热力学第二定律总结

1、第三章 热力学第二定律总结核心内容：不可逆或自发 可逆或平衡不可能对于恒T、V、W=0过程：不可逆或自发 可逆或平衡反向自发对于恒T、p、W=0过程：不可逆或自发 可逆或平衡反向自发主要内容：三种过程（单纯pVT变化、相变、化学反应）W、Q、U、H、S、A、G的计算及过程方向的判断。一、内容提要1、热力学第二定律的数学形式不可逆或自发 可逆或平衡不可能上式是判断过程方向的一般熵判据。将系统与环境一起考虑，构成隔离系统则上式变为：不可逆或自发 可逆或平衡不可能上式称为实用熵判据。在应用此判据判断过程的方向时，需同时考虑系统和环境的熵变。将上式应用于恒T、V、W=0或恒T、p、W=0过程有：不可逆

2、或自发 可逆或平衡反向自发此式称为亥姆霍兹函数判据。不可逆或自发 可逆或平衡反向自发此式称为吉布斯函数判据。熵判据需同时考虑系统和环境，而亥姆霍兹函数判据和吉布斯函数判据只需考虑系统本身。熵判据是万能判据，而亥姆霍兹函数判据和吉布斯函数判据则是条件判据（只有满足下角标条件时才能应用）。此外，关于亥姆霍兹函数和吉布斯函数，还有如下关系：即恒温可逆过程系统的亥姆霍兹函数变化等于过程的可逆功；恒温恒容可逆过程系统的亥姆霍兹函数变化等于过程的可逆非体积功；恒温恒压可逆过程系统的吉布斯函数变化等于过程的可逆非体积功。下面将S、A和G的计算就三种常见的过程进行展开。2、三种过程（物质三态pVT变化、相变、

3、化学反应）S、A和G的计算（1）物质三态（g、l或s态）pVT变化（无相变、无化学反应）恒容时：只有当恒压时：对于凝聚态物质的任意过程，由于熵随压力或体积的变化率很小，因此有：对于气态物质的任意过程，由于熵随压力或体积的变化率不可忽略，而（麦克斯韦关系式），因此有：或其中及可由气体的实际状态方程或实验数据求得。对于理想气体的任意过程，可以通过可逆途径计算其S:这就是计算理想气体任意过程S的万能公式。当过程恒容，恒压或恒温时，公式相应有更为简单的形式。对于任意物态，A和G可根据A和G的定义式进行计算A=U-(TS) G=H-(TS) 亦可根据A和G的热力学基本方程进行计算 （2）相变相变分为可逆

4、相变和不可逆相变两大类。由于熵变只等于可逆过程的热温熵，因此对于可逆相变，熵变可以通过相变过程的热温商直接进行计算。而对于不可逆相变。熵变必须通过设计可逆途径进行计算，即利用可逆相变数据以及熵是状态函数的性质进行计算。这也就是第一章中曾提到的状态函数法。可逆相变：在两相平衡温度和压力下的相变为可逆相变。相变一般为恒温恒压过程， 不可逆相变：不是在两相平衡温度或压力下的相变为不可逆相变。为了计算不可逆相变过程的熵变，通常设计一条包含有可逆相变步骤在内的可逆途径，而在具体设计可逆途径时，又分为如下两种情形：a、 改变相变温度：T2，p下的相变：S1 S(T2) S2T1，p下的相变： S(T1)其

5、中b、 改变相变压力：T，p2下的相变：S1 S(p2) S2T，p1下的相变： S(p1)其中由麦克斯韦关系式可知，。对于凝聚态物质，由于很小，可以忽略不计，因此。而对于气态物质，较为可观。对于理想气体，。对于实际气体，可由实际气体的状态方程或实验数据求得。 在实际计算不可逆相变过程的熵变时，究竟选择以上a、b两种方法中的何者，应视题给已知条件进行决定。相变过程的A和G仍利用A和G的定义式进行计算，但不可利用热力学基本方程进行计算，因为后者只适用于单纯pVT变化，而不适用于相变和化学反应。(3)化学反应对于化学反应aA+bB=lL+mM或，可以通过反应物和产物的标准摩尔熵计算其标准摩尔反应熵

6、：又由反应物和产物的或求得反应的(T)，则反应的所以。标准摩尔反应熵随反应温度的变化关系为：其中化学反应过程A和G的计算公式如下：此外，化学反应过程的G还可由反应物和产物的 或电池电动势E求得。3、热力学基本方程对于封闭系统的单纯pVT变化过程：dU=TdS-pdV dH=TdS+Vdp dA=-SdT-pdV dG=-SdT+Vdp以上四式称为热力学基本方程。4、热力学状态函数间的重要关系式及吉布斯亥姆霍兹方程从热力学基本方程出发，应用数学原理可以得出热力学状态函数之间的重要关系式： 吉布斯亥姆霍兹方程： ， ， 5、麦克斯韦关系式数学上，若，则。对比热力学基本方程，有： 以上四式称为麦克斯韦关系式。6、其它重要关系式（1） （2）对于任意三个其中两两彼此独立的状态函数x、y、z, 都有如下循环关系：（3）设有状态函数x、y、z, z=z(x，y), ,则有：，其中u为第四个状态函数其中u为第四个状态函数即(尤拉关系式)，麦克斯韦关系式即是此式的具体形式。以上这此关系式，在热力学演绎（公式证明）中经常用到。7、克拉佩龙方程和克劳修斯克拉佩龙方程应用热力学基本方程和热