本文目录一览：
- 1、热力学第一定律和第二定律的内容是什么？
- 2、热力学基本定律
- 3、什么是热力学第一定律？
- 4、热学第一定律
热力学第一定律和第二定律的内容是什么？
热力学第一定律（the first law of thermodynamics）是涉及热现象领域内的能量守恒和转化定律，反映了不同形式的能量在传递与转换过程中守恒。
表述为：物体内能的增加等于物体吸收的热量和对物体所作的功的总和。即热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。其推广和本质就是著名的能量守恒定律。
热大纳悔力学第二定律（second law of thermodynamics），热力学基本定律之一，克劳修斯表述为：
热量不能自发地从低温物体转移到高温物体。开尔文表述为：不可能从单一热源取热使之完全转换为有用的功而不产生其他影响。熵增原理：不可逆热力过程中熵的微增量总是大于零。在自然过程中，一个孤立系统的总混乱度（即“熵”）不会减小。
表述形式：
热能可以从一个物体传递给另一个物体，也可以与机械能或其他能量相互转换，在传递和转换过程中，能量的总值不变。
在工程热力学范围内，热力学第一定律可表述为：热能和机械能在转移或茄饥转换时，能量的总量必定守恒。
第二定律指出在自然界中任何的过程都不可能自动地复原，要使系统从终态回到初态必需借助外界的作用，由此可见，热力学系统所进行的不可逆过程的初态和终态之间有着重大的差异，这种差异决定了过程的方向，人们就用状态函数熵来描述这个差异
以上内容参考 百度百科-热力学第一定律
百滚正度百科-热力学第二定律
热力学基本定律
(一)热力学第一定律
1.体系和环境
被划定的研究对象称为体系,亦称为物系或系统。与体系密切相关、有相互作用或影响所能及的部分称为环境。根据体系与环境的关系可以把体系分为三类:①开放体系,体系与环境之间既有物质交换,又有能量交换;②封闭体系,体系与环境之间无物质交换,但有能量交换;③孤立体系,体系与环境之间既无物质交换,又无能量交换,故又称为隔离体系。有时把封闭体系和体系影响所及的环境一起作为孤立体系来考虑。
2.体系的性质
用宏观可测性质来描述体系的热力学状态,这些性质又称为热力学变量。分为两类:①广度性质,又称为容量性质,它的数值与体系的物质的量成正比,如体积、质量、熵等。这种性质有加和性,在数学上是一次齐函数。②强度性质,它的数值取决于体系自身的特点,与体系的数量无关,不具有加和性,如温度、压力等。它在数学上是零次齐函数。指定了物质的量的容量性质即成为强度性质,如摩尔热容。
3.热力学平衡态
当体系的性质不随时间而改变,则体系就处于热力学平衡态,它包括:①热平衡,体系各部分温度相等。②力学平衡,体系各部分压力都相等,边界不再移动。③相平衡,多相共存时,各相的组成和数量不随时间而改变。④化学平衡,反应体系中各物质的数量不再随时间而改变。
4.状态函数
体系的一些性质,其数值仅取决于体系所处的状态,而与体系的历程无关;它的变化值仅取决于体系的始态和终态,而与变化的途径无关。具有这种特性的信陆喊物理量称为状态函数。状态函数的特性可描述为异途同归、值变相等;周而复始,数值还原。状态函数在数学上具有全微分的性质。
5.状态方程
体系状态函数之间的定量关系式称为状态方程。这些方程大体上可以分为四种类型:立方型方程 (Duan et al.,2004;Patel et al.,1982;Peng et al.,1976;Redlich et al.,1949;Soave,1972)、维里 (virial)型方程 (Duan et al.,1992a,1992b;Soave,1999)、半经验统计力学方程 (Churakov et al.,2003a,2003b;Duan et al.,1995,2003)和 Helmholtz自由能参考方程 (Bucker et al.,2006;Setzmann et al.,1991;Span et al.,1996;Wagner et al.,2002)。如范德华方程
(Vm-b)=RT(a和b为常数,P、T和Vm分别为压力、温度和悉胡摩尔体积)就是立方型方程的一种,展开后为Vm的一元三次方程。
6.热和功
体系与环境之间因温差而传递的能量称为热,用符号Q表示。一般地,体系吸热, Q0;体系放热,Q0。体系与环境之间传递的除热以外的其他能量都称为功,用符号W表示。功可分为膨胀功和非膨胀功两大类。W的取号:环境对体系做功,W0;体系对环境做功,W0。Q和W都不是状态函数,其数值与变化途径有关。
7.热力学能
又称内能,是指体系内部能量的总和,包括分子运动的平动能、分子内的转动能、振动能、电子能、核能以及各种粒子之间的相互作用位能等。热力学能是状态函数,用符号U表示,它的绝对值无法测定,只能求出它的变化值。
8.热力学第一定律的表示
热力学第一定律是能量守恒与转化定律在热现象领域内所具有的特殊形式,说明热力学能、热和功之间可以相互转化,但总的能量不变。热力学第一定律是人类经验的总结,说明第一类永动机不可能造成。
地球化学
对于微小变化有
地球化学
因为热力学能是状态函数,数学上具有全微分性质,微小变化可用 dU表示;Q和W不是状态函数,微小变化用δ表示,以示区别。
(二)热力学第二定律
有两种说法,一是克劳修滑野斯 (Clausius)的说法:“不可能把热从低温物体传到高温物体,而不引起其他变化”。二是开尔文 (Kelvin)的说法:“不可能从单一热源取出热使之完全变为功,而不发生其他的变化”。后来被奥斯特瓦德 (Ostward)表述为:“第二类永动机(从单一热源吸热使之完全变为功而不留下任何影响)是不可能造成的”。这三种说法都是等价的。在地球化学研究领域中,热力学第二定律及其派生的热力学参数被广泛应用。
(三)热力学第三定律
一种说法是在热力学温度 0K 时,任何完整晶体 (只有一种排列方式)的熵等于零。另一种说法是在温度趋近于 0K 时的等温过程中,体系的熵值不变,这称为 Nernst 热定理。即:
地球化学
什么是热力学第一定律？
热力学第一定律（the first law of thermodynamics）就是不同形式的能量在传递与转换过程中守恒的定律，表达式为Q=△U+W。表述形式：热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互巧拦山相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。
热力学第衡闹二定律（second law of thermodynamics），热力学基本定律之一，其表述为：不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响，或不可能从单一热源取热使之完全转换为有用的功而不产生其他影响，或不可逆热力过程中熵的微增量总是大于零。
又称“熵增定律”，表明了在自然过程中，一个孤立系统的总混乱度（即“熵”）不会减小。
扩展资料：
热力学第一定律本质上与能量守恒定律是的等同的，是一个普适的定律，适用于孝中宏观世界和微观世界的所有体系，适用于一切形式的能量。
自1850年起，科学界公认能量守恒定律是自然界普遍规律之一。能量守恒与转化定律可表述为：
自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同形式，能够从一种形式转化为另一种形式，但在转化过程中，能量的总值不变。
热力学第一定律是能量守恒与转化定律在热现象领域内所具有的特殊形式，是人类经验的总结，也是热力学最基本的定律之一。
热学第一定律
热力学第一定律热力学第一定律就是能量守恒定律。或者说是热力学范畴内的能量守恒定律。所谓能量守恒与转化定律即“自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同形式，能够从一种形式转化为另一种形式，在转化中，能量的总量不变。”首先考虑在绝热过程中能量的传递和转化。从逻辑上说，在绝热过程的定义中可以不涉及热的概念：一个过程，其中物体状态的变化完全是由于机械的或电的直接作用的结果，而没有受到其他影响，称为绝热过程。绝热过程中，体系状态的变化完全是由于体系对环境作功，或者是环境对体系作功所引起。
从1840年开始，在长达二十多年的期间内，焦耳作了一系列的实验，其中的两个如1.3所示。在图1.3A中，水盛在由绝热壁构成的容器内，重物下降带动叶片在水中搅动，水温受叶片搅动而升高。
如果把水和叶片看作体系，其温度的升高(状态的改变)完全是重物下降作功的结果。在图1.3B中，水和电阻器放在由绝热壁构成的容器内，接上电源，让稳定电流通过电阻器而使水温升高。如果把水和电阻器看作体系，其温度的升高完全是电源作功的结果。这两个绝热过程的实验结果表明，使同量之水升高一定的温度，所需的功在实验误差范围内是相等的。焦耳反覆进行的大量实验都说明：无哪塌让论以何种方式使一个绝热体系自一定的始态变到一定的终态，所需之功都是相等的。换言之，“绝热功之多少只为体系始终态所决定，而与途径（作功方式）无关。”这说法可算是第一定律的一种特殊形式。
状态函数的改变量只为体系的始终态所决定，而与变化途径无关。绝热功与“状态函数的改变量”性质相同，因此可以用绝热过程中外界对体系所作的功WS定义一个状态函数U。在终态B与始态A之差
UB－UA＝DU＝WS （1-13）称状态函数U为内能。
外界对体系作功，Ws为正，体系内能增加；体系对环境作功，WS为负，体系内能减小。不作功的绝热体系为孤立体系，由式(1-13)得孤衫让立体系中所进行的任何过程，DU＝0，即“孤立体系内能不变”，这也是第一定律的一种表述，孤立体系中内能是守恒的。
经验表明，在不作功的情况下，当体系与温度不同的另一物体相接触时(无绝热壁相隔)，体系的状态亦会发生变化，其内能自然也会变化。“在不作功的情况下，封闭体系内能的改变称之为热”，这可作为热的定义。
W＝0， Q＝DU＝UB－UA （1-14）
热是不同于功的体系与环境交换能量的另一种方式。体系吸热，Q为正，体系内能增大；体系放热，Q为负，体系内能减小。一物体吸热，必有另一物体放出等量的热，反之亦然。
过程中，体系既吸热Q，环境对体系又作功W，那么体系内能之改变[结合式(1-13)与式(1-14)]
DU＝Q＋W （1-15）对微小变化过程，写成 dU＝d Q＋d w （1-16）
式(1-15)和(1-16)是热力学第一定律的数学表达式。
第一定律可表述为：“体系在过程中内能之改变等于在过程中体系吸收的热加上外界对体系所作的功。”
应当强调，内能是状态函数，是体系的容量性质。当体系的初态A和终态B给定后，内能的改变就有确定值，与体系从A到B过程所经历的途径无关。dU是内能函数的全微分。内能是指体系内部的能量，包括分子运动的平均能、转动能、振动能、电子及核的能量，以及分子与分子间相互作用的位能等。除内能外，体系还可以有整体运动的动能，在外力场中的位能。化学热力学中，通常是研究宏观静止的物体，无整体运动，并且一般没有特殊的外力场存在(电磁场、离心力场等)，因此无须考虑体系整体运动的动能和在外力场中的位能。
还需注意，式(1× 15)和(1× 16)中的初态和终态应是平衡状态，而过程所经历的中间状态则可以是不平衡的。式(1× 15)和(1× 16)只给出体系内能在过程中的改变量，至于体系内能的绝对数值，热力学是无法确定的。
功和热不是状态函数，不是体系的性质，是与过程有关的物理量。功和热是体系与环境交换能量的两种不同方式，功是宏观方式，与广义位移相联系；热是微观方式，是由于温度的不同，而在体系与环境间所交换的能量。W和Q不能进行微分，d w和d Q不是全微分，它们分别代表微量的功和微量的热。设体系由状态A经历两个不同的过程Ⅰ和Ⅱ到达状态B，过程Ⅰ的功和热是W1和Q1，过程Ⅱ的功和热是W2和Q2，一般地说， W1≠W2，Q1≠Q2，但W1＋Q1＝李局W2＋Q2。
热力学第一定律是人类长期实践的经验总结，十八世纪资本主义发展时代，人们在生产斗争中幻想制造一种机器，能不断地自动作功，而不需任何动力或燃料或他种供给品。后来人们把这种假想的机器称作第一类永动机。在这个幻想指导下，曾经有许多人提出了多种多样的所谓永动机的设计，但所有这些设计在实践中都失败了。在1775年巴黎科学院宣布了不接受关于永动机的发明，这说明当时在科学界已经认识到制造永动机的企图是徒劳无功的了。但是最后确立第一定律，还要在自1840年开始的焦耳和迈耶的热功当量的实验之后。大量实验所得到的结果都是一致的，说明热和功之间有一定的转换关系，这为能量守恒原理提供了科学的实验证据。以后经过精确实验的测定知道1cal(卡)＝4.184J(焦耳)。到1850年，科学界已经公认能量守恒是自然界的规律了。热力学第一定律因此还可表述为：“第一类永动机是不可能造成的。
