物理化学物化上册复习_百度文库
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物理化学物化上册复习
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对于理想气体,等温可逆过程△U=△H=0,W=-nRTlnV2/V1,Q=-W,绝热可逆过程：Q=0,△U=W=-P外dV(恒外压)或△U=nCv,mdT,△H=nCp,mdT
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物理化学考试试题
物理化学练习题
气体的PVT性质
理想气体模型的基本特征是
(A) 分子不断地作无规则运动、它们均匀分布在整个容器中
(B) 各种分子间的作用相等,各种分子的体积大小相等
(C) 所有分子都可看作一个质点, 并且它们具有相等的能量
(D) 分子间无作用力, 分子本身无体积
关于物质临界状态的下列描述中, 不正确的是
(A) 在临界状态, 液体和蒸气的密度相同, 液体与气体无区别
(B) 每种气体物质都有一组特定的临界参数
C）在以ｐ、Ｖ为坐标的等温线上, 临界点对应的压力就是临界压力
(D) 临界温度越低的物质, 其气体越易液化
对于实际气体, 下面的陈述中正确的是
(A) 不是任何实际气体都能在一定条件下液化
(B) 处于相同对比状态的各种气体,不一定有相同的压缩因子
(C) 对于实际气体, 范德华方程应用最广, 并不是因为它比其它状态方程更精确
(D) 临界温度越高的实际气体越不易液化
理想气体状态方程pV=nRT表明了气体的p、V、T、n、这几个参数之间的定量关系，与气体种类无关。该方程实际上包括了三个气体定律，这三个气体定律是
(A) 波义尔定律、盖－吕萨克定律和分压定律
(B) 波义尔定律、阿伏加德罗定律和分体积定律
(C) 阿伏加德罗定律、盖－吕萨克定律和波义尔定律
(D) 分压定律、分体积定律和波义尔定律
1. 什么在真实气体的恒温PV－P曲线中当温度足够低时会出现PV值先随P的增加而降低，然后随P的增加而上升，即图中T1线，当温度足够高时，PV值总随P的增加而增加， 1
第1 / 86页
贡献者：花枝暖欲舒
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开　本：其他
页　数：336
印刷时间：
字　数：519.00千字
装　帧：平装
语　　种：中文
印　次：无
I S B N：2
0.1&物理化学的基本研究内容
0.2&物理化学的建立和发展
0.3&物理化学的作用和意义
0.4&物理化学的学习方法
第1章&热力学第YI定律
1.1&热力学概论
1.1.1&热力学研究的基本内容
1.1.2&热力学的方法和局限性
1.2&热力学基本概念和术语
1.2.1&系统与环境
1.2.2&系统的性质
1.2.3&热力学平衡态
1.2.4&状态和状态函数
1.2.5&过程和途径
1.2.6&热和功
1.3&热力学第YI定律
1.3.1&热力学能
1.3.2&热力学第YI定律
1.4&可逆过程
1.5&焓和热容
1.5.1&等容热
1.5.2&等压热和焓
1.5.3&热容
1.6&热力学第YI定律在系统状态变化中的应用
1.6.1&理想气体的热力学能和焓
1.6.2&理想气体的Cp,m与CV,m的关系
1.6.3&理想气体绝热过程
1.6.4&相变化过程
1.7&热力学第YI定律在化学变化中的应用
1.7.1&反应进度
1.7.2&等压热效应Qp与等容热效应QV
1.7.3&热效应的测量
1.7.4&热化学方程式
1.7.5&赫斯定律
1.8&化学反应热效应的计算
1.8.1&生成焓
1.8.2&燃烧焓
1.8.3&溶解热和稀释热
1.8.4&反应热与温度的关系
第2章&热力学第二定律
2.1&热力学第二定律的经典表述
2.1.1&自发过程及特征
2.1.2&热力学第二定律的经典表述
2.2&熵函数及热力学第二定律的熵表达
2.2.1&卡诺循环和卡诺定理
2.2.2&熵的引出
2.2.3&热力学第二定律数学表达式
2.2.4&熵增原理
2.2.5&熵的物理意义
2.3&熵变的计算
2.3.1&简单状态变化过程的熵变
2.3.2&相变过程的熵变计算
2.4&热力学第三定律
2.4.1&热力学第三定律的各种表述
2.4.2&规定熵的计算
2.4.3&化学反应的熵变
2.5&亥姆霍兹能和吉布斯能
2.5.1&亥姆霍兹能
2.5.2&吉布斯能
2.5.3&亥姆霍兹能和吉布斯能与功的关系
2.5.4&过程方向和限度的判据
2.6&ΔG的计算
2.6.1&等温过程的ΔG
2.6.2&相变过程的ΔG
2.6.3&化学变化的ΔrG
2.6.4&吉布斯能随温度的变化
2.6.5&吉布斯能随压力的变化
2.7&热力学函数间的关系
2.7.1&基本公式
2.7.2&麦克斯韦关系式及其应用
2.8&偏摩尔量和化学势
2.8.1&偏摩尔量
2.8.2&化学势
2.9&非平衡态热力学简介
2.9.1&热力学从平衡态向非平衡态的发展
2.9.2&非平衡态热力学与耗散结构
第3章&化学平衡
3.1&化学平衡的热力学条件
3.1.1&化学平衡的热力学条件
3.1.2&化学平衡的热力学分析
3.2&化学反应的方向和限度
3.2.1&化学反应等温方程式和平衡常数
3.2.2&化学反应的方向和限度
3.3&平衡常数和平衡转化率
3.3.1&平衡常数的表示方法
3.3.2&平衡常数的测定
3.3.3&平衡转化率的计算
3.4&平衡常数的热力学计算
3.4.1&由标准生成吉布斯能变化计算平衡常数
3.4.2&由热力学函数ΔrH*m、ΔrS*m计算平衡常数
3.4.3&由已知反应的ΔrG*m计算未知反应的平衡常数
3.5&温度对化学平衡的影响
3.6&其他因素对化学平衡的影响
3.6.1&压力对化学平衡的影响
3.6.2&惰性气体对化学平衡的影响
3.6.3&物料比对化学平衡的影响
3.7&反应的耦合
3.7.1&反应耦合原理
3.7.2&生化反应的耦合
第4章&相平衡
4.1.1&基本概念
4.1.2&相律
4.2&单组分系统
4.2.1&水的相图
4.2.2&克劳修斯-克拉贝龙方程
4.3&二组分双液系统
4.3.1&理想的完全互溶双液系统
4.3.2&杠杆规则
4.3.3&非理想的完全互溶双液系统
4.3.4&蒸馏与精馏
4.3.5&部分互溶双液系统
4.3.6&完全不互溶双液系统—水蒸气蒸馏
4.4&二组分固-液平衡系统
4.4.1&具有简单低共熔混合物的固-液系统
4.4.2&生成化合物的二组分固-液系统
4.4.3&生成固溶体的固-液系统
4.5&三组分系统
4.5.1&三组分系统组成表示方法
4.5.2&三组分水盐系统
4.5.3&部分互溶的三液系统
第5章&电化学
5.1&电解质溶液的导电性质
5.1.1&基本概念
5.1.2&法拉第电解定律
5.1.3&离子的电迁移
5.2&电解质溶液的电导
5.2.1&电导、电导率和摩尔电导率
5.2.2&电导率、摩尔电导率与浓度的关系
5.2.3&离子独立运动定律
5.2.4&电导测定的一些应用
5.3&强电解质溶液的活度与活度系数
5.3.1&电解质溶液的平均活度和平均活度因子
5.3.2&离子强度
5.3.3&德拜休克尔极限定律
5.4&可逆电池
5.4.1&可逆电池的条件
5.4.2&可逆电极的种类
5.4.3&可逆电池电动势的测定
5.4.4&电池的书写方式
5.5&可逆电池热力学
5.5.1&电池电动势的能斯特方程
5.5.2&标准电池电动势和平衡常数的关系
5.5.3&电池电动势与电池反应的热力学函数间的关系
5.6&电极电势
5.6.1&电极溶液界面电势差
5.6.2&电极电势的确定
5.6.3&电极电势的能斯特方程
5.6.4&生化系统的标准电极电势
5.7&电极电势及电池电动势的应用
5.7.1&难溶盐溶度积的计算
5.7.2&离子平均活度因子的计算
5.7.3&溶液pH的测定
5.7.4&电势滴定
5.8&电极的极化和超电势
5.8.1&分解电压
5.8.2&电极的极化
5.9&生物电化学
5.9.1&细胞膜和膜电势
5.9.2&生物分子的电化学研究
5.9.3&生物电化学传感器
第6章&化学动力学
6.1&化学反应速率及速率方程
6.1.1&反应速率的表示方法
6.1.2&反应速率的测定
6.1.3&基元反应与反应分子数
6.1.4&反应速率方程与反应级数
6.2&简单级数的反应
6.2.1&一级反应
6.2.2&二级反应
6.2.3&零级反应
6.3&反应级数的测定
6.3.1&积分法
6.3.2&微分法
6.3.3&半衰期法
6.3.4&孤立法
6.4&温度对反应速率的影响
6.4.1&阿伦尼乌斯经验公式
6.4.2&活化能和活化分子
6.5&典型的复杂反应
6.5.1&对峙反应
6.5.2&平行反应
6.5.3&连续反应
6.5.4&链反应
6.5.5&复杂反应的近似处理
6.6&光化反应
6.6.1&光化反应的特点
6.6.2&光化学基本定律
6.6.3&量子效率
6.7&溶液中的反应
6.7.1&笼效应
6.7.2&溶剂性质对反应速率的影响
6.8&催化反应
6.8.1&催化作用的基本概念
6.8.2&酸碱催化反应
6.8.3&酶催化反应
6.9&反应速率理论简介
6.9.1&碰撞理论
6.9.2&过渡态理论
第7章&表面现象
7.1&表面吉布斯能与表面张力
7.1.1&表面积
7.1.2&表面吉布斯能
7.1.3&表面张力
7.1.4&表面的热力学关系式
7.1.5&影响表面张力的因素
7.2&弯曲液面的特性
7.2.1&弯曲液面的附加压力
7.2.2&弯曲液面的饱和蒸气压
7.2.3&亚稳态和新相生成
7.3&溶液的表面吸附
7.3.1&溶液的表面张力与表面吸附
7.3.2&吉布斯吸附等温式
7.4&表面膜
7.4.1&液体的铺展
7.4.2&不溶性表面膜
7.4.3&表面压及测定
7.4.4&不溶性表面膜的一些应用
7.4.5&生物膜
7.5&表面活性剂
7.5.1&表面活性剂分类
7.5.2&表面活性剂的结构及其在溶液表面的定向排列
7.5.3&表面活性剂的亲水亲油平衡值
7.5.4&胶束
7.5.5&表面活性剂的几种重要作用
7.6&固体表面的润湿
7.6.1&固体的润湿
7.6.2&接触角
7.7&固体表面吸附
7.7.1&物理吸附和化学吸附
7.7.2&吸附等温线
7.7.3&几个重要的吸附等温式
7.7.4&固体自溶液中吸附
7.7.5&几种重要的固体吸附剂
7.8&微粉学基础知识
7.8.1&粒子的大小与形状
7.8.2&微粉的物态特征
7.8.3&粉体的流动性
7.8.4&微粉的吸湿性和润湿性
第8章&胶体分散系
8.1&分散系概述
8.1.1&分散系的分类
8.1.2&溶胶的分类
8.1.3&溶胶的基本特性
8.2&溶胶的制备和净化
8.2.1&胶体的制备
8.2.2&溶胶的净化
8.2.3&纳米粒子
8.3&溶胶的动力性质
8.3.1&布朗运动
8.3.2&扩散与渗透
8.3.3&沉降与沉降平衡
8.4&溶胶的光学性质
8.4.1&溶胶的光散射现象
8.4.2&瑞利公式
8.4.3&溶胶的颜色
8.4.4&超显微镜与粒子大小的测定
8.5&溶胶的电学性质
8.5.1&电动现象
8.5.2&胶粒表面带电的原因
8.5.3&双电层理论与电动电势
8.5.4&胶团结构
8.6&溶胶的稳定性
8.6.1&溶胶的稳定性
8.6.2&溶胶的聚沉及影响因素
8.7&乳状液和泡沫
8.7.1&乳状液
8.7.2&微乳状液
8.7.3&泡沫
第9章&大分子化合物
9.1&大分子化合物的结构特点
9.1.1&大分子的结构
9.1.2&大分子链的构象和柔顺性
9.1.3&影响大分子柔顺性的因素
9.2&大分子的平均摩尔质量
9.3&大分子化合物的溶解
9.3.1&大分子的溶解特征
9.3.2&溶剂的选择
9.3.3&大分子溶液的性质
9.4&大分子溶液的流变性
9.4.1&流体的黏度
9.4.2&高分子溶液的黏度
9.4.3&流变曲线与流型
9.5&大分子电解质溶液
9.5.1&大分子电解质溶液的特性
9.5.2&唐南平衡和渗透压
9.6.1&凝胶的形成和分类
9.6.2&凝胶的结构和性质
9.7&大分子化合物在药物制剂中的应用
9.7.1&具有药理活性的大分子化合物
9.7.2&大分子化合物作为药物载体
9.7.3&缓控释制剂中常用的大分子化合物
附录1&部分物质的摩尔恒压热容及与温度的关系
附录2&部分物质的热力学数据表值
附录3&一些电极的标准电极电势
附录4&一些生物系统的标准电极电势
崔黎丽、刘毅敏、刘坤、王巧峰
《物理化学》是高等医学院校医药学专业化学教材之一。&
本书可作为高等医药院校药学专业或其它院校化工、轻工、石油、生物工程、材料、食品、环境、高分子、制药等专业的教材或参考书。
本书由第二军医大学、第三军医大学、第四军医大学、潍坊医学院、南方医科大学、山西医科大学等院校联合编写。教材共分9章。内容包括绪论、热力学基础、多组分溶液热力学、化学平衡、相平衡、电化学、化学动力学、表面化学和胶体化学。在编写过程中,本着系统而又简明、通俗而又严谨的原则，从基础、能力和综合应用三个层次上搭建物理化学教学内容框架体系，力求内容的完整性、科学性和**性，注意启发读者思路，不仅适于课堂讲授，且适于读者自学。
&&&&第1章&&热力学**定律内容提要&&本章内容包括热力学概论、热力学基本概念和术语、热力学**定律、可逆过程、焓和热容、热力学**定律在系统状态变化和化学变化中的应用及化学反应热效应的计算。先介绍热力学概论和热力学基本概念，由能量守恒原理提出热力学**定律，通过体积功与过程的关系，引出可逆过程这个重要的热力学概念；为计算热效应介绍了焓和热容这两个热力学函数；重点阐述了热力学**定律的应用（系统状态变化和化学变化）及化学反应热效应的计算。案例11
&&&&热力学独特的研究方法和思路，使其在生物医药学研究领域占有重要的地位，并得到了广泛的应用。近年来用热力学参数来表征蛋白质变性机理就备受青睐，用来表征蛋白质变性的热力学参数包括热容、变性吉布斯能、变性焓和变性熵等。例如，蛋白质在没有变性剂存在时折叠态和伸展态吉布斯能的差值ΔGH2O可用于衡量蛋白质对变性剂的稳定性。ΔGH2O值越大，表明其越稳定，如核糖核酸酶的伸展平衡态在等电点附近ΔGH2O达到*大值。热容ΔCp可以表征蛋白质变性过程中的两态模型。蛋白质在伸展过程中，Cp是一个特别大的正值。利用蛋白质的变性焓可以判断其是否为两态变性。目前，将光谱技术和量热技术结合，对蛋白质的变性研究在深度和广度上都有很大的拓展，并形成了很多理论阐述。1.1&&热力学概论1.1.1&&热力学研究的基本内容热力学（thermodynamics）是研究自然界一切能量（如热能、电能、化学能、表面能等）之间相互转化的规律的一门科学。它的主要基础是热力学**定律、热力学第二定律，以及热力学第三定律。其中，热力学**定律和第二定律是热力学中的*基本定律。将热力学的基本原理应用于化学反应及与化学有关的物理现象的研究所形成的分支学科为化学热力学（chemicalthermodynamics）。它的主要内容是利用热力学**定律计算变化过程的能量转换问题；利用热力学第二定律研究变化过程的方向和限度问题；利用热力学第三定律解决物质熵值的计算，为化学平衡计算奠定了基础。化学热力学的基本定律和原理在许多方面有重大的指导意义。如工业生产中能量衡算与合理利用问题、新工艺路线的设计、新化学试剂和新材料的开发研究、反应条件的确定和产品的分离等都离不开化学热力学的理论和数据。化学热力学在新型药物及新剂型的研制和生产中也都起到十分重要的作用。例如，药物生产中温度和压力的控制，各种制剂剂型的研制，有关溶剂的合理选择，分馏与结晶方法的确定，以及药物消毒、灭菌等都涉及热力学的重要应用。同时，发现更多潜在的药物靶点和创新药物，研究药物与其受体的亲和作用规律、药物合成的可能性及*高产率的确定，药物制剂的制备、稳定性和科学的储存方法，以及药物有效成分的提取和分离等，都需要应用化学热力学的基本理论和方法。1.1.2&&热力学的方法和局限性热力学采用严格的数理逻辑推理法，在热力学基本定律的基础上，推导出适用于特定条件的相关结论。然而，热力学以大量微观粒子所构成的宏观系统为研究对象，对系统的微观性质无法解答，所得结论不适用于个别微粒的个体行为；热力学只考虑系统始态和终态及过程进行的外界条件，不关注微观粒子的结构和反应过程中的细节；热力学不涉及时间概念，无法指出过程进行的速率问题。热力学基本定律是人类长期经验的总结，有着坚实的实验基础，具有高度的普遍性和可靠性。虽然热力学方法有上述局限性，但它仍是一种很有用的理论工具，被广泛应用于生产实践和科学研究中。1.2&&热力学基本概念和术语1.2.1&&系统与环境热力学中，将所研究的那部分物质和空间称为系统（system）。系统之外与系统密切相关的物质和空间称为环境（surroundings）。系统和环境之间通过实际存在的或假想的界面得以分开。根据系统与环境之间的能量传递和物质交换的不同，热力学系统可分为三类：1）敞开系统（opensystem）
&&&&系统与环境之间既有能量的交换，又有物质的交换。2）封闭系统（closedsystem）
&&&&系统与环境之间只有能量的交换，而无物质的交换。3）孤立系统（isolatedsystem）
&&&&系统与环境之间既无能量的交换，也无物质的交换。例如，置于不加盖的玻璃杯中的热水即为敞开系统。因为不仅水分子会逸散到空气中去，同时由于温度差，系统和环境之间还有热交换。但玻璃杯加上盖子，则形成封闭系统。若将玻璃杯换成真空保温杯，且保温性能良好，则系统和环境间的热交换可忽略，形成孤立系统。在解决热力学实际问题时，系统的选择没有定规，以处理问题的科学、方便、简捷为准则。自然界中没有优势地位的孤立系统。热力学中常将系统和环境加在一起作为孤立系统处理。1.2.2&&系统的性质系统的性质（亦称热力学变量）指表征系统状态的各种宏观物理量，如温度、压力、体积、密度、热力学能、熵等。根据系统性质与系统中物质数量的关系，系统的性质可分为两类：1）广度性质（extensiveproperties）
&&&&这类性质的数值大小与系统中物质的量成正比，具有加和性。例如，体积、质量、物质的量、热容及热力学能、熵等均为广度性质。2）强度性质（intensiveproperties）
&&&&这类性质的数值与系统中物质的量无关，不具有加和性。例如，压力、温度、密度、黏度和表面张力等均为强度性质。注意，通常两个广度性质之比成为系统的强度性质。例如，摩尔体积是体积和物质的量之比，密度是质量与体积之比。而广度性质与强度性质的乘积仍为广度性质，如体积是物质的量与摩尔体积的乘积。1.2.3&&热力学平衡态在不受外界影响的条件下，系统的各种宏观性质不随时间而变化，则系统所处的状态称为热力学平衡态（thermodynamicequilibriumstate）。热力学平衡态应同时包括下列平衡：1）力平衡
&&&&在不考虑重力场的影响下，系统各部分之间及系统与环境之间，没有不平衡的力存在。宏观上看，边界不发生相对移动，系统各部分的压力都相等。2）热平衡
&&&&在没有绝热界面存在的情况下，系统内各部分及系统与环境的温度都相等。3）相平衡
&&&&当物质在各相之间的分布达到平衡时，各相的组成和数量不随时间而改变。4）化学平衡
&&&&当系统中化学反应达到平衡时，系统的组成和数量不随时间而变。1.2.4&&状态和状态函数系统的状态是系统所有物理性质和化学性质的综合表现。系统状态确定时，系统的所有性质都具有**确定的值；反之，当系统的所有性质都确定时，系统就处于确定的状态。当系统的任一性质发生变化时，系统的状态也随之发生变化。通常系统变化前的状态称为始态，变化后的状态称为终态。同一系统的各种性质之间存在联系，一般只需要确定其中几个可独立变化的性质，则系统的状态也随之确定。如一定量的单组分理想气体，通常只需确定温度和压力两个性质，就可确定其状态。由系统状态所确定的各种热力学性质，称为系统的状态函数（statefunction）。如温度、压力、体积、密度等都是状态函数。状态函数的特点是：1）状态函数与状态保持单值函数关系。系统的状态一定，状态函数就有确定的数值。2）状态函数的改变值只与系统的始态和终态有关，而与变化的途径无关。因此，无论系统曾经历何种变化，只要恢复原态，则状态函数必定恢复原值。如始终态相同的循环过程，任意状态函数的变化必定为零。3）状态函数的微小变化，在数学上是一全微分。例如，某状态函数Z是x和y的函数，即Z＝f（x，y）。当x和y发生一微小变化后，Z的微小变化可用全微分表示，即dZ＝?Z?TpdT+?Z?pTdp由状态函数特性可知，若系统从始态出发，经历一系列变化后回到原来的始态，则状态函数Z的改变值一定为零，在数学上可用dZ的环积分表示，即∮dZ＝0。凡是状态函数，必然符合上述状态函数的特征；反之，若系统的某个性质符合上述特征，则该性质一定是状态函数。描述状态函数间定量关系的数学式称为状态方程，如理想气体状态方程：pV＝nRT。1.2.5&&过程和途径系统由始态至终态的任何变化称为过程（process），实现某一过程的具体步骤称为途径（path）。系统的变化过程分为简单状态变化过程、相变化过程和化学变化过程三大类。简单状态变化过程细述如下：1）等温过程（isothermalprocess）
&&&&在环境温度恒定下，系统始态和终态的温度相同，并且等于环境温度的过程，即T系＝T环＝常数。2）等压过程（isobaricprocess）
&&&&在环境压力恒定下，系统始态和终态压力相同，并且等于环境压力的过程，即p系＝p环＝常数。须注意的是，当系统状态改变时，环境压力恒定，即p环＝常数，该过程为反抗恒外压过程。3）等容过程（isochoricprocess）
&&&&系统的体积保持不变的过程。如理想气体同时改变T和p，可保证V不变；再如密闭刚性容器中发生的化学反应等。4）绝热过程（adiabaticprocess）
&&&&系统与环境之间没有热传递的过程。如气体的绝热膨胀、绝热压缩、绝热容器的相变化及化学变化等。5）循环过程（cyclicprocess）
&&&&系统从某一状态出发，经一系列变化，又恢复到原来状态的过程。系统在循环过程中，始态和终态相同，其状态函数的改变量为零。系统中物质在不同相间的迁移过程称为相变化；系统中的物质发生化学变化的过程称为化学变化过程。1.2.6&&热和功1.热和功非孤立系统的状态发生变化时，总是与环境间有能量的交换。能量交换的形式有两种，即热（heat）和功（work）。1）热
&&&&在热力学中，系统与环境之间由于存在温度差而产生的能量交换称为热，用符号Q表示。若系统吸热，Q取正值，即Q＞0；若系统放热，Q取负值，即Q＜0。热的单位为焦耳（J）。热与系统内部大量分子的无规则热运动有关，分子无规则热运动的强度越大，即分子的平均动能越大，系统的温度就越高。当两个温度不同的物体相接触时，可通过分子的碰撞而交换能量。2）功
&&&&热力学中，除热以外，在系统与环境之间产生的其他一切形式的能量交换称为功，用符号W表示。若系统对环境做功，W取负值，即W＜0；若环境对系统做功，W取正值，即W＞0。功的单位为焦耳（J）。虽然热和功都是被交换的能量，但是从微观角度看，两者存在不同之处。热是大量质点以无序运动的方式传递能量，而功是大量质点以有序运动的方式传递能量。此外，热和功总是与系统发生的具体过程相联系，它们不是系统本身的属性，不是状态函数，不存在全微分性质，它们的微小变化分别采用δQ和δW表示。2.体积功的计算功（W）有多种形式，如机械功、体积功、电功、表面功等。热力学中经常接触到的是体积功，用符号We表示。除体积功之外的所有其他功称为非体积功，用符号W′表示。因此，W＝We+W′。如果没有特殊说明，一般所说的做功，指的都是做体积功，所以体积功We可直接写为W。（1）体积功的定义系统在外压作用下，体积变化时系统与环境之间传递的功称为体积功。现以气体的压缩或膨胀来推导体积功的计算通式。如图11所示，将一定量的气体置于横截面积为A的气缸中，忽略活塞的重量、活塞与缸壁之间的摩擦力。设pi为缸内气体的压力，pe为施加于活塞上的外压。若pi＞pe，气体膨胀，如图11（a）；若pi＜pe，则气体被压缩，如图11（b）。设活塞向右（或向左）移动了dl的距离，则系统对环境所做的膨胀功（或压缩功）为δW＝-Fedl＝-FeAd（Al）＝-pedV（11）需要指出的是，不论系统是膨胀还是被压缩，体积功均用-pedV来计算，式中pe为外压力。由上式可见，当dV＞0，气体膨胀，系统对环境做功，W＜0；当dV＜0，气体被压缩，环境对系统做功，W＞0。（2）不同过程的体积功1）等容过程
&&&&由于dV＝0，则有W＝-∫V2V1pedV＝02）自由膨胀过程
&&&&也称向真空膨胀过程，即pe＝0的气体膨胀过程，则W＝-∫V2V1pedV＝03）恒外压变化过程
&&&&由于外压pe为常数，则W＝-∫V2V1pedV＝-pe∫V2V1dV＝-pe（V2-V1）4）热力学可逆变化过程
&&&&由于pe＝pi±dp≈pi，则有W＝-∫V2V1pedV＝-∫V2V1（pi±dp）dV≈-∫V2V1pidV1.3&&热力学**定律1.3.1&&热力学能热力学能（thermodynamicenergy）是组成系统的所有质点的能量的总和。它包括分子的平动能、转动能、振动能、分子间势能、电子运动能、化学键能、分子间作用能、原子核能等。随着人们对微观世界认识的不断深入，还会不断有新的运动形式被发现。因此，热力学能的优势地位值无法确定。热力学能用U表示，单位为J。在确定状态下，系统中各质点维持一定的运动形式，热力学能的值也**确定；若系统状态发生变化，则质点的运动形式发生变化，热力学能也随之改变。因此，热力学能是系统的状态函数，其改变值只取决于系统的始态和终态，而与变化途径无关。热力学能属于系统的广度性质，其值的大小与系统中所含物质的量有关，具有加和性。对于均相定组成的封闭系统，其热力学能可表示为温度T和体积V的函数，即U＝f（T，V）。其全微分为dU＝?U?TVdT+?U?VTdV
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