热力学小结

第2章流体的P-V-T关系基本要求1.掌握状态方程式和用三参数对应态原理计算PVT性质的方法。

2.了解偏心因子的概念，掌握有关图表及计算方法。

1.状态方程：在题意要求时使用该法。

①范德华方程：常用于公式证明和推导中。

②R—K 方程：③维里方程：2.普遍化法：使用条件：在不清楚用何种状态方程的情况下使用。

三参数法：①普遍化压缩因子法②普遍化第二维里系数法第3章纯物质的热力学性质本章要求1.掌握热力学性质间的基本关系式，并能用P-V-T关系计算有关热力学性质。

2.了解热力学性质图、表的制作原理，学会工程上常用热力学图表的使用。

重点弄清剩余性质的概念，并能计算。

3.1 热力学性质间的关系dU TdS pdV =- H=U+PV dH TdS Vdp =+A=U-TS d A S d T p =--G=H-TS d G S d T V =-+Maxwell 关系式S V T P V S ∂∂⎛⎫⎛⎫=- ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭ S PT V P S ∂∂⎛⎫⎛⎫= ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭V TP S T V ∂∂⎛⎫⎛⎫= ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭P TV S T P ∂∂⎛⎫⎛⎫=- ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭推荐记忆法：T → V↑↓顺②P → S 逆①其中，顺②=逆①时，S P ∂⎛⎫ ⎪∂⎝⎭带“－”号要求：根据热力学第一定律，结合状态函数和数学知识，推导得出有关热力学性质之间的关系式。

推导H ∆和S ∆的计算公式的一般步骤：1.任意设关系。

------依题意，根据经验得出一推导简便的关系式2.利用全微分性质的公式过渡。

3.用Maxwell 关系式或热力学第一定律进行变换。

4.根据不同情况，运用数学知识变换。

此时有两条经验：①下标为P.V 的U ∂⎛⎫ ⎪⎝⎭,H ∂⎛⎫ ⎪⎝⎭,S ∂⎛⎫⎪⎝⎭的偏导数，常与pC ，Cv 有关。

②下标为H ，U ，S ，A ，G 的偏导数，一般应先利用偏微分转换公式换去下标为H ，U ，S ，A ，G 的偏导式，然后再进行推导。

热力学知识点小结热力学是物理学的一个重要分支，主要研究热现象和能量转化的规律。

它在许多领域都有着广泛的应用，从工程技术到自然科学，从日常生活到前沿研究。

下面让我们来梳理一下热力学的一些关键知识点。

一、热力学系统与状态热力学系统是我们研究的对象，可以是一个气体容器、一个化学反应体系等。

而系统的状态则由一些宏观性质来描述，比如温度、压强、体积、内能等。

温度是表征物体冷热程度的物理量，它的本质是分子热运动的剧烈程度。

压强是作用在单位面积上的压力。

体积很好理解，就是系统所占的空间大小。

内能则包括了分子的动能、分子间的势能以及其他形式的能量。

二、热力学第一定律这一定律揭示了能量守恒的原理。

它表明，一个系统吸收的热量等于系统内能的增加与系统对外做功之和。

用数学表达式就是：＄Q ＝＼Delta U ＋ W$ 。

其中，＄Q$ 表示吸收的热量，＄＼Delta U$ 表示内能的变化，＄W$ 表示系统对外做功。

如果系统从外界吸收热量，＄Q$ 为正；系统向外界放出热量，＄Q$ 为负。

系统对外做功，＄W$ 为正；外界对系统做功，＄W$ 为负。

内能增加，＄＼Delta U$ 为正；内能减少，＄＼Delta U$ 为负。

这个定律告诉我们，能量不会凭空产生，也不会凭空消失，只会从一种形式转化为另一种形式，或者从一个物体转移到另一个物体。

三、热力学第二定律热力学第二定律有多种表述方式。

克劳修斯表述为：热量不能自发地从低温物体传到高温物体。

开尔文表述为：不可能从单一热源吸取热量，使之完全变为有用功而不产生其他影响。

这一定律指出了热过程的方向性。

也就是说，在自然状态下，热总是从高温物体传向低温物体，而不会自发地反向传递。

同时，也不存在一种热机能够从单一热源吸收热量，并将其全部转化为有用功而不产生任何其他变化。

热力学第二定律还引入了熵的概念。

熵是用来描述系统混乱程度的物理量。

在一个孤立系统中，熵总是增加的，这被称为熵增原理。

四、热力学第三定律热力学第三定律指出，绝对零度（＄0K$，即$－27315^｛＼circ}C$）时，纯物质的完美晶体的熵值为零。

热⼒学⼩结化学热⼒学基础内容⼩结化学热⼒学是热⼒学原理在化学科学中的应⽤。

重点讲述了化学反应中的能量变化(即化学反应热) 和化学反应⾃发进⾏的⽅向。

1. 热⼒学第⼀定律：封闭体系：ΔU = Q + W绝热过程：Q = 0， ΔU = W循环过程： ΔU = 0，Q = – W2. 化学反应中的能量变化(化学反应热)：1) 恒容热效应数值上等于系统热⼒学能的变化：Q V = ΔU2) 恒压热效应数值上等于系统焓的变化：Q p = ΔH盖斯定律：反应热加和定律1) 在相同条件下正向反应和逆向反应的ΔH 数值相等，符号相反。

2) ⼀个反应若能分解成⼏步实现，则总反应的ΔH 等于各分步反应ΔH 值之和。

(恒温或恒压)化学反应的热效应只与物质的始态或终态有关⽽与变化途径⽆关。

3. 化学反应恒压热效应(焓变)的计算：利⽤盖斯定律或由下式计算：Δr H m ? = ∑ν产·Δf H m ?(产物) –∑ν反·Δf H m ?(反应物)4. 熵及熵变：熵的定义及其影响因素(温度、状态、分⼦⼤⼩及结构复杂性)由标准摩尔熵(S m ?)求反应的标准摩尔熵变(ΔS m ?)r S ψm = ∑n 产S ψm(产物) - ∑n 反S ψm(反应物)近似认为化学反应的焓变与熵变不随温度变化⽽变化：r H m T ≈ ?r H m ?298， ?r S m ?T ≈ ?r S m ?2985. ⾃发性判据：1) 熵判据：熵增加原理S > 0，⾃发S < 0，⾮⾃发S = 0，平衡2) ⾃由能判据：等温、等压不做⾮体积功：Δr G m(T ) < 0，⾃发Δr G m(T ) > 0，⾮⾃发Δr G m(T ) = 0，平衡6.化学反应标准⾃由能变的计算：吉布斯⽅程：r G m(T ) = r H m(298) - T r S m(298)r G m(T ) = r H m(298) - T r S m(298)r m f m f m 298.15K ()()()G n G n G ∑∑产产反＝－反当熵变和焓变符号相同，即熵变和焓变对反应⾃发性贡献互相⽭盾时，反应的⾃发性由温度决定。

多组分系统热力学小结1. 引言多组分系统热力学研究了由多个组分组成的热力学系统的性质和行为。

在这篇文档中，我们将总结多组分系统热力学的一些重要概念和理论，并讨论其在应用中的一些关键应用。

2. 多组分系统的基本概念在多组分系统中，每个组分都有自己的化学组成和性质。

这些组分可以是单一物质或混合物。

多组分系统研究的核心是了解混合物内各组分的相互作用和行为。

多组分系统中的组分可以通过化学势来描述。

化学势是衡量组分在系统中存在的倾向的度量。

对于一个多组分系统，其总能量和组分的化学势之间存在一定的关系，这在热力学理论中被称为Gibbs-Duhem方程。

3. 多组分系统的相平衡在多组分系统中，相平衡是重要的概念。

相平衡指的是不同组分之间达到了平衡状态，可以通过化学势来描述。

当系统达到相平衡时，每个组分的化学势相等。

根据Gibbs相律，对于多组分系统，相平衡条件可以表示为：$\\sum_i \\mu_i dx_i=0$，其中$\\mu_i$表示第i个组分的化学势。

这个方程表明，在相平衡条件下，各组分的化学势满足一定的平衡关系。

4. 多组分系统的热力学性质多组分系统的热力学性质包括混合熵、混合焓和混合自由能等。

这些性质可以通过计算混合物的热力学函数来获得。

4.1 混合熵混合熵指的是混合物的熵减去各组分的熵的总和。

根据熵的定义，混合熵可以通过计算每个组分的摩尔熵和摩尔分数来求得。

4.2 混合焓混合焓指的是混合物的焓减去各组分的焓的总和。

根据焓的定义，混合焓可以通过计算每个组分的摩尔焓和摩尔分数来求得。

4.3 混合自由能混合自由能指的是混合物的自由能减去各组分的自由能的总和。

根据自由能的定义，混合自由能可以通过计算每个组分的摩尔自由能和摩尔分数来求得。

5. 多组分系统的关键应用多组分系统热力学在很多领域中有着重要的应用，以下是其中几个典型的应用：5.1 相平衡计算根据相平衡条件的方程，可以使用多组分系统热力学的理论和方法来计算系统中各相的成分和分布。

热力学：是一门研究物质的能量、能量传递和转换以及能量与物质性质之间普遍关系的科学。

若过程进行得相对缓慢，工质在平衡被破坏后自动回复平衡所需的时间，即所谓弛豫时间又很短，工质有足够的时间来恢复平衡，随时都不致显着偏离平衡状态，那么这样的过程就叫做准平衡过程。

循环评价指标
ε和定容增压比λ的增大而调高；随定压预胀比ρ的增大而降低
绝热压缩的初态温度和终态温度，或者说主要取决于循环增压比π，且随π值的增大而提高，此外也和工质的绝热指数κ的数值有关，而与循环增温比τ无关。

等熵膨胀、以及一个等压冷凝过程。

用于蒸汽装置动力循环。

1、在相同的初压及背压下，提高新蒸汽的温度可使热效率增大；
2、相同的初温和背压下，提高初压也可使热效率增大；
3、在相同p1、t1下降低背压p2也可使热效率提高。