热力学基本关系式和化学势及过程的不可逆性浅析

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 。

焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程： 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 ; d H =d U +d(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T TT C3、等压热容与等容热容热容定义：V V )(TUC ∂∂=；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 =a +bT +c’T 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 e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T Cd V; ΔH =⎰T C d p等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p; ΔU =⎰T Cd V可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T Cd V;ΔH =⎰TC d p不可逆绝热过程：Q =0 ;利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T Cd V;ΔH =⎰TC d p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W 3、热化学物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。

摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν∆=∆∑反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。

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。

不可逆过程热力学理论不可逆过程热力学理论是热力学中的一个重要分支，其研究的是热力学系统内发生的不可逆现象以及相关的热力学性质。

不可逆过程热力学理论的研究对于理解自然界中众多的不可逆现象以及提升工程和技术应用中的能量转化效率具有重要的意义。

不可逆过程是指系统从一个平衡态转变为另一个平衡态的过程中，如果与其它系统或者外界接触，将会引起系统与外界间的能量、质量和动量交换，从而导致系统和外界不可逆的相互作用。

热力学第二定律给出了不可逆过程的现象以及其对应的熵变表达式，即系统熵的增加不可逆性，是不可逆过程的基础。

不可逆过程热力学理论的核心是热力学第二定律，熵的概念扮演了重要的角色。

熵是一个用来描述系统无序程度的物理量，可以理解为一个系统的混乱程度。

熵的增加意味着一个系统朝着更加无序的状态发展，而熵的减少则意味着系统趋向于更加有序的状态。

根据热力学第二定律，任何一个孤立系统的熵都不会减少，而只能增加或者保持不变。

根据热力学第二定律，熵的增加是自然界中不可逆过程的普遍规律。

这种熵的增加与热能的转化损失和散逸有关，说明不可逆过程中存在着能量转化的低效率。

以摩擦力产生的热量为例，其中大部分能量不会转化为有用的功，而是以废热的形式散失到周围环境中，从而增加了系统以及它所处的环境的熵。

不可逆过程热力学理论除了熵的概念，还引入了其他一些相关的量，如化学势、耗散函数等来描述系统的性质。

化学势是一个描述系统中粒子数变化的重要物理量，它对不可逆过程中物质的转化和输运有着重要的作用。

耗散函数是描述系统内部、系统与环境之间能量转化的过程中所损失的能量的函数。

耗散函数的引入极大地提升了对不可逆过程的研究和描述的能力。

不可逆过程热力学理论的研究对于众多领域都具有重要的应用价值。

在工程和技术中，不可逆过程热力学理论可以用来分析和优化能源转化系统的效率，提升能源利用的效率。

此外，不可逆过程热力学理论也可以应用于生物学、化学、地理学等领域中的研究，分析和解释不同过程中的不可逆现象，提供理论支持和指导。

物理化学公式集合物理化学公式集合kent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 。

焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T )三、基本关系式1、体积功的计算δW = －p e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程： W =nRT { EMBED Equation.3 |1221ln ln p p nRT V V2、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 ;d H=d U+d(pV)焓与温度的关系：ΔH=3、等压热容与等容热容热容定义：；定压热容与定容热容的关系：热容与温度的关系：C p=a+bT+c’T2四、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 e d V等容过程：W=0 ; Q=ΔU= ; ΔH=等压过程：W=－p eΔV ; Q=ΔH= ; ΔU=可逆绝热过程：Q=0 ; 利用p1V1γ=p2V2γ求出T2,W=ΔU=;ΔH=不可逆绝热过程：Q=0 ;利用C V(T2-T1)=－p e(V2-V1)求出T2,W=ΔU=;ΔH=2、相变化可逆相变化：ΔH=Q=nΔ＿H；Ｗ＝－p(V2-V1)=－pV g=－nRT; ΔU=Q+W3、热化学物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。

摩尔反应热的求算：反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：。

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1、热力学第二定律的经典表述克劳修斯，开尔文，奥斯瓦尔德。

实质：热功转换的不可逆性。

2、热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式）“=”可逆；“＞”不可逆三、熵1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理2、熵的定义：3、熵的物理意义：系统混乱度的量度。

不可逆过程热力学的翁萨格原理1. 概述热力学是研究能量转化和传递的科学，而不可逆过程热力学则是研究非平衡态系统的行为和性质的科学。

在不可逆过程热力学中，翁萨格原理是一个非常重要的定律，它揭示了不可逆过程的基本特征，对理解能量转化和传递过程有着重要意义。

2. 翁萨格原理的提出翁萨格原理是由匈牙利裔物理学家翁萨格在19世纪提出的。

他发现了热力学第二定律的重要内容，并提出了不可逆过程热力学的基本原理。

翁萨格原理认为，在任何不可逆过程中，总是伴随着熵的增加。

3. 熵的概念在热力学中，熵是系统的一种状态函数，表示系统的无序程度或混乱程度。

熵增加意味着系统的无序程度增加，系统朝着更加混乱的状态发展。

翁萨格原理强调了熵的增加是不可逆过程的本质特征，也是热力学第二定律的基本内容之一。

4. 不可逆过程热力学的研究对象不可逆过程热力学是研究非平衡态系统的行为和性质的科学。

在现实生活中，我们所观察到的大多数过程都是不可逆的，比如热传导、摩擦、扩散等。

这些过程都伴随着能量的转化和传递，翁萨格原理的提出为研究这些不可逆过程提供了重要的理论基础。

5. 翁萨格原理的重要性翁萨格原理的提出对于我们理解自然界的行为和性质具有重要意义。

不可逆过程热力学的研究不仅有助于我们深入理解能量转化和传递的机理，也对于工程技术的发展有着重要的指导意义。

通过对不可逆过程热力学的研究，我们可以更好地优化工程系统，提高能源利用效率，保护环境。

6. 结论翁萨格原理是不可逆过程热力学的基本原理之一，它揭示了不可逆过程的基本特征，对于我们理解自然界的行为和性质具有重要意义。

不可逆过程热力学的研究有助于我们深入理解能量转化和传递的机理，对于工程技术的发展有着重要的指导意义。

通过对不可逆过程热力学的研究，我们可以更好地优化工程系统，提高能源利用效率，保护环境。

7. 不可逆过程热力学的应用翁萨格原理所呈现的不可逆过程热力学的基本特性不仅对理论研究具有深远影响，同时在工程技术和实际生活中也有着广泛的应用。

热力学第二定律熵与不可逆过程的关系热力学是研究物质能量转化和转移规律的科学分支。

该学科中的第二定律是描述系统热力学性质的重要原理。

而熵则是热力学中一个重要的概念，用于衡量系统的无序程度。

本文将探讨热力学第二定律与熵以及不可逆过程之间的关系。

第一节热力学第二定律的基本原理热力学第二定律，也被称为熵增原理，它给出了一个能量转化的方向性，规定自然界中热能只能从高温向低温的方向传递。

具体来说，第二定律可能有多个表述方式，其中最常见的是开尔文表述和克劳修斯表述。

第二节熵的概念及其表达方式熵是热力学中的一个重要概念，用来描述系统的无序程度。

熵的增加可以看作是对系统破坏性的度量，是一个可观测的物理量。

熵的计算有多种表达方式，最常用的是基于微观状态数的玻尔兹曼熵公式。

第三节热力学第二定律与熵的关系热力学第二定律与熵有着密切的关系。

熵的增加可以看作是自然界朝着更加无序状态的一种趋势。

根据热力学第二定律的熵增原理，任何一个孤立系统的熵都不会减少。

因此，可以将熵视为热力学第二定律的一种量化表示。

第四节不可逆过程与熵增不可逆过程是热力学中的一个重要概念，它是指系统经历的过程中不能恢复为初始状态的过程。

而在不可逆过程中，系统的熵会增加。

这表明熵是衡量不可逆性的一个重要指标。

不可逆过程的例子包括热传导、摩擦、扩散等等。

第五节熵增定理及其应用熵增定理是研究熵与不可逆过程关系的重要定理。

它指出，在任何不可逆过程中，系统与周围环境的总熵只能增加，而不能减少。

通过熵增定理，我们可以判断一个过程是否可逆，以及预测系统的演化方向。

总结本文探讨了热力学第二定律、熵和不可逆过程之间的关系。

熵作为一种度量系统无序程度的物理量，与热力学第二定律密切相关。

熵增原理和熵增定理为我们理解系统能量转化和转移规律提供了重要的依据。

通过对熵和不可逆过程的研究，可以更好地应用热力学的知识，预测和优化系统的行为。

热力学基本关系式热力学是研究能量转换和能量传递的学科，它描述了物质系统的宏观性质和相互作用。

而热力学基本关系式则是热力学的基础，它们通过建立物质系统的各种性质之间的关系，帮助我们理解和描述热力学过程。

热力学基本关系式包括了热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。

下面我们将逐个介绍这些基本关系式。

1. 热力学第一定律：能量守恒定律热力学第一定律是热力学基本关系式中最基本的一条，它表明能量既不能被创造也不能被毁灭，只能从一种形式转化为另一种形式。

换句话说，能量的总量在一个封闭系统中是恒定的，能量只能从一个物体或系统传递到另一个物体或系统，而不能消失。

2. 热力学第二定律：熵增定律热力学第二定律是热力学中最基本的定律之一，它描述了热量传递的方向性。

根据熵增定律，热量从高温物体传递到低温物体，而不会自发地从低温物体传递到高温物体。

这个定律也可以表述为熵在孤立系统中总是增加的，也就是系统的无序性总是增加的。

3. 热力学第三定律：绝对零度不可达定律热力学第三定律是热力学基本关系式中的最后一条，它表明在实际操作中是不可能将物质冷却到绝对零度的。

绝对零度是理论上的最低温度，也是热力学中的一个重要概念。

根据热力学第三定律，物质在有限的步骤中可以无限接近绝对零度，但永远无法到达。

除了以上三个基本关系式，热力学中还有其他一些重要的关系式，如焓、熵、自由能等。

这些关系式描述了物质系统的性质和相互作用。

4. 焓：焓是描述系统内能和压力之间关系的物理量。

对于一个恒压系统，焓的变化等于热量的转移，可以用来描述物质系统的热力学过程。

5. 熵：熵是描述系统无序程度的物理量。

根据热力学第二定律，孤立系统的熵总是增加的，也就是说系统的无序性总是增加的。

6. 自由能：自由能是描述系统稳定性和能量转化的物理量。

根据热力学基本关系式，系统的自由能变化等于吸收的热量减去系统对外做功的能量。

总结起来，热力学基本关系式是热力学的基础，它们描述了物质系统的各种性质和相互作用。

第二章热力学第二定律一、基本要求（1）了解热力学第二定律与卡诺定律的联系。

理解克劳休斯不等式的重要性。

（2）理解热力学第二、第三定律的叙述及数学表达式。

（3）明确热力学熵、亥姆霍茨函数和吉布斯函数等热力学函数以及标准摩尔熵、标准生成吉布斯函数等概念和对熵的微观理解。

（4）掌握熵增原理和各种平衡判据。

（5）掌握单纯p，V，T变化过程，相变化过程系统熵变的计算。

（6）理解环境熵变的计算（7）掌握化学反应标准摩尔熵变的计算。

（8）理解亥姆霍茨函数及吉布斯函数的定义。

（9）理解亥姆霍茨函数判据及吉布斯函数判据。

（10）理解人类学基本方程的表达式及应用条件。

（11）了解由热力学基本方程分别加上相应条件（如定容，定熵；定压，定熵；定容，定温；定压，定温）得到的偏微熵与相应的热力学函数的关系。

（12）掌握单纯p，V，T变化（定温下p，V变化）、相变化过程ΔA，ΔG 的计算。

（13）了解利用热力学函数的基本关系式即热力学基本方程、麦克斯韦关系式，焓、熵、亥姆霍茨函数。

（14）教熟练地运用吉布斯——亥姆霍茨公式、克拉贝龙方程式。

（15）明确偏摩尔量和化学势的意义，了解它们之间的区别。

二、主要概念、定理及公式（一）自发过程的共同特征1.自发过程的定义自发过程就是在指定的条件下不消耗外力，而仅由体系的内在性质决定的一类热力学过程。

此过程是可以自动进行的。

2.宏观过程的不可逆性自然界中一切实际发生的宏观过程，总是：非平衡平衡态（为止）而不可能由平衡态非平衡态结论：自然界中发生的一切实际过程（指宏观过程，下同）都有一定方向和限度。

不可能自发按照原过程逆向进行，即自然界中一切实际发生的过程都是不可逆的。

3.可逆过程的共同特征（1）自发过程有方向性和限度性。

所有自发过程都有方向和限度，其反过程虽然并不逆反能量守恒定律，但不能无条件自发进行。

（2）自发过程是不可逆性。

总的来说，自发过程的共同特征是不可逆的，这一不可逆性的本质是功与热转换的不可逆性。