第一章物质及其变化的一些基本规律06

第一章物质及其变化的一些基本定律[本章要求]1、掌握理想气体状态方程和分压定律的应用和计算2、掌握能量守恒定律的热力学表达式，理解状态函数、内能、热、功等基本概念；掌握焓和焓变的概念及化学反应标准焓变的计算。3、了解反应速率的概念及表示方法；掌握质量作用定律及基元反应、非基元反应、反应级数等基本概念；理解碰撞理论的基本观点及活化能的概念；熟悉阿仑尼乌斯公式，明确温度与反应速率的关系。第一章物质及其变化的一些基本定律§1.1理想气体状态方程和分压定律、分体积定律§1.2能量和能量守恒定律§1.3焓、焓变和盖斯定律§1.4化学反应速率和质量作用定律§1.1理想气体状态方程和分压定律

本章主要介绍化学变化的一些基本定律，包括：理想气体状态方程和分压定律、能量守恒定律、盖斯定律、质量作用定律。这些定律是在总结了大量的化学变化现象的基础上，归纳出的理性认识。在平时的化工生产、科研实践、化学实验中，经常用来讨论问题，进行一些化学计算，所以把它们单独作为一章来学习。

一、理想气体状态方程

一定量气体处于一定状态时，描述其状态的各个物理量之间有如下关系：PV=nRT

要点：(1)、注意单位：P－Pa、V－m3、T－K、n－mol→

R=8.314J·K-1·mol-1(2)

、适用条件：理想气体——分子本身不占空间；分子间没有相互作用力高温、低压下的真实气体：即一般温度不是太低、压力不是太大的真实气体，可以忽略误差，用此公式。(3)

、公式变换：M—摩尔质量，g·mol-1T=t+273.15二、分压定律如果几种理想气体混合在一起，相互之间不发生化学反应，那么每种气体的分压和混合气体的总压之间，遵循道尔顿分压定律：

P总=PA+PB+PC+···=ΣPi即：混合气体的总压力等于混合气体中各组分气体的分压之和。注意：1、分压的概念——混合气体中每一组分气体产生的压力，不因其他组分气体的存在而有所改变，与它单独占有整个容器时所产生的压力相同。组分气体对容器所施加的压力，叫做该组分气体的分压力，简称分压。分压力等于在同温度下组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。注：两容器温度相同。(1)、两个容器中O2对器壁产生的压力是否相同？(2)、两个容器的器壁承受的压力是否相同？2、每种组分气体仍然遵守理想气体状态方程设混合气体含有A、B两组分气体，方程变换如下：

xi-

i组分气体的摩尔分数。即：组分气体的分压等于总压与该组分气体的摩尔分数的乘积。已知总压、组分的物质的量，可以计算分压。补充:分体积定律分体积：是指某组分气体在具有与混合气体相同温度、相同压力时，其单独存在所占有的体积。19世纪，Amage(阿马格)首先提出分体积定律：混合气体的总体积等于各组分的分体积之和。V=V¡

根据分体积的定义和理想气体状态方程式，组分A的分体积为：

混合气体的总体积为:

将两式相除,得:

—组分气体的体积分数,在数值上等于其摩尔分数。§1.2能量和能量守恒定律研究化学反应的三大重要问题是：1、化学反应是否能够发生(即反应方向)－化学热力学2、化学反应进行的程度(即化学平衡)－化学热力学3、化学反应进行的快慢(即反应速率)－化学动力学研究化学反应和相变化过程中能量转化规律的科学称为化学热力学(chemicalthermodynamics)。

实例1、汽车尾气是大气重要污染物之一，其中是NO、CO是主要污染物，能否利用二者在一定条件下反应：NO+CON2

+CO2，这样就会将有害气体变为无害气体，反应是否能够进行？2、如果将CO2C+O2，则会减小温室效应及解决世界能源短缺的问题，反应能否实现？3、蔗糖转化为葡萄糖和果糖的反应式为：C12H22O11+H2OH+C6H12O6(葡萄糖)

+C6H12O6(果糖)在一定条件下、一定时间后蔗糖的转化率是多少或达到60%的转化率需要多长时间？

一、体系和环境systemandsurrounding

体系就是所要研究的对象；体系以外的与体系有密切联系的其他物质或空间部分，叫做环境。体系和环境是根据所研究的对象的范围来界定的。选定的体系不同，环境的界定也跟着发生变化。二、内能、热和功的概念（一）状态和状态函数

statefunction

体系的状态：指用来描述体系的一切宏观性质的总和。当体系的这些性质都有定值时，体系就处在一定的状态。如果其中任何一种性质发生变化，体系的状态就会随之变化，从一个状态到另一个状态。变化前的状态称为起始状态(始态)，变化后的状态称为最终状态(终态)。在化学反应中，通常将反应物看成是体系的始态，而生成物是终态。

状态函数就是描述体系状态的函数。对于一个热力学体系来说，通常用V、P、T、物质的量（n）等这些反映体系宏观性质的物理量来描述它的状态，这些物理量就是状态函数。即一个状态函数就是体系的一种性质。一杯水：这杯水在从状态1变到状态2时，可以经过不同的途径。但是不管途径如何，状态函数T的变化值都是一样的：ΔT＝80℃－20℃＝60℃这就是状态函数的特点：状态函数的变化值只决定于体系的始态和终态，与变化的途径无关。不管变化途径如何，只要始态和终态是确定的，其变化值就是确定的。

（二）内能、热和功1、内能internalenergy

内能就是体系内部的能量。内能一般包括：分子动能、分子势能、电子运动动能、分子中原子和电子的相互作用和运动的能量、原子核能等几部分。思考：内能是不是状态函数？

当体系从一种状态变化到另一种状态时，内能的变化值可以测定：ΔU

U=U2-U1“Δ”＝终态－始态（物理量的变化值。）ΔU、U的单位：kJ·mol-1，J·mol-1。2、热和功

(1)热heat--体系和环境之间由于温度差而传递的能量，以“Q”表示。思考：热是不是状态函数？热力学中规定：体系吸热Q为正值，体系放热Q为负值。(2)功work--除热以外，其它形式传递的能量都叫功，以“W”表示。功分为几类？

由于体积变化而与环境交换的能量称为体积功。对于恒压过程，当外压力为P，体积由V1

变到V2

时，体积功为W=P(V2-V1)=P·△V。除体积功以外的其他功统称为非体积功，如电功、表面功、重力功等。功是不是状态函数？热力学中规定：体系对环境做功，W为正值；环境对体系做功，W为负值。

例题:在100ºC和101.3kPa压力下，2molH2(g)和1molO2(g)反应，2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)，求此反应的W体?解:W体=P·V=n·RT=(2-2-1)mol8.313J·mol-1

·K-1373.15K=-3102J

W体为负值，说明环境对体系做功。

能量在体系与环境之间传递的方式要么是热，要么是功，不外乎这两种方式，所以内能的变化值可以表示为：ΔU=Q-W，这就是热力学第一定律(能量守恒定律)的数学表达式。三、热力学第一定律(能量守恒定律)—U=Q-W

+Q状态1-W

状态2

U1U2

U2=U1+Q-W⇒U=U2-U1=Q-W注意:(1)体系（反应）吸热，Q为“＋”。体系对环境做功，W为“＋”。【例】一个化学反应过程，放出热量50.0kJ，对外做功35.5kJ，求其内能变化？解：U=Q-W＝－50.0－35.5＝－85.5kJ（降低）(2)热和功是过程函数，而不是状态函数。(3)

孤立体系：Q=0，W=0，则U=Q-W＝0，即U为常数，内能守恒。如果不是孤立体系：U总=U系+U环=0∴U系=

-U环即：体系放出的能量等于环境吸收的能量，或体系吸收的能量必等于环境放出的能量。四、恒容反应热和恒压反应热

为了比较不同反应热量变化的大小，定义了反应热的概念。反应热（Q）：当生成物和反应物的温度相同，且反应过程中只做体积功时，化学反应中所吸收或放出的热量称为化学反应的热效应，通称反应热。反应热主要有：恒容反应热（

Qv）和恒压反应热（

Qp

）。

恒容反应：V=0,W=PV=0U=Qv-W

=Qv即：体系的内能变化在数值上等于恒容反应热。物理意义：在恒容反应过程中，体系吸收的热量全部用来增加体系的内能。恒压反应：：

热力学上定义：H=U+PV则：QP=H2-H1=HH就是我们要介绍的热力学中的一个新的重要状态函数：体系的焓enthalpy。§1.3焓、焓变和盖斯定律一、焓与焓变

changeofenthalpy

思考：

H（焓）是不是状态函数？

要掌握焓的概念，应该把握七点：

(1)、焓与内能一样，是反映体系性质的一个状态函数。焓代表的也是体系的一种能量状态。

思考：H

、ΔH的单位是什么？(2)、恒压反应热在数值上就等于体系的焓变：Qp=ΔH。物理意义：体系在恒压过程中所吸收的热量全部用于使焓增加。(3)、由Qp=ΔH

可知，对于恒压反应：

吸热反应：Qp>0，ΔH>0

放热反应：Qp<0，ΔH<0反过来：

ΔH>0，吸热反应

ΔH<0，放热反应

(4)、

Qp与Qv

的关系：根据焓的定义，当恒压、只做体积功时：

（条件：气体参加的反应；反应前后温度不变、压力不变）

(5)、根据状态函数的特性：焓值具有加合性：H=H1+H2+······+Hn反应物生成物H1Hn

中间产物1中间产物2中间产物n-1H2

若Δn=0(反应前后气体分子总数不变)，则Qp=Qv

；或反应物与生成物全是固体或液体时，Qp=Qv。【例】恒压条件下：

则：Qp=Qv（ΔH=ΔU，没有体积功）。(6)、根据状态函数的性质，当过程向相反方向进行时，H要改变符号。即如果过程逆转，从终态回到始态，则

H逆=H1-H2=-(H2-H1)=-H正即正过程的热效应与逆过程的热效应两者的数值相等而符号相反。例如：在一定条件下，H2和O2生成1mol气态水时，放出热量为241.8kJ；在相同条件下，1mol气态水分解为H2和O2时需吸收241.8kJ的热量。(7)、焓和内能都是与体系物质的量有关的性质，因此，H数值的大小与物质的质量或物质的量成正比。例如：在上例中，相同条件下时生成2mol气态水时，放出热量为2241.8kJ。例题：设1mol乙烷在密闭容器中燃烧：C2H6(g)+0.5O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l)，实验测得298.2K时，反应热QV为-1.56×106J·mol-1，试计算QP值。设计反应途径：C2H6(g)+0.5O2(g)TP1V12CO2(g)+3H2O

(g)TP1V22CO2(g)+3H2O

(g)TP2V1ⅠⅡΔUP=QP-WPΔUV=QVΔUT=0解：ΔUp=ΔUV+ΔUT理想气体的内能只是温度的函数，压力变化对内能的影响很小，ΔUT可视作零。QP-WP=QVQP=QV+ΔnRT=-1.56

106+(2-1-3.5)8.314298.2=-1.57

106Jmol-1二、热化学方程式

thermochemicalequation与普通化学方程式的区别：

(1)、要注明反应的温度和压力

(2)、

注明物质的聚集状态：g、l、s、aq(aqual)、cr(crystal)（条件不同，焓变不同

)(3)、

注明反应的焓变值（吸热，ΔH>0；放热，ΔH<0）。为了比较不同反应体系反应热的大小，热力学中提出了标准状态的概念，用符号“Θ”来表示：（温度T时，把处于压力101.325kPa下的物质状态称为标准状态，简称标准态。）气体压力为1.01325×105Pa，用P⊖表示；溶液中溶质浓度为1mol•dm－3，用C⊖表示；纯固体或纯液体时，体系所处的状态为标准态。在标准态条件下体系的焓变为标准焓变:

则上式写成：

特别注意：在热化学方程式中一定要注明物质的量。

反应系数（物质的量）不同，同一反应的标准焓变值不同。焓变单位中的“mol－1”表示什么意思呢？它表示：按所给定的反应方程式，进行1mol化学反应时的焓变。每摩尔反应：只要是配平了的反应都作为一个整体，或称为“一个单位的化学反应”。例如：第一个反应式表示：?三、化学反应标准焓变的计算

1、标准生成焓

在标准态时，由最稳定单质生成1mol纯物质时反应的焓变，叫做该物质的标准生成焓。通常选定T=298.15K，用符号ΔfH298θ或ΔfHθ表示；并规定标准态下，最稳定单质的标准生成焓为零。

△所谓最稳定单质就是指在1.01325×105Pa、298K下能稳定存在的单质。如氧的最稳定单质：O2(√)，O3(×)例如：Cl2(g)、Br2(l)、I2(s)、C(石墨)、白P①C的同素异形体金刚石的ΔfHθ不为0。②白磷和红磷：红磷是最稳定单质，但是指定了白磷的ΔfHθ为0。根据这个规定，可以测定出其它物质的标准生成焓。如：

例题：找出表示H2O(g)的正确fHӨ298的反应式：(1)2H+O=H2O(g),

fHӨ298(1)(2)H2(g)+½O2=H2O(g),

fHӨ298(2)(3)2H2(g)+O2=2H2O(g),

fHӨ298(3)标准生成焓符号：ΔfHӨ

2、焓变的计算

i

—反应式中各物质i的化学计量数。公式推导：一个化学反应从参加反应的单质直接转变为生成物；或者从参加反应的单质先生成反应物，再变化为生成物，两种途径焓变(反应热)相等。

AB+CDAC+BD反应物

rHT⊖

生成物

Ⅰ∑νifHT⊖(反应物)Ⅰ

Ⅱ

∑νifHT⊖(生成物)

参加反应的各种单质

A、B、C、D

标准生成焓与反应热的关系图

∑νifHT⊖(反应物)+rHT⊖=∑νifHT⊖(生成物)∴rHT⊖=∑νifHT⊖(生成物)-∑νifHT⊖(反应物)

例1、计算下面恒压反应的反应热（1.01325×105Pa，298K）解：查表知：

∴＝4×90.25＋6×（-241.82）-4×（-46.11）＝-905.48kJ·mol－1325页例：葡萄糖在体内供给能量的反应是最重要的生物化学反应之一，其完全氧化的反应如下：试利用物质298K时的ΔfHӨ(B)估算每克葡萄糖的热值。已知ΔfHӨ(葡萄糖)=-1274.5kJ·mol-1

(同样可计算脂肪、蛋白质、糖类的热值，这就是基于热量需求而进行食谱计算的原理。)除此之外，焓变的计算还有另外一种方法。

例2、根据给出的条件，计算：

的标准焓变。（298K）

（1）

（2）

=-394-（-283）=-111kJ·mol-1（2）

∵（1）－（3）＝（2）

∴（3）

（1）

利用盖斯定律，可以根据已知反应的反应热，通过设计反应途径来求出未知反应的反应热。实际应用的时候，可以通过方程式的加减来计算。通过这个例子可以看出：恒温恒压条件下的化学反应，不管经过几步反应，只要反应物和产物的状态一定，反应的焓变是确定的（这是由状态函数的性质确定的）。实际上，早在1840年，俄国化学家盖斯（Hess）就根据实验事实总结出了这条规律——盖斯定律(Hess’sLaw)。

(1)在恒温恒压条件下，体系只做体积功时，化学反应的热效应只取决于反应的始态和终态，与反应经历的途径无关。(2)一个化学反应若可以分几步来完成，则总反应的热效应等于各个分反应的热效应之和。盖斯定律的应用：计算燃烧热CH4(g)＋2O2(g)

=CO2(g)+2H2O(l)

计算燃烧热CH4(g)＋2O2(g)

=CO2(g)+2H2O(l)

假设：(1)CH4(g)

=C(石墨)+2H2(g)(2)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)(3)H2(g)

+0.5O2(g)=H2O

(l)由(1)+(2)+2(3)得:§1.4化学反应速率和质量作用定律一、化学反应速率的概念rateofchemicalreation化学反应速率是表示反应进行快慢的物理量，一般用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。如果是气体反应，也可以用分压代替浓度来表示。例：H2O2=H2O+

(MnO2为催化剂)

假设一定温度下，在一个1dm3的密闭容器中盛有H2O2的水溶液，H2O2的起始浓度为0.1mol·dm－3，反应1小时后，测得H2O2浓度变为0.04mol·dm－3，O2浓度变为0.03mol·dm－3。这个反应的反应速率可以表示为：如果我们在速率表达式中除以每种物质的化学计量系数：

=?H2O2=H2O+这样，不管用哪种物质的浓度变化来表示，同一反应的反应速率数值都是一样的。那么，对于任何一个化学反应来说，反应速率可以表示为：

——平均速率（在某一时间间隔Δt内的平均反应速率）

——瞬时速率（浓度对反应时间的微分）

i-任一组分i的化学计量数，反应物为负，生成物为正。瞬时速率

以浓度c为纵坐标，以时间t为横坐标，画出c-t曲线。

c-t曲线中，割线AB的斜率表示时间间隔Δt=tB–tA内反应的平均速率，而过曲线上C点的切线的斜率表示该时间间隔内某时刻tC时反应的瞬时速率。当A、B两点沿曲线向C靠近时，即时间间隔tB–tA=Δt越来越小时，割线AB越来越接近切线，割线的斜率越来越接近切线的斜率。因此瞬时速率v可以用极限的方法来表示：v=lim，即Δt→0，v=

即v=c(反应物)/mol·L-1

A

DCEFBtct/s瞬时反应速率的作图求法思考：影响反应速率的因素是什么？K2S2O8(过二硫酸钾)

+2KI=2K2SO4+I2二、反应物浓度和反应速率的关系——质量作用定律

在一定温度条件下，一些简单化学反应的反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比。—lawofmassaction

k——反应速率常数（比例系数）。指反应物浓度为单位浓度1mol·dm-3时的反应速率，只与温度有关。

若反应为：

则：

式中为反应的瞬时速率，物质的浓度为瞬时浓度。—rateequation例如：反应

的速率方程式为：

注意质量作用定律中的条件，仅仅是“一些简单化学反应(基元反应)”，许多化学反应的反应速率并不符合质量作用定律。实际上，化学反应从机理来说，可以分为两大类：基元反应：反应物分子相互作用，直接转变为产物，反应一步完成。（上例）

非基元反应：反应分几步完成，由几个基元反应组成的复杂反应，例如：大多数化学反应实际上都是非基元反应，而质量作用定律只适用于基元反应，非基元反应的速率方程式，要通过实验才能确定。

（P17

表1-2）

3.210-6

对于一般的非基元反应aA+bB=gG+dD,速率方程式可以写为，反应速率方程中所有浓度项指数的总和，称为化学反应的反应级数。x+y=1，反应为一级反应，如：SO2Cl2(氯化硫酰)→SO2+Cl2x+y=2，反应为二级反应，如：2NO2→2NO+O2，NO2+CO→NO+CO2

对于基元反应

其反应级数为？反应物浓度对反应速率影响：浓度的方次越高，说明该物质浓度对反应速率的影响越大。三、反应速率常数和温度的关系

1889年，瑞典化学家阿仑尼乌斯总结出了反应速率常数和温度的关系，这就是阿仑尼乌斯公式：

Z——指前因子（经验常数）；E——活化能（J·mol－1）e——自然对数的底（2.718）；R——摩尔气体常数思考：为何改变温度是控制反应速率的重要措施之一？由于Z、E均大于0，因此：T↗→k↗→↗。取常用对数，整理得：五、碰撞理论与反应活化能activatedenergy1、碰撞理论认为：反应物分子间发生相互碰撞是发生化学反应的先决条件。例：2HI(g)=H2(g)+I2(g)，500ºC假设HI浓度：1.010-3

molL-1，碰撞次数：3.51023次L-1S–1；理论反应速率：5.8104

molL-1S–1，实际反应速率：1.210-8

molL-1S–1四、压力对反应速率的影响恒温：P增大，V减小，c增大，v增大。2、反应物分子必须具有足够的能量，只有这样的分子相互碰撞时，才有可能发生化学反应。碰撞理论把能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞

effectivecollision；能发生有效碰撞的分子称为活化分子

activatedmolecule。3、碰撞理论把活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差定义为反应的活化能

activatedenergy。即E=E1-E平

活化能越大，意味着活化分子数目越少，有效碰撞越少，反应速率就越小。所以反应的活化能是决定化学反应速率的重要因素。具有一定能量分子的份额能量气体分子的能量分布示意图

E平

E0E1E平—分子的平均能量E0—活化分子具有的最低能量E1—活化分子的平均能量催化剂catalyst也会改变反应速率。催化剂有正有负，一般情况下，提到催化剂，指的都是正催化剂——增大反应速率。加入催化剂后，改变了反应途径，使活化能E降低，从而k增大，增大。只是反应完成之后，催化剂又重新作为反应的终产物解离出来，感觉好像没有参加反应。催化剂在反应前后，物理性质往往会发生变化，不变的是它的质量和化学性质。催化剂的特性：①只能缩短到达平衡的时间，不能改变平衡的状态；

②催化剂具有选择性：③催化剂用量少；

④硫化物、砷化物等极少量物质会急剧地降低催化剂的催化效果，这种现象称为催化剂中毒。负催化剂：对化学反应起减速作用。如延缓钢铁材料腐蚀而用的缓蚀剂，防止塑料老化的防老化剂，防止油脂变坏的抗氧化剂。[本章小结]一、基本概念

状态函数、内能（U）、热（Q）、功（W）、焓（H）、标准态、标准生成焓（ΔfHθ）、反应热（Qp、Qv）、热化学方程式、反应速率、平均速率、反应级数、基元反应、非基元反应、活化能。二、重要定律及公式1、理想气体状态方程：PV=nRT(注意单位及适用条件）2、气体分压定律：

3、热力学第一定律：4、焓变的计算：盖斯定律Firstlawofthermodynamics5、质量作用定律：（）6、阿仑尼乌斯公式：7、影响化学反应速率的因素：浓度、压力、温度、催化剂催化剂的影响：催化剂能增大反应速率，是因为改变了反应历程，降低了活化能；但是催化剂不能改变平衡的状态，即不能改变反应物的转化率或者说不能改变反应进行的程度。三、碰撞理论基本观点及活化能1.反应物分子间发生相互碰撞是发生化学反应的先决条件。2.能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。只有当活化分子中的各个分子采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生。例如：CO+NO2→NO+CO2OCOC有效碰撞无效碰撞NOOONO图1分子碰撞的不同取向CO+NO2→NO+CO2[本章作业]p21-233、7（1）（2）、8、9、11预习：第二章化学反应的方向和程度本学期不作此要求化学小论文要求一、选题范围：1、论述与课本《普通化学》有关的化学问题：可以对课本中的有关理论提出质疑，阐明自己的观点，并提供相应的理论或具有明显说服力的有关资料。2、论述与化学有关的一切问题：如身边的化学、生活中的化学问题，生产、环境中的化学问题，或者化学中的哲学思想。二、选题举例：1、我们身边的化学2、生活中的腐蚀与防护3、环境污染4、化学与能源5、化学与材料6、化学与社会7、元素周期律与质量互变规律8、大一化学与心理素质培养9、化学实验与素质培养10、如何利用多媒体在教学中的优势，等。三、要求：1、字数最少2000。2、论文格式：题目姓名（班级、单位等）摘要：（200字左右）关键词：（35个）正文：包括前言、论述、结论等参考文献：最少2篇3、不能全篇抄袭，只能段落引用，最好能够概括总结、归纳，并提出自己的观点。4、小论文中具体摘录转引的内容要注明出处，及所用参考文献的作者、专著、期刊、报刊、网址等。例如：正文：熵理论从诞生到发展过程中，逐渐受到人们的关注，并将其运用到生命体系、信息学等领域。负熵是何时、何人提出的呢？高文颖等人[1]在其文中已作说明，薛定谔在1943年于都柏林三一学院所作的讲演中首次利用热力学和量子力学理论来解释生命的本质，提出了负熵的概念。他指出：熵是无序性的量度，负熵则是有序性的描述，即负熵是指生命通过各种能量交换传递使体内或局部熵减少。一个生命有机体的熵是不可逆地增加的，并趋于接近最大值的危险状态，那就是死亡。所以生物有机体为保持低熵的稳定状态就必须不断地与环境进行物质交流，吸进负熵以维持生命[2]

。[参考文献]1.高文颖，刘义，屈松生.生命体系与“熵”.大学化学,2002,17(5):2428.（17-期，5-卷）2.石油大学无机化学教研室编.普通化学.山东东营:石油大学出版社,2002.5、查阅方法及地点：（1）上网：图书馆(点击：中文期刊全文库)（2）/

（3）书籍查阅：图书馆2层1.Theinternalenergydependsonlyonthestateofthesystem:

U=Ufinal-UinitialThevalueofUforagivenchangeinstateisindependentofthepathwayoftheprocess.Aquantitysuchasinternalenergythatdependsonlyon