2020版高考物理一轮复习第十二章热学第3节热力学定律选修3_3170324142
第3节热力学定律
(1)做功和热传递的实质是相同的。(×)
(2)绝热过程中，外界压缩气体做功20 J，气体的内能一定减少。(×)
(3)物体吸收热量，同时对外做功，内能可能不变。(√)
(4)在给自行车打气时，会发现打气筒的温度升高，这是因为外界对气体做功。(√)
(5)自由摆动的秋千摆动幅度越来越小，能量正在消失。(×)
(6)利用河水的能量使船逆水航行的设想，符合能量守恒定律。(√)
(7)热机中，燃气的内能可以全部变为机械能而不引起其他变化。(×)
突破点(一) 热力学第一定律
1．改变内能的两种方式的比较
做功热传递
区别
内能变化情况
外界对物体做功，物体的内能
增加；物体对外界做功，物体
的内能减少
物体吸收热量，内能增加；物
体放出热量，内能减少
从运动形式上看
做功是宏观的机械运动向物体
的微观分子热运动的转化
热传递是通过分子之间的相互
作用，使同一物体的不同部分
或不同物体间的分子热运动发
生变化，是内能的转移
从能量的角度看
做功是其他形式的能与内能相
互转化的过程
不同物体间或同一物体不同部
分之间内能的转移
能的性质变化情况能的性质发生了变化能的性质不变联系
做一定量的功或传递一定量的热量在改变内能的效果上是相同
的
含义特点
温度
表示物体的冷热程度，是物体分子平均动
能大小的标志，它是大量分子热运动的集
体表现，对个别分子来说，温度没有意义
状态量
内能
(热能)
物体内所有分子动能和势能的总和，它是
由大量分子的热运动和分子的相对位置所
决定的能
热量是热传递过程中内能的改变量，热量用来
量度热传递过程中内能转移的多少
过程量
功
做功过程是机械能或其他形式的能和内能
之间的转化过程
符号W Q ΔU
＋外界对物体做功物体吸收热量内能增加－物体对外界做功物体放出热量内能减少
4
(1)若过程是绝热的，则Q＝0，W＝ΔU，外界对物体做的功等于物体内能的增加。
(2)若过程中不做功，即W＝0，则Q＝ΔU，物体吸收的热量等于物体内能的增加。
(3)若过程的始末状态物体的内能不变，即ΔU＝0，则W＋Q＝0 或W＝－Q，外界对物体做的功等于物体放出的热量。
[多角练通]
1．(多选)(2017·淄博、莱芜二模)健身球是一个充满气体的大皮球，现把健身球放在水平地面上。若在人体压向健身球的过程中球内气体温度保持不变，则( ) A．气体分子的平均动能增大 B．气体的密度增大
C．气体的内能增大D．外界对气体做功
解析：选BD 在人压向健身球的过程中，外界对球做功，气体所占的体积减小，故气体的密度增大；气体温度不变，故气体分子的平均动能不变；由于外界对气体做功，但气体温度不变，故内能不变；由热力学第一定律可知，气体对外放热；故A、C错误；B、D正确。
2．(多选)(2017·潮州朝安区高三模拟)对于一定量的气体，下列说法正确的是( ) A．气体的体积指的是该气体的分子所能到达的空间的体积，而不是该气体所有分子体积之和
B．只要能减弱气体分子热运动的剧烈程度，气体的温度就可以降低
C．在完全失重的情况下，气体对容器壁的压强为零
D．气体从外界吸收热量，其内能一定增加
E．气体在等压膨胀过程中温度一定升高
解析：选ABE 气体的体积指的是该气体的分子所能到达的空间的体积，A正确；温度高，气体分子热运动就剧烈，B正确；在完全失重的情况下，分子热运动不停息，气体对容器壁的压强不为零，C错误；做功也可以改变物体的内能，D错误；气体在等压膨胀过程中温度一定升高，E正确。
3．(多选)(2016·海南高考)一定量的理想气体从状态M可以经历过
物理化学热力学第一定律总结
热一定律总结 一、 通用公式 ΔU = Q + W 绝热： Q = 0，ΔU = W 恒容(W ’=0)：W = 0，ΔU = Q V 恒压(W ’=0)：W =-p ΔV =-Δ(pV )，ΔU = Q -Δ(pV ) → ΔH = Q p 恒容+绝热(W ’=0) ：ΔU = 0 恒压+绝热(W ’=0) ：ΔH = 0 焓的定义式：H = U + pV → ΔH = ΔU + Δ(pV ) 典型例题：3.11思考题第3题，第4题。 二、 理想气体的单纯pVT 变化 恒温：ΔU = ΔH = 0 变温： 或 或 如恒容，ΔU = Q ，否则不一定相等。如恒压，ΔH = Q ，否则不一定相等。 C p , m – C V , m = R 双原子理想气体：C p , m = 7R /2, C V , m = 5R /2 单原子理想气体：C p , m = 5R /2, C V , m = 3R /2 典型例题：3.18思考题第2,3,4题 书2.18、2.19 三、 凝聚态物质的ΔU 和ΔH 只和温度有关 或 典型例题：书2.15 ΔU = n C V , m d T T 2 T 1 ∫ ΔH = n C p, m d T T 2 T 1 ∫ ΔU = nC V , m (T 2-T 1) ΔH = nC p, m (T 2-T 1) ΔU ≈ ΔH = n C p, m d T T 2 T 1 ∫ ΔU ≈ ΔH = nC p, m (T 2-T 1)
四、可逆相变（一定温度T 和对应的p 下的相变，是恒压过程） ΔU ≈ ΔH –ΔnRT (Δn ：气体摩尔数的变化量。如凝聚态物质之间相变，如熔化、凝固、转晶等，则Δn = 0，ΔU ≈ ΔH 。 101.325 kPa 及其对应温度下的相变可以查表。 其它温度下的相变要设计状态函数 不管是理想气体或凝聚态物质，ΔH 1和ΔH 3均仅为温度的函数，可以直接用C p,m 计算。 或 典型例题：3.18作业题第3题 五、化学反应焓的计算 其他温度：状态函数法 Δ H m (T ) = ΔH 1 +Δ H m (T 0) + ΔH 3 α β β α Δ H m (T ) α β ΔH 1 ΔH 3 Δ H m (T 0) α β 可逆相变 298.15 K: ΔH = Q p = n Δ H m α β Δr H m ? =Δf H ?(生) – Δf H ?(反) = y Δf H m ?(Y) + z Δf H m ?(Z) – a Δf H m ?(A) – b Δf H m ?(B) Δr H m ? =Δc H ?(反) – Δc H ?(生) = a Δc H m ?(A) + b Δc H m ?(B) –y Δc H m ?(Y) – z Δc H m ?(Z) ΔH = nC p, m (T 2-T 1) ΔH = n C p, m d T T 2 T 1 ∫
热力学第一定律及其思考
热力学第一定律及其思考 摘要：在19世纪早期，不少人沉迷于一种神秘机械——第一类永动机的制造，因为这种设想中的机械可以使系统不断的经历状态变化后又回到原来状态，而不消耗系统的内能，同时又不需要外界提供任何能量，但却可以不断地对外界做功。在热力学第一定律提出之前，人们经过无数次尝试后，所有的种种企图最后都以失败而告终。直至热力学第一定律发现后，第一类永动机的神话才不攻自破。本文就这一伟大的应用于生产生活多方面的定律的建立过程、具体表述、及生活中的应用——热机，进行简单展开。 关键字：内能；热力学；效率；热机 1.热力学第一定律的产生 1.1历史渊源与科学背景 火的发明和利用是人类支配自然力的伟大开端,是人类文明进步的里程碑。18世纪中期,苏格兰科学家布莱克等人提出了热质说。这种理论认为,热是由一种特殊的没有重量的流体物质,即热质（热素）所组成,并用以较圆满地解释了诸如由热传导从而导致热平衡、相变潜热和量热学等热现象,因而这种学说为当时一些著名科学家所接受,成为十八世纪热力学占统治地位的理论。 十九世纪以来热之唯动说渐渐地为更多的人们所注意。特别是英国化学家和物理学家克鲁克斯（M.Crookes，1832—1919）,所做的风车叶轮旋转实验,证明了热的本质就是分子无规则运动的结论。热动说较好地解释了热质说无法解释的现象,如摩擦生热等。使人们对热的本质的认识大大地进了一步。戴维以冰块摩擦生热融化为例而写成的名为《论热、光及光的复合》的论文,为热功提供了有相当说服力的实例,激励着更多的人去探讨这一问题。 1.2热力学第一定律的建立过程 19世纪初，由于蒸汽机的进一步发展，迫切需要研究热和功的关系，对蒸汽机“出力”作出理论上的分析。所以热与机械功的相互转化得到了广泛的研究。1836年，俄国的赫斯：“不论用什么方式完成化合，由此发出的热总是恒定的”。1830年，法国萨迪·卡诺：“准确地说，它既不会创生也不会消灭，实际上，它只改变了它的形式”。这时能量转化与守恒思想的已经开始萌发，但卡诺的这一思想，在1878年才公开发表，此时热力学第一定律已建立了。 德国医生、物理学家迈尔在1841-1843年间提出了热与机械运动之间相互转化的观点，这是热力学第一定律的第一次提出。迈尔在一次驶往印度尼西亚的航行中，给生病的船员做手术时，发现血的颜色比温带地区的新鲜红亮，这引起了迈尔的沉思。他认为，食物中含有的化学能，可转化为热能，在热带情况下，机体中燃烧过程减慢，因而留下了较多的氧。迈尔的结论是：“因此力（能量）是不灭的，而是可转化的，不可称量的客体”。并在1841年、1842年撰文发表了他的观点，在1845年的论文中，更明确写道：“无不能生有，有不能变无。”“在死的或活的自然界中，这个力（能）永远处于循环和转化之中。” 焦耳设计了实验测定了电热当量和热功当量，用实验确定了热力学第一定律，补充了迈尔的论证。1845年，焦耳为测定机械功和热之间的转换关系，设计了“热功当量实验仪”，并反复改进，反复实验。1849年发表《论热功当量》，1878年发表《热功当量的新测定》，最后得到的数值为423.85公斤·米/千卡，焦耳测热功当量用了三十多年，实验了400多次，
高中物理全套讲义选修3-3 第4讲 热力学第一定律(简单版) 教师版习题
随堂练习 一．选择题（共10小题） 1．（2016秋?浦东新区校级期中）下述改变物体内能的方法中，属于做功的是（）A．冷的物体接触热的物体后变热 B．物体在火炉旁被烤热 C．电流通过灯丝使灯丝发热 D．热的物体放在通风地方凉下来 2．（2016秋?浦东新区校级期中）下列例子中通过热传递改变物体内能的是（）A．用锤子锤击金属块后，锤子和金属块都变热 B．灼热的火炉使周围物体的温度升高 C．手感到冷时，搓搓手就会觉得暖和些 D．摩擦冰块使其熔解 3．（2016秋?浦东新区期中）两个相互接触的物体没有发生热传递，这是因为它们具有相同的（）A．质量B．温度C．内能D．体积 4．（2015?船营区校级学业考试）在下述现象中没有做功而使物体内能改变的是（）A．电流通过点炉丝使温度生高 B．流星进入大气层运动温度升高 C．铁锤打铁块使铁块温度升高 D．在炉火上的水被烧开 5．（2014春?新疆校级月考）一定质量的0℃的冰，全部变成0℃的水的过程中（）A．分子的平均动能增大，吸收热量，内能不变 B．分子的平均动能减小，放出热量，内能增大 C．分子的平均动能不变，吸收热量，内能增大 D．分子的平均动能不变，放出热量，内能减小 6．（2014秋?南京校级月考）将一杯热水倒入盛有冷水的容器中，冷水的温度升高了10℃，再向容器内倒入一杯相同质量和温度的热水，容器中的水温又升高了6℃．如果继续向容器中倒入一杯同样的热水，则容器中的水温会升高（） A．5℃B．4℃C．3℃D．2℃ 7．（2014?奉贤区二模）关于热现象的描述正确的是（） A．满足能量守恒定律的宏观过程都可以自发进行 B．做功和热传递都通过能量转化的方式改变系统内能 C．一个系统与另一个系统达到热平衡时两系统温度相同 D．物体内单个分子的运动是无规则的，大量分子的运动也是无规律的
热力学第二定律的建立
热力学第二定律的建立
热力学第二定律的建立 1850年克劳修斯提出热力学第二定律以后，至20世纪初，一直被作为与热力学第一定律并列的热力学两大基本定律，引起学术界特别是物理学界的极大重视。这两个基本定律的发现，使热力学在19世纪50年代初时起，被看作近代物理学中的一个新兴的学科，和物理学家们极其热衷的重要领域，得到物理学家和化学家们的关注。 1、热力学第二定律产生的历史背景 18世纪末惠更斯和巴本（Dents Papin，1647～1714）实验研究的燃气汽缸，塞维利（Thomas Savery，1650～1715）于1798年制成的“矿工之友”，及纽可门（Newcomen Thomas，1663～1729）于1712年发明的“大气机”等早期的蒸汽机，都是利用两个不同温度的热源（锅炉和水）并使部分热量耗散的方法使蒸汽机作功的，也可以说不自觉地运用热力学第二定律的思想，进行设计的。瓦特改进纽可门蒸汽机的关键，是以冷凝器取代大气作为第二热源，因而使耗散的热量大大降低。为了进一步减少热的耗散量和
提高热效率与功率，18世纪末和19世纪40年代又先后研制成中低压和高低压二级膨胀式蒸汽机。热机的整个发展史说明，它的热效率可以不断提高和耗散的热量可以逐渐减少。但是，热机的热效率至今虽然逐渐有所提高，但耗散的热量永远也不可能消除。因此，卡诺的可逆循环只可趋近而永远也无法达到。这就提出了一个十分重要的问题，就是卡诺提出的“在蒸汽机内，动力的产生不是由于热质的实际消耗，而是由热体传到冷体，也就是重新建立了平衡”的论断中，最后的话是不正确的，这不仅因为他相信热质说引起的，而且因为在无数事实中，这种热平衡在一个实际热机中是不可达到的。事实说明，机械功可以完全转化为热，但在不引起其他变化的条件下，热却不可能完全转化为机械功。 人们设想，如果出现一个制成这样永动机的先例，即一个孤立热力学系统会从低温热源取热而永恒地做功，那么大地和海洋几乎可以作为无尽的低温热源，做功将是取之不尽的。事实上这与热力学原理相矛盾的，这就意味着可能有一个新的热力学基本定律在起着作用。综上可见，虽然有的事件是不违背热力学第一定律的但也不可
第一章热力学第一定律练习题
第一章 热力学第一定律练习题 一、判断题（说法对否）： 1．道尔顿分压定律，对理想气体和实际混合气体来说关系式PB=Nb(RT/V)都成立。 2．在两个封闭的容器中，装有同一种理想气体，压力、体积相同，那么温度也相同。 3．物质的温度越高，则热量越多；天气预报：今天很热。其热的概念与热力学相同。 4．恒压过程也就是恒外压过程，恒外压过程也就是恒过程。 5．实际气体在恒温膨胀时所做的功等于所吸收的热。 6．凡是温度升高的过程体系一定吸热；而恒温过程体系不吸热也不放热。 7．当系统的状态一定时，所有的状态函数都有一定的数值。当系统的状态发生变化时， 所有的状态函数的数值也随之发生变化。 8．体积是广度性质的状态函数；在有过剩NaCl(s) 存在的饱和水溶液中，当温度、压力 一定时；系统的体积与系统中水和NaCl 的总量成正比。 9．在101.325kPa 、100℃下有lmol 的水和水蒸气共存的系统，该系统的状态完全确定。 10．一定量的理想气体，当热力学能与温度确定之后，则所有的状态函数也完全确定。 11．系统温度升高则一定从环境吸热，系统温度不变就不与环境换热。 12．从同一始态经不同的过程到达同一终态，则Q 和W 的值一般不同，Q + W 的值一般也 不相同。 13．因Q P = ΔH ，Q V = ΔU ，所以Q P 与Q V 都是状态函数。 14．封闭系统在压力恒定的过程中吸收的热等于该系统的焓。 15．对于一定量的理想气体，当温度一定时热力学能与焓的值一定，其差值也一定。 16．在101.325kPa 下，1mol l00℃的水恒温蒸发为100℃的水蒸气。若水蒸气可视为理想 气体，那么由于过程等温，所以该过程ΔU = 0。 17．1mol ，80.1℃、101.325kPa 的液态苯向真空蒸发为80.1℃、101.325kPa 的气态苯。已 知该过程的焓变为30.87kJ ，所以此过程的Q = 30.87kJ 。 18．1mol 水在l01.325kPa 下由25℃升温至120℃，其ΔH = ∑C P ,m d T 。 19．因焓是温度、压力的函数，即H = f (T ,p )，所以在恒温、恒压下发生相变时，由于 d T = 0，d p = 0，故可得ΔH = 0。 20．因Q p = ΔH ，Q V = ΔU ，所以Q p - Q V = ΔH - ΔU = Δ(p V) = -W 。 21．卡诺循环是可逆循环，当系统经一个卡诺循环后，不仅系统复原了，环境也会复原。 22．一个系统经历了一个无限小的过程，则此过程是可逆过程。 23．若一个过程中每一步都无限接近平衡态，则此过程一定是可逆过程。 24．若一个过程是可逆过程，则该过程中的每一步都是可逆的。 25．1mol 理想气体经绝热不可逆过程由p 1、V 1变到p 2、V 2， 则系统所做的功为 V p C C V p V p W =--=γγ，11122。 26．气体经绝热自由膨胀后，因Q = 0，W = 0，所以ΔU = 0，气体温度不变。 27．(?U /?V )T = 0 的气体一定是理想气体。 28．因理想气体的热力学能与体积压力无关，所以(?U /?p )V = 0，(?U /?V )p = 0。 29．若规定温度T 时，处于标准态的稳定态单质的标准摩尔生成焓为零，那么该温度下
工程热力学 教案 第四讲
｛复习提问｝ 1、什么是热力学第一定律？ 2、什么事准平衡过程和可逆过程？举例描述。 3、系统储存能包括及部分，各是什么，表示符号和表达式是什么？ ｛导入新课｝ 第三节系统与外界传递的能量 上一节课我们学习了系统的总储存能，这一节我们来学你系统与外界传递的能量。 在热力过程中,热力系与外界交换的能量包括三部分，分别是功量、热量和工质通过边界时所携带的能量。下面我们分别来学习这三种能量： 一、热量 1、定义：系统和外界之间仅仅由于温度不同（温差）而通过边界传递的能量称 为热量。符号：Q , 单位为J或kJ 2、单位质量工质与外界交换的热量用q表示,单位为J/kg或kJ/kg 。 微元过程中热力系与外界交换的微小热量用δQ或δq表示。 3、热量为在热传递中物体能量改变的量度,是过程量。其数值大小与过程有关， 所以不是状态参数。 4、热量正负规定: 系统吸热，热量取正值，Q（q）＞0 ；系统放热，热量取 负值，Q（q）＜0 。 5、热量的记算式（推导）： 引入新概念【熵】 熵：指热能除以温度所得的商，标志热量转化为功的程度。有温差便有热量的传递,可用熵的变化量作为热力系与外界间有无热量传递以及热量传递方向的标志。 1、符号: S , 单位为J/K 或kJ/K 。 2、单位质量工质所具有的熵称为比熵, 用s 表示, 单位为J/（kg?K) 或kJ/（kg?K）。 用熵计算热量
在微元可逆过程中，系统与外界传递的热量可表示为： δq =Tds δQ =TdS 在可逆过程1-2中，系统吸收的热量可写为： q =?21Tds Q=?2 1TdS 根据熵的变化判断一个可逆过程中系统与外界之 间热量交换的方向：ds ＞0，δq ＞0，系统吸热； ds ＜0，δq ＜0，系统放热； ds =0，δq =0，系统与外界没有热量交换，是绝热（定熵）过程。 3. 温熵图 (T -s 图) 在可逆过程中单位质量工质与外界交换的热量 q =?21 Tds ， 大小等于T -s 图（温熵图）上过程曲线下的面积，因此温熵图也称示热图。对于分析热力过程和热力循环很有用处。 二、功量 我们知道热量是由于温差的作用使系统与外界发生能量交换，顾名思义，功量是在力差作用下，系统与外界发生的能量交换。 1、功量亦为过程量，不是状态参数。 2、有各种形式的功,如电功、磁功、膨胀功、轴功等。工程热力学主要研究 两种功量形式: ⑴体积变化功，⑵轴功。 ⑴体积变化功——由于热力系体积发生变化（增大或缩小）而通过边 界向外界传递的机械功称为体积变化功（膨胀功或压缩功）。 ①符号: W , 单位为J 或kJ 。 ②1kg 工质传递的体积变化功用符号w 表示，单位为J/kg 或kJ/kg 。 ③正负规定: d v > 0 , w > 0 , 热力系对外作膨胀功； d v < 0 , w < 0 , 热力系对外作压缩功。 ④体积变化功的计算式（推导） 课本图2-4 假设质量为1kg 的气体工质在汽缸中进行一个可逆膨胀过程，缸内气体压力p ，活塞截面积A ，活塞在某一瞬间移动微小位移dx 。则整个热力过程工质对活塞所作功量为 : 1→2为可逆过程 (pdv pAdx w ==δ)
物理学史2.2 热力学第一定律的建立
2.2热力学第一定律的建立 2.2.1准备阶段 19世纪40年代以前，自然科学的发展为能量转化与守恒原理奠定了基础。主要从以下几个方面作了准备。 1.力学方面的准备 机械能守恒是能量守恒定律在机械运动中的一个特殊情况。早在力学初步形成时就已有了能量守恒思想的萌芽。例如，伽利略研究斜面问题和摆的运动，斯梯芬（Stevin，1548—1620）研究杠杆原理，惠更斯研究完全弹性碰撞等都涉及能量守恒问题。17世纪法国哲学家笛卡儿已经明确提出了运动不灭的思想。以后德国哲学家莱布尼兹（Leibniz，1646—1716）引进活力（Vis viva）的概念，首先提出活力守恒原理，他认为用mv2度量的活力在力学过程中是守恒的，宇宙间的“活力”的总和是守恒的。D.伯努利（Daniel Bernoulli，1700—1782）的流体运动方程实际上就是流体运动中的机械能守恒定律。 永动机不可能实现的历史教训，从反面提供了能量守恒的例证，成为导致建立能量守恒原理的重要线索。 至19世纪20年代，力学的理论著作强调“功”的概念，把它定义成力对距离的积分，并澄清了它和“活力”概念之间的数学关系，提供了一种机械“能”的度量，这为能量转换建立了定量基础。1835年哈密顿（W.R.Hamilton，1805—1865）发表了《论动力学的普遍方法》一文，提出了哈密顿原理。至此能量守恒定律及其应用已经成为力学中的基本内容。 2.化学、生物学方面的准备 法国的拉瓦锡（https://www.wendangku.net/doc/28348473.html,voisier，1743—1794）和拉普拉斯（https://www.wendangku.net/doc/28348473.html,place，1749—1827）曾经研究过一个重要的生理现象，他们证明豚鼠吃过食物后发出动物热与等量的食物直接经化学过程燃烧所发的热接近相等。德国化学家李比希（J.Liebig，1803—1873）的学生莫尔（F.Mohr，1806—1879）则进一步认为不同形式的“力”（即能量）都是机械“力”的表现，他写道： “除了54种化学元素外，自然界还有一种动因，叫做力。力在适当的条件下可以表现为运动、化学亲和力、凝聚、电、光、热和磁，从这些运动形式中的每一种可以得出一切其余形式。” 他明确地表述了运动不同形式的统一性和相互转化的可能性。 3.热学方面的准备
第一章 热力学第一定律
第一章热力学第一定律 一、单选题 1) 如图，在绝热盛水容器中，浸入电阻丝，通电一段时间，通电后水及电阻丝的温度均略有升高，今以电阻丝为体系有：( ) A.W =0，Q <0，?U <0 B.W <0，Q<0，?U >0 C.W<0，Q<0，?U >0 D.W<0，Q=0，?U>0 2) 如图，用隔板将刚性绝热壁容器分成两半，两边充入压力不等的空气(视为理想气体)，已 知p 右> p 左， 将隔板抽去后: ( ) A.Q＝0, W＝0, ?U＝0 B.Q＝0, W <0, ?U >0 C.Q >0, W <0, ?U >0 D.?U＝0, Q＝W≠0 3）对于理想气体，下列关系中哪个是不正确的：( ) A. (?U/?T)V＝0 B. (?U/?V)T＝0 C. (?H/?p)T＝0 D. (?U/?p)T＝0 4）凡是在孤立孤体系中进行的变化，其?U和?H的值一定是：( ) A.?U >0, ?H >0 B.?U＝0, ?H＝0 C.?U <0, ?H <0 D.?U＝0，?H大于、小于或等于零不能确定。 5）在实际气体的节流膨胀过程中，哪一组描述是正确的: ( ) A.Q >0, ?H＝0, ?p < 0 B.Q＝0, ?H <0, ?p >0 C.Q＝0, ?H＝0, ?p <0 D.Q <0, ?H＝0, ?p <0 6）如图，叙述不正确的是：( ) A.曲线上任一点均表示对应浓度时积分溶解热大小 B.?H1表示无限稀释积分溶解热 C.?H2表示两浓度n1和n2之间的积分稀释热 D.曲线上任一点的斜率均表示对应浓度时HCl的微分溶解热 7）?H＝Q p此式适用于哪一个过程: ( ) A.理想气体从101325Pa反抗恒定的10132.5Pa膨胀到10132.5sPa B.在0℃、101325Pa下，冰融化成水 C.电解CuSO4的水溶液 D.气体从(298K，101325Pa)可逆变化到(373K，10132.5Pa ) 8) 一定量的理想气体，从同一初态分别经历等温可逆膨胀、绝热可逆膨胀到具有相同压力的终态，终态体积分别为V1、V2。( ) A.V1 < V2 B.V1 = V2 C.V1> V2 D.无法确定 9) 某化学反应在恒压、绝热和只作体积功的条件下进行，体系温度由T1升高到T2，则此过程的焓变?H:( )
(完整版)物理化学上热力学第一定律知识框架图总结.doc
第一章，热力学第一定律各知识点架构纲目图如下： 系统：隔离系统；封闭系统；敞开系统 环境：在系统以外与系统密切相关部分 状态：系统的所有物理性质和化学性质的综合体现系统及状态及状态函数类型：广度量；强度量 状态状态函数 (热力学性质 ) 特性：①改变值只与始、末态有关而与具体途径无关； ②不同状态间的改变值具有加和性。 即殊途同归，值变相等；周而复始，其值不变。热力学平衡：热平衡；力学平衡；相平衡；化学平衡 单纯的 pTV 变化 状态变化 溶解及混合 及过程 相变化 化学变化 系 统 状 态 变 简单的化 时 pTV 变化， 计 算 系 统 与 环 境 系统与环境 间 交间交换能量 换 的计算 (封闭 的 能 恒压过程 (p 始 =p 终 =p 环 ) 恒温过程 (T 始=T 终=T 环 ) 恒容过程 (V 始=V 终) 绝热过程 (Q = 0) 节流过程 (H = 0) 理想气体 (IG) 系统：U T2 C V ,m dT ; H n T2 n C p,m dT T2 T1 T1 Q p =△ H= n C p ,m dT ;W=-p外(V2-V1)； 恒压过程：T1 △U=△ H -p△ V ( 常压下，凝聚相： W ≈ 0；△ U≈△ H) 理想气体焦尔实验： (1)结论： (?U/?V) T=0; (2)推论： U IG=f ( T); H IG=g (T) 恒温过程 △U=△H=0; W=-Q = V2 nRT lnV2 /V1 (可逆 ) V pdV 1 恒容过程：W=0； Q V =△ U= T2 n C V ,m dT ; T1 绝热过程： Q=0；△ U= W 不可逆（恒外压）：nC V,m( T2 -T1)=- p2(V2-V1) 可逆：p1V1 1 1 T1 ) ( nC V , m (T2 1 1 1 ) >0 V 2 V1 致冷 节流膨胀： Q=0 ；△H=0；J-T=(d T/dp) H =0 T 不变 ( 例如理想气体 ) <0 致热 量系统， W 非 =0) 相变化Q p =△ H; W=-p△V △U= △H- p△ V =-nRT (气相视为IG) ≈0，△ U≈△ H (常压下凝聚态间相变化) 相变焓与温度关系：T2 H m (T2 )H m (T1 ) C p,m dT T1 热力学第一定律及焓函数 反应进度定义、标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓的定义。 摩尔反应焓的定义：△r H m=△ r H/△ 化学变化 标准摩尔反应焓的计算： ! B ! r H m (T1 ) f H m (B, T ) 恒压反应热与恒容反应热的关系：△r H m=△ r U m+∑νB(g)RT ! T2 基希霍夫公式：( r H m ) C ; H ! (T ) H ! (T ) C dT p r r r p, m T r p ,m m 2 m 1 T1 热(Q)：系统与环境间由于温差而交换的能量。是物质分子无序运动的结果。是过程量。功 (W) ：除热以外的，在系统与环境间交换的所有其它形式的能量。是物质分子有序运动的 结果，是过程量。 热力学能 (U)：又称为内能，是系统内部能量的总和。是状态函数，且为广度量，但绝对值不知道。 热力学第一定律数学表达式：△ U=Q+W，在封闭系统， W 非 =0,恒容条件下，△ U=Q V。 焓函数 (H)：定义， H≡ U+pV, 是状态函数，且为广度量，但绝对值不知道。在封闭系统， 1 W非 =0,恒压条件下，△H=Q p。
第四讲化学反应进行的方向
第四讲化学反应进行的方向 子?新课标?高三化学〔人教版〕第一轮复习选修〔4〕单元讲座 第二章化学反应速率和化学平稳 第四讲化学反应进行的方向 复习目标：能用焓变和熵变讲明化学反应的方向。 复习重点、难点：熵判据 科学家依照体系的存在着使体系总能量趋向于，也确实是⊿H 0的趋势，也存在使体系由有序向无序转化〔⊿S 0〕的自然现象，提出了焓判据和熵判据。 一、焓变与自发反应的关系 焓变〔ΔH〕作为判定反应自发性的依据：假设ΔH＜0，＿＿＿能自发进行；假设ΔH ＞0，＿＿＿不能自发进行，而＿＿＿能自发进行。 能自发进行，但当温度升高时却能自发进行。 二、熵变与自发反应的关系 熵指的是，用表示。作为固液气三态的熵值比较大小顺序为。 摸索：为何物质的溶解是自发过程？〔请用熵变来讲明〕〔通过分子扩散自发形成平均混合物。物质溶于水自发地向水中扩散，形成平均的溶液，体系有由有序自发地变为无序的倾向〕。 行。 三、自发反应的判定依据 焓变〔焓判据〕只能判定，熵变〔熵判据〕只能判定。
结论：二者的复合判据才是自以反应的判定标准。二者对反应方向的阻碍存在着关系：⊿H正反应自发进行；⊿H—T⊿S>0 逆反应自发过行。 疑难点拨 焓的概念是依照热力学第一定律引入的，规定在等温等压且不做非体积功的条件下，反应的热效应就等于反应的焓变，关于一定压且不做非体积功条件下的化学反应的热效应也等于产物的是焓值〔末态〕减去反应物的总焓值〔始态〕。在研究各种体系的变化过程时，人们发觉自然界的自发过程一样都朝着能量降低的方向进行。明显，能量越低，体系的状态就越稳固。化学反应一样亦符合上述能量最低原理。的确，专门多放热反应，在298K、标准态下是自发的。例如： 3Fe(s) + 2O2(g)=Fe3O4(s)；△H (298 K)= －1118.4 kJ·mol-1 C(s) + O2(g)=CO2(g)；△H(298 K) =－393.509 kJ·mol-1 CH4(g) + 2O2(g)=CO2(g) + 2H2O(l)；△H(298 K) = －890.36 kJ·mol－1 此有人曾试图以298K、标准态下反应的焓变作为反应自发性的判据。认为在等温等压条件下，当 △H < 0时：化学反应自发进行 △H > 0时：化学反应不能自发进行 然而，实践讲明：有些吸热过程(△H >0)亦能自发进行。例如，水的蒸发，NH4Cl溶于水以及Ag2O的分解等差不多上吸热过程，但在298K、标准态下均能自发进行：NH4Cl(s) = NH4+(aq) + Cl－(aq)；△H (298 K)= 14.7 kJ·mol-1 Ag2O(s) = 2Ag(s) + 1/2O2(g)；△H (298 K)= 31.05 kJ·mol-1 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)；△H (298 K)= 178.32 kJ·mol-1 关于CaCO3的分解反应在298K、标准态下反应是非自发的。但当温度升高到约1123K 时，CaCO3的分解反应就变成自发过程，而现在反应的焓变仍近似等于178.32kJ·mol-1,(温度对焓变阻碍甚小)。由此可见，把焓变作为反应自发性的普遍判据是不准确、不全面的。因为除了反应焓变以外，体系纷乱度的增加和温度的改变，也是许多化学和物理过程自发进行的阻碍因素。 二、如何利用〝△H-T△S〞判定化学反应的自发性 通过教材学习，我们明白反应的自发性不仅与焓变和熵变有关，而且还与温度条件有关。化学反应的方向是焓变和熵变共同阻碍的结果，判定依据为△H-T△S，即依据△H-T△S的值的大小判定。△H-T△S又称自由能，符号△G，△G=△H-T△S，在等温等压下，自由能变化(△G)的正负决定着化学反应进行的方向和程度。而△G又与△H、△S及T紧密相关。关系如下： 现在我们利用△H-T△S对中学化学中的两个咨询题探讨。 关于C还原CuO所发生的反应有以下两种可能情形： 1、假如反应为：2CuO+C=2Cu+CO2↑，直截了当依照各物质的△G运算，那么： 那么△G°1=(-394.4+2×0)-[2×(-127.2)+0]=- △H-T△S= －140.0(kJ)<0 2、假如反应为：CuO+C=Cu+CO↑，依照各物质的△G运算，那么： △G°2=(-137.3+0)-(127.2+0)= △H-T△S =－10.1(kJ)<0
热力学第一定律基本概念和重点总结要点
本章内容： 介绍有关热力学第一定律的一些基本概念，热、功、状态函数，热力学第一定律、热力学能和焓，明确准静态过程与可逆过程的意义，进一步介绍热化学。 第一节热力学概论 ?热力学研究的目的、内容 ?热力学的方法及局限性 ?热力学基本概念 一．热力学研究的目的和内容 目的：热力学是研究热和其它形式能量之间相互转换以及转换过程中所应遵循的规律的科学。内容：热力学第零定律、第一定律、第二定律和本世纪初建立的热力学第三定律。其中第一、第二定律是热力学的主要基础。 把热力学中最基本的原理用来研究化学现象和化学有关的物理现象，称为化学热力学。 化学热力学的主要内容是： 1.利用热力学第一定律解决化学变化的热效应问题； 2.利用热力学第二律解决指定的化学及物理变化实现的可能性、方向和限度问题，建 立相平衡、化学平衡理论； 3.利用热力学第三律可以从热力学的数据解决有关化学平衡的计算问题 二、热力学的方法及局限性 方法： 以热力学第一定律和第二定律为基础，演绎出有特定用途的状态函数，通过计算某变化过程的有关状态函数改变值，来解决这些过程的能量关系和自动进行的方向、限度。 而计算状态函数的改变只需要根据变化的始、终态的一些可通过实验测定的宏观性质，并不涉及物质结构和变化的细节。 优点： ?研究对象是大数量分子的集合体，研究宏观性质，所得结论具有统计意义。 ?只考虑变化前后的净结果，不考虑物质的微观结构和反应机理，简化了处理方法。局限性： 1.只考虑变化前后的净结果，只能对现象之间的联系作宏观的了解，而不能作微观的 说明或给出宏观性质的数据。 例如：热力学能给出蒸汽压和蒸发热之间的关系，但不能给出某液体的实际蒸汽压的数值是多少。 2.只讲可能性，不讲现实性，不知道反应的机理、速率。 三、热力学中的一些基本概念 1.系统与环境 系统：用热力学方法研究问题时，首先要确定研究的对象，将所研究的一部分物质或空间，从其余的物质或空间中划分出来，这种划定的研究对象叫体系或系统 (system)。 环境：系统以外与系统密切相关的其它部分称环境(surrounding 注意： 1.体系内可有一种或多种物质，可为单相或多相，其空间范围可以是固定或 随过程而变。 2.体系和环境之间有分界，这个分界可以是真实的，也可以是虚构的，既可 以是静止的也可以是运动的。 根据体系与环境的关系将体系区分为三种：
第一章热力学第一定律答案
第一章 热力学练习题参考答案 一、判断题解答： 1．错。对实际气体不适应。 2．错。数量不同，温度可能不同。 3．错。没有与环境交换能量，无热可言；天气预报的“热”不是热力学概念，它是指温度，天气很热，指气温很高。 4．错。恒压（等压）过程是体系压力不变并与外压相等，恒外压过程是指外压不变化，体系压力并不一定与外压相等。 5．错。一般吸收的热大于功的绝对值，多出部分增加分子势能（内能）。 6．错。例如理想气体绝热压缩，升温但不吸热；理想气体恒温膨胀，温度不变但吸热。 7．第一句话对，第二句话错，如理想气体的等温过程ΔU = 0，ΔH = 0，U 、H 不变。 8．错，两个独立变数可确定系统的状态只对组成一定的均相组成不变系统才成立。 9．错，理想气体U = f (T )，U 与T 不是独立的。描述一定量理想气体要两个独立变量。 10．第一个结论正确，第二个结论错，因Q+W ＝ΔU ，与途径无关。 11．错，Q V 、Q p 是过程变化的量、不是由状态决定的量，该式仅是数值相关而已。在一定条件下，可以利用ΔU ，ΔH 来计算Q V 、Q p ，但不能改变其本性。 12．错，(1)未说明该过程的非体积功W '是否为零； (2)若W ' = 0，该过程的热也只等于系统的焓变，而不是体系的焓。 13．对。因为理想气体热力学能、焓是温度的单值函数。 14．错，这是水的相变过程，不是理想气体的单纯状态变化，ΔU > 0。 15．错，该过程的p 环 = 0，不是恒压过程，也不是可逆相变，吸的热，增加体系的热力学能。吸的热少于30.87 kJ 。 16．错，在25℃到120℃中间，水发生相变，不能直接计算。 17．错，H = f (T ,p )只对组成不变的均相封闭系统成立，该题有相变。 18．错，Δ(pV )是状态函数的增量，与途径无关，不一定等于功。 19．错，环境并没有复原，卡诺循环不是原途径逆向返回的。 20．错，无限小过程不是可逆过程的充分条件。如有摩擦的谆静态过程。 21．错，若有摩擦力(广义)存在，有能量消耗则不可逆过程，只是准静态过程。 22．对。只有每一步都是可逆的才组成可逆过程。 23．对。() ()()12m ,121122n n 1T T C C C C T T R V p V p W V V V p -=--=--= γ。该公式对理想气体可逆、 不可逆过程都适用。 24．错，若是非理想气体的温度会变化的，如范德华气体。 25．错，该条件对服从pV m = RT + bp 的气体(钢球模型气体)也成立。 26．错，(?U /?V )p ≠(?U/?V )T ；(?U /?P )V ≠(?U/?V )T ，因此不等于零。 27．错，U = H －pV 。PV 不可能为零的。 28．错。CO 2在1000K 的标准摩尔生成焓可以由298K 标准摩尔生成焓计算出：由基尔霍夫定律得出的计算公式：
第3章 热力学第一定律
第3章 热力学第一定律 3.1 基本要求 深刻理解热量、储存能、功的概念，深刻理解内能、焓的物理意义 理解膨胀（压缩）功、轴功、技术功、流动功的联系与区别 熟练应用热力学第一定律解决具体问题 3.2 本章重点 1．必须学会并掌握应用热力学第一定律进行解题的方法，步骤如下： 1）根据需要求解的问题，选取热力系统。 2）列出相应系统的能量方程 3）利用已知条件简化方程并求解 4）判断结果的正确性 2．深入理解热力学第一定律的实质，并掌握其各种表达式（能量方程）的使用对象和应用条件。 3．切实理解热力学中功的定义，掌握各种功量的含义和计算，以及它们之间的区别和联系，切实理解热力系能量的概念，掌握各种系统中系统能量增量的具体含义。 4．在本章学习中，要更多注意在稳态稳定流动情况下，适用于理想气体和可逆过程的各种公式的理解与应用。 3.3 例 题 例1．门窗紧闭的房间内有一台电冰箱正在运行,若敞开冰箱的大门就有一股凉气扑面,感到凉爽。于是有人就想通过敞开冰箱大门达到降低室内温度的目的,你认为这种想法可行吗? 解：按题意，以门窗禁闭的房间为分析对象，可看成绝热的闭口系统，与外界无热量交换，Q =0，如图3.1所示，当安置在系统内部的电冰箱运转时，将有电功输入系统，根据热力学规定：W <0，由热力学第一定律W U Q +?=可知， 0>?U ，即系统的内能增加，也就是房间内空气的内能增加。由于空气可视为理 想气体，其内能是温度的单值函数。内能增加温度也增加，可见此种想法不但不能达到降温目的，反而使室内温度有所升高。 若以电冰箱为系统进行分析，其工作原理如图3.1所示。耗功W 后连同从冰室内取出的冷量0Q 一同通过散热片排放到室内，使室内温度升高。
第四讲热学部分..(可编辑修改word版)
8kT m v 2 l l 一． 基础知识 第四讲 热 学 部 分 1. 分子运动论的基本内容 2. 物态的微观解释 3. 理想气体的压强 设任意分子 a 的速度为 v ，在 x 、y 、z 三个方向的分量为 v x 、v y 、v z ，所以分子 a 在单位时间里与左右壁碰撞的冲量为： v mv 2 I = f ? ?t = 2mv ? x = x 2l 1 l 1 mv 2 mv 2 m N F = I + I + = 1x + 2x + = ∑v 2 1 2 1 1 1 ix i =1 F m N mN v 2 + v 2 + v 2 + v 2 mN P = = ∑v 2 = ? 1x 2 x 3x Nx = ? v 2 = nmv 2 l 2l 3 l 1l 2l 3 ix i =1 l 1l 2l 3 N l 1l 2l 3 v 2 + v 2 + v 2 = v 2 ∴ v 2 = 1 v 2 x y z x 3 ∴ P = 2 n ? 1 mv 2 = 2 ne A 3 2 3 k 4. 分子平均动能： PV = RT ? e = 3P = 3RT = 3RT = 3RT = 3 kT (k =R/N A ,为玻尔兹曼常数) k 2n 2nV 2N 2N A 2 5. 阿伏伽德罗定律： P = nkT (n 为单位体积的分子数) ① 分子的平均速率： v = = ② 分子的方均根速率： = (μ为 mol 质量，可分子平均自由程推导) = 二． 物体的内能 1. 自由度：即确定一个物体的位置所需要的独立坐标参数，如自由运动的质点 需要三个独立坐标来描述其运动，故它有三个自由度。 2. 例：He 三个平动自由度 H 2 三个平动自由度，二个转动自由度 CO 2 三个平动自由度，二个转动自由度，一个振动自由度。 3. 理想气体的内能： E = N i kT = m 2 M ? i RT (i =3 或 i =5) 2 4. 物体的势能 8RT 3kT m 3RT 1 x l A x x
第一章热力学第一定律
第一章 热力学第一定律 一、选择题 1．下述说法中，哪一种正确（ ） (A)热容C 不是状态函数； (B)热容C 与途径无关； (C)恒压热容C p 不是状态函数；(D)恒容热容C V 不是状态函数。 2．对于内能是体系状态的单值函数概念，错误理解是（ ） (A) 体系处于一定的状态，具有一定的内能； (B) 对应于某一状态，内能只能有一数值不能有两个以上的数值； (C) 状态发生变化，内能也一定跟着变化； (D) 对应于一个内能值，可以有多个状态。 3．某高压容器中盛有可能的气体是O 2 ,Ar, CO 2, NH 3中的一种，在298K 时由5dm3绝热可逆膨胀到6dm3，温度降低21K ，则容器中的气体（ ） (A) O 2 (B) Ar (C) CO 2 (D) NH 3 4．戊烷的标准摩尔燃烧焓为-3520kJ·mol -1，CO 2(g)和H 2O(l)标准摩尔生成焓分别为-395 kJ·mol -1和-286 kJ·mol -1，则戊烷的标准摩尔生成焓为（ ） (A) 2839 kJ·mol -1 (B) -2839 kJ·mol -1 (C) 171 kJ·mol -1 (D) -171 kJ·mol -1 5．已知反应)()(2 1)(222g O H g O g H =+的标准摩尔反应焓为)(T H m r θ ?，下列说法中不正确的是（ ）。 (A). )(T H m r θ?是H 2O(g)的标准摩尔生成焓 (B). )(T H m r θ ?是H 2O(g)的标准摩尔燃烧焓 (C). )(T H m r θ?是负值 (D). )(T H m r θ?与反应的θ m r U ?数值相等 6．在指定的条件下与物质数量无关的一组物理量是（ ） (A) T , P, n (B) U m , C p, C V (C) ΔH, ΔU, Δξ (D) V m , ΔH f,m (B), ΔH c,m (B) 7．实际气体的节流膨胀过程中，下列那一组的描述是正确的（ ） (A) Q=0 ΔH=0 ΔP< 0 ΔT≠0 (B) Q=0 ΔH<0 ΔP> 0 ΔT>0 (C) Q>0 ΔH=0 ΔP< 0 ΔT<0 (D) Q<0 ΔH=0 ΔP< 0 ΔT≠0 8．已知反应 H 2(g) + 1/2O 2(g) →H 2O(l)的热效应为ΔH ，下面说法中不正确的是（ ） (A) ΔH 是H 2O(l)的生成热 (B) ΔH 是H 2(g)的燃烧热 (C) ΔH 与反应 的ΔU 的数量不等 (D) ΔH 与ΔH θ数值相等 9．为判断某气体能否液化，需考察在该条件下的（ ） (A) μJ-T > 0 (B) μJ-T < 0 (C) μJ-T = 0 (D) 不必考虑μJ-T 的数值
热力学第二定律总结
第三章 热力学第二定律总结 核心内容： 不可逆或自发 02 1 < > -+ =?+?=?? amb r amb iso T Q T Q S S S δ 可逆或平衡 不可能 对于恒T 、V 、W ˊ=0过程： 不可逆或自发 0)(0,,> < ?-?=-?==?'S T U TS U A W V T 可逆或平衡 反向自发 对于恒T 、p 、W ˊ=0过程： 不可逆或自发 0)(0,,> < ?-?=-?=?='S T H TS H G W p T 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 、ΔU 、ΔH 、△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 ?<>?21T Q S δ 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 02 1 < > -+ =?+?=?? amb r amb iso T Q T Q S S S δ 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 ˊ=0或恒T 、p 、W ˊ=0过程有： 不可逆或自发 0)(0,,> < ?-?=-?==?'S T U TS U A W V T 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 0)(0,,> < ?-?=-?=?='S T H TS H G W p T 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： r T W A =? r V T W A '=?, r p T W G '=?, 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、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）