对称性与热力学自发变化方向

1、延边大学本科毕业论文学校代码： 10184学 号： 2104011792 延 边 大 学 本科毕业论文本科毕业设计（题 目：对称性与热力学自发变化方向 学生姓名：丁敏 学 院：理学院专 业：化学 班 级：2010级指导教师：尹明 副教授二 一 四 年 五 月摘 要本文通过对热力学理论知识和对称性方面的研究分析，得出了分子对称性与热力学自发变化方向之间的相互关系。即体系由对称到不对称的过程中，总是朝着自发变化方向进行。在文章开始，通过介绍热力学基础知识，了解热力学相关定律、Carnot定理，得出了焓变与反应方向之间的关系。因为焓变作为判据是有局限性的，所以后面又有了用熵变来判断化学变化方向。通过

2、 一些热化学方程式推导出Helmholtz函数和Gibbs函数，根据它们变化值得大小作为变化方向和限度的依据。归纳、整理，得出可以作为判据的有：熵增加原理、Helmholtz函数和Gibbs函数降低原理。研究完了转化方向相关知识，我们还研究了一个新判据对称性。从对称性的概念、应用领域来详细明了地证明了它在宏观和微观世界的存在价值。最后，总结得出了热力学自发变化方向和对称性之间的内在联系。从热力学角度上分析，系统总是自发的是由熵低的状态向熵高的状态转变；从对称性角度上分析，系统是由对称度低的状态向对称度高的状态转变，直到系统达到重新平衡。关键词：对称性；熵增加原理；Helmholtz函数；Gib

3、bs函数；焓变Abstract Based on analysis of the thermodynamic theory of knowledge and the symmetry, I get the relationship between the molecular symmetry and spontaneous change direction. The system is symmetric to asymmetric process, always move toward the direction of spontaneous change. At the start of

4、article, by introducing the basic knowledge of thermodynamics, by understanding the thermodynamic law, the Carnot theorem, we have got the relation between enthalpy and reaction direction. Because the enthalpy change as a criterion is limited, so there has been used to determine the chemical changes

5、 in the direction of the entropy change. Through some thermochemical equation to derive the Helmholtz function and Gibbs function, according to their size and extent change as the direction of change of basis. By the summary, it can be taken as a criterion for the principle of entropy increase,the H

6、elmholtz function and the Gibbs function reduce principle. After the study direction of transformation related knowledge, we also study a new criterion symmetry. From the concept, the symmetry of the application domain with clearly proved it in the macroscopic and microscopic world the existence val

7、ue. Finally, summarizes the relationship between spontaneous change direction and symmetry. Thermodynamically, the system always spontaneous is changed from low entropy to high entropy condition; the analysis from the perspective of symmetry, the system is changed from the symmetrical degree low sta

8、te to a high state of symmetry, re balance until the system.Keywords： Symmetry, The principle of entropy increase, Helmholtz function, Gibbs function, Enthalpy change目 录引 言1第一章 热力学基础21.1 热力学第一定律21.2 热力学第二定律21.3 恒压热、恒容热和焓31.3.1 等容热效应31.3.2 等压热效应3第二章 化学反应的方向42.1 自发过程42.2 自发过程的特点42.3 焓变与自发过程52.4 熵变与自发过

9、程52.4.1 熵的概念52.4.2 熵增加原理62.4.3 熵增原理的本质及物理意义72.4.4 熵变作为自发过程的判据72.5 Helmholtz函数和Gibbs函数82.5.1 Helmholtz函数82.5.2 Gibbs函数92.5.3 关于判据的整理9第三章 对称性113.1 对称性的介绍113.2 分子的对称性113.2.1 对称操作与对称元素113.2.2 分子点群123.2.3 分子的对称性和分子的偶极距133.2.4 分子的对称性和分子的旋光性133.3 分子轨道对称性13第四章 对称性与热力学自发变化方向的联系14结 论15参考文献16谢辞17引 言在自然界中，对称性普遍

10、存在，小到微观粒子（分子），大到宏观物体。在科学方面，十九世纪时，仅对几何对称性进行了研究讨论。到二十世纪的时候，已经从简单的几何对称性研究到了对时间、空间对称性的研究。如今，对称性成为了很多学科研究的对象，关于对称性的研究也越来越广泛和深入了，对于对称性的认识也是越来越深层次了，认识的程度也更高了。热力学是一门研究系统宏观性质变化和系统性质变化之间的关系的科学。热力学第零、一、二、三定律是热力学的研究基础。通过热力学能够解决一系列问题。热力学第一定律是人经验的总结，它是建立热力学能函数的理论依据。热力学第二定律的提出，能够解决化学反应的方向和限度，能够解释化学反应是否自发进行。但是目前为止，

11、有关对称性与热力学自发反应变化方向的研究却很少。因此，本文通过介绍对称性、热力学基础知识、热力学自发反应方向来研究对称性与热力学自发变化方向。通过研究可知，热力学自发变化方向，从对称性方面来说，是对称性低的状态向对称性高的状态进行；从热力学方面来说，是由熵较低的状态向熵较高的状态进行。本文为研究对称性与热力学自发变化方向提供了理论依据。第一章 热力学基础1.1 热力学第一定律顾名思义，能量守恒定律就是所谓的热力学第一定律。在不同的时期，它的表述经过了很多种不同的表述，它现在可以表述为：自然界中的一切物体都具有能量，并且这些能量有不同的表现形式，它可以由一种形式的能量转变为另外一种形式的能量，由

12、一个物体传递到另一个物体，在这个转化和传递的过程中能量总和不变。 能量守恒定律可以用如下式子表示： U=Q+W (1-1)U是内能的增量，其值可以是正数，也可以是负数，且它不随反应的路径变化而变化，只与始末态有关，所以它是状态函数。Q是过程中的热效应，体系从环境中吸收热量其值为正，反之为负。W是反应过程中所做的功，若环境对体系做功则为正，反之为负。Q与W都与路径有关。1.2 热力学第二定律热力学第二定律有多种表述方式，其中Kelvin表述、Clausius表述、Ostwald表述、熵增原理表述这四种表述最为常用。也就是说，不可能由单一热源吸热全部用于做功，而不发生任何变化。由此可知，第二类永动

13、机是不可能造成的。热力学第二定律的每一种表述都说明了大量分子在宏观过程中反应都有它的方向性，在自然界中只要涉及到热得相关反应都是具有方向性的。微观意义即一切自然过程都是沿着分子热运动无序性增大方向进行。图1 制冷机工作原理图1.3 恒压热、恒容热和焓1.3.1 等容热效应在等容条件下，系统除了做体积功之外，不做其它形式的功，这个过程中吸收（放出）的热量被叫做等容热，用Qv表示。推导过程如下：恒容过程，V=0，又由W=-p外V=0；又因U=Q+W，所以Qv=U。在恒容条件下，系统与环境的热交换和系统的内能变化是相等的。1.3.2 等压热效应在恒压条件下，系统除了做体积功之外，不做其它形式的功，这

14、个过程吸收（放出）的热量被叫做等压容，用Qp表示。推导过程如下：恒压过程，p1 =p2 =p外，由热力学第一定律知，U=Qp+W=Qp- p外V, 则，Qp=U-W=（U2-U1）+ p外(V2-V1)= （U2-U1）+(p2V2-p1V1) = (U2+ p2V2）- (U1+p1V1）其中U、p、V都是状态函数，所以它们组合起来也应该是状态函数，我们把它定义为函，它用符号H表示，其公式为： H=U+pV所以 Qp=H2-H1=H恒压过程中，体系吸收的热量在数值上和系统焓值增加量是相等的，放出的热量数值和系统焓值减少量相等的。焓是一个状态函数，与路径没有关系，至于始末状态有关。我们可以在一

15、些情况下，通过焓值的计算来判断热力学自发方向，在后面的内容中会详细介绍。第二章 化学反应的方向2.1 自发过程自然界里所有的一切过程都具有方向性。例如，热总是从温度高的物体传到温度低的物体，“水往低处流的现象”，气流高压到低压的现象，电流从高电位到低电位的现象，分子（离子）从高浓度到低浓度的过程等，这些都是自发反应的一些例子。所谓自发，就是不需要其它条件就能够自动地将一个反应进行下去的现象。而这个过程则就是自发过程，即自发过程就是不需要外界做功而反应自发地进行的过程。在实际过程中，是很难判断这个反应过程是不是自发的。比如说，氢和氧经历很长的一个过程，都不会发生任何比较明显的变化，很多人就会认为

16、这个过程是非自发的。 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l)其实氢与氧的反应是自发的。还有一些反应是自发的，但是在反应的开始需要引发条件，如一般的燃烧反应，它需要在点燃的条件下，还有的需要加入催化剂，然后反应才能持续下去。例如，冰在25摄氏度，100kPa下能自发的进行融化（虽然此为吸热反应）。2.2 自发过程的特点自发过程的一个特点是：所有的自发过程的限度都是在该系统下的平衡状态。例如，化学反应平衡的限度就是化学反应的平衡状态，即化学平衡；气流过程的限度就是气流平衡压力相等；热传递的过程就是热平衡。综上所述，所有的自发过程都是向平衡状态方向转化。自发过程的另一个特点是：所有的自发过

17、程都可以做功。例如，三峡水电站就是利用长江水自发流动做功而发电；扩散过程的条件是两溶液需要浓度差，这样可以利用此原理制成浓差电池做功；利用锌和硫酸铜自发反应做成的电池自发反应而做功。HCl+NaOH=NaCl+H2O这个反应就是典型的自发反应的例子。自发过程的第三个特点：所有的自发过程均是不可逆的。因为自发反应的可逆过程要求环境吸放热的同时需要有其它的变化，否则系统回到原来的状态是不可能的。2.3 焓变与自发过程 最早由M.P.EBerthelot和D.J.Thomson得出了自发过程都是放热的过程这个原理 ，但是他们的思想是不是正确的呢？到现在我们知道了，可以通过计算焓值，看它的符号是正是负

18、来判断这个反应过程是否是自发。常温常压下，在当时所能发现的所有的放热过程都是自发的。它也有它自身的局限性，比如我们之前提到过的冰在25摄氏度，100kPa下能自发的进行融化（虽然此为吸热反应）。还有就是在常温常压下将KNO3和NH4Cl溶解于水中都是自发进行，虽然这个过程是吸热的。还有的反应是在温度升高之后，它可以由非自发变为自发。诸如此类现象都表现了H<0作为自发过程判据的不足。2.4 熵变与自发过程2.4.1 熵的概念熵可以用来作为判断反应是否是自发过程的证据，它的概念源自热力学第二定律中的熵增原理的表述，之后克劳修斯将其从Carnot定理中引出，从而让世人知道了熵函数。它和之前讲过

19、的内能、焓都属于状态函数的范畴，它的变化值和可逆过程中的热温商值相等。下面将我们从Carnot定理开始对熵函数进行导出： 热机的效率： =1+Q1/Q2 Carnot循环为可逆循环： 1+ Q1/Q2=1-T1/T2 Q1/ T1+Q2/ T2=0我们由上式可知：卡诺循环的热温商之和为0。 图2 用许多小卡诺循环近似任意可逆循环对于每一个卡诺微循环，它的热温商之和也为0： Q1/T1+Q2/T2=0 Q3/T3+Q4/T4=0 Qn/Tn+Qn-1/Tn-1=0以上式子相加Q1/T1+Q2/T2+Q3/T3+Q4/T4+Qn/Tn+Qn-1/Tn-1=0即 (Qi/Ti)=0将上式积分得: (

20、Qi/Ti)=0上式进一步表明,所有的可逆循环的热温商值都为零。克劳修斯把这个函数命名为熵，用符号S表示， dS = (Q/T) i熵具有加和的特性，在一定条件下的值是固定的。当整个环境发生改变时，这时候就应该用热温商来衡量这个变化量。系统由相同的起点经可逆过程A和不可逆过程B所达到的终点的过程中，熵变只有一个，也就是说熵值只与始末态有关。dS-Q/T0 或 dSQ/T 上面两个式子都是热力学第二定律最常见的形式。2.4.2 熵增加原理Clausius通过Clausius不等式将热力学第二定律定量化，这与前人相比已经有了很明显的进步。Clausius不等式S(Q/T)比直接用热力学第二定律来判

21、断反应的自发方向和反应的限度问题方便得多。我们下面来分别讨论一下在绝热条件下、孤立系统下的熵值。对于绝热系统， (Q/T)=0，所以当此绝热过程可逆，则该熵值不变；若此过程不可逆，则呈熵增加的状态。一个封闭系统，在绝热条件下，从一平衡态到另一平衡态的过程，熵是不可能减少的。熵可以用来衡量体系的混乱程度，一个体系从有序到无序的过程，实质上就是熵增加的过程，直到整个体系达到平衡为止。上面的结论就是熵增加原理。对于孤立系统， 孤立系统一定是绝热的，所以孤立系统在不可逆的时候是自发的，我们可以把上式作为判断反应是否自发的判据。熵判据是有一定使用范围的，就是只有在孤立系统这个条件下才能使用。对于隔离系统

22、，当然上面的结论也是必然成立的。dSiso0由于每一个系统都是处于这个大环境中的，dSiso=Ssys+Ssur0由上面我们所说的在绝热系统、孤立系统、隔离系统中讨论了关于熵变与自发反应方向的关系，我们了解到，所有的自发反应都是从非平衡态到平衡态的过程。在这个过程中的熵变化数值就用来表示是否达到了平衡状态，或者说是什么时候达到平衡状态。2.4.3 熵增原理的本质及物理意义分对于任何一个系统任一过程都有： Ssys+Ssur0它可以普遍适用的，大于符号代表反应过程中的实际过程，即不可逆过程，等于符号代表系统的可逆过程。上式表明，在实际发生反应的过程中，反应都是朝着体系熵增加的方向进行，也就是由系

23、统与环境的非平衡态过渡到平衡态的过程。熵总是朝着自发无序方向发展，所以熵增加，必然是体系分子从有序到无序的过程。对于孤立系统，熵值越大，其能量的可利用性也就越大，反之亦然。因此，在宏观体系中，这就是熵增加原理的物理意义。熵的变化怎么计算呢，现在我们知道了可以用可逆过程中的热温商值来计算出熵的变化值，因为温度总是大于零的，所以体系吸热，它的熵值就增加。在同一个系统中，液体、固体、气体它们的熵值大小是S气>S液>S固，当T增大时，S高温 > S低温。熵是状态函数，具有容量的特性，能把各个量加在一起，且所具有的性质不会改变。熵是系统混乱度的量度函数，比如说在一个封闭的容器中，里面的

24、空气分子总是自发地从混乱度小到混乱度大的过程，最终达到体系的动态平衡。2.4.4 熵变作为自发过程的判据我们前面了解的关于自发过程的判据中，我们可以通过焓变来判断这个反应在体系中是否是自发。在常温常压下，通过计算得到H<0，则该反应是自发。当然这当然也很难解决实际遇到的一些难题，所以我们又知道了可以根据熵值来判断这个反应是不是自发反应：S>0,该反应不可逆，则在孤立系统中这个反应是自发的；S=0,该反应可逆，在孤立系统中是非自发的。下面我们再来介绍一下其它关于解决热力学自发变化方向的方法。2.5 Helmholtz函数和Gibbs函数用熵作为判据适用的系统只限于孤立系统，因此它是有

25、局限性的，并且在确定S的过程也是很复杂的，所以世界很多科学家都在寻找一条捷径。于是我们就找到了新判据Helmholtz函数和Gibbs函数。2.5.1 Helmholtz函数对于封闭系统，等温过程，过程1到过程2，其熵的变化值是大于或者等于热温商：S Q/TS- Q/T0TS-Q0因为温度相等，所以TS=（TS）,又因为Q=U+W TS-U-W0最后得 (U-TS)-(U1-T1S1)-W定义 A=U-TS其中A就叫做Helmholtz函数。U、T、S都是与路径无关的函数，所以亥姆霍兹函数也是状态函数，在一定条件下有定值。Helmholtz函数只适用于等温条件下的这种情况。对于封闭系统的恒温过

26、程有：A-Wf我们可以用图3来表示这个过程。 图3 关于等温可逆过程功值最大的说明等温条件下W可逆>W不可逆系统Helmholtz函数的减少值和系统做的最大功值是相等的。当系统恒温恒容时，W=0，则A0这个式子可以用来作为反应方向和限度的判据。在等T等P且Wf=0的条件下，对于封闭系统，反应总是向着亥姆霍兹函数变小的方向进行，直到系统最终平衡为止。这也就是所谓的Helmholtz函数降低定理。在与先前相比之下，我们用它来作为判据已经是进步很大了。2.5.2 Gibbs函数通过前面学的公式推导一下Gibbs函数，推导过程如下：由热力学第一定律：密闭体系，dU=Q+W ；热力学第二定律：dS

27、sys+dSsur0。又因为 dSsur=-Qsys/T 由 式合并得 dUTdSW因为恒温恒压下，反应是可逆的，我们又知道H=U+Pv,所以 d（H-TS）W通过整理可以得到一个新被定义的函数Gibbs自由能,用符号“G”表示： G=H-TS它也是状态函数，有着状态函数的一切特质。不过这样的定义在温度、压强每一个地方都相等的条件下才成立。我们在一定条件下可以得出：G-Wf同样的，这个过程也可以用图4来说明： 图4 关于G物理意义的说明 在恒温恒压的条件下，Wf=0时，所以，当G<0时，在该体系下的反应是自发的。这就是除Helmholtz函数外的另一个比较完整的可以用来判断自发变化方向和

28、反应限度的依据。它也可以用语言表述为：在等T等P下且Wf=0的条件下，对于密闭系统，反应过程总是向Gibbs函数值减小的方向进行，直到达到平衡状态为止。它实际上是在恒温很压下Wf为零时的具体表现。2.5.3 关于判据的整理下面我用一个表格1来概括一下关于热力学自发变化方向和限度的判据： 表1 反应方向的判断方向条件孤立系统恒温恒容，Wf=0恒温恒压，Wf=0自发S >0A<0G<0可逆S =0A=0G=0我们在不同的情况运用上表中的一些信息，就可以方便地判断体系是不是自发。 第三章 对称性3.1 对称性的介绍在自然界中，对称性普遍存在，小到微观粒子（分子），大到宏观物体。如：

29、许多动物外形具有左右对称，许多植物的叶子和花儿也具有一定的对称性，许多的建筑物外观也具有对称性，许多的物品都具有对称性。可以说，在现实生活中，对称性无处不在，涉及到方方面面。早在很久以前，人们就开始认识到了对称性，并将其运用于生活之中，如：古建筑、工艺品。以及后来发明的飞机、汽车等，都是运用了对称性。在科学方面，十九世纪时，仅对几何对称性进行了研究讨论。到二十世纪的时候，已经从简单的几何对称性研究到了对时间、空间对称性的研究。如：爱因斯坦的狭义相对论、广义相对论，守恒定律与对称性的研究，伍德沃德、霍夫曼的分子轨道对称性守恒原理的研究。如今，对称性成为了很多学科研究的对象，如：美术、建筑、文学、

30、音乐、生物、化学等，关于对称性的研究也越来越广泛和深入了，对于对称性的认识也是越来越深层次了，认识的程度也更高了。3.2 分子的对称性3.2.1 对称操作与对称元素分子对称性，在原子间距不变的时候进行操作，使分子构型的原子核的空间位置改变后，所得的构型与原来的构型等价或者复原。这样的操作就是对称操作。（1） 恒等操作。等效于没有操作。（2）旋转操作和旋转轴。旋转是依靠一条轴线进行的操作，轴线就是旋转轴。n次旋转轴用Cn表示。旋转操作的特点是将分子的每一点都沿旋转轴转动一定角度。能够使分子变为等价构型的最小旋转角（0°除外）称为基转角，Cn轴的基转角= 3600/n (n=1,2,3,

31、)。例如，CHCl3具有C3轴，=1200，其C3轴是C-H所在的直线，将图5中的CHCl3分子连续进行3次选择操作，第一次旋转从构型（A）变为构型（B），第二次旋转从构型（B）变为构型（C）,第三次旋转从构型（C）变为构型（D），（D）和（A）是相同的构型，（D）相当于从（A）旋转2得到。 图5 CHCl3分子的C3旋转轴（3）反映操作和镜面。分子中存在这样的一个平面，能够把分子中的每个原子向这个平面做垂线并且反方向延长等距离，而能使分子复原的操作，就是反映操作，这个平面就是镜面。连续进行2次反映操作等于恒等操作。（4）反演操作和对称中心。分子中存在一个点，能够把分子里面的每个原子向改点连线

32、并且反方向延长等距，而且能够使分子复原的操作，就是反演操作，这个店就是对称中心i。连续2次反演操作等于恒等操作。（5）旋转反映操作和象转轴。旋转反映是绕某一条轴旋转3600/n，和垂直于此轴的一个平面进行反映操作，得到分子等价构型。旋转反映的两个操作步骤的顺序是可以改变的。旋转轴和平面组合的对称元素就是象转轴Sn。例如，图6的螺旋分子具有象转轴S4。 图6 螺旋分子的象转轴3.2.2 分子点群分子一般有几种对称元素和对应的对称操作。在所有对称操作下，分子构型中，至少有一个点是保持不动的。也就是说，分子中的全部对称元素至少相交于一个点，因此称分子点群。分子点群有很多种类，包括：只有轴对称的点群（

33、Cn、Sn、Dn），具有旋转轴和镜面的点群（Cnh、Cnv、Dnh、Dnd），多面体群（Td、T、Ih、Oh等），连续群（CV，Dh），等。3.2.3 分子的对称性和分子的偶极距偶极距是一个矢量，它是用来描述分子中正负电荷的分布情况的。分子对称性表明了：在对称操作下，分子变为等价构型或者复原。所以，在对称操作条件下，分子的偶极距是不会变化的。分子的对称性仅仅能够用来判断一个分子是否具有偶极距，不能用来说明其大小和方向。分子含有对称中心，偶极距为0；分子中至少含有两个对称元素有唯一交点，其偶极距为0；分子中含有S4象转轴，其偶极距为零。3.2.4 分子的对称性和分子的旋光性在某一偏振光通过一些物

34、质时，其振动平面被旋转了，则说明这个物质具有旋光性。某种分子使偏振光的振动平面能旋转一定角度的能力，就是分子的旋光性。通过分子对称性，能够判断有些分子不具有旋光性。分子的旋光性和分子的对称性之间有着紧密的关系，这是分子结构的一个重要特征。通过分子与其镜像是否重合，能够判断分子是否有旋光性。如果重合，没有旋光性；反之，有旋光性。如果分子与其镜像不能够重合，这个分子就是手性分子。所以，只有手性分子才具有旋光性。手性分子与其镜中的影像构成对映关系，二者互为对映异构体。若两个分子互为对映异构体，则它们的旋光度的大小一定是相等的，但是旋光度的方向必然是相反的。即：对于手性分子，分子的旋光度是a，其镜像的

35、旋光度为-a。非手性分子的旋光度为零。判断分子的旋光性，可以通过判断分子是否可以和其镜像重合来确定，本质就是分子的对称性。因此，分子的对称性可以作为分子是否具有旋光性的判断依据。所有含有象转轴Sn的分子，其能和镜像重合，是非手性分子，没有旋光性。不具有象转轴Sn的分子，可能具有旋光性。3.3 分子轨道对称性分子轨道的对称性能够决定化学反应的难易程度及其产物的构型。分子轨道的对称类型有、等，分子轨道是关于对称节面具有对称性的。分子轨道对称性守恒原理包括前线轨道理论和相关图法。前线理论包括最高占据轨道HOMO和最低空轨道LUMO。前线轨道理论觉得，分子之间发生化学反应的时候，电子从这种分子的HOM

36、O到那种分子的LUMO，发生的反应的条件、方式取决于前线轨道的对称性。分子轨道对称守恒原理觉得反应物、产物的分子轨道对称性是相同的时候，反应容易进行；反之，反应难以发生。 第四章 对称性与热力学自发变化方向的联系皮埃尔.居里的对称性原理里面说明了结果中的对称性一定会反映原因，它的不对称性也会有所反映。对称性与热力学自发方向的关系得与热力学平衡态相关联。热力学第二定律的不对称性就是专门对熵增加原理进行了阐述，热力学变化过程讲述了熵值是由小变大的过程，而这个过程也就准确地描述了热力学第二定律的不对称性。由于体系分子从无序过程到有序过程就是熵增加的过程，所以无序到有序这个过程也描述了热力学第二定律。

37、我们来举例说明一下它们的关系：水由烧开状态变冷得过程，而它不会从冷水变成热水就是这个原理；我们在喝糖水的时候，需要用勺搅拌均匀，这个时候糖水分子由无序到有序平衡的过程就分子由不对称到对称的过程，因此，熵也逐渐增加，这也准确地描述了热力学第二定律的不对称性。对于热力学第二定律的表述方式上，也明确地表示了，在热力学自发变化方向上，热量可以自动地从温度高的物体转移到温度低的物体，这也是属于热力学自发方向上的不对称性的范畴。在我们身边，原本很多东西都是自发地进行变化，从不对称到对称的过程，最终达到平衡。这也就像传说中的盘古开天地以来，很多自然界的事物都在有混沌变得清晰，这也是自发地进行的，由混沌变得清

38、晰的过程也就是这个自然界不对称到对称的过程。类似事例明确地阐示了对称性与热力学的关系。结 论全文着重分析了热力学基础及其理论知识，从宏观和微观角度又重点探讨了热力学自发变化方向和对称性的问题。最后得出了这样一个结论：体系总是自动地朝混乱度大的状态到混乱度小的过程，而对应体系分子的对称性是由不对称到对称的过程。我通过认真研究了热力学领域相关知识，把热力学自发反应方向的判据归纳整理了一遍，判据由不完整到现在这个简单易行的过程也代表了世界物理化学的进步。其中最重要的三个判据是熵变、Helmholtz函数、Gibbs函数。而现在，我们又研究出了一个新的途径来判断热力学自发变化方向对称性的判断。它们之间有着这样的关系：由对称性低到对称性高的状态转化的过程中，就是S值由小变大的过程，这个过程在没有外力的作用下是不可逆的，因此这个过程是自发过程。 我相信，随着科技的进步，我们的物理化学相关科学也会有新的造诣，我们未来将还会有其它的捷径来研究热力学自发变化方向。参考文献1 付献彩,沈文霞,姚天扬,等物理化学第五版(上册)【M】北京.高等教育出版社.2005:63-1802 马家举.普通化学（第二版）【M】.北京.化学工业出版社.2012: