热力学的研究内容论文

热力学第一定律（thefirstlawofthermodynamics）就是不同形式的能量在传递与转换过程中守恒的定律，表达式为Q=△U+W。表述形式：热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。该定律经过迈耳、焦耳等多位物理学家验证。热力学第一定律就是涉及热现象领域内的能量守恒和转化定律。十九世纪中期，在长期生产实践和大量科学实验的基础上，它才以科学定律的形式被确立起来。

主要内容是用热力学第一定律研究“化学反应热”方面的问题。在化学反应中，一摩尔物质的变化（指主要的生成物或反应物）所吸收的热量名为化学反应热，简称为反应热。根据热力学第一定律知道，在定温、定压（或定容）下发生的化学反应，其反应热Qp（或Qp）等于反应过程焓（或内能）的变化 ΔH(或ΔU)。所以方程 f0 (1)是热化学中的基本热力学公式。利用态函数U、H 的性质，就可以从某些已知的反应热计算未知的反应热。由式(1)可见，反应热Qp(或Qp)仅由反应物的初始状态及生成物的终了状态所决定，而与中间过程无关，这称为赫斯 (Hess)定律。例如化学反应 C O2─→CO2可以分和两步实现，若这三个反应的反应热分别为Qp、Qp1、Qp2，则 Qp=Qp1 Qp2。赫斯定律是热力学第一定律的早期实验基础之一，它可以帮助人们从易于测定的Qp(或Qp)值，计算难于测定的Qp（或Qp）值；它是热化学中的重要定律之一。反应热与温度的关系由基尔霍夫定律给出。它的内容是：定压下，在两个不同温度(T1和T2)进行的同一化学反应，其反应热Qp(T1)和Qp(T2)不同。由赫斯定律可导出反应热随温度的变化满足如下关系(2)式中ΔCp为生成物的定压热容和反应物的定压热容之差。式(2)就是基尔霍夫定律，它也是热化学中的一个重要定律。 主要内容是应用热力学的平衡判据研究化学反应的平衡条件。在化学热力学中通常把化学反应方程写作等式，例如，在化学热力学中将高温下氢分子和氧分子化合成水的反应式写为2H2O－2H2－O2=0。一般地，把任意一个化学反应写作如下形式式中Ai表示第i种组元。vi表示第i种组元在化学反应中的计量系数，并规定对生成物而言vi取正号，对反应物vi取负号。对在不同条件下发生的化学反应，可使用不同的平衡判据。例如，在恒温、恒压、恒组成(N)下进行的化学反应，其自发进行（相应于下式中的小于号）或平衡条件（相应于下式的等号）由自由焓判据确定。即(4)式中μi为系统中某物种的偏摩尔自由焓（或称化学势），dni为该物种摩尔数的变化。由于化学反应 vAA vBB …─→vLL vM M … (5) 发生时，各物种的数量变化dni要服从计量系数之间的比例关系，即式中ξ为反应进度，dξ为在一个无穷小过程中化学反应的进度。因而在式(4)中化学反应的自由焓判据为dGT，p，N=(-vAμA-vBμB vLμL vMμM)dξ≤0 (7) 或为在恒温、恒压、恒组成的系统中单位进度的反应（按计量系数的摩尔数发生的反应）产生的自由焓变值 Δ埥。为了满足恒组成的条件，可以设想系统非常大，因而发生了单位进度的化学反应后，系统的组成只变了无穷小量。Δ埥称为反应自由焓，-Δ埥称为化学亲合势。Δ埥越小（或－Δ埥 越大）则在该T、E、N(组成)时，反应趋势越大；Δ埥 等于零时，反应达到平衡。当系统中没有产物时，产物的化学势为零;这时Δ埥= 即正向反应趋势极大；反之，若反应物的浓度为零，则Δ埥=∞，即逆向反应趋势极大。在反应的过程中，组成不断变化，Δ埥值也随之变化，变化的情况如附图中所示，正向反应的Δ埥由AB曲线表示，逆向反应的Δ埥由A┡B┡曲线表示。R为反应物，P为产物。O点处Δ埥=0，所以O代表平衡混合物。 用热力学方法研究多组元体系的理论。 溶液是液态溶体。溶体是一个含有两种或两种以上组元的均匀系。当溶体是气相时，通常叫做混合气体;当溶体是固相时，叫做固溶体。