W p1 (V1 V2 )
' e,1
示功图－－多步恒外压压缩
We',1 p" (V " V2 ) p' (V ' V " ) p1 (V1 V ' )
示功图－－等温可逆压缩过程
W
体积功的计算
W = -pe S dl
= -pe dV
体积功计算示意图
体积功的计算
① 自由膨胀过程 (向真空膨胀的过程 pe=0) 系统对外不作功， W=0。 ② 恒外压过程 (pe= 常数) V2 W= - pe dV = - pe (V2 -V1) = -peΔV

V1
③ 等压过程 (p1=p2=pe=常数) V2 W= - pe dV = - p (V2 -V1) = -pΔV
10 功的定义, 体积功
把系统与环境间除热以外，其它各种形式 传递的能量统称为功(work)，以W 表示。 功与热具有相同的能量量纲，同时规定环 境对系统作功W为正值，系统对环境作功W 为负。 功可以视作广义力X与广义位移(dY)的乘积： W = X i dYi i 功的诸多形式中以体积功最常见，一般将 除体积功外的其它形式的功通称非体积功或 其它功,以 W ' 表示。
§1. 1 热力学基本概念
一 系统与系统的性质 二 系统的状态 三 状态函数
四 过程与途径 五 热与功
1 系统与环境
系统（System） 在科学研究时必须先确定研 究对象，把一部分物质与其余 分开，这种分离可以是实际的 ，也可以是想象的。这种被划 定的研究对象称为系统，亦称 为物系或体系。 环境（surroundings） 与系统密切相关、有相互 作用或影响所能及的部分称为 环境。
V1
体积功的计算
④ 可逆过程或准静态过程 因pe= p±dp， 可以用系统的压力p 代替pe, ,即 V2 W = - pdV 或 W = - pdV V1 若气体为理想气体，又是等温可逆过 程，则 W= -V pdV =
1
V2
n RT - V dV 1 V
V2
V2 = -nRTln V1
7 过程(process)与途径(path)
循环过程(cyclic process)初态与终态是同一 状态的过程 等温过程(isothermal process)初、终态温度 相同且等于环境温度的过程 绝热过程(adiabatic process):系统与环境间 不存在热量传递的过程 等压过程(isobaric process):初态压力、终态 压力与环境压力都相同的过程 等容过程(isochoric process):系统体积不变
ห้องสมุดไป่ตู้
热力学过程性质的改变值（ΔZ） ① 聚集状态的变化（相变）：α→β , Z = Z (β) - Z (α) O g 例如 lVm (H2O ,298.15K, p )。 ② 化学反应过程：在”Δ” 后加下标”r” （也可用下标”f ”表示化合物由元素生成的 反应；”c”表示燃烧反应等） 例如 r Z ③ 发生单位反应时性质的改变记为。对化学 反应：0= B B ， r Zm= dZ / d ；
4 热力学平衡态 (equilibrium state)
当系统的性质不随时间而改变，则系统就处于热力 学平衡态，它包括下列几个平衡： 热平衡 （系统内如果不存在绝热壁，则各处温度相等） 力学平衡 （系统内如果不存在刚性壁，各处压力相等） 相平衡 （多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变） 化学平衡 （反应体系中各物的数量不再随时间而改变。） 总之处于平衡态的系统中不存在宏观量的流。
强度性质(intensive properties) 它的数值取决于系统自身的特点，与系统的数量无 关，不具有加和性，如温度、压力等。它在数学上 是零次齐函数。指定了物质的量的容量性质即成为 强度性质，如摩尔热容。
3 相与聚集态
系统中物理性质和化学性质完全均匀（指在分子水平上 均匀混合的状态）的部分称为相(phase)。 相与聚集态是不同的概念， 固态可以是不同的相， 石墨与金刚石都是固态碳， 但它们是不同的相。 根据系统中包含相的 数目将系统分为： 单相系统（均相系统） 多相系统（非均相系统）。
§0. 2 热力学 方法
热力学采用宏观的研究方法：依据系统的初始、终了状 态及过程进行的外部条件（均是可以测量的宏观物理量） 对系统的变化规律进行研究。它不涉及物质的微观结构和 过程进行的机理。
热力学的这一特点就决定了它的优点和局限性；热力学
其结论绝对可靠。但不能对热力学规律作出微观说明。 热力学只能告诉人们系统在一定条件下的变化具有什么 样的规律，而不能回答为什么具有这样的规律。
B
9 热的定义
因为系统与环境存在温度差而在其间传递 的能量称为热(heat)，以Q表示，单位是焦 尔( J ) 或千焦( kJ )，并且规定系统吸热时Q 为正值，放热Q 为负。
热容 一个无相变、无化学变化的均相封 闭系统经历一个指定过程,热容 C = Q / dT (单位为J K-1 )
如果已知热容C 则可计算出指定过程的热 Q = C dT
对于任一化学反应，其计量方程式为： aA + bB + … = gG + hH + … 一般可表示为： 0= B B B dnB 反应进度的微小改变量定义为 d = B 对于有限量的变化 nB ( 2 ) - nB (1 )
Δ =
2
-
1
=
B
当 1= 0 mol (尚未发生反应)时
§0. 3 化学热力学
热力学的基本原理在化学现象以及和化学现象有关 的物理现象中的应用称为化学热力学。化学热力学主 要解决三个问题： （1）利用热力学第一定律解决热力学系统变化过程 中的能量计算问题。重点解决化学反应热效应的计算 问题。 （2）利用热力学第二定律解决系统变化过程的可能 性问题，即过程的性质问题。重点解决化学反应变 化自发方向和限度的问题。 （3）利用热力学基本原理研究热力学平衡系统的热 力学性质以及各种性质间相互关系的一般规律。
5 稳态 (steady state) 或定态
我们把这种非平衡态中，虽然有宏观量的流， 但系统中各点的宏观性质不随时间变化的状态叫 做稳态或定态。
6 状态函数 (state function)
系统性质又叫状态参量。 同时，对确定状态的系统， 其宏观性质由状态所确定， 是状态的单值函数，这些 由系统状态所确定的宏观 性质也被叫做状态函数，
等容过程
绝热等容
等温过程 等压过程
恒外压过程
绝热过程
绝热等压
等温等压
准静态过程(quasi-staticprocess)
当系统在状态变化过程中的每一时刻都处于平衡态时， 这种过程叫做准静态过程。例如
气缸内气体的膨胀过程， 当活塞非常缓慢地外移，以 致气体由一个平衡状态变为 相邻的另一个平衡状态(驰 豫过程)的速率远远大于活 塞移动的速率，这时气缸内 的气体在任何时刻都非常接 近于平衡态，这种过程可以 近似地看作是准静态过程
状态方程 系统状态函数之间的定量关系式称为状态 方程（state equation ）。 对于一定量的单组分均匀系统，状态函数 T,p,V 之间有一定量的联系。经验证明，只 有两个是独立的，它们的函数关系可表示为： T= f（p,V） ， p= f（T,V） ， V= f（p,T） 例如，理想气体的状态方程可表示为： pV = nRT
环境
系统
系统分类 根据系统与环境 之间的关系，把 系统分为三类： （1）敞开系统 （open system） 系统与环境之间 既有物质交换， 又有能量交换。
系统分类 （2）封闭系统 （closed system） 系统与环境之间 无物质交换，但 有能量交换。
系统分类 （3）隔离系统 （isolated system） 系统与环境之间 既无物质交换， 又无能量交换， 又称为孤立系统。 有时把封闭系统 和系统影响所及 的环境一起作为 孤立系统来考虑。
反应进度
引入反应进度的优点： 在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物或 生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是相 同的，即：
d dnD
D

dnE
E

dnF
F

dnG
G

反应进度被应用于反应热的计算、化学平衡和 反应速率的定义等方面。 注意： 应用反应进度，必须与化学反应计量方程 相对应。 1 mol 时， 当 都等于 H 2 Cl 2 2HCl 两个方程所发生反应的物 例如： 1 1 Cl HCl H 质的量显然不同。 2 2 2 2
状态函数Z具有全微分的性质： 当系统状态发生微小变化时
f dZ= T p
dT
f + p T
dp 及
=0 d Z
状态1 (Z1，T1，p1) ----状态2 (Z2，T2，p2) ：
ΔZ =Z2 - Z1=

2
1
dZ 。
状态函数的改变值只取决于系统的初、终 态而与变化所经历的细节无关。
§0. 1 热力学
热力学(thermodynamics) 起源于1824年Carnot（卡 诺）对热机效率的研究，这时的热力学仅研究热与机 械功之间的相互转化。直到19世纪末，热力学发展成 研究热与其它形式能量相互转化所遵循规律的一门学 科。 热力学的理论基础主要是两个基本定律： 热力学第一定律，即能量守恒与转化定律，研究热与 其它形式能量间相互转化的守恒关系； 热力学第二定律, 是热与其它形式能量相互转化的方 向和限度的规律。
p1 = -nRTln p2
体积功的计算
⑤ 等温（T）等压（p）化学反应（或相变） 过程中体积功的计算: 对化学反应 0= B B B ， 体积功 W = - pΔV 当化学反应中有气体参加时，如果将气体视 作理想气体，同时忽略非气态物质对体积改 变的贡献，那么对单位反应 B (g) W = - p [ B (g)Vm,B (g) ] = - RT B B 如对相变过程： l → g (Δξ=1 mol ) ，则 W = - RT