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第一章热力学第一定律一、基本概念系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。
二、基本定律 热力学第一定律：ΔU =Q +W 。
三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p 外d V恒外压过程：W = －p 外ΔV定温可逆过程（理想气体）：W =nRT 1221ln ln p p nRT V V = 2、热效应、焓：等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功）等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功）焓的定义：H =U +pV ; ΔH =ΔU +Δ(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容：热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂= 定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p热容与温度的关系：C p ，m =a +bT +cT 2四、第一定律的应用1、理想气体状态变化等温过程：ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =－Q =⎰-p 外d V等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d pC V (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑V 1-㏑V 2)（T 与V 的关系）C p (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑P 2-㏑P 1) (T 与P 的关系)不可逆绝热过程：Q =0 ;利用C V (T 2-T 1)=－p 外(V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化 可逆相变化：ΔH =Q =n ΔH ； Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、实际气体节流膨胀：焦耳-汤姆逊系数：μJ-T （理想气体在定焓过程中温度不变，故其值为0；其为正值，则随p 降低气体T 降低；反之亦然）4、热化学标准摩尔生成焓：在标准压力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热（各种稳定单质在任意温度下的生成焓值为0） 标准摩尔燃烧焓：…………，单位物质的量的某物质被氧完全氧化时的反应焓第二章 热力学第二定律一、基本概念 自发过程与非自发过程二、热力学第二定律热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式）T Q dS δ≥ “=”可逆；“＞”不可逆三、熵（0k 时任何纯物质的完美结晶丧子为0）1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理（页522、熵的定义：T Q dS r δ=3、熵的物理意义：系统混乱度的量度。
大学热学物理知识点总结1.热力学基本定律热力学基本定律是热学物理的基础，它包括三个基本定律，分别是热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。
（1）热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律的热学表述，它规定了热力学系统能量的守恒性质。
简单地说，热力学第一定律表明了热力学系统能量的增减只与系统对外界做功和与外界热交换有关。
热力学第一定律的数学表达式为ΔU=Q-W，其中ΔU表示系统内能的增量，Q表示系统吸热的大小，W表示系统对外界所作的功。
由此可以看出，系统的内能变化量等于吸收热量减去做的功。
（2）热力学第二定律热力学第二定律是热力学系统不可逆性的表述，它规定了热力学系统内部的熵增原理，即系统的熵不会减小，而只会增加或保持不变。
简单地说，热力学第二定律表明了热力学系统内部的任何一种热力学过程都是不可逆的。
这意味着热力学系统永远无法使热量全部转化为功，总会有一部分热量被转化为无效热。
热力学第二定律还表明了热力学过程的方向性，即热量只能从高温物体传递到低温物体，而不能反向传递。
（3）热力学第三定律热力学第三定律规定了当温度趋于绝对零度时，任何物质的熵都将趋于一个有限值，这个有限值通常被定义为零。
简单地说，热力学第三定律表明了在绝对零度时，任何系统的熵都将趋于零。
热力学第三定律的提出对于热学物理的研究具有非常重要的意义，它为我们理解热学系统的性质提供了重要的基础。
2.热力学过程热力学过程是指热力学系统内部发生的一系列变化，包括各种状态参数的变化和热力学系统对外界的能量交换。
常见的热力学过程有等温过程、绝热过程、等容过程和等压过程等。
这些过程在日常生活以及工业生产中都有着广泛的应用。
（1）等温过程等温过程是指在恒定温度下进行的热力学过程。
在等温过程中，系统对外界做的功和吸收的热量之比是一个常数。
这意味着等温过程的压强和体积成反比，在P-V图上表现为一条双曲线。
常见的等温过程有等温膨胀和等温压缩等。
（2）绝热过程绝热过程是指在无热交换的情况下进行的热力学过程。
能量守恒定律热力学第一定律
能量守恒定律是热力学中的基本定律之一，也称为热力学第一定律。
它表明，在任何系统中，能量既不能被创造，也不能被毁灭，只能在不同形式之间转化。
换句话说，系统中的能量总量保持不变，即能量守恒。
这个定律适用于所有物理系统，包括热力学系统。
在热力学系统中，能量可以以多种形式存在，如热能、动能、势能、化学能等。
热力学第一定律表明，系统中的能量总量等于输入和输出的能量之和，即能量守恒。
因此，热力学第一定律可以用来描述热能的转移和转化。
例如，在一个封闭的容器中，当热源向其中输入热量时，其内部的能量总量增加，而当它向外界释放热量时，其内部的能量总量减少。
这个过程中，能量的总量始终保持不变。
总之，能量守恒定律是热力学中最基本的定律之一，它揭示了能量在物理系统中的本质和特性，具有重要的理论和实际意义。
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化学热力学的基本定律化学热力学是研究化学反应中热现象的科学，它揭示了化学反应中热量变化的规律。
在化学热力学中，有一些基本定律被广泛应用于解释和预测化学反应的热力学性质。
本文将介绍化学热力学中的基本定律，包括热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。
热力学第一定律是热力学的基本定律之一，也称为能量守恒定律。
它表明能量在系统和周围环境之间的转移是守恒的。
根据热力学第一定律，一个封闭系统的内能的变化等于系统所吸收的热量与系统所做的功的代数和。
数学表达式可以表示为：ΔU = Q - W其中，ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统所做的功。
这个定律揭示了能量在化学反应中的转化过程，为研究化学反应的热力学性质提供了基础。
热力学第二定律是热力学中的另一个重要定律，它表明自然界中热量不会自发地从低温物体传递到高温物体，即热量不会自发地从低熵系统传递到高熵系统。
热力学第二定律有多种表述方式，其中最著名的是克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出不可能制造一个永动机，只能将热量从高温物体传递到低温物体，而开尔文表述则指出不可能通过一个循环过程使热量从低温物体完全转化为功而不产生其他影响。
热力学第三定律是热力学中的又一基本定律，它规定了当温度趋于绝对零度时系统的熵趋于一个常数，即系统的熵在绝对零度时为零。
热力学第三定律的提出为研究低温下系统的热力学性质提供了理论基础，也为研究固体的热力学性质提供了重要参考。
综上所述，化学热力学的基本定律包括热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。
这些定律揭示了能量在化学反应中的转化规律、热量传递的方向规律以及系统在绝对零度时的熵值规律，为研究化学反应的热力学性质提供了重要的理论基础。
在实际应用中，这些定律被广泛应用于化学工程、材料科学等领域，为科学研究和工程实践提供了重要的指导。
热力学三大基本定律是什么？一文带你搞懂虽然从远古时期人类早就学会了取火和用火，人们就注意探究热、冷现象本身。
但是热力学成为一门系统的学科却要到19世纪，在19世纪40年代前后，人们已经形成了这样的观念:自然界的各种现象间都是相互联系和转化的。
人们对热的研究也不再是孤立地进行，而是在热与其他现象发生转化的过程中认识热，特别是在热与机械功的转比中认识热。
热力学在发展过程中形成了三大基本定律，它们构成了热力学的核心。
热力学第一定律：能量守恒定律德国物理学家迈尔从1840年起就开始研究自然界各种现象间的转化和联系。
在他的论文《与有机运动相联的新陈代谢)中，把热看作“力”(能量)的一一种形式，他指出'热是能够转比为运动的力“。
他还根据当时的气体定压和定容比热的资料,计算出热的机械功当量值为367kgm/千k。
在论文中，迈尔详细考察了当时已知的几种自然现象的相互转化，提出了“力“不灭思想，迈尔是最早表述了能量守恒定律也就是热力学第一定律的科学家。
1847年，德国科学家亥姆霍兹发表了著作《论力的守恒》。
他提出一切自然现象都应该用中心力相互作用的质点的运动来解释，这个时候热力学第一定律也就是能量守恒定律已经有了一个模糊的雏形。
1850年，克劳修斯发表了《论热的动力和能由此推出的关于热学本身的定律》的论文。
他认为单一的原理即“在一切由热产生功的情况，有一个和产生功成正比的热量被消耗掉，反之，通过消耗同样数量的功也能产生这样数量的热。
” 加上一个原理即“没有任何力的消耗或其它变化的情况下，就把任意多的热量从一个冷体移到热体，这与热素的行为相矛盾”来论证。
把热看成是一种状态量。
由此克劳修斯最后得出热力学第一定律的解析式：dQ=dU-dW从1854年起，克劳修斯作了大量工作，努力寻找一种为人们容易接受的证明方法来解释这条原理。
经过重重努力，1860年，能量守恒原理也就是热力学第一定律开始被人们普遍承认。
能量守恒原理表述为一个系统的总能量的改变只能等于传入或者传出该系统的能量的多少。
热学三个定律热学三个定律是指热力学中的三个基本定律，它们分别为热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。
这些定律是理解和应用热力学的基础。
一、热力学第一定律热力学第一定律也称为能量守恒定律，它表明能量在物理系统中不能被创造或毁灭，只能从一个形式转换为另一个形式。
该定律可以表示为：在任何过程中，能量的总量保持不变。
这个定律可以用来解释许多自然现象，例如化学反应、机械运动和电子运动等。
在化学反应中，发生的化学反应会使化合物之间的键断裂和形成，这些过程涉及到能量的转移。
根据热力学第一定律，在化学反应中消耗的能量必须等于生成的能量。
同样，在机械运动中，机械系统所消耗的能量必须等于所产生的功。
二、热力学第二定律热力学第二定律是指在任何可逆过程中，系统总是趋向于更高的无序状态。
这个定律也可以表述为热量不能从低温体传到高温体而不产生其他影响。
这个定律是热力学的一个基本原理，它解释了为什么一些过程是不可逆的。
例如，热量不能从低温物体自动转移到高温物体，因为这将违反热力学第二定律。
在一个封闭系统中，如果没有外部能量输入，系统会趋向于均匀分布其内部能量。
这样的过程是不可逆的，因为它增加了系统的无序度。
三、热力学第三定律热力学第三定律是指在绝对零度下，任何纯晶体都具有相同的零点熵值。
这个定律也可以表述为：当温度趋近于绝对零度时，所有物质的熵趋近于一个常数值。
这个定律解释了物质在极低温度下的行为，并提供了一种方法来计算和比较材料之间的熵差异。
例如，在制备超导材料时，需要知道材料在极低温度下的行为和性质。
总结：热学三个定律是理解和应用热力学的基础。
其中，热力学第一定律表明能量在物理系统中不能被创造或毁灭，只能从一个形式转换为另一个形式；热力学第二定律解释了为什么一些过程是不可逆的；热力学第三定律解释了物质在极低温度下的行为，并提供了一种方法来计算和比较材料之间的熵差异。
这些定律是理解自然现象和应用科学技术的基础。
