热力学能具有状态函数的三个特点的理解?

　　热力学能变是增加20KJ,利用热力学第一定律.
　　在热力学中,系统发生变化时,设与环境之间交换的热为Q（吸热为正,放热为负）,与环境交换的功为W（对外做功为正,外界对物体做功为负）,可得热力学能（亦称内能）的变化为
　　△U=Q-W
　　 =40-20
　　 =20KJ

选 d
du=0,即温度不变的过程,叫“定温过程”,也称“等温过程”,而理想气体的温度与热量是对应的函数关系,即 Q=c×T,故也是定热过程,选 d .

（焓变)即物体焓的变化量.焓是物体的一个热力学能状态函数,即热函：一个系统中的热力作用,等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压力的乘积的总和.
也就是说系统对外做功越大其焓变与内能相差越大.

ΔU=Q+W,恒容体积功为零,无其它功,W=0,故ΔU=Q,即系统热力学能增量=恒容过程吸热量（无非体积功时）.
如有不明欢迎追问.

学过热力学第一定律就知道，这里的热力学能就是系统的内能。对机械系统就是系统的动能和势能的和，即机械能；对材料力学而言，内能就是应变能（即势能，因为一般不考虑杆的质量和杆的速度）。无数的实验证明了内能只与系统的状态有关，而与系统经历的过程无关，因此内能是状态的函数。

选C吧,不可逆循环的话环境也没法回到原来的状态,根据熵增加原理的话那就是C了.
这个我也不是很确定,我也在复习物化,准备考研!热力学这部分概念挺迷糊,错了的话见谅啊!
有什么指教可以交流下.

6.热力学能（内能）
热力学能,过去长期叫内能,符号U,是系统内各种形式能量的总和,例如系统中分子的动能（分子运动包括平动、转动和振动三种形式）、分子内电子运动的能量、原子核内的能量分子间作用能……等等,难以胜数,随认识的深化不断发现新的能量形式,但有一点是肯定无疑的,任何系统在一定状态下内能是一定的,因而热力学能是状态函数.热力学能的绝对值难以确定,也无确定的必要,我们关心的是热力学能的变化,定义△U≡U终态-U始态,只要终态和始态一定,热力学的变化量△U是一定的.
设想向一个系统供热,系统的温度就要上升,这表明,系统的内能增加了,其增加的量当然就等于系统吸收的热量：△U=Q；在设想对一个系统做功,系统的内能也增加了,其增加量当然就等于环境向他做的功△U=W；若即向系统做功,又向系统供热,系统内能的增加量等于环境向他做的功,系统内能的增加就等于吸收的热量与环境向系统做功的总和：
△U=Q+W
系统与环境的能量交换的方向可以倒过来,系统放热、系统向环境做功或者系统即向环境放热又向环境做功,这个关系式是否成立?或者,系统向环境放热的同时环境向系统做功,或环境向系统供热的同时系统向环境做功呢?这个关系时都同样成立.总之,这个关系式概括了一个客观事实：能量及不可能无缘无故地产生,也不会无缘无故地消失,只会从一种形式转变为另一种形式,这就是热力学第一定律,因而下式被称为热力学第一表达式：
△U=QV
以上分析表明,热力学定律是对客观事实进行概括得出的结论.
现在我们来化学反应的内能变化.
例如：在298.15K下按方程式H2（g）+1/2O2（g）＝H2O（g）发生1mol反应,总共放出多少热?
无法回答.因为没有给定从始态（反应物）到终态（生成物）两个状态的温度、体积和压力等状态函数.如果给定终态温度仍为298.15K,即发生等温过程,还不能回答,要看系统的体积或压力是否改变.如果再给定始态和终态系统的体积不变,即反应在一个刚性器壁的容器里进行,即发生等温等容过程,我们才能进行实际测定和理论计算.
可以通过实验来测定反应热效应.测定等温等容反应热效应使用的实验仪器叫做“燃烧弹”（又叫氧弹,因燃烧通常指物质与氧反应）.燃烧弹是一个封闭系统,当用电热丝触发反应发生（电热丝共给的能量因相比与反应发生放出的能量变化太小,可忽略不计）,系统的温度迅速升高,设燃烧弹具有刚性壁,容积一定,系统与环境之间没有发生功交换,若系统温度恢复到298.15K,在等温等容下化学反应的内能变化就完全以热的形式传递给环境.于是可得到：△U=QV
式中Q的下标“V”是表明这种热效应是在系统发生等容过程是测定的,这种热效应称为等容热效应.这个式子表明：当化学反应在等温等容下发生,系统与环境没有功交换（包括膨胀功和有用功）,反应热效应等于反应前后系统的热力学能（内能）的变化量.
经测定,发生上述1mol反应,QV=-240.580kJ/mol（单位中加了“/mol”是表示按上述化学方程式发生1mol反应释放的热量）.为此,我们用下式来表示这个反应的内能变化：
H2（g）+1/2O2（g）＝H2O（g） △rUmΘ（298.15K）=-240.580kJ/mol
符号UmΘ（298.15K）中的下标“r”是反应（reaction）的意思,“m”是发生1mol反应（molar reaction）的意思,上标“Θ”表明反应是在热力学标准状态（thermodynamic standard state）下进行的,括号内给出了这个等温过程的温度,因而符号△rUmΘ的全名应该是标准摩尔反应的能量变化,或反应内能变化.
需要注意的是,如果我们把上述反应写成如下形式,则：
2H2（g）+O2（g）＝2H2O（g） △rUmΘ（298.15K）=-481.160kJ/mol
因为这时△rUmΘ中对应的1mol反应是2mol H2与1mol O2反应得到2mol2H2O（气）.
若燃烧弹内发生一个吸热反应,上式同样成立,所不同的是△rUmΘ〉0.也就是说,当系统恢复到反应前的温度时,系统要从环境吸收相当于反应物变成生成物内能减少的热量.总之,化学反应的热力学能变化（内能变化）△rUmΘ的具体数值是与化学方程式一一对应的,所谓 “对应”,不仅指发生什么反应,而且指怎样书写化学方程式.

原文表述逻辑稍有欠缺,宜修改成“体系不做非体积功时,恒容反应热等于体系热力学能的变化“.原文“体系只做体积功而不做其他功时”可以理解为大前提,恒容可以理解为小前提,二者并不矛盾,只是容易引起误解,恒容（体积功为零）为可理解为只做体积功的一种特例.

物质的量N=PV/T

相变是有一段的
热力学能不变
晗变大,因为汽化潜热

内能增加了250.
双原子气体的定容摩尔热容是5/2R,所以温度上升了250/(5/2R)
双原子气体的摩尔热容是7/2R,所以完成这个过程系统共吸热250*（7/2R)/(5/2R)=350J
所以焓变是350J/mol

绝热,Q=0 刚性 W=0,所以热力学能dU=0
而dH=dU+(P2V2-P1V1),所以dH不等于0.
因为氢气和氧气反应生成了水,前后的物质发生了变化,所以你不能用反应的放热去判断U的变化了,个人观点,不知对你有无帮助

1 ΔH=∫ Cp dT 和 ΔU=∫ Cv dT仅对理想气体成立,实际气体温度不是很低、压强不是很高,例如常温常压,可以近似为理想气体,从而两式近似成立.即便常温常压,也有少数气体分子间作用力不可忽略（例如UF6）,二式不成立.
对于一定量（特定种类的）理想气体,热力学能仅是温度的函数.这是焦耳实验得出的结论,称焦耳定律U=U(T).容易导出Cv=(dU/dT)v,对于一定量理想气体,U是一元函数,则上述偏导数就是导数dU/dT,即Cv=dU/dT,从而dU=CvdT,作定积分即得原式.上述推导未涉及具体过程（未使用任何具体过程的条件）,说明结论对任意过程均成立.至于相变过程一旦发生就不是气体了,自然U=U(T)的前提就不成立了.
类似一定量理想气体H也仅是温度的函数,Cp=(dH/dT)p=dH/dT,从而dH=CpdT.
而非理想气体U=U（T,V）,H=H(T,p),上述结论就不成立了.
2 对于任意气体,温度不变怎么会得到U(p1,T)=U(p2,T)+∫ Cv dT?并且按你的意思,最后一个等于号后面应该是U(p2,T)吧?这实际上就是说任意气体只要T不变,p（或V）如何变都不改变U,当然是错误的.
如果以T,p为独立变量U=U(T,p),则全微分dU=(dU/dT)p dT+(dU/dp)T dp ,其中(dU/dT)p不等于Cv.注：对理想气体(dU/dp)T=0
后面类似,dH=(dH/dT)p dT+(d/H/dp)T dp =Cp dT +(dH/dp)T dp,T不变时,即dT=0,则有
ΔH=∫(dH/dp)T dp （积分限p1,p2）,其中ΔH可写作H(p2,T)-H(p1,T),即
H(p2,T)=H(p1,T) + ∫(dH/dp)T dp.注：对理想气体(dHdp)T=0
如有不明欢迎追问.

不是只随温度的变化而改变, 实际上还受体积等因素的影响.
比如 1kg 100 摄氏度的水蒸气和 1kg 100 摄氏度的水,
温度和质量相同, 但是内能显然不同.
说焓变是温度的函数, 我想是说对于某一确定化学反应来说,
其发生固定摩数反应时的焓变只和温度有关.
那个 pV 的问题, 是焓(热力学能量)向机械能方面转化的结果.
如果不考虑 pV, 那么焓变的确只和温度有关.
理想气体忽略了分子间的作用力,
所以分子势能这一要素就不用考虑了, 而分子势能又与体积有直接关系.
但这些并不是说理想气体不计体积.
(以上体积指的是分子间空隙体积)
克拉伯龙方程中的 V 就是这些分子占的体积(尽管大部分是空隙).

标准摩尔反应焓变：条件是定温定压
标准摩尔反应热力学能变：条件是定温定容
二者的关系是焓变=热力学能变+PV

热力学能,也称为内能,即系统内部的所有能量 (不光对於高中).
注意：“热力学能”不即“热能”,热能不即内能.那是瞎说一气!
热能通常指热量.

物质含有的热能,相对概念,并非绝对.有意义的是其反应前后的差值,放热/吸热.
物质有液态变为气态,需要吸收热能,所以说物质由液态变为气态能量增加.

我们说热力学能和焓只与温度有关,是对于无化学变化、无相变化的理想气体体系中,发生纯的p、V、T变化.该结论不适用于化学变化,或相变化过程.

ΔU=W+Q,其中ΔU为内能的变化量,W为外界对系统的做功量,Q为系统（从外界）的吸热量
（1）ΔU=1200-500=700kJ
（2）ΔU=-200+350=150kJ
（3）ΔU=600+750=1350kJ

请问在标准大气压下,过冷水蒸气凝结为同温度的水,焓和热力学能都是减小的吗?
是的.必然的.
U的变化确实不多.
H=U+PV;
PV减小的多,而U=CmT+相变热,液态比气态热容大,而减少了相变热,于是U的变化小,H变化大.

在压强不太大,温度不太低的情况下的气体称为理想气体.理想气体等温自由膨胀之后,
功w=0 Q=0 ΔU=W+Q 内能不变
实际气体,在压强大,温度低的情况下,自由膨胀气体分子是能增加,内能增大,w=0吸热

"热力学能仅仅是温度T的函数"这是指同一相态而言,也就是没有相变的情况,相变是一个吸热或放热的过程,必然伴随热力学能的变化,所以得相变后,热力学能是发生变化的

恒容是体积不变.
W的意思是膨胀功,公式你肯定也会W=-P*T
既然T没有变化,哪来的膨胀功呢?
恒容和恒压不同.恒容就要计算Q,恒压要计算Q和W,加起来才是U

显然,ΔH=0
ΔU=0
而
Q=W=m×w=m×Rg×T×ln(P1/P2)=0.029×287×300×ln(100/50)=1731 J
完毕

焓H=U+pV,
热力学能就是内能,它包含在焓内,从微观上说,内能一般主要包括系统内所有分子的动能、分子间的相互作用势能、电子能和核内部粒子间的相互作用能等.前两项又可总称为分子热运动能,就是我们通常所说的“内能”.后面两项在大多物理过程中不变,因此一般只需要考虑前两项.但在涉及电子的激发、电离的物理过程中或发生化学反应时电子能将大幅变化,此时内能中必须考虑电子能的贡献.核内部粒子间的相互作用能仅在发生核反应时才会变化,因此绝大多数情形下,都不需要考虑这一部分的能量.内能的绝对量（主要是其中的核内部能量部分）目前还不完全清楚,但不影响我们解决一般问题,对于内能我们常常关心的是其变化量.

气体的热力学能是温度和比体积的函数,但对理想气体来说,因分子之间不存在着作用力,故也就没有内位能,因此,它的热力学能仅有内动能一项,因而与其比体积无关.
而对于实际气体,压强不变时,气体体积的变化会引起热力学能的变化.

热量与内能之间的关系就好比是做功与机械能之间的关系一样.若两区域之间尚未达至热平衡,那么热便在它们中间温度高的地方向温度低的另一方传递.任何物质都有一定数量的内能,这和组成物质的原子、分子的无序运动有关.当两不同温度的物质处于热接触时,它们便交换内能,直至双方温度一致,也就是达致热平衡.这里,所传递的能量数便等同于所交换的热量数.许多人把热量跟内能弄混,其实热量指的是内能的变化、系统的做功.热量描述内能的变化量,而内能是状态量,是系统的态函数,对应系统的一个状态点.充分了解热量与内能的区别是明白热力学第一定律的关键.热传递过程中物体之间传递的热量与过程（绝热,等温,等压）相联系,即吸热或放热必在某一过程中进行．物体处于某一状态时不能说它含有多少热量（热量是过程量,相当于delta)． 注意（热量只是一个热传递过程中的名词,如单单说一个物体热量的多少是不正确的,因为内能是物体的一种属性,任何物体都具有内能,热量：在热传递中,传递内能的多少叫做热量.）

100J
100J

这是错的.因为这些都是状态函数,只与状态有关,循环就是回到原来的状态.所以一切状态函数变化值都为零才对.所以它是错的
仅供参考

氮气是双原子分子,自由度是 i = 5
0.28kg是10mol
ΔE = i/2 ν R ΔT
= 5/2 *10*8.31*(70-20)
= 10387.5 J

克拉伯龙方程pv=nRT可得T与pv成正比

双原子分子理想气体,其热容比r=cp0/cv0=7/5=1.4（这个貌似要背的吧,有个表格的）,热力学能变化△U=mcv0△T=500J,焓的变化△H=mcp0△T=（mcv0△T）（cp0/cv0）=△Ur=500J*1.4=700J

△U=0,△H=a(p2-p1).
证明如下：
因为dU=TdS-pdV,令T不变,两边同除dV,得
(∂U/∂V)(T下标)=T(∂S/∂V)(T下标)-p
又状态方程可化为
p=RT/(V-a)
由麦克斯韦关系式(∂S/∂V)(T下标)=(∂p/∂T)(V下标)可得
(∂S/∂V)(T下标)={∂[RT/(V-a)]/∂T}(V下标)=R/(V-a)
代入*式,得
(∂U/∂V)(T下标)=RT/(V-a)-p=p-p=0
对V从V1=RT/p1+a到V2=RT/p2+a积分(也就是压强由p1变为p2),得△U=0
又△H=△U+△(pV)=△(pV)
而△(pV)=R△T+a△p=a△p=a(p2-p1)
所以△H=a(p2-p1)
之所以由这个状态方程导出不合常理的内能不随压强/体积变化的结论,是因为这个状态方程本身也不合实际：它只把分子本身看作刚性球,占据了体积a,有效体积变为V-a.这实际上是分子间相互排斥的一种近似.而对于分子间的相互吸引,它并没有相应地对实际压强较理想气体的减小作出校正(参考范德华方程).因而,这个“实际气体”状态方程对应的模型里,气体分子间是没有引力的,而排斥被简化成了刚性球碰撞,也不存在真正的斥力.也就是说,在这种“实际气体”里,不碰撞的分子间是没有相互作用的,没有势能,内能只与分子动能或温度有关.因此,等温膨胀或压缩内能是不变的.
但这个模型里,分子本身是有体积的.在不同的压强下,排除分子本身的体积a对外做功的量ap是不一样的.所以焓会有变化.

不一定.

非体积功为零时,气体向真空膨胀,外压为零,W为零,则△U=Q
如果是绝热过程,Q=0,则△U=0
如果整个过程是等温过程,且气体为理想气体,则△U仅为温度的函数,即为0

热力学能不变 ,因为温度不变
熵的计算可以把几种气体单独看,看成它们分别向真空膨胀到混合后的体积,求得这种气体的熵,再把各种气体的熵相加就是总的混合熵,当然熵增加

因为H和U均是状态函数,状态函数只与初终态有关,而与过程无关.
例如,温度T是状态函数,
1、将水从20度（初态）降温到10度,再由10度升温到90度（终态）,温度的初终态变化是90-20=70度；
2、同样将水从20度（初态）升温到50度,再由50度降温到30度,再由30度升温到90度（终态）,这时初终态的温度差仍然是90-20=70度.
焓或者热力学能一样,是体系的状态函数,只要初终态一样,它的改变值是相同的,不管经过了什么过程,同温度一样的道理.

热力学能的符号是U,单位是开尔文（K）,千真万确,祝你考试过关,遇到不懂的继续问.

热力学能是相对概念,就像势能,由情况定义吧.
在工程热力学中,经常遇到的是工质从一个状态变化到另一个状态,需要计算的是热力学能的变化量,而不是他的绝对值.因此,热力学能的基准点（零点）可以人为的选定,例如取0K或0摄氏度的气体的热力学能为零

估计焓的单位为：kJ/kg
P=100atm=100×10132≈10 MPa
所以 u=h-P×v=806.6-(10×10^3)×0.003347=773.13 kJ/kg

这个只是写这题的人没有把标准自由能变值写出来,他直接写的答案.这个等于生成物标准自由能变减去反应物标准自由能变!

物质 H ,G ,S ,C
P=100KPa T=298.15K
Ag(s) 0 0 42.55 25.35
AgCl(s) -127.07 -109.78 96.2 50.79
Ag2O(s) -31.0 -11.2 121 65.86
Al(s) 0 0 28.3 24.4
Al2O3(a刚玉)-1679 -1582 50.92 79.04
Br2(l) 0 0 152.23 75.689
Br2(g) 30.91 3.11 245.46 36.0
HBr(g) -36.4 -54.45 198.70 29.14
Ca(s) 0 0 41.6 26.4
CaC2(s) -62.8 -67.8 70.3
CaCO3(方解石)-1206.8 -1128.8 92.9
CaO(s) -635.09 -604.2 40
Ca(OH)2 (s) -986.59 -896.69 76.1
C(石墨) 0 0 5.740 8.527
C(金刚石) 1.897 2.900 2.38 6.1158
CO(g) -110.52 -137.17 197.67 29.12
CO2(g) -393.51 -394.36 213.7 37.1
CS2(l) 89.7 65.27 151.3 75.7
CS2(g) 117.4 67.12 237.4 83.05
CCl4(l) -135.4 -65.20 216.4 131.8
CCl4(g) -103 -60.60 309.8 83.30
HCN(l) 108.9 124.9 112.8 70.63
HCN(g) 135 125 201.8 35.9
Cl2(g) 0 0 223.07 33.91
Cl(g) 121.67 105.68 165.20 21.84
HCl(g) -92.307 -95.229 186.91 29.1
Cu(s) 0 0 33.15 24.43
CuO(s) -157 -130 42.63 42.30
Cu2O(s) -169 -146 93.14 63.64
F2(g) 0 0 202.3 31.3
HF(g) -271 -273 173.78 29.13
Fe(a) 0 0 27.3 25.1
FeCl2(s) -341.8 -302.3 117.9 76.65
FeCl3(s) -399.5 -334.1 142 96.65
FeO(s) -272
Fe2O3(赤铁矿)-824.2 -742.2 87.40 103.8
Fe3O4(磁铁矿)-1118 -1015 146 143.4
FeSO4(s) -928.4 -820.8 108 100.6
H2(g) 0 0 130.68 28.82
H(g) 217.97 203.24 114.71 20.786
H2O(l) -285.83 -237.13 69.91 75.291
H2O(g) -241.82 -228.57 188.83 33.58
I2(s) 0 0 116.14 54.438
I2(g) 62.438 19.33 260.7 36.9
I(g) 106.84 70.267 180.79 20.79
HI(g) 26.5 1.7 206.59 29.16
Mg(s) 0 0 32.5
MgCl2(s) -641.83 -592.3 89.5
MgO(s) -601.83 -569.55 27
Mg(OH)2 (s)-924.66 -833.68 63.14
Na(s) 0 0 51.0
Na2CO3(s) -1131 -1048 136
NaHCO3(s) -947 -851.8 102
NaCl(s) -411.0 -384.0 72.38
NaNO3(s) -466.68 -365.8 116
Na2O(s) -416 -377 72.8
NaOH(s) -426.73 -379.1
Na2SO4(s) -1348.5 -1266.7 149.5

既然是一定质量的理想气体,当温度升高时,它的内能是增大的.

4、9、10、11、22、26、30、31、34、35、36、37、38是对的.（我水平有限,不一定都对,只供你参考.如果有问题,我们可以再一起讨论.）

错,工质可能发生化学反应,吸热转换为化学能.或者公质发光等.

不对.
因为如果在吸热的同时还对外做功,且对外做功的能量超过吸收的热量,则整体热能没有增加反而下降.

怎么类?可逆反应都伴有能量的消耗肯定不到△H啊

热力学第一定律：dU=dq+dw,w为外力对系统做功,
∵w=-∫fdl=-∫pSdl=-∫pdV
∴dU=dq-pdV
∵q是关于T的函数,所以U可表示为T、V的函数
∴dU=CvdT+CtdV,对于理想气体而言,Ct为零,对于真实气体而言,Ct很小
∴dU=CvdT恒成立
等温过程：
dU=0,pdV=dq
△q=∫(过程1到2)pdV=∫(过程1到2,默认后面都是)RTdV/V=RT*ln(V2/V1)=RT*ln(p1/p2)
等容过程：
dV=0,即dw=0
dU=dq=CvdT,然后积分
等压过程：
dp=0
dq=dU+pdV=CvdT+d(pV)=CvdT+RdT=CpdT
（可直接理解为压强不变时,温度直接决定输入的热能）
绝热过程：
dq=0
dU=dw=-pdV=CvdT
∴-RTdV/V=CvdT
∴-RdV/V=CvdT/T
∴-R∫dV/V=Cv∫dT/T
∴R*ln(V1/V2)=Cv*ln(T2/T1)
∴(V1/V2)^R=(T2/T1)^Cv
(V1/V2)^(γ-1)=T2/T1,就得到了体积变化与温度变化的关系
∵T=pV/R
∴代入得(V1/V2)^γ=p2/p1,即p1*V1^γ=p2*V2^γ,pV^γ=常量,
就得到变化压强与变化体积的关系

都是化学上的东西
熵,符号S描述热力学系统的重要态函数之一,ΔS=ΔQ/(-T)
焓，符号H，是一个系统的热力学参数。：⑴H=U+pV 焓=流动内能+推动功 ⑵焓表示流动工质所具有的能量中，取决于热力状态的那部分能量
吉布斯自由能符号ΔG=ΔH－TΔS ,G叫做吉布斯自由能。因为H、T、S均为状态函数，所以G为状态函数。吉布斯自由能的变化可作为恒温、恒压过程自发与平衡的判据...