《氣體的熱力性質(zhì)》課件

氣體的熱力性質(zhì)歡迎來到氣體熱力學(xué)性質(zhì)的探索之旅。本課程將深入研究氣體的狀態(tài)方程、內(nèi)能、熱力學(xué)過程以及相關(guān)應(yīng)用。讓我們一起揭開氣體熱力學(xué)的奧秘。課程大綱氣體狀態(tài)方程理想氣體和范德瓦爾斯方程的探討。熱力學(xué)過程等容、等壓、等溫和絕熱過程的分析。熱力學(xué)定律應(yīng)用熱機(jī)、制冷機(jī)和卡諾循環(huán)的原理。高級(jí)概念熵、焓和吉布斯自由能的深入研究。氣體的狀態(tài)方程狀態(tài)方程的重要性氣體狀態(tài)方程描述了氣體的壓力、體積和溫度之間的關(guān)系。它是理解氣體行為的基礎(chǔ)。主要類型我們將學(xué)習(xí)兩種主要的狀態(tài)方程：理想氣體狀態(tài)方程和范德瓦爾斯方程。理想氣體狀態(tài)方程定義PV=nRT，其中P為壓力，V為體積，n為物質(zhì)的量，R為氣體常數(shù)，T為溫度。適用條件適用于低壓、高溫條件下的大多數(shù)氣體。局限性忽略了分子間作用力和分子本身體積，在某些情況下會(huì)產(chǎn)生誤差。范德瓦爾斯方程1方程形式(P+an2/V2)(V-nb)=nRT，a和b為范德瓦爾斯常數(shù)。2改進(jìn)之處考慮了分子間作用力和分子本身體積，更接近實(shí)際氣體行為。3應(yīng)用范圍適用于更廣泛的溫度和壓力條件，特別是接近液化點(diǎn)的氣體。氣體的內(nèi)能溫度關(guān)系氣體內(nèi)能主要由分子平動(dòng)動(dòng)能決定，與溫度成正比。分子自由度單原子分子只有平動(dòng)自由度，多原子分子還有轉(zhuǎn)動(dòng)和振動(dòng)自由度。內(nèi)能計(jì)算U=3/2nRT（單原子理想氣體），多原子氣體略有不同。第一定律定義ΔU=Q-W，系統(tǒng)內(nèi)能變化等于吸收的熱量減去對(duì)外做功。熱量Q系統(tǒng)從外界吸收的熱量，可為正或負(fù)。功W系統(tǒng)對(duì)外界做的功，通常為體積功PΔV。比熱容2主要類型定壓比熱容Cp和定容比熱容Cv，二者有所不同。R差值Cp-Cv=R（理想氣體），R為氣體常數(shù)。1.4比值γγ=Cp/Cv，對(duì)雙原子分子約為1.4。等容過程1體積不變V=常量，dV=02無體積功W=03內(nèi)能變化ΔU=Q=nCvΔT等壓過程1壓力不變P=常量2體積功W=PΔV3熱量Q=nCpΔT4內(nèi)能變化ΔU=Q-W等溫過程溫度不變T=常量，ΔT=0。此過程中，氣體內(nèi)能保持不變。功與熱量W=Q=nRTln(V2/V1)，所有吸收的熱量都轉(zhuǎn)化為對(duì)外做功。絕熱過程定義系統(tǒng)與外界無熱量交換，Q=0。方程PVγ=常量，其中γ=Cp/Cv。溫度變化T2/T1=(V1/V2)γ-1=(P2/P1)(γ-1)/γ熱機(jī)和制冷機(jī)熱機(jī)將熱能轉(zhuǎn)化為機(jī)械功。效率η=W/QH，其中W為輸出功，QH為吸收的熱量。制冷機(jī)將熱量從低溫物體傳遞到高溫物體。制冷系數(shù)ε=QL/W，QL為從低溫物體吸收的熱量?？ㄖZ循環(huán)1等溫膨脹從高溫?zé)嵩次諢崃縌H。2絕熱膨脹溫度降低到TL。3等溫壓縮向低溫?zé)嵩捶懦鰺崃縌L。4絕熱壓縮溫度升高回到TH。熱機(jī)的效率1理論極限卡諾熱機(jī)效率：η=1-TL/TH0.6實(shí)際效率現(xiàn)代燃?xì)廨啓C(jī)效率可達(dá)60%左右。0.4汽車發(fā)動(dòng)機(jī)內(nèi)燃機(jī)效率通常在20%-40%之間。熵定義熵是系統(tǒng)混亂程度的度量。dS=δQ/T（可逆過程）方向性自發(fā)過程總是朝著熵增加的方向進(jìn)行。平衡條件系統(tǒng)達(dá)到平衡時(shí)，熵達(dá)到最大值。熵變和熵增熵變計(jì)算ΔS=∫(dQ/T)（可逆過程）理想氣體熵變?chǔ)=nCvln(T2/T1)+nRln(V2/V1)熵增原理孤立系統(tǒng)的熵永不減少，ΔS≥0不可逆過程和可逆過程可逆過程系統(tǒng)可以回到初始狀態(tài)，且環(huán)境不發(fā)生變化。理想化的過程，實(shí)際不存在。不可逆過程自然界中的實(shí)際過程。系統(tǒng)和環(huán)境不能同時(shí)回到初始狀態(tài)?？偸前殡S著熵的增加。焓定義H=U+PV，U為內(nèi)能，P為壓力，V為體積。物理意義表示系統(tǒng)在恒壓下吸收的熱量。應(yīng)用在化學(xué)反應(yīng)和相變過程中廣泛使用。吉布斯自由能1定義G=H-TS2平衡條件dG=03自發(fā)過程ΔG<04應(yīng)用判斷反應(yīng)方向和平衡狀態(tài)方程和極限條件1低壓極限所有氣體狀態(tài)方程在低壓下趨近于理想氣體方程。2高壓行為范德瓦爾斯方程在高壓下更準(zhǔn)確，但仍有局限性。3臨界點(diǎn)氣液共存的最高溫度和壓力，狀態(tài)方程在此處表現(xiàn)獨(dú)特。相變的吉布斯自由能相變條件兩相吉布斯自由能相等時(shí)發(fā)生相變。ΔG=0atT=Tm（熔點(diǎn)）克拉伯龍方程dP/dT=ΔS/ΔV，描述相變壓力隨溫度的變化?；瘜W(xué)平衡和平衡常數(shù)平衡條件ΔG=0，系統(tǒng)達(dá)到化學(xué)平衡。平衡常數(shù)K=exp(-ΔG°/RT)，ΔG°為標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變化。濃度表達(dá)式對(duì)于aA+bB?cC+dD，K=[C]c[D]d/[A]a[B]b溫度對(duì)平衡常數(shù)的影響范特霍夫方程d(lnK)/dT=ΔH°/RT2吸熱反應(yīng)ΔH°>0，溫度升高，平衡常數(shù)增大。放熱反應(yīng)ΔH°<0，溫度升高，平衡常數(shù)減小。氣體反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變化計(jì)算公式ΔG°=ΔH°-TΔS°溫度影響溫度升高，ΔG°減?。▽?duì)于ΔS°>0的反應(yīng)）平衡關(guān)系ΔG°=-RTlnK電化學(xué)過程中的吉布斯自由能變化電功與吉布斯自由能ΔG=-nFE，n為轉(zhuǎn)移電子數(shù)，F(xiàn)為法拉第常數(shù)，E為電池電動(dòng)勢(shì)。標(biāo)準(zhǔn)條件ΔG°=-nFE°，E°為標(biāo)準(zhǔn)電池電動(dòng)勢(shì)。質(zhì)子電池原理1陽極反應(yīng)H2→2H++2e-2質(zhì)子傳輸H+通過質(zhì)子交換膜遷移到陰極。3陰極反應(yīng)1/2O2+2H++2e-→H2O燃料電池原理燃料供應(yīng)持續(xù)供應(yīng)氫氣（燃料）和氧氣（氧化劑）。電化學(xué)反應(yīng)氫氣在陽極氧化，氧氣在陰極還原。能量轉(zhuǎn)換化學(xué)能直接轉(zhuǎn)換為電能，效率高。電池電動(dòng)勢(shì)和標(biāo)準(zhǔn)還原電位電池電動(dòng)勢(shì)E電池=E陰極-E陽極標(biāo)準(zhǔn)氫電極SHE，定義為0V，作為參考電極。能斯特方程E=E°-(RT