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第二章热力学第一定律、

过程和途径、

1.按系统变化前后状态的差异分为:①简单物理过程：无相变，混合和化学变化②复杂物理过程：相变、混合等③化学过程2.按过程本身的特点分为：等温过程：T1＝T2＝T环＝常数等压过程：p1＝p2＝p外＝常数【注意】分清系统的温度/压力和环境的的温度/压力【思考】等压过程和等外压过程的区别？等容过程：V＝常数绝热过程循环过程状态函数、

1.定义-用于描述系统热力学状态的宏观参量①变化值只决定于初末状态;②数学上的全微分，单值、连续，可微;③单组分单相封闭系统，系统有两个独立变量；2.热力学第一定律、

适用条件：非敞开系统的一切过程体积功（膨胀功）的计算、

可逆过程、

1.定义：一个过程，每一步都可以反向进行而不在环境中引起其它变化2.特点：①系统和环境“双复原”：系统恢复到原状态，在环境中不留下影响。②过程无限缓慢，由一系列接近平衡态的状态构成③

在确定的初末态之间各种等温过程，等温可逆过程的功值最大3.几种典型可逆过程（a）可逆膨胀和可逆压缩：力平衡（b）可逆传热：热平衡（c）可逆相变：相平衡（d）可逆化学反应：

焓和热容、

1.（1）状态函数，容量性质；（2）没有实际的物理意义2.3.热力学第一定律对理想气体的应用

、

1.理想气体的U和H2.Cp与CV的关系对于理想气体绝热过程的功和过程、

理想气体绝热过程的一般特点(1)从同一状态出发，不同绝热过程具有不同的末态(2)绝热可逆膨胀过程的功最大：从同一状态出发经过不同绝热过程到达相同的体积(或相同的压力)，则其中可逆过程的功最大。(3)在p～V图上，等温可逆膨胀与绝热可逆膨胀有J-T效应、

1.Joule–Thomson节流实验过程特点：ΔH=0;Q=0;p1>p2;

，

2.J–T系数实际气体的ΔU和ΔH

、

，

实际气体的ΔU和ΔH

、

，

热化学、

1

.等压热效应与等容热效应热化学、

2.反应进度定义(1)

：反应进度，mol(2)的意义：若

＝1mol，则nB＝Bmol

＝2mol，则nB＝2Bmol例如，3H2+N2=2NH3(3)

值与B的选择无关而与方程式的写法有关注：通常所说的反应热均指

＝1mol时反应系统吸收或放出的热量热化学、

3.标准摩尔反应焓变定义：（1）热化学方程式（p103）（2）热力学标准状态(p102)（3）Hess定律(p103)（4）标准摩尔生成焓(p104)(5)标准摩尔燃烧焓(p109)热化学、

4.反应焓变与温度

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