。比如温度、压强、密度、粘度等

2.2.3 热力学平衡态 P31

热平衡：各部分温度相等，没有因为温度不等引起的能量传递

力平衡：力处处相等，没有因为力的不平衡引起坐标的变化

相平衡：相与相之间无物质的净转移，各相的组成和数量不再随时间而改变

化学平衡：宏观上反应物和生成物的数量及组成不再随时间而改变

2.2.4 状态函数 P32

特性：异途同归，值变相等；周而复始，数值还原

2.2.5 过程和途径 P32

等温过程

等压过程

等容过程

绝热过程

环状过程

2.3 热力学第一定律的表述

2.3.1 热 P34

定义：系统与环境之间由于温度不同而交换的能量称为热

符号：Q 单位：J（焦耳）

环境从系统得到热，即系统吸热，Q>0；系统将热释放给环境，Q<0

2.3.2 功 P34

除热之外，系统与环境之间传递或交换的其他各种能量称为功

符号：W 单位：J

W=We+Wf

常见体积功

自由膨胀(向真空膨胀)：We=-pedV=0

一次等外压膨胀：We=-pe(V2-V1)

多次等外压膨胀：We=-p'e(V'-V1)-p2(V2-V')

外压总是比内压小一个无限小的膨胀：We=-nRTln(V2/V1)

2.3.3 热力学能 P36

定义：系统内部的能量

符号：U 单位：J

通常将热力学能看作T,V,n的函数 U=U(T,V,n)

2.3.4 热力学第一定律的数学表达式 P36

第零定律：当都为均相系统的A和B通过导热壁分别与C达成热平衡时，则系统A和B也彼此互为热平衡

第一定律：能量可以从一种形式转变为另一种形式，但在转变过程中能量的总值保持不变

ΔU=Q+W dU=δQ+δW

2.3.5 可逆过程 P37

定义：若某系统从始态变到终态，变化的速率极其缓慢，每一步都接近于平衡态，每一点都有可能向正、逆两个方向变动；循其逆过程使系统由终态回到始态，如果系统和环境都能恢复原状，没有留下任何影响，则这种过程就称为热力学可逆过程。

液体在饱和蒸汽压下的蒸发；固体在其熔点温度时的熔化；可逆电池在其电动势与外加电压相差无限小时的充电或放电

2.6 几种热效应

2.6.1 相变热 P49

ΔH(相变)=Qp(相变)

包含气相

ΔU相变=ΔH相变-pΔV≈ΔH相变-pVg

理想气体： ΔU相变=ΔH相变-ΔnRT

2.6.2 化学反应热 P50

ΔrH=ΔrU+ΔnRT

2.6.3 溶解热和稀释热 P51

溶解热

积分溶解热

一定量的溶质溶于一定量的溶剂中所产生的热效应总和

微分溶解热

在一定浓度的溶液中加入dnA溶质时所产生的微量热效应

混合热

两种或两种以上的相同聚集态的纯物质，相互混合形成均匀的系统所产生的热效应称为混合热。

转变热

同一固体在不同晶态之间转变的热效应称为转变热。

2.4 焓和热容

2.4.1 等容热 P39

定义：在等容过程中系统与环境交换的热

符号：Qv

dU=δQv ΔU=Qv (δWf=0)

封闭系统，在等容、不做非体积功的过程中，系统热力学能的变化值与等容热相等

2.4.2 等压热和焓 P39

等压热

定义：在等压过程中系统与环境交换的热

符号：Qp

δQp=dU+pdV=d(U+pV)

焓

符号：H 单位：J

定义式：H=U+pV

dH=dU+pdV+Vdp ΔH=ΔU+Δ(pV)

理想气体：ΔH=ΔU+Δ(nRT)

通常将焓能看作T,p,n的函数 H=H(T,p,n)

δQp=dH Qp=ΔH (δWf=0)

封闭系统，不做非体积功的等压过程，等压热与系统的焓变在数值上相等

2.4.3 热容 P40

定义：对于没有相变和化学变化且不做非体积功的均相封闭系统，系统升高单位热力学温度时所吸收的热称为该系统的热容

符号：C

等压热容

定义式：Cp(T)=δQp/dT 单位：J/K

摩尔等压热容：Cp(T)=(1/n)(δQp/dT) 单位：J/(K*mol)

等容热容

摩尔等容热容：Cv(T)=(1/n)(δQv/dT) 单位：J/(K*mol)

ΔU=Qv=n∫(T1 T2)CV,m(T)dT

ΔH=Qp=n∫(T1 T2)Cp,m(T)dT

2.7 化学反应的焓变

2.7.1 反应进度 P53

化学计量方程： 0=Σ(B)νBB

dξ=dnB/νB

2.7.2 化学反应焓变的计算 P54

标准状态

压强标准状态pΘ=100kpa

气体标准状态

标准压强下仍具有理想气体性质的纯气态物质

液体标准状态

标准压强下稳定的纯液体

固体标准状态

标准压强下稳定的纯固体

标准摩尔热力学能变化值

凝聚相： ΔrUΘm(T)≈ΔrHΘm(T)

理想气体气相： ΔrUΘm(T)=ΔrHΘm(T)-RTΣ(B)νB(g)

2.7.3 赫斯定律 P55

定律：一个化学反应无论是一步完成，还是分几步完成，反应的热效应是相同的

2.7.4 标准摩尔生成焓 P56

标准摩尔反应焓： ΔrHΘm(T)=Σ(B)νBHΘm(B,P,T) 物质B在标准状态下，相态为P、温度为T

标准摩尔生成焓：在反应温度T和各物质都处于标准态时，由稳定单质生成单位物质的量的产物B时的摩尔反应焓，作为物质B的标准摩尔生成焓：用符号ΔfHΘm(B，P，T)表示。下标“f”表示“生成“，P表示物质所处的相态，T表示反应温度。

ΔrHΘm(T)=Σ(B)νBΔfHΘm(B，P，T)

2.7.5 标准摩尔燃烧焓 P57

标准摩尔燃烧焓：在反应温度T时，处于标准状态的单位物质的量的可燃物质B，完全氧化生成指定产物时的标准摩尔反应焓，作为物质B在该温度下的标准摩尔燃烧焓；用符号ΔcHΘm(B，P，T)表示。下标“c”表示“燃烧“，P表示物质所处的相态，T表示反应温度。

ΔrHΘm(T)=-Σ(B)νBΔcHΘm(B，P，T)

2.7.6 反应焓变与温度的关系——基尔霍夫定律 P59

热力学数据表上列出的通常都是在298.15K时的数据。如果反应温度与298.15K差距不大，近似认为反应焓与温度无关，还是可以利用热力学数据表来计算反应的焓变。如果反应I和温度与298.15K差距较大，则必须考虑温度对反应焓变的影响。基尔霍夫(Kirchhoff，1824—1887，德国化学家)导出了一些从一个温度下的反应焓计算另一温度下的反应焓的公式，人们称之为基尔霍夫定律。

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