热力学第一定律是那一条啊,教科书上写的u＝W+Q.而我就觉得是q＝W+U.到底是那条是对的,我要解析
热力学第一定律是那一条啊,教科书上写的u＝W+Q.而我就觉得是q＝W+U.到底是那条是对的,我要解析第二条的q为加入的能量,w为系统做的公,u为系统内能变化量.
在热力学中,系统发生变化是,设与环境之间交换的热为Q,与环境交换的功为W,可得热力学能（亦称 内能 ）的变化为ΔU = Q+ W或ΔU=Q-W（目前通用这两种说法,以前一种用的多）,为了避免混淆,物理 中普遍使用第一种,而 化学 中通常是说系统对外 做功 ,故会用后一种.两者区别在符号上,原因在于,物体与环境交换的功W有正负之分,即对外做功时W为负数,此时有U=Q+(-W)[此时W为非负数],即U=Q-W
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2.2.5 Hess定律 某一化学反应,由某一始态到某一终态,可以 一步完成也可分步完成,右图所示： 由于是状态函数的变化,所以, 即：化学反应不管是一步完成或分几步完成,其总反应放出的热或吸收的热总是相同的.数学表达式为： 这一关系是由化学家Germain Henri Hess于1840年通过实验总结出的一条规律,所
内能是状态函数,内能的变化仅与过程的始终态有关,而与过程的途径无关.而做功量与过程的途径有关,根据热一律deltaU=W+Q,Q也必然与过程的途径有关（如无关,则一定的始终态下,Q为一定值,加上一个不确定的W,不可能得到一个确定的deltaU,从而与U是状态函数矛盾）.W取决于途径的道理如不明, 再问： w为什么不同路
从18世纪末到19世纪中叶这段时期里,德国医生迈尔（J.R.Mayer）第一个提出了能量守恒定律,而此定律得到物理学界的确认,却是在英国物理学家焦耳（J.P.Joule）的实验工作发表以后.能量守恒定律定律内容：能量既不会凭空产生,也不会凭空消失,它只能从一种形式转化为别的形式,或者从一个物体转移到别的物体,在转化或转
错.应该说热力学第一定律是一条普适定律.它是从能量守恒的角度推演出来的.具有普适性.在运用时系统可与外界发生热量交换,也可以对外做功（或者外界对系统做功也可以）,你所说的封闭系统和体积功只是让我们的计算过成更加简单而已,并不意味这热力学第一定律的运用具有局限性.
不是一回事情的 不要弄混掉 热力学第一定律是人类在长期的生产和科学实验中总结出来的一条普遍规律,适用于一切热力学过程.热力学第一定律表明,一切热力学过程都必须服从能量守恒定律,因此热力学第一定律实际上是包括热现象在内的能量转化与守恒定律其实能量守衡的原理比较简单．就是能量不会凭空创造,也不会凭空消失,只会通过各种形式转
用热力学第二定律证明.（第一定律不能证明）&&&&设等熵线S与同一条等温线T有两个交点A和B,因此,这两条线可以构成一个循环,并假设为动力循环（顺时针循环,如图）.于是,在等温线上,工质吸热,并经历绝热线（等熵线）后,回到原点,这样,其综合结果为：“工质从单一的热源（即等温线上）
这是因为能量被转移到空气中的边界的工作形式.
外界对气体做功只能是体积变化,容器壁在旋转摩擦气体可以理解为对气体传递热量.例如,以气体为研究对象,如果认为气体不动,则摩擦力对气体不做功.而用滑动摩擦力乘以相对移动的距离,就等于产生的热量.
热力学第一定律是阐明能量转换及守恒的一个基本定律,它反映了工质在热力过程中的能量转换的数量关系.在工质不发生流动时,数学表达式为：q＝u＋W.这可以表述为：一般情况下,加给工质的热量一部分消耗于作膨胀功,另一部分蓄存于工质内部,增加了工质的内能.热可以转变为功,功也可以转变为热,一定量的热消失时,必产生一定量的功；消耗
热力学第一定律的实质是能量守恒与转换定律在热力学上的一种特定应用形式.它说明了热能与机械能互相转换的可能性及其数值关系
参考\x09　　32、我很难概括自己的个性.我对那些模式化的人格尤为反感,我只是按我喜欢的做事而已.我不愿随大流,我是写不出那种“啊,我们光荣的大桥”一类的东西的.
热力系内物质的能量可以传递,其形式可以转换,在转换和传递过程中各种形式能源的总量保持不变.查看原帖
B正确C、D错误显然.A的反例有两类,一类没有非体积功时,不可能做负功,但存在做功为零的特例,气体吸热向真空膨胀.例如焦耳的气体绝热自由膨胀实验中,先对左侧容器加热使压强增大,温度升高,再打开活塞向真空膨胀至恰好等于初始压强.第二类存在非体积功,外界可能同时对系统做非体积功（例如系统中包括一电热丝,外界对系统做电功,也
这就很难了,其实热力学第一定律是讲能量是守恒的,对吧!其实能量的转换是有方向的,所以不考虑热量传递方向的能量守恒是不成立的这是热力学第二定律就是说假如发动机工作时,化学能不可能完全转换为机械能,肯定有部分转换为热能散失,这就是能量转换的方向性,不可能人为改变从热力学第一定律上讲,化学能完全转换为机械能是可以的但是真正是
能量衡算（包括对单一工艺过程,单元生产设备,全厂,全公司的热量平衡,能量平衡等）. 再问： 能否举个实例？多谢了 再答： 例如：一台燃烧天然气、生产300t/h水蒸汽的锅炉，天然气低热值51300kJ/kg，锅炉给水焓值：946.2kJ/kg，锅炉主蒸汽焓值：3475.3kJ/kg，锅炉主蒸汽流量（锅炉满负荷运行）：3
符合,热力学第一定律是能量守恒定律.冰融化成水过程需要吸收热量,冰融化成水需要能量讲其中化学键破坏.所以吸收的能量都用来改变化学键而不是升温,所以符合热一定律
ΔU = Q+ W（这里的W是外界对系统做的功）
在热力学中,系统发生变化时,设与环境之间交换的热为Q,与环境交换的功为W,可得热力学能（亦称内能）的变化为ΔU = Q+ W热力学第一定律其本质是能量守恒.
也就是能量守恒定律.ΔU = Q+ W物理化学思考题――傅献彩-博泰典藏网
U,发生一状态变化后有ΔH=ΔU+Δ（PV），此时ΔH>ΔU吗？为什么？答：不一定。因">
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物理化学思考题――傅献彩
导读：7、等温等压进行的某化学反应，而ΔrH1和ΔrH2是该化学反应达到平衡时实验测得的值，第一章热力学第一定律1、为什么第一定律数学表示式dU=δQ-δW中内能前面用微分号d，而热量和功的前面用δ符号？答：因为内能是状态函数，具有全微分性质。而热量和功不是状态函数，其微小改变值用δ表示。2、公式H=U+PV中H>U,发生一状态变化后有ΔH=ΔU+Δ（PV），此时ΔH>ΔU吗？为什么？答：不一定。因 第一章
热力学第一定律
1、为什么第一定律数学表示式dU=δQ-δW 中内能前面用微分号d，而热量和功的前面用δ符号？ 答：因为内能是状态函数，具有全微分性质。而热量和功不是状态函数，其微小改变值用δ表示。 2、公式H=U+PV中H > U,发生一状态变化后有ΔH =ΔU +Δ（PV）， 此时ΔH
>ΔU吗？为什么？ 答：不一定。因为Δ（PV）可以为零、正数和负数。 3、ΔH = Qp , ΔU = Qv两式的适用条件是什么？ 答：ΔH = Qp此式适用条件是：封闭系等压非体积功为零的体系。 ΔU = Qv此式适用条件是：封闭系等容非体积功为零的体系。 （1）状态确定后，状态函数的值即被确定。 答：对。 （2）状态改变后，状态函数值一定要改变。 答：不对。如：理想气体等温膨胀过程，U和H的值就不变化。 （3）有一个状态函数值发生了变化，状态一定要发生变化。
答：对。 4、想气体绝热向真空膨胀，ΔU=0，ΔH=0对吗？ 答：对。因理想气体绝热向真空膨胀过程是一等温过程。 5、恒压、无相变的单组分封闭体系的焓值当温度升高时是增加、减少还是不变？ 答：增加。
6、当体系将热量传递给环境后，体系的焓值是增加、不变还是不一定改变？ 答：不一定改变。 7、等温等压进行的某化学反应，实验测得T1和T2时的热效应分别为ΔrH1和ΔrH2，用基尔霍夫公式验证时，发现数据不相等。为什么？ 解：用基尔霍夫公式计算的ΔrHm,1和ΔrHm,2是反应物完全变成产物时的值。而ΔrH1和ΔrH2是该化学反应达到平衡时实验测得的值。 8、“功、热与内能均是能量，所以它们的性质相同”这句话正确否？ 答：不正确。虽然功、热与内能都有能量的量纲，但在性质上不同，内能是体系的本身性质，是状态函数。而热与功是体系与环境间交换的能量，是与热力学过程相联系的过程量。功与热是被“交换”或“传递”中的能量，不是体系本身的性质，不是状态函数，与内能性质不同。热与功也有区别，热是微粒无序运动而传递的能量，功是微粒有序运动而传递的能量。 9、 为什么本教材中热力学第一定律表达式是：ΔU＝Q＋W，而有些书中采用ΔU＝Q-W，两者是否有矛盾，为什么? 答：因为本教材规定：体系吸热为正，放热为负；体系对外作功，W为负值，环境对体系作功，W为正值，总的来说，体系在过程中得到能量为正，失去能量为负。在这个规定下，要满足能量守衡原理，则必须是体系吸的热加上环境对体系作的功后，才等于体系内能的变化值，所以是ΔU＝Q＋W。而有些书上，功的符号与上述规定相反，（体系向环境做功，W 为正值，环境向体系做功，W 为负值），则就是ΔU＝Q－W。 10、一体系由A态到B态，沿途径Ⅰ放热 100J，对体系作功 50J。问(1)由A态沿途径Ⅱ到B态体系作功 80J，其Q值为多少？(2) 如体系由B态沿途径Ⅲ回到 2
A态得50J功，体系吸热环是放热？Q为多少？
答：(1) ΔUA→B＝－100＋50＝－50J
Q＝ΔUA→B－W＝－50－(－80)＝30J (2) ΔUB→A＝－ΔUA→B＝50J
Q＝ΔUB→A－W＝50－50＝0
体系不吸热也放热
11、已知体系的状态方程式Ｆ(T，p，V)＝0，由U＝f(T，V)写出当压力不变时气体的内能对温度的变化率的表达式。 答：dU＝(ЭU/ЭT)VdT＋(ЭU/ЭV)TdV压力不变时，除以ｄT：(ЭU/ЭT)p＝(ЭU/ЭT)V＋(ЭU/ЭV)T(ЭV/ЭT)p 12、为什么无非体积功的等压过程的热，只决定于体系的初、终态？ 答：因为无其它功的等压过程中Qp＝ΔH，而 ΔH 是体系状态函数的改变值，其大小只决定于体系的始终态，所以在无其它功的等压过程 Qp 大小只决定于初终态。 13、“因 ΔH＝Qp，所以只有等压过程才有 ΔH。”这句话是否正确？
答：不正确。H是状态函数，H＝U＋pV，凡是体系状态发生变化，不管经过什么过程，体系的焓值都可能变化，即 ΔH 有可能不等于零。 14、因为“ΔH＝Qp，所以Qp 也具有状态函数的性质”对吗？为什么？
答：不对，ΔH＝Qp，只说明Qp 等于状态函数H的变化值 ΔH，仅是数值上相等，并不意味着Qp 具有状态函数的性质。ΔH＝Qp 只能说在恒压而不做非体积功的特定条件下，Qp 的数值等于体系状态函数 H 的改变，而不能认为 Qp 也是状态函数。 15、试证明在无非体积功的等容过程中体系的ΔU＝QV。 证明：ΔU＝Q＋W
ΔV＝0，又无其它功，W=0
ΔU＝QV 16、为什么对于理想气体，公式ΔU=nCV，mdT 可用来计算任一过程的ΔU，并不受定容条件的限制？
答：因为对理想气体，U＝f(T)，内能仅是温度的函数，从始态出发，不论经什么过程，达到不同的终态，只要始终态温度分别相同，ΔU 就一定相同。所以公式ΔU=CV，mdT并不受定容条件的限制。
恒容过程ΔU1CV，mdT
两者终态的温度相同 恒压过程
ΔU2＝ΔU1＋ΔU3
∴ ΔU2＝ΔU1＝CV，mdp 即 1mol理想气体不论什么过程，只要变到相同温度的终态其ΔU 总是等于CV，mdT 17、为什么理想气体常数R在数值上等于1mol理想气体升高1K时所作的等压体积功？ 答：W＝－p外ΔV＝－p(V2-V1)＝－nR(T2-T1)
当 n＝1mol
T2－T1＝1K 时
W＝R 18、体系中有100克N2，完全转化成NH3，如按计量方程式N2＋3H2→2NH3，Δξ=?N2H2―→NH3，Δξ=?，如反应前体系中N2的物质的量n(N2)＝10mol，分别按上述二计量方程式所得的Δξ计算反应后的 n'(N2)＝？ 答：nN2(0)＝100/28＝3.57mol
Δξ1＝[nN2(ξ)-nN2(0)]/νB＝(0-3.57)/(-1)＝3.57mol
Δξ2＝(0-3.57)/(-1/2)＝7.14mol
公式：nB(ξ)＝nB(0)+νBΔξ
nB(0)＝10mol
按方程式：N2＋3H2→2NH3， nN2(3.57)＝10-(-1)×3.57＝6.43mol
N2H2→NH3， n'N2(7.14)＝10-(-1/2)×7.14＝6.43mol
两者结果相同。
19、根据Qp，m＝QV，m+∑νB(g)RT，Qp，m 一定大于QV，m 吗？为什么？举例说明。 答：Qp，不一定大于QV，其大小比较取决于 ∑νB(g) 的符号，若∑νB(g)>0， m m，
则 Qp，m＞ QV，m，但若 ∑νB(g)＜0，
Qp，m＜QV，m
例如：H2(g)O2(g)―→H2O(l)
ΔHm＝Qp＝－285.9 kJ?mol-1
∑νB(g)＝－1.5＜0
QV，m＝Qp，m－∑νB(g)RT＝－285.8×103＋1.5×8.314×298＝－282 kJ?mol-1
Qp，m＜QV，m
又例如：Zn(s)＋H2SO4(aq)―→ZnSO4(aq)＋H2(g)↑
Qp，m＝－177.9 kJ?mol-1
∑νB(g)＝1＞0
QV，m＝Qp，m－∑νB(g)RT＝－177.9×10-3－8.314×298＝－180.37 KJ?mol-1
Qp，m＞QV，m 20、“稳定单值的焓值等于零”；“化合物摩尔生成热就是 1mol 该物质所具有的焓值” 对吗？为什么？ 答：不对。稳定单质的焓值并不等于零。但可以说标准状态下稳定单质的规定焓值等于零，人为规定标准状态下，稳定单质的生成焓，即规定焓为0。化合物的摩尔生 成热不是 1mol 物质所具有的焓的绝对值，而是相对于生成它的稳定单质的焓的相对值。即是以标准状态下稳定单质生成热为零作基线，得出的相对值。 21、 证明由键焓计算反应的 ΔHm 的公式是：ΔrHm＝(-∑ni答：化合物的ΔfHni(ΔH)－(∑njji)(反应物－产物) ) )－∑(nj
而反应热效应
ΔrHm＝∑νB(ΔHm，f)B＝∑νB[∑ni(ΔHj)]B )B－∑νB(∑njjB
＝∑νB(∑niΔH ) 5 包含总结汇报、出国留学、IT计算机、行业论文、自然科学、表格模板、计划方案、高中教育、医药卫生以及物理化学思考题――傅献彩等内容。本文共10页
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