傅献彩物理化学电子教桉课件-第五版02章_热力学第一定律.ppt

热力学第一定律及其应用，热力学第一定律、热力学第一定律、热力学第一定律、热力学第一定律、热力学第一定律、热力学第一定律、热力学第二定律，研究宏观系统中热量与其他形式能量的相互转化关系以及转化过程中遵循的规律；热力学有四个基本定律：第零定律、第一定律、第二定律和第三定律，它们是人类经验的总结。第一定律和第二定律是热力学的主要基础。化学热力学是运用热力学基本原理对化学现象和相关物理现象的研究。热力学的基本内容是根据第一定律计算变化过程中的能量变化，根据第二定律判断变化的方向和极限。2.1热力学导论，热力学方法和限制。热力学方法是演绎方法。演绎推理是结合从经验中获得的基本规律进行的，表明宏观对象的性质、变化方向和局限性。只考虑了平衡问题，并考虑了变化前后的净结果，但没有考虑物质的微观结构和反应机理。可以判断变化是否会发生以及会发生到什么程度，但不考虑变化所需的时间。2.1热力学导论。研究对象是大量分子的聚集。宏观性质的研究具有统计学意义。热力学方法和局限性，局限性，不知道反应机理和反应速率，2.1热力学概述，不研究体系的宏观性质和微观结构之间的关系，可以指出实验和改进工作的方向，讨论改变的可能性，但不能指出如何把可能性变成现实的方法和途径，2.2热平衡和热力学零定律，用绝热壁把A和B分开，并让A和B分别与C达到热平衡。然后，a和b被导热壁代替，a和b被隔热壁与c隔开。温度的概念，温度的概念，a和b分别与c处于热平衡，然后a和b也处于热平衡，这是热平衡定律或第零定律。当甲和乙达到热平衡时，他们有相同的温度，因此产生一个温度计。c充当温度计。2.2热平衡和热力学第零定律，2.3热力学的一些基本概念，系统。在科学研究中，我们必须首先确定研究对象，并把一些物质与其他物质分开。这种分离可以是实际的，也可以是想象的。环境是那些与系统密切相关、相互作用或相互影响的部分。环境，系统，系统和环境，系统和环境，这个指定的研究对象叫做系统，也叫系统或系统。根据系统与环境的关系，系统分为三类：(1)开放系统，环境，系统与环境之间既有物质交换又有能量交换，系统的分类，经典热力学不研究开放系统，根据系统与环境的关系，系统分为三类：(2)封闭系统，环境，系统与环境之间没有物质交换，但是，有能量交换，系统的分类，经典热力学主要研究封闭系统。根据系统与环境的关系，系统分为三类：系统分类，(3)孤立系统。系统和环境之间既没有物质交换，也没有能量交换，所以它们也被称为孤立系统。根据系统与环境的关系，系统分为三类：系统的分类，(3)孤立系统，大环境，有时系统和受影响的环境一起被认为是孤立系统。系统的热力学状态由宏观可测量的性质来描述，因此这些性质也称为热力学变量。它可以分为两类：外延属性、内涵属性和系统属性，也称为容量属性，它们的值与系统中物质的数量成正比，如体积、质量、熵等。这个性质是可加的，在数学上是一个齐次函数。其值d，系统的性质，当系统的性质不随时间变化时，系统处于热力学平衡状态，这包括以下几种平衡：热平衡系统各部分的温度相等，机械平衡系统各部分的压力相等，边界不再移动。如果有一堵坚硬的墙，尽管两边的压力不同，它也能保持机械平衡。热力学平衡状态。当各相共存时，各相的组成和数量不会随时间而变化。化学平衡反应系统中每种物质的数量不会随时间而变化。系统的某些属性仅取决于系统的状态，与系统的历史无关。状态函数的特征可以描述为：不同的方法、不同的值等。状态函数在数学上具有完全微分的性质。statefunction，它的变化值只取决于系统的初始状态和最终状态，而与变化的方式无关。具有这种特性的物理量被称为状态函数，其值被一次又一次地恢复。系统状态函数之间的定量关系称为状态方程。对于一定数量的齐次单组分系统，状态函数p、V、t有一定的关系。经验证明，它们中只有两个是独立的，它们的函数关系可以表示为：例如，理想气体的状态方程可以表示为：状态方程(equionofstate)。对于多组件系统，系统的状态也与组成有关，如：过程，从初始状态到最终状态的具体步骤称为方法。在一定的环境条件下，系统经历了从初始状态到最终状态的变化，这被称为热力学过程。(过程，路径)，过程和方法，(1)等温过程，(2)等压过程，(3)等容过程，(4)绝热过程，(5)环形过程，常见的变化过程有：系统吸热，Q0，系统放热，Q0，系统对环境的作用，W0，W0，W0，Q0，对环境的作用，对系统的作用，U=Q W，U0，U0节流膨胀后，气体温度下降。是系统的强度属性。由于节流过程，当：0被节流和膨胀时，气体温度上升。=0节流膨胀后，气体温度不会改变。焦耳-汤姆逊系数，称为焦耳-汤姆逊系数，表示节流过程后气体温度随压力的变化率。即转化温度(temperature ),这个温度叫做当时的转化温度，当气体通过焦-汤实验时，温度保持不变。在常温下，平均气体是正的。例如，空气，即压力下降，气体温度下降。然而，在正常温度下，气体如何琪的温度在节流后反而会上升。为了降低温度，工作温度可以调整到等焓线。为了获得该值，必须进行等焓测量，这需要多次节流过程实验。如此重复，得到若干个点，连接这些点的是等焓线。在实验1中，左边的气体在节流后的最终状态是，并且两点1和2被标记在T-p图上。在实验2中，左边的气体仍然是一样的。调整多孔塞或小孔的尺寸，使最终状态下的压力和温度相同。这是圆周率图上的第三点。气体的等焓线，图2.9。气体的等焓线，显然，在点3的右边，在点3。直线上任何一点的切线就是该温度和压力下的值。在点3的左侧，虚线左侧的反曲线是制冷区，气体可以在其中液化；右边的虚线是热区，气体温度通过节流上升。选择不同的初始状态并绘制几条等焓线。连接每条等焓线的最大值以获得虚线，将T-p图分成两个区域。转换曲线，图2.10气体转换曲线，转换曲线，显然，工作物质(即气瓶中的气体)不同，转换曲线的T、p区间也不同。例如，的转换曲线具有很高的温度，并且可以在很宽的范围内液化。而且很难液化。对于定量气体，在对于决定该值的因素，实际气体的第一项大于零，因为实际气体在分子间有引力，当等温时，压力增大，分子间距离减小，分子间势能减小，热力学能也减小。第一项理想气体等于零，因为决定该值的因素，第二项理想气体也等于零，因为pV=等温时间常数，所以理想气体的值。实际气体第二项的符号由确定，其值可从pV-p等温线获得，该等温线由气体本身的性质确定。决定该值的因素，实际气体的pV p等温线，以及273K时总和的PvP-p等温线，如图所示。1。H2，而且绝对值大于第一项，所以在273K时，氢，要制造氢，必须事先降低温度。实际气体的pVp等温线，实际气体的等温线，理想气体的等温线，和第(1)段中的CH4，所以第二项大于零。在第(2)段中，通常只有当第一阶段的压力相对较低时，才可能液化甲烷。实际气体的pVp等温线的符号取决于第一项和第二项的绝对值。将称为内部压力，即：内部压力，实际气体不仅与温度有关，也与体积(或压力)有关。由于实际气体分子之间的相互作用，热力学能量的变化可以通过等温膨胀过程中消耗的能量与分子之间的吸引力来测量。对于实际气体，范德瓦尔斯方程。如果实际气体的状态方程符合范德瓦尔斯方程，它可以表示为：其中是压力修正项，称为内压；是体积修正项，是气体分子占据的体积。在恒温下，实际气体不等于零。2.11热化学、反应进程、标准摩尔焓变化、化学反应的热效应、等压热效应和等体积热效应、反应热效应、等体积热效应在等体积条件下进行反应时产生的热效应是，如果没有进行非膨胀功，则在氧弹量热计中测量在等压条件下进行等压热效应时产生的热效应，如果没有进行非膨胀功，则当系统反应时， 产品的温度回到反应前的初始状态，系统释放或吸收的热量称为反应热效应。并且，当反应进程为1摩尔时，其中是产物和反应物气体物质的量之间的差，并且假设气体是理想气体。或，反应物，产物，(3)，(2)等容物，以及这些关系的推导，产物，对于理想气体来说，如此，反应的进展(引伸作用)，比利时德孔德在20世纪初引入的反应进展的定义是：并分别代表任何组分b在开始时和t在材料中的量。它是任何组分B的化学计量数，反应物取负值，产物取正值。假设一个特定的反应，单位：摩尔，具有引入反应进程的优点：在反应进行的任何时候，任何反应物或产物都可以用来表示反应进程的程度，并且所获得的值都是相同的，也就是说，反应进程被应用于计算反应热、定义化学平衡和反应速率等。注意，反应的应用进程必须符合化学计量方程。例如，当两者都等于1摩尔时，由两个方程反应的物质的量明显不同。引入反应进程的优点是化学反应的焓变化取决于反应的进程。显然，对于相同的反应，焓的变化随着反应的进行而变化。当反应进程为1摩尔时的焓变化称为摩尔焓变化，表示为：单位为，表示为反应进程为1摩尔时的标准摩尔焓变化，什么是标准构型？随着学科的发展，压力下的标准配置有不同的规定。最古老的标准配置是1 ATM，1985年的GB法规是101.325 kPa，1993年的1105Pa法规是101.325 kpa。标准构型的改变对凝聚态物质影响不大，但对气体的热力学数据有影响。应使用相应的热力学数据表标准摩尔焓变化，如果参与反应的物质都处于标准构型，当反应进行到1摩尔时的焓变化称为标准摩尔焓变化，用符号表示，代表化学反应和热效应之间关系的方程称为热化学方程。例如，在298.15K，其中：表示当反应物和产物都处于标准配置时，在298.15K和1摩尔反应进程下的焓变化。代表标准配置中的气体压力。因为u和h的值与系统的状态有关，方程应该表明物质的状态、温度、压力、成分等。固态也应显示结晶状态。注：反应进程为1摩尔，表明所有反应物应按照计量方程式充分反应。反应的进展为1摩尔，这必须对应于给定反应的测量方程。如果反应用下面的公式表示，显然焓的变化是不同的。如果是平衡反应，显然测量值将低于计算值。然而，当反应进程仅1摩尔时的热效应可以用过量的反应物来测量。2.12赫斯斯劳。1840年，赫斯(Hess)根据实验提出了一个定律：无论反应是在一个步骤中完成还是在几个步骤中完成，其热效应都是一样的，当然，反应条件(如温度、压力等)也是一样的。)应该保持不变。应用：对于化学反应进行得太慢或反应程度不易控制且不能直接测量反应热的情况，可以用赫斯定律来计算不易测量的反应热，用易测量的反应热来计算。反应的热效应只与初始和最终状态有关，与变化路径无关。赫斯定律，例如，发现C(s)和CO(g)的摩尔反应的焓变化，称为：(1)(2)，然后：2.13几个热效应，标准摩尔生成焓，标准摩尔离子生成焓，标准摩尔燃烧焓，*溶解热和稀释热，从结合焓估计反应的焓变化，没有规定的温度，在298.15K的数据通常可在表中获得。生成焓只是一个相对值，相对于标准状态下稳定基本物质的生成焓，它等于零。标准摩尔生成焓(STANDARDMOLARENTHALPYOFFORMATION)是指在标准压力和反应温度下，由最稳定的基本物质合成的标准状态下单位量物质B的焓变化。它被称为物质B的标准摩尔生成焓，由下列符号表示：(物质，相态，温度)。例如，在298.15K时，这是氯化氢的标准摩尔生成焓(g):反应焓变化为：标准摩尔生成焓，是测量方程中的一个系数，对反应物取负值，对产物取正值。化学反应焓通过使用每种物质的摩尔生成焓来计算：在标准压力和反应温度下(通常为298.15K)，标准摩尔生成焓，标准摩尔生成焓，例如，有一个反应。根据状态函数的性质，反应焓由键的焓来估算。所有的化学反应实际上都是原子