B03章-熱力學第二定律

第三章TheSecondLawofThermodynamics不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體，而不引起其它變化7/25/20241第三章

熱力學第二定律§3.1

自發(fā)變化的共同特征§3.2

熱力學第二定律§3.3

Carnot定理§3.4

熵的概念§3.5

Clausius不等式與熵增加原理§3.6

熱力學基本方程與T-S圖§3.7

熵變的計算§3.8

熵和能量退降§3.9

熱力學第二定律的本質(zhì)和熵的統(tǒng)計意義7/25/20242第三章熱力學第二定律§3.10

Helmholtz和Gibbs自由能§3.11

變化的方向與平衡條件§3.13

幾個熱力學函數(shù)間的關(guān)系§3.12

的計算示例§3.14熱力學第三定律及規(guī)定熵7/25/20243

§3.1 自發(fā)變化的共同特征——不可逆性自發(fā)變化某種變化有自動發(fā)生的趨勢，一旦發(fā)生就無需借助外力，可自動進行，這種變化稱為自發(fā)變化自發(fā)變化的共同特征—不可逆性任何自發(fā)變化的逆過程是不能自動進行的。例如：(1)

焦耳熱功當量中功自動轉(zhuǎn)變成熱；(2)

氣體向真空膨脹；(3) 熱量從高溫物體傳入低溫物體；(4) 濃度不等的溶液混合均勻；(5) 鋅片與硫酸銅的置換反應等，它們的逆過程都不能自動進行。當借助外力，系統(tǒng)恢復原狀后，會給環(huán)境留下不可磨滅的影響。7/25/20244§3.2熱力學第二定律Clausius

的說法：Kelvin的說法：第二類永動機：從單一熱源吸熱使之完全變?yōu)楣Χ涣粝氯魏斡绊??！安豢赡馨褵釓牡蜏匚矬w傳到高溫物體，而不引起其他變化”“不可能從單一熱源取出熱使之完全變?yōu)楣?，而不發(fā)生其他的變化”后來被Ostward表述為：“第二類永動機是不可能造成的”。7/25/20245

Clausius和Kelvin的說法是等價的。

假設Clausius的說法不成立，從低溫熱源可以自動傳給高溫熱源QC的熱

令一個Carnot機在兩個熱源之間工作，從高溫熱源吸Qh的熱，一部分對外做功，恰好放給低溫熱源QC的熱。結(jié)果：Carnot機從單一熱源吸熱，全部變?yōu)楣Χ鴽]有其他變化這違反了Kelve的說法高溫存儲器低溫存儲器熱機2.2熱力學第二定律的經(jīng)典表述7/25/20246§3.3 Carnot定理高溫熱源低溫熱源(a)假設7/25/20247§2.3 Carnot定理高溫熱源低溫熱源(b)從低溫熱源吸熱高溫熱源得到熱這違反了Clausius說法，只有7/25/20248Carnot定理：Carnot定理推論：Carnot定理的意義：（2）原則上解決了熱機效率的極限值問題。（1）引入了一個不等號，原則上解決了化學反應的方向問題；§2.3 Carnot定理所有工作于同溫熱源和同溫冷源之間的熱機，其效率都不能超過可逆機，即可逆機的效率最大。所有工作于同溫熱源與同溫冷源之間的可逆熱機，其熱機效率都相等，即與熱機的工作物質(zhì)無關(guān)。7/25/20249§3.4熵的概念從Carnot循環(huán)得到的結(jié)論：對于任意的可逆循環(huán)，都可以分解為若干個小Carnot循環(huán)。即Carnot循環(huán)中，熱效應與溫度商值的加和等于零。先以P，Q兩點為例7/25/202410任意可逆循環(huán)的熱溫商任意可逆循環(huán)PVO=OWQMXO’=O’YN7/25/202411證明如下：同理，對MN過程作相同處理，使MXO’YN折線所經(jīng)過程作功與MN過程相同。(2)通過P，Q點分別作RS和TU兩條可逆絕熱膨脹線，（1）在任意可逆循環(huán)的曲線上取很靠近的PQ過程(3)在P，Q之間通過O點作等溫可逆膨脹線VW這樣使PQ過程與PVOWQ過程所作的功相同。任意可逆循環(huán)使兩個三角形PVO和OWQ的面積相等，VWYX就構(gòu)成了一個Carnot循環(huán)。7/25/202412任意可逆循環(huán)的熱溫商7/25/202413任意可逆循環(huán)的熱溫商7/25/202414用相同的方法把任意可逆循環(huán)分成許多首尾連接的小卡諾循環(huán)從而使眾多小Carnot循環(huán)的總效應與任意可逆循環(huán)的封閉曲線相當前一循環(huán)的等溫可逆膨脹線就是下一循環(huán)的絕熱可逆壓縮線(如圖所示的虛線部分)，這樣兩個絕熱過程的功恰好抵消。所以任意可逆循環(huán)的熱溫商的加和等于零，或它的環(huán)程積分等于零。7/25/202415任意可逆循環(huán)分為小Carnot循環(huán)7/25/202416任意可逆循環(huán)分為小Carnot循環(huán)

7/25/202417任意可逆循環(huán)用一閉合曲線代表任意可逆循環(huán)。將上式分成兩項的加和在曲線上任意取A，B兩點，把循環(huán)分成A

B和B

A兩個可逆過程。根據(jù)任意可逆循環(huán)熱溫商的公式：7/25/202418熵的引出說明任意可逆過程的熱溫商的值決定于始終狀態(tài)，而與可逆途徑無關(guān)，這個熱溫商具有狀態(tài)函數(shù)的性質(zhì)。移項得：任意可逆過程7/25/202419熵的定義

Clausius根據(jù)可逆過程的熱溫商值決定于始終態(tài)而與可逆過程無關(guān)這一事實定義了“熵”（entropy）這個函數(shù)，用符號“S”表示，單位為：對微小變化這幾個熵變的計算式習慣上稱為熵的定義式，即熵的變化值可用可逆過程的熱溫商值來衡量。或設始、終態(tài)A，B的熵分別為和

，則：7/25/202420§2.5Clausius

不等式與熵增加原理Clausius

不等式——

熱力學第二定律的數(shù)學表達式熵增加原理7/25/202421Clausius

不等式設溫度相同的兩個高、低溫熱源間有一個可逆熱機和一個不可逆熱機。根據(jù)Carnot定理：則推廣為與n個熱源接觸的任意不可逆過程，得：則：7/25/202422Clausius

不等式或設有一個循環(huán)，為不可逆過程，為可逆過程，整個循環(huán)為不可逆循環(huán)。則有7/25/202423Clausius

不等式如A

B為可逆過程將兩式合并得

Clausius

不等式：是實際過程的熱效應，T是環(huán)境溫度。若是不可逆過程，用“>”號，可逆過程用“=”號，這時環(huán)境與系統(tǒng)溫度相同。7/25/202424Clausius

不等式這些都稱為Clausius

不等式，也可作為熱力學第二定律的數(shù)學表達式?；?qū)τ谖⑿∽兓?/25/202425熵增加原理對于絕熱系統(tǒng) 等號表示絕熱可逆過程，不等號表示絕熱不可逆過程。如果是一個隔離系統(tǒng)，環(huán)境與系統(tǒng)間既無熱的交換，又無功的交換，則熵增加原理可表述為：所以Clausius

不等式為熵增加原理可表述為：在絕熱條件下，趨向于平衡的過程使系統(tǒng)的熵增加?；蛘哒f在絕熱條件下，不可能發(fā)生熵減少的過程一個隔離系統(tǒng)的熵永不減少。7/25/202426對于隔離系統(tǒng) 等號表示可逆過程，系統(tǒng)已達到平衡；不等號表示不可逆過程，也是自發(fā)過程。因為系統(tǒng)常與環(huán)境有著相互的聯(lián)系，若把與系統(tǒng)密切相關(guān)的環(huán)境部分包括在一起，作為一個隔離系統(tǒng)，則有：可以用來判斷自發(fā)變化的方向和限度Clausius

不等式的意義“>”號為自發(fā)過程，“=”號為可逆過程7/25/202427（1）熵是系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)，是容量性質(zhì)。（3）在絕熱過程中，若過程是可逆的，則系統(tǒng)的熵不變。若過程是不可逆的，則系統(tǒng)的熵增加。絕熱不可逆過程向熵增加的方向進行，當達到平衡時，熵達到最大值。（2）可以用Clausius不等式來判別過程的可逆性熵的特點（4）在任何一個隔離系統(tǒng)中，若進行了不可逆過程，系統(tǒng)的熵就要增大，一切能自動進行的過程都引起熵的增大。7/25/202428§3.6

熱力學基本方程與T-S圖熱力學的基本方程——

第一定律與第二定律的聯(lián)合公式根據(jù)熱力學第一定律若不考慮非膨脹功根據(jù)熱力學第二定律所以有這是熱力學第一與第二定律的聯(lián)合公式，也稱為熱力學基本方程。7/25/202429§3.6

熱力學基本方程與T-S圖熵是熱力學能和體積的函數(shù)，即熱力學基本方程可表示為所以有或或7/25/202430T-S圖 及其應用根據(jù)熱力學第二定律系統(tǒng)從狀態(tài)A到狀態(tài)B，在T-S圖上曲線AB下的面積就等于系統(tǒng)在該過程中的熱效應。什么是T-S圖？以T為縱坐標、S為橫坐標所作的表示熱力學過程的圖稱為T-S圖，或稱為溫-熵圖。7/25/202431熱機所作的功W為閉合曲線ABCDA所圍的面積。圖中ABCDA表示任一可逆循環(huán)。

CDA是放熱過程，所放之熱等于CDA曲線下的面積T-S圖 及其應用

ABC是吸熱過程，所吸之熱等于ABC曲線下的面積7/25/202432任意循環(huán)的熱機效率不可能大于EGHL所代表的Carnot熱機的效率圖中ABCD表示任一循環(huán)過程。

EG線是高溫(T1)等溫線T-S圖 及其應用

ABCD的面積表示循環(huán)所吸的熱和所做的功(c)LH是低溫（T2）等溫線

ABCD代表任意循環(huán)

EGHL代表Carnot循環(huán)GN和EM是絕熱可逆過程的等熵線7/25/202433T-S圖 及其應用(c)7/25/202434T-S

圖的優(yōu)點：(1)既顯示系統(tǒng)所作的功，又顯示系統(tǒng)所吸取或釋放的熱量。p-V圖只能顯示所作的功。(2)既可用于等溫過程，也可用于變溫過程來計算系統(tǒng)可逆過程的熱效應；而根據(jù)熱容計算熱效應不適用于等溫過程。7/25/202435

§3.7

熵變的計算 等溫過程中熵的變化值 非等溫過程中熵的變化值7/25/202436等溫過程中熵的變化值(1)理想氣體等溫可逆變化對于不可逆過程，應設計始終態(tài)相同的可逆過程來計算熵的變化值。7/25/202437等溫過程中熵的變化值(2)等溫、等壓可逆相變（若是不可逆相變，應設計始終態(tài)相同的可逆過程）(3)理想氣體（或理想溶液）的等溫混合過程，并符合分體積定律，即7/25/202438等溫過程中熵的變化例1：1mol理想氣體在等溫下通過：(1)可逆膨脹，(2)真空膨脹，體積增加到10倍，分別求其熵變，并判斷過程的可逆性。解：（1）可逆膨脹（1）為可逆過程。7/25/202439等溫過程中熵的變化例1：1mol理想氣體在等溫下通過：(1)可逆膨脹，(2)真空膨脹，體積增加到10倍，分別求其熵變，并判斷過程的可逆性。解：（2）真空膨脹（2）為不可逆過程。熵是狀態(tài)函數(shù)，始終態(tài)相同熵變也相同，所以：（系統(tǒng)未吸熱，也未做功）7/25/202440例2：求下述過程熵變解：如果是不可逆相變，可以設計可逆相變求值。已知H2O(l)在汽化時吸熱 顯然7/25/202441例3：在273K時，將一個的盒子用隔板一分為二，解法1求抽去隔板后，兩種氣體混合過程的熵變？7/25/202442例3：在273K時，將一個的盒子用隔板一分為二，解法2求抽去隔板后，兩種氣體混合過程的熵變？7/25/202443非等溫過程中熵的變化值(1)物質(zhì)的量一定的可逆等容、變溫過程(2)物質(zhì)的量一定的可逆等壓、變溫過程7/25/202444非等溫過程中熵的變化(3)物質(zhì)的量一定從 到 的過程。這種情況一步無法計算，要分兩步計算。有多種分步方法：1.先等溫后等容2.先等溫后等壓*3.先等壓后等容7/25/202445變溫過程的熵變1.先等溫后等容2.先等溫后等壓*3.先等壓后等容7/25/202446§3.8

熵和能量退降熱力學第一定律表明：一個實際過程發(fā)生后，能量總值保持不變。熱力學第二定律表明：在一個不可逆過程中，系統(tǒng)的熵值增加。能量總值不變，但由于系統(tǒng)的熵值增加，說明系統(tǒng)中一部分能量喪失了作功的能力，這就是能量“退降”。

能量“退降”的程度，與熵的增加成正比7/25/202447有三個熱源熱源熱源熱源熱機做的最大功為熱機做的最大功為7/25/202448其原因是經(jīng)過了一個不可逆的熱傳導過程功變?yōu)闊崾菬o條件的而熱不能無條件地全變?yōu)楣岷凸词箶?shù)量相同，但“質(zhì)量”不等，功是“高質(zhì)量”的能量高溫熱源的熱與低溫熱源的熱即使數(shù)量相同，但“質(zhì)量”也不等，高溫熱源的熱“質(zhì)量”較高，做功能力強。從高“質(zhì)量”的能貶值為低“質(zhì)量”的能是自發(fā)過程。7/25/202449§3.9熱力學第二定律的本質(zhì)和熵的統(tǒng)計意義熱力學第二定律的本質(zhì)熱是分子混亂運動的一種表現(xiàn)，而功是分子有序運動的結(jié)果。功轉(zhuǎn)變成熱是從規(guī)則運動轉(zhuǎn)化為不規(guī)則運動，混亂度增加，是自發(fā)的過程；而要將無序運動的熱轉(zhuǎn)化為有序運動的功就不可能自動發(fā)生。熱與功轉(zhuǎn)換的不可逆性7/25/202450氣體混合過程的不可逆性將N2和O2放在一盒內(nèi)隔板的兩邊，抽去隔板，N2和O2自動混合，直至平衡。 這是混亂度增加的過程，也是熵增加的過程，是自發(fā)的過程，其逆過程決不會自動發(fā)生。熱力學第二定律的本質(zhì)7/25/202451熱傳導過程的不可逆性 處于高溫時的系統(tǒng)，分布在高能級上的分子數(shù)較集中； 而處于低溫時的系統(tǒng)，分子較多地集中在低能級上。當熱從高溫物體傳入低溫物體時，兩物體各能級上分布的分子數(shù)都將改變，總的分子分布的花樣數(shù)增加，是一個自發(fā)過程，而逆過程不可能自動發(fā)生。熱力學第二定律的本質(zhì)7/25/202452從以上幾個不可逆過程的例子可以看出：熱力學第二定律的本質(zhì)一切不可逆過程都是向混亂度增加的方向進行，而熵函數(shù)可以作為系統(tǒng)混亂度的一種量度，這就是熱力學第二定律所闡明的不可逆過程的本質(zhì)。7/25/202453熵和熱力學概率的關(guān)系——Boltzmann公式 熱力學概率就是實現(xiàn)某種宏觀狀態(tài)的微觀狀態(tài)數(shù)，通常用表示。數(shù)學概率是熱力學概率與總的微觀狀態(tài)數(shù)之比。數(shù)學概率=熱力學概率微觀狀態(tài)數(shù)的總和7/25/202454 例如：有4個不同顏色的小球a，b，c，d分裝在兩個盒子中，總的分裝方式應該有16種。分配方式 分配微觀狀態(tài)數(shù) 因為這是一個組合問題，有如下幾種分配方式，其熱力學概率是不等的。7/25/202455其中，均勻分布的熱力學概率 最大，為6。如果粒子數(shù)很多，則以均勻分布的熱力學概率將是一個很大的數(shù)字。每一種微態(tài)數(shù)出現(xiàn)的概率是相同的，都是1/16，但以（2，2）均勻分布出現(xiàn)的數(shù)學概率最大，為6/16，數(shù)學概率的數(shù)值總是從 。7/25/202456Boltzmann公式這與熵的變化方向相同。 另外，熱力學概率和熵S都是熱力學能U，體積V和粒子數(shù)N的函數(shù)，兩者之間必定有某種聯(lián)系，用函數(shù)形式可表示為： 宏觀狀態(tài)實際上是大量微觀狀態(tài)的平均，自發(fā)變化的方向總是向熱力學概率增大的方向進行。7/25/202457Boltzmann公式Boltzmann認為這個函數(shù)應該有如下的對數(shù)形式：這就是Boltzmann公式，式中k是Boltzmann常數(shù)。

Boltzmann公式把熱力學宏觀量S和微觀量概率聯(lián)系在一起，使熱力學與統(tǒng)計熱力學發(fā)生了關(guān)系，奠定了統(tǒng)計熱力學的基礎(chǔ)。因熵是容量性質(zhì)，具有加和性，而復雜事件的熱力學概率應是各個簡單、互不相關(guān)事件概率的乘積，所以兩者之間應是對數(shù)關(guān)系。7/25/202458§2.8Helmholtz自由能和Gibbs自由能Helmholtz自由能Gibbs自由能7/25/202459為什么要定義新函數(shù)？熱力學第一定律導出了熱力學能這個狀態(tài)函數(shù)，為了處理熱化學中的問題，又定義了焓。熱力學第二定律導出了熵這個狀態(tài)函數(shù)，但用熵作為判據(jù)時，系統(tǒng)必須是隔離系統(tǒng)，也就是說必須同時考慮系統(tǒng)和環(huán)境的熵變，這很不方便。通常反應總是在等溫、等壓或等溫、等容條件下進行，有必要引入新的熱力學函數(shù)，利用系統(tǒng)自身狀態(tài)函數(shù)的變化，來判斷自發(fā)變化的方向和限度。7/25/202460

Helmholtz自由能根據(jù)第二定律根據(jù)第一定律這是熱力學第一定律和第二定律的聯(lián)合公式得：將代入得：當即系統(tǒng)的始、終態(tài)溫度與環(huán)境溫度相等7/25/202461

Helmholtz自由能

Helmholtz（HermannvonHelmholtz,1821~1894

,德國人）定義了一個狀態(tài)函數(shù)

A稱為Helmholtz自由能(Helmholtzfreeenergy)，是狀態(tài)函數(shù)，具有容量性質(zhì)。則即：在等溫過程中，封閉系統(tǒng)對外所作的功等于或小于系統(tǒng)Helmholtz自由能的減少值。7/25/202462

Helmholtz自由能等號表示可逆過程，即：

在等溫、可逆過程中，系統(tǒng)對外所作的最大功等于系統(tǒng)Helmholtz自由能的減少值，所以把A稱為功函（workfunction）。根據(jù)若是不可逆過程，系統(tǒng)所作的功小于A的減少值7/25/202463

Helmholtz自由能判據(jù)如果系統(tǒng)在等溫、等容且不作其他功的條件下或等號表示可逆過程，小于號表示是一個自發(fā)的不可逆過程，即自發(fā)變化總是朝著Helmholtz自由能減少的方向進行。這就是Helmholtz自由能判據(jù)：7/25/202464

Gibbs自由能當當始、終態(tài)壓力與外壓相等，即 根據(jù)熱力學第一定律和第二定律的聯(lián)合公式得：7/25/202465

Gibbs自由能

Gibbs（GibbsJ.W.,1839~1903）定義了一個狀態(tài)函數(shù)：

G稱為Gibbs自由能（Gibbsfreeenergy），是狀態(tài)函數(shù)，具有容量性質(zhì)。則等號表示可逆過程即：等溫、等壓、可逆過程中，封閉系統(tǒng)對外所作的最大非膨脹功等于系統(tǒng)Gibbs自由能的減少值。7/25/202466

Gibbs自由能若是不可逆過程，系統(tǒng)所作的非膨脹功小于Gibbs自由能的減少值。如果系統(tǒng)在等溫、等壓、且不作非膨脹功的條件下，或7/25/202467

Gibbs自由能判據(jù)即自發(fā)變化總是朝著Gibbs自由能減少的方向進行,這就是Gibbs自由能判據(jù)，系統(tǒng)不可能自動發(fā)生dG>0的變化。因為大部分實驗在等溫、等壓條件下進行，所以這個判據(jù)特別有用。7/25/202468

Gibbs自由能在等溫、等壓、可逆電池反應中式中n為電池反應中電子的物質(zhì)的量，E為可逆電池的電動勢，F(xiàn)為Faraday常數(shù)。這是聯(lián)系熱力學和電化學的重要公式。因電池對外做功，E為正值，所以加“-”號。7/25/202469§3.11 變化的方向和平衡條件(1)熵判據(jù)在五個熱力學函數(shù)U，H，S，A和G中，U和S是最基本的，其余三個是衍生的。

熵具有特殊地位，因為所有判斷反應方向和過程可逆性的討論最初都是從熵開始的，一些不等式是從Clausius不等式引入的。但由于熵判據(jù)用于隔離系統(tǒng)，既要考慮系統(tǒng)的熵變，又要考慮環(huán)境的熵變，使用不太方便。7/25/202470熵判據(jù)對于絕熱系統(tǒng)

等號表示可逆，不等號表示不可逆，但不能判斷其是否自發(fā)。

因為絕熱不可逆壓縮過程是個非自發(fā)過程，但其熵變值也大于零。7/25/202471對于隔離系統(tǒng)（保持U，V不變）在隔離系統(tǒng)中，如果發(fā)生一個不可逆變化，則必定是自發(fā)的，自發(fā)變化總是朝熵增加的方向進行。熵判據(jù)自發(fā)變化的結(jié)果使系統(tǒng)趨于平衡狀態(tài)，這時若有反應發(fā)生，必定是可逆的，熵值不變。7/25/202472Helmholtz自由能判據(jù)即自發(fā)變化總是朝著Helmholtz自由能減少的方向進行，直至系統(tǒng)達到平衡。7/25/202473Gibbs自由能判據(jù)即自發(fā)變化總是朝著Gibbs自由能減少的方向進行,直至系統(tǒng)達到平衡。系統(tǒng)不可能自動發(fā)生dG>0的變化。若有非膨脹功存在，則判據(jù)為在不可逆的情況下，環(huán)境所做非膨脹功大于系統(tǒng)Gibbs自由能的增量。7/25/202474§2.10 G的計算示例等溫物理變化中的

G化學反應中的——化學反應等溫式7/25/202475等溫物理變化中的

G根據(jù)G的定義式：根據(jù)具體過程，代入就可求得

G值。因為G是狀態(tài)函數(shù)，只要始、終態(tài)定了，可以設計可逆過程來計算

G值。7/25/202476等溫物理變化中的

G(1)等溫、等壓可逆相變的

G因為相變過程中不作非膨脹功，7/25/202477等溫物理變化中的

G(2)等溫下，系統(tǒng)從 改變到 ，設對理想氣體：(適用于任何物質(zhì))7/25/202478對于化學反應設均為理想氣體，在van’tHoff平衡箱中進行化學反應中的——化學反應等溫式7/25/202479化學反應中的——化學反應等溫式7/25/202480這公式稱為van’tHoff

等溫式，也稱為化學反應等溫式。化學反應中的——化學反應等溫式是利用van’tHoff

平衡箱導出的平衡常數(shù)是化學反應進度為1mol時Gibbs自由能的變化值是反應給定的反應始終態(tài)壓力的比值7/25/202481化學反應中的——化學反應等溫式反應正向進行反應處于平衡狀態(tài)反應不能正向進行反應有可能逆向進行7/25/202482§3.13幾個熱力學函數(shù)間的關(guān)系基本公式特性函數(shù)

Maxwell

關(guān)系式的應用

Gibbs

自由能與溫度的關(guān)系——

Gibbs-Helmholtz方程

Gibbs

自由能與壓力的關(guān)系7/25/202483基本公式

定義式適用于任何熱力學平衡態(tài)系統(tǒng)，只是在特定的條件下才有明確的物理意義。(2)Helmholz

自由能定義式。在等溫、可逆條件下，它的降低值等于系統(tǒng)所做的最大功。(1)焓的定義式。在等壓、 的條件下， 。7/25/202484幾個函數(shù)的定義式(3)Gibbs

自由能定義式。在等溫、等壓、可逆條件下，它的降低值等于系統(tǒng)所做的最大非膨脹功?；?/25/202485幾個熱力學函數(shù)之間關(guān)系的圖示式7/25/202486四個基本公式代入上式即得。(1)這是熱力學第一與第二定律的聯(lián)合公式，適用于組成恒定、不作非膨脹功的封閉系統(tǒng)。雖然用到了 的公式，但適用于任何可逆或不可逆過程，因為式中的物理量皆是狀態(tài)函數(shù)，其變化值僅決定于始、終態(tài)。但只有在可逆過程中 才代表 ， 才代表。公式（1）是四個基本公式中最基本的一個。因為7/25/202487四個基本公式(1)這個公式是熱力學能U=U（S，V）的全微分表達式，只有兩個變量，但要保持系統(tǒng)組成不變。

若系統(tǒng)內(nèi)發(fā)生相變或化學變化，就要增加組成變量，所以這公式只適用于內(nèi)部平衡的、只有體積功的封閉系統(tǒng)。7/25/202488四個基本公式因為所以(2)7/25/202489四個基本公式因為(3)所以7/25/202490四個基本公式(4)因為所以7/25/202491從基本公式導出的關(guān)系式(1)(2)(3)(4)從公式(1),(2)導出 從公式(1),(3)導出 從公式(2),(4)導出 從公式(3),(4)導出7/25/202492特性函數(shù)對于U，H，S，A，G等熱力學函數(shù)，只要其獨立變量選擇適當，就可以從一個已知的熱力學函數(shù)求得所有其它熱力學函數(shù)，從而可以把一個熱力學系統(tǒng)的平衡性質(zhì)完全確定下來。這個已知函數(shù)就稱為特性函數(shù)，所選擇的獨立變量就稱為該特性函數(shù)的特征變量。常用的特征變量為：7/25/202493特性函數(shù)例如，從特性函數(shù)G及其特征變量T，p，求H，U，A，S等函數(shù)的表達式。導出：7/25/202494特性函數(shù)對于理想氣體，等溫時，將該式代入上述各熱力學關(guān)系式，就可以得到理想氣體各狀態(tài)函數(shù)以T，p為變量的具體表達式。7/25/202495特性函數(shù)當特征變量保持不變，特性函數(shù)的變化值可以用作判據(jù)。因此，對于組成不變、不做非膨脹功的封閉系統(tǒng)，可用作判據(jù)的有：用得多用得少7/25/202496Maxwell關(guān)系式及其應用全微分的性質(zhì)設函數(shù)z的獨立變量為x，y所以 M和N也是x，y的函數(shù)z具有全微分性質(zhì)7/25/202497利用該關(guān)系式可將實驗可測偏微商來代替那些不易直接測定的偏微商。熱力學函數(shù)是狀態(tài)函數(shù)，數(shù)學上具有全微分性質(zhì)(1)(2)(3)(4)將關(guān)系式用到四個基本公式中，就得到Maxwell關(guān)系式：7/25/202498（1）求U隨V的變化關(guān)系Maxwell關(guān)系式的應用已知基本公式等溫對V求偏微分7/25/202499Maxwell關(guān)系式的應用不易測定，根據(jù)Maxwell關(guān)系式所以只要知道氣體的狀態(tài)方程，就可得到值，即等溫時熱力學能隨體積的變化值。7/25/2024100Maxwell關(guān)系式的應用解：對理想氣體，例1證明理想氣體的熱力學能只是溫度的函數(shù)。所以，理想氣體的熱力學能只是溫度的函數(shù)。7/25/2024101Maxwell關(guān)系式的應用解：例2證明理想氣體的焓只是溫度的函數(shù)。所以，理想氣體的焓只是溫度的函數(shù)。對理想氣體，7/25/2024102（2）求H隨p的變化關(guān)系已知基本公式等溫對p求偏微分 不易測定，據(jù)Maxwell關(guān)系式所以 只要知道氣體的狀態(tài)方程，就可求得 值，即等溫時焓隨壓力的變化值。7/25/2024103解：

例3利用 的關(guān)系式，可以求出氣體在狀態(tài)變化時的和值。7/25/2024104解：

例3利用 的關(guān)系式，可以求出氣體在狀態(tài)變化時的和值。知道氣體的狀態(tài)方程，就求出的值7/25/2024105（3）求S隨P或V的變化關(guān)系等壓熱膨脹系數(shù)（isobaricthermalexpansirity）定義則根據(jù)Maxwell關(guān)系式：從狀態(tài)方程求得與的關(guān)系,就可求或。7/25/2024106例如，對理想氣體7/25/2024107已知（4）求Joule-Thomson系數(shù)從氣體狀態(tài)方程求出值，從而得值

并可解釋為何值有時為正，有時為負，有時為零。7/25/2024108

Gibbs自由能與溫度的關(guān)系——

Gibbs-Helmholtz方程

用來從一個反應溫度的 (或 )求另一反應溫度時的 (或）根據(jù)基本公式根據(jù)定義式在溫度T時

表示 和 與溫度的關(guān)系式都稱為Gibbs-Helmholtz方程7/25/2024109

Gibbs自由能與溫度的關(guān)系——

Gibbs-Helmholtz方程則所以這就是Gibbs——Helmholtz方程的一種形式7/25/2024110為了將該式寫成易于積分的形式，在等式兩邊各除以T，重排后得這就是Gibbs——Helmholtz方程的另一種形式左邊就是 對T微商的結(jié)果，即7/25/2024111對上式進行移項積分作不定積分,得式中I為積分常數(shù)使用上式時，需要知道與T的關(guān)系后再積分7/25/2024112代入 與T關(guān)系式，進行積分已知式中

為積分常數(shù)，可從熱力學數(shù)據(jù)表求得如果知道某一溫度的，就可計算積分常數(shù)I

就可以得到的值7/25/2024113Gibbs-Helmholtz方程同理，對于Helmholtz自由能，其Gibbs-Helmholtz公式的形式為：處理方法與Gibbs自由能的一樣。7/25/2024114Gibbs自由能與壓力的關(guān)系已知對于理想氣體移項積分將溫度為