物理化學電子教案—第一章熱力學第一定律及其應用TheFirstLawOfThermodynamics第一章熱力學第一定律及其應用1.1

熱力學概論1.2熱力學第一定律1.8熱化學1.3準靜態過程與可逆過程1.4焓1.5熱容1.6熱力學第一定律對理想氣體的應用1.7實際氣體第一章熱力學第一定律及其應用

1.9赫斯定律

1.10幾種熱效應1.11反應熱與溫度的關系——基爾霍夫定律

1.12絕熱反應——非等溫反應*1.13熱力學第一定律的微觀說明1.1熱力學概論熱力學的研究對象熱力學的方法和局限性體系與環境體系的分類體系的性質熱力學平衡態狀態函數狀態方程熱和功幾個基本概念：熱力學的研究對象研究熱、功和其他形式能量之間的相互轉換及其轉換過程中所遵循的規律；研究各種物理變化和化學變化過程中所發生的能量效應；研究化學變化的方向和限度。熱力學的方法和局限性熱力學方法研究對象是大數量分子的集合體，研究宏觀性質，所得結論具有統計意義。只考慮變化前后的凈結果，不考慮物質的微觀結構和反應機理。能判斷變化能否發生以及進行到什么程度，但不考慮變化所需要的時間。局限性不知道反應的機理、速率和微觀性質，只講可能性，不講現實性。體系與環境體系（System）在科學研究時必須先確定研究對象，把一部分物質與其余分開，這種分離可以是實際的，也可以是想象的。這種被劃定的研究對象稱為體系，亦稱為物系或系統。環境（surroundings）與體系密切相關、有相互作用或影響所能及的部分稱為環境。體系分類根據體系與環境之間的關系，把體系分為三類：（1）敞開體系（opensystem）

體系與環境之間既有物質交換，又有能量交換。體系分類根據體系與環境之間的關系，把體系分為三類：（2）封閉體系（closedsystem）

體系與環境之間無物質交換，但有能量交換。體系分類根據體系與環境之間的關系，把體系分為三類：（3）孤立體系（isolatedsystem）

體系與環境之間既無物質交換，又無能量交換，故又稱為隔離體系。有時把封閉體系和體系影響所及的環境一起作為孤立體系來考慮。體系分類體系的性質用宏觀可測性質來描述體系的熱力學狀態，故這些性質又稱為熱力學變量。可分為兩類：廣度性質（extensiveproperties）

又稱為容量性質，它的數值與體系的物質的量成正比，如體積、質量、熵等。這種性質有加和性，在數學上是一次齊函數。強度性質（intensiveproperties）

它的數值取決于體系自身的特點，與體系的數量無關，不具有加和性，如溫度、壓力等。它在數學上是零次齊函數。指定了物質的量的容量性質即成為強度性質，如摩爾熱容。熱力學平衡態當體系的諸性質不隨時間而改變，則體系就處于熱力學平衡態，它包括下列幾個平衡：熱平衡（thermalequilibrium）

體系各部分溫度相等。力學平衡（mechanicalequilibrium）

體系各部的壓力都相等，邊界不再移動。如有剛壁存在，雖雙方壓力不等，但也能保持力學平衡。熱力學平衡態相平衡（phaseequilibrium）

多相共存時，各相的組成和數量不隨時間而改變。化學平衡（chemicalequilibrium）

反應體系中各物的數量不再隨時間而改變。當體系的諸性質不隨時間而改變，則體系就處于熱力學平衡態，它包括下列幾個平衡：狀態函數體系的一些性質，其數值僅取決于體系所處的狀態，而與體系的歷史無關；它的變化值僅取決于體系的始態和終態，而與變化的途徑無關。具有這種特性的物理量稱為狀態函數（statefunction）。狀態函數的特性可描述為：異途同歸，值變相等；周而復始，數值還原。狀態函數在數學上具有全微分的性質。狀態方程體系狀態函數之間的定量關系式稱為狀態方程（stateequation）。對于一定量的單組分均勻體系，狀態函數T,p,V之間有一定量的聯系。經驗證明，只有兩個是獨立的，它們的函數關系可表示為：T=f（p,V）p=f（T,V）V=f（p,T）例如，理想氣體的狀態方程可表示為：

pV=nRT熱和功功（work）Q和W都不是狀態函數，其數值與變化途徑有關。體系吸熱，Q>0；體系放熱，Q<0。熱（heat）體系與環境之間因溫差而傳遞的能量稱為熱，用符號Q

表示。Q的取號：體系與環境之間傳遞的除熱以外的其它能量都稱為功，用符號W表示。功可分為膨脹功和非膨脹功兩大類。W的取號：環境對體系作功，W>0；體系對環境作功，W<0。1．2熱力學第一定律熱功當量能量守恒定律熱力學能第一定律的文字表述第一定律的數學表達式熱功當量焦耳（Joule）和邁耶(Mayer)自1840年起，歷經20多年，用各種實驗求證熱和功的轉換關系，得到的結果是一致的。 即：1cal=4.1840J這就是著名的熱功當量，為能量守恒原理提供了科學的實驗證明。能量守恒定律到1850年，科學界公認能量守恒定律是自然界的普遍規律之一。能量守恒與轉化定律可表述為：自然界的一切物質都具有能量，能量有各種不同形式，能夠從一種形式轉化為另一種形式，但在轉化過程中，能量的總值不變。熱力學能

熱力學能（thermodynamicenergy）以前稱為內能（internalenergy）,它是指體系內部能量的總和，包括分子運動的平動能、分子內的轉動能、振動能、電子能、核能以及各種粒子之間的相互作用位能等。熱力學能是狀態函數，用符號U表示，它的絕對值無法測定，只能求出它的變化值。第一定律的文字表述熱力學第一定律（TheFirstLawofThermodynamics）

是能量守恒與轉化定律在熱現象領域內所具有的特殊形式，說明熱力學能、熱和功之間可以相互轉化，但總的能量不變。也可以表述為：第一類永動機是不可能制成的。第一定律是人類經驗的總結。第一定律的文字表述第一類永動機（firstkindofperpetualmotionmechine) 一種既不靠外界提供能量，本身也不減少能量，卻可以不斷對外作功的機器稱為第一類永動機，它顯然與能量守恒定律矛盾。 歷史上曾一度熱衷于制造這種機器，均以失敗告終，也就證明了能量守恒定律的正確性。第一定律的數學表達式U=Q+W對微小變化：dU=Q+W因為熱力學能是狀態函數，數學上具有全微分性質，微小變化可用dU表示；Q和W不是狀態函數，微小變化用表示，以示區別。也可用U=Q-W表示，兩種表達式完全等效，只是W的取號不同。用該式表示的W的取號為：環境對體系作功，W<0；體系對環境作功，W>0

。1．3準靜態過程與可逆過程功與過程準靜態過程可逆過程功與過程設在定溫下，一定量理想氣體在活塞筒中克服外壓,經4種不同途徑，體積從V1膨脹到V2所作的功。1.自由膨脹（freeexpansion）

2.等外壓膨脹（pe保持不變）因為

體系所作的功如陰影面積所示。

功與過程功與過程3.多次等外壓膨脹(1)克服外壓為，體積從膨脹到；(2)克服外壓為，體積從

膨脹到；(3)克服外壓為，體積從膨脹到。可見，外壓差距越小，膨脹次數越多，做的功也越多。

所作的功等于3次作功的加和。功與過程功與過程4.外壓比內壓小一個無窮小的值外相當于一杯水，水不斷蒸發，這樣的膨脹過程是無限緩慢的，每一步都接近于平衡態。所作的功為：這種過程近似地可看作可逆過程，所作的功最大。功與過程功與過程1.一次等外壓壓縮

在外壓為

下，一次從壓縮到，環境對體系所作的功（即體系得到的功）為：壓縮過程將體積從壓縮到，有如下三種途徑：功與過程功與過程2.多次等外壓壓縮

第一步：用的壓力將體系從壓縮到；第二步：用的壓力將體系從壓縮到；第三步：用的壓力將體系從壓縮到。整個過程所作的功為三步加和。功與過程功與過程3.可逆壓縮如果將蒸發掉的水氣慢慢在杯中凝聚，使壓力緩慢增加，恢復到原狀，所作的功為：則體系和環境都能恢復到原狀。功與過程功與過程從以上的膨脹與壓縮過程看出，功與變化的途徑有關。雖然始終態相同，但途徑不同，所作的功也大不相同。顯然，可逆膨脹，體系對環境作最大功；可逆壓縮，環境對體系作最小功。功與過程小結：

準靜態過程（guasistaticprocess）在過程進行的每一瞬間，體系都接近于平衡狀態，以致在任意選取的短時間dt內，狀態參量在整個系統的各部分都有確定的值，整個過程可以看成是由一系列極接近平衡的狀態所構成，這種過程稱為準靜態過程。準靜態過程是一種理想過程，實際上是辦不到的。上例無限緩慢地壓縮和無限緩慢地膨脹過程可近似看作為準靜態過程。可逆過程（reversibleprocess）體系經過某一過程從狀態（1）變到狀態（2）之后，如果能使體系和環境都恢復到原來的狀態而未留下任何永久性的變化，則該過程稱為熱力學可逆過程。否則為不可逆過程。上述準靜態膨脹過程若沒有因摩擦等因素造成能量的耗散，可看作是一種可逆過程。過程中的每一步都接近于平衡態，可以向相反的方向進行，從始態到終態，再從終態回到始態，體系和環境都能恢復原狀。可逆過程（reversibleprocess）可逆過程的特點：（1）狀態變化時推動力與阻力相差無限小，體系與環境始終無限接近于平衡態；（3）體系變化一個循環后，體系和環境均恢復原態，變化過程中無任何耗散效應；（4）等溫可逆過程中，體系對環境作最大功，環境對體系作最小功。（2）過程中的任何一個中間態都可以從正、逆兩個方向到達；常見的變化過程（1）等溫過程（isothermalprocess)

在變化過程中，體系的始態溫度與終態溫度 相同，并等于環境溫度。（2）等壓過程（isobaricprocess)

在變化過程中，體系的始態壓力與終態壓力 相同，并等于環境壓力。（3）等容過程（isochoricprocess)

在變化過程中，體系的容積始終保持不變。常見的變化過程（4）絕熱過程（adiabaticprocess)

在變化過程中，體系與環境不發生熱的傳遞。 對那些變化極快的過程，如爆炸，快速燃燒， 體系與環境來不及發生熱交換，那個瞬間可 近似作為絕熱過程處理。（5）循環過程（cyclicprocess)

體系從始態出發，經過一系列變化后又回到 了始態的變化過程。在這個過程中，所有狀 態函數的變量等于零。1.4焓（enthalpy）焓的定義式：

H=U+pV焓不是能量 雖然具有能量的單位，但不遵守能量守恒定律。焓是狀態函數定義式中焓由狀態函數組成。為什么要定義焓？為了使用方便，因為在等壓、不作非膨脹功的條件下，焓變等于等壓熱效應

。

容易測定，從而可求其它熱力學函數的變化值。1.5熱容（heatcapacity）對于組成不變的均相封閉體系，不考慮非膨脹功，設體系吸熱Q，溫度從T1

升高到T2,則：(溫度變化很小)平均熱容定義：單位1.5熱容（heatcapacity）比熱容：它的單位是 或 。 規定物質的數量為1g（或1kg）的熱容。規定物質的數量為1mol的熱容。摩爾熱容Cm：單位為：。1.5熱容（heatcapacity）等壓熱容Cp：等容熱容Cv： 熱容與溫度的函數關系因物質、物態和溫度區間的不同而有不同的形式。例如，氣體的等壓摩爾熱容與T的關系有如下經驗式：1.5熱容（heatcapacity）熱容與溫度的關系：或式中a,b,c,c’,...

是經驗常數，由各種物質本身的特性決定，可從熱力學數據表中查找。1．6熱力學第一定律對理想氣體的應用蓋呂薩克—焦耳實驗理想氣體的熱力學能和焓理想氣體的Cp與Cv之差絕熱過程Gay-Lussac-Joule實驗將兩個容量相等的容器，放在水浴中，左球充滿氣體，右球為真空（如上圖所示）。水浴溫度沒有變化，即Q=0；由于體系的體積取兩個球的總和，所以體系沒有對外做功，W=0；根據熱力學第一定律得該過程的 。蓋呂薩克1807年，焦耳在1843年分別做了如下實驗：打開活塞，氣體由左球沖入右球，達平衡（如下圖所示）。Gay-Lussac-Joule實驗理想氣體的熱力學能和焓從蓋呂薩克—焦耳實驗得到理想氣體的熱力學能和焓僅是溫度的函數，用數學表示為：即：在恒溫時，改變體積或壓力，理想氣體的熱力學能和焓保持不變。還可以推廣為理想氣體的Cv,Cp也僅為溫度的函數。理想氣體的Cp與Cv之差氣體的Cp恒大于Cv。對于理想氣體：

因為等容過程中，升高溫度，體系所吸的熱全部用來增加熱力學能；而等壓過程中，所吸的熱除增加熱力學能外，還要多吸一點熱量用來對外做膨脹功，所以氣體的Cp恒大于Cv

。一般封閉體系Cp與Cv之差根據復合函數的偏微商公式（見下頁）代入上式，得：一般封閉體系Cp與Cv之差對理想氣體，所以一般封閉體系Cp與Cv之差證明：代入表達式得：設：一般封閉體系Cp與Cv之差重排，將項分開，得：對照的兩種表達式，得：因為也是的函數，絕熱過程（addiabaticprocess)絕熱過程的功在絕熱過程中，體系與環境間無熱的交換，但可以有功的交換。根據熱力學第一定律：這時，若體系對外作功，熱力學能下降，體系溫度必然降低，反之，則體系溫度升高。因此絕熱壓縮，使體系溫度升高，而絕熱膨脹，可獲得低溫。絕熱過程（addiabaticprocess)絕熱過程方程式理想氣體在絕熱可逆過程中，三者遵循的關系式稱為絕熱過程方程式，可表示為：式中，均為常數，。在推導這公式的過程中，引進了理想氣體、絕熱可逆過程和是與溫度無關的常數等限制條件。絕熱過程（addiabaticprocess)絕熱可逆過程的膨脹功理想氣體等溫可逆膨脹所作的功顯然會大于絕熱可逆膨脹所作的功，這在P-V-T三維圖上看得更清楚。在P-V-T三維圖上，黃色的是等壓面；蘭色的是等溫面；紅色的是等容面。體系從A點等溫可逆膨脹到B點，AB線下的面積就是等溫可逆膨脹所作的功。絕熱過程（addiabaticprocess)絕熱可逆過程的膨脹功如果同樣從A點出發，作絕熱可逆膨脹，使終態體積相同，則到達C點，AC線下的面積就是絕熱可逆膨脹所作的功。顯然，AC線下的面積小于AB線下的面積，C點的溫度、壓力也低于B點的溫度、壓力。絕熱過程（addiabaticprocess)絕熱過程（addiabaticprocess)從兩種可逆膨脹曲面在PV面上的投影圖看出：兩種功的投影圖AB線斜率：AC線斜率：同樣從A點出發，達到相同的終態體積，等溫可逆過程所作的功（AB線下面積）大于絕熱可逆過程所作的功（AC線下面積）。因為絕熱過程靠消耗熱力學能作功，要達到相同終態體積，溫度和壓力必定比B點低。絕熱過程（addiabaticprocess)絕熱過程（addiabaticprocess)絕熱功的求算（1）理想氣體絕熱可逆過程的功所以因為絕熱過程（addiabaticprocess)（2）絕熱狀態變化過程的功因為計算過程中未引入其它限制條件，所以該公式適用于定組成封閉體系的一般絕熱過程，不一定是理想氣體，也不一定是可逆過程。1.7實際氣體Joule-Thomson效應

Joule在1843年所做的氣體自由膨脹實驗是不夠精確的，1852年Joule和Thomson

設計了新的實驗，稱為節流過程。在這個實驗中，使人們對實際氣體的U和H的性質有所了解，并且在獲得低溫和氣體液化工業中有重要應用。節流過程（throttlingproces) 在一個圓形絕熱筒的中部有一個多孔塞和小孔，使氣體不能很快通過，并維持塞兩邊的壓差。 圖2是終態，左邊氣體壓縮，通過小孔，向右邊膨脹，氣體的終態為 。 實驗裝置如圖所示。圖1是始態，左邊有狀態為

的氣體。節流過程（throttlingproces)節流過程的U和H開始，環境將一定量氣體壓縮時所作功（即以氣體為體系得到的功）為：節流過程是在絕熱筒中進行的，Q=0，所以：氣體通過小孔膨脹，對環境作功為：節流過程的U和H在壓縮和膨脹時體系凈功的變化應該是兩個功的代數和。即節流過程是個等焓過程。移項焦––湯系數定義：

>0經節流膨脹后，氣體溫度降低。

稱為焦-湯系數（Joule-Thomsoncoefficient),它表示經節流過程后，氣體溫度隨壓力的變化率。是體系的強度性質。因為節流過程的,所以當：<0經節流膨脹后，氣體溫度升高。

=0經節流膨脹后，氣體溫度不變。轉化溫度（inversiontemperature)

當時的溫度稱為轉化溫度，這時氣體經焦-湯實驗，溫度不變。在常溫下，一般氣體的均為正值。例如，空氣的，即壓力下降，氣體溫度下降。

但和等氣體在常溫下，，經節流過程，溫度反而升高。若降低溫度，可使它們的 。等焓線（isenthalpiccurve)為了求的值，必須作出等焓線，這要作若干個節流過程實驗。如此重復，得到若干個點，將點連結就是等焓線。實驗1，左方氣體為，經節流過程后終態為，在T-p圖上標出1、2兩點。實驗2，左方氣體仍為，調節多孔塞或小孔大小，使終態的壓力、溫度為，這就是T-p圖上的點3。等焓線（isenthalpiccurve)顯然，在點3左側，等焓線（isenthalpiccurve)在點3右側，在點3處， 。 在線上任意一點的切線，就是該溫度壓力下的值。轉化曲線（inversioncurve)在虛線以左，，是致冷區，在這個區內，可以把氣體液化；虛線以右，，是致熱區，氣體通過節流過程溫度反而升高。選擇不同的起始狀態，作若干條等焓線。將各條等焓線的極大值相連，就得到一條虛線，將T-p圖分成兩個區域。轉化曲線（inversioncurve)轉化曲線（inversioncurve)顯然，工作物質（即筒內的氣體）不同，轉化曲線的T,p區間也不同。例如，的轉化曲線溫度高，能液化的范圍大；而和則很難液化。轉化曲線（inversioncurve)決定值的因素對定量氣體，經過Joule-Thomson實驗后，，故：值的正或負由兩個括號項內的數值決定。代入得：決定值的因素實際氣體第一項大于零，因為 實際氣體分子間有引力，在等溫時，升 高壓力，分子間距離縮小，分子間位能 下降，熱力學能也就下降。理想氣體第一項等于零，因為決定值的因素理想氣體第二項也等于零，因為等溫時pV=常數，所以理想氣體的。實際氣體第二項的符號由決定，其數值可從pV-p等溫線上求出，這種等溫線由氣體自身的性質決定。實際氣體的pV-p等溫線273K時和的pV-p等溫線，如圖所示。1.H2要使 ，必須降低溫度。則第二項小于零，而且絕對值比第一項大，所以在273K時， 的。實際氣體的pV-p等溫線2.CH4在（1）段， ，所以第二項大于零， ；在（2）段， ，第二項小于零，的符號決定于第一、二項的絕對值大小。通常，只有在第一段壓力較小時，才有可能將它液化。將稱為內壓力，即：實際氣體的內壓力（internalpressure)實際氣體的不僅與溫度有關，還與體積（或壓力）有關。因為實際氣體分子之間有相互作用，在等溫膨脹時，可以用反抗分子間引力所消耗的能量來衡量熱力學能的變化。vander

Waals

方程如果實際氣體的狀態方程符合vander

Waals

方程,則可表示為： 式中是壓力校正項，即稱為內壓力；是體積校正項，是氣體分子占有的體積。vander

Waals

方程等溫下，實際氣體的不等于零。1.8熱化學反應進度等壓、等容熱效應熱化學方程式壓力的標準態反應進度（extentofreaction）20世紀初比利時的Dekonder引進反應進度的定義為：

和

分別代表任一組分B在起始和t時刻的物質的量。

是任一組分B的化學計量數，對反應物取負值，對生成物取正值。設某反應單位：mol反應進度（extentofreaction）引入反應進度的優點：在反應進行到任意時刻，可以用任一反應物或生成物來表示反應進行的程度，所得的值都是相同的，即：反應進度被應用于反應熱的計算、化學平衡和反應速率的定義等方面。注意：應用反應進度，必須與化學反應計量方程相對應。例如：當

都等于1mol

時，兩個方程所發生反應的物質的量顯然不同。等壓、等容熱效應反應熱效應當體系發生反應之后，使產物的溫度回到反應前始態時的溫度，體系放出或吸收的熱量，稱為該反應的熱效應。等容熱效應

反應在等容下進行所產生的熱效應為

,如果不作非膨脹功，

,氧彈量熱計中測定的是

。

等壓熱效應

反應在等壓下進行所產生的熱效應為，如果不作非膨脹功，則。等壓、等容熱效應

與的關系當反應進度為1mol時：

式中

是生成物與反應物氣體物質的量之差值，并假定氣體為理想氣體。或

等壓、等容熱效應反應物生成物

（3）

（2）等容

與

的關系的推導生成物

等壓、等容熱效應反應物生成物

（3）

（2）等容

生成物

對于理想氣體，

所以：熱化學方程式

表示化學反應與熱效應關系的方程式稱為熱化學方程式。因為U,H的數值與體系的狀態有關，所以方程式中應該注明物態、溫度、壓力、組成等。對于固態還應注明結晶狀態。例如：298.15K時

H2(g,p)+I2(g,p)=2HI(g,p)

△rHm(298.15K)=-51.8kJ·mol式中：△rHm(298.15K)表示反應物和生成物都處于標準態時，在298.15K，反應進度為1mol時的焓變。p代表氣體的壓力處于標準態。熱化學方程式焓的變化反應物和生成物都處于標準態反應進度為1mol反應（reaction）反應溫度△rHm(298.15K)熱化學方程式反應進度為1mol，表示按計量方程反應物應全部作用完。若是一個平衡反應，顯然實驗所測值會低于計算值。但可以用過量的反應物，測定剛好反應進度為1mol

時的熱效應。反應進度為1mol，必須與所給反應的計量方程對應。若反應用下式表示，顯然焓變值會不同。

壓力的標準態隨著學科的發展，壓力的標準態有不同的規定：最老的標準態為1atm1985年GB規定為101.325kPa1993年GB規定為1105Pa。標準態的變更對凝聚態影響不大，但對氣體的熱力學數據有影響，要使用相應的熱力學數據表。標準態用符號“”表示，

P表示壓力標準態。壓力的標準態標準態不規定溫度，每個溫度都有一個標準態。一般298.15K時的標準態數據有表可查。為方便起見，298.15K用符號表示。氣體的標準態：壓力為P的理想氣體，是假想態。固體、液體的標準態：壓力為P的純固體或純液體。1.9赫斯定律（Hess’slaw）1840年，根據大量的實驗事實赫斯提出了一個定律：反應的熱效應只與起始和終了狀態有關，與變化途徑無關。不管反應是一步完成的，還是分幾步完成的，其熱效應相同，當然要保持反應條件（如溫度、壓力等）不變。應用：對于進行得太慢的或反應程度不易控制而無法直接測定反應熱的化學反應，可以用赫斯定律，利用容易測定的反應熱來計算不容易測定的反應熱。赫斯定律例如：求C(s)和

生成CO(g)的反應熱。

已知：（1）

（2）

則（1）-（2）得（3）

（3）1.10幾種熱效應化合物的生成焓離子生成焓燃燒焓溶解熱稀釋熱化合物的生成焓沒有規定溫度，一般298.15K時的數據有表可查。生成焓僅是個相對值，相對于穩定單質的焓值等于零。標準摩爾生成焓（standardmolarenthalpyof

formation）在標準壓力下，反應溫度時，由最穩定的單質合成標準狀態下一摩爾物質的焓變，稱為該物質的標準摩爾生成焓，用下述符號表示： △fHm（物質，相態，溫度）化合物的生成焓例如：在298.15K時這就是HCl(g)的標準摩爾生成焓：

反應焓變為：

△rHm(298.15K)=-92.31kJ·mol△rHm(298.15K)=-92.31kJ·mol化合物的生成焓為計量方程中的系數，對反應物取負值，生成物取正值。利用各物質的摩爾生成焓求化學反應焓變：在標準壓力

和反應溫度時（通常為298.15K）自鍵焓估算生成焓一切化學反應實際上都是原子或原子團的重新排列組合，在舊鍵破裂和新鍵形成過程中就會有能量變化，這就是化學反應的熱效應。鍵的分解能將化合物氣態分子的某一個鍵拆散成氣態原子所需的能量，稱為鍵的分解能即鍵能，可以用光譜方法測定。顯然同一個分子中相同的鍵拆散的次序不同，所需的能量也不同，拆散第一個鍵花的能量較多。鍵焓在雙原子分子中，鍵焓與鍵能數值相等。在含有若干個相同鍵的多原子分子中，鍵焓是若干個相同鍵鍵能的平均值。自鍵焓估算生成焓則O-H（g）的鍵焓等于這兩個鍵能的平均值例如：在298.15K時，自光譜數據測得氣相水分子分解成氣相原子的兩個鍵能分別為：自鍵焓估算生成焓美國化學家L·Pauling

假定一個分子的總鍵焓是分子中所有鍵的鍵焓之和，這些單獨的鍵焓值只由鍵的類型決定。這樣，只要從表上查得各鍵的鍵焓就可以估算化合物的生成焓以及化學反應的焓變。顯然，這個方法是很粗略的，一則所有單鍵鍵焓的數據尚不完全，二則單鍵鍵焓與分子中實際的鍵能會有出入。離子生成焓因為溶液是電中性的，正、負離子總是同時存在，不可能得到單一離子的生成焓。所以，規定了一個目前被公認的相對標準：標準壓力下，在無限稀薄的水溶液中，的摩爾生成焓等于零。其它離子生成焓都是與這個標準比較的相對值。離子生成焓所以：例如：查表得：規定：燃燒焓下標“c”表示combustion。上標“”表示各物均處于標準壓力下。下標“m”表示反應進度為1mol時。在標準壓力下，反應溫度時，物質B完全氧化成相同溫度的指定產物時的焓變稱為標準摩爾燃燒焓（Standardmolarenthalpyofcombustion）用符號△cHm(物質、相態、溫度)表示。燃燒焓指定產物通常規定為：金屬游離態顯然，規定的指定產物不同，焓變值也不同，查表時應注意。298.15K時的燃燒焓值有表可查。燃燒焓顯然，根據標準摩爾燃燒焓的定義，所指定產物如 等的標準摩爾燃燒焓，在任何溫度T時，其值均為零。例如：在298.15K及標準壓力下：CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l)則利用燃燒焓求化學反應的焓變化學反應的焓變值等于各反應物燃燒焓的總和減去各產物燃燒焓的總和。例如：在298.15K和標準壓力下，有反應：（A）（B）（C）(D)用通式表示為：則：利用燃燒焓求生成焓用這種方法可以求一些不能由單質直接合成的有機物的生成焓。該反應的反應焓變就是 的生成焓，則：例如：在298.15K和標準壓力下：溶解熱溶解熱是指溶解過程中的焓變值，通常分為兩種：積分溶解熱：一定的溶質溶于一定量的溶劑中所產生的熱效應的總和。這個溶解過程是一個溶液濃度不斷改變的過程。由于加入溶質量很少，溶液濃度可視為不變。微分溶解熱：在給定濃度的溶液里，加入溶質時，所產生的熱效應與加入溶質量的比值。用公式表示為：稀釋熱稀釋熱也可分為兩種：積分稀釋熱：把一定量的溶劑加到一定量的溶液中所產生的熱效應。它的值可以從積分溶解熱求得。它的值無法直接測定，從積分溶解熱曲線上作切線求得。微分稀釋熱：在一定濃度的溶液中加入溶劑所產生的熱效應與加入溶劑量的比值，1.11 基爾霍夫定律反應焓變值一般與溫度關系不大。如果溫度區間較大,在等壓下雖化學反應相同，但其焓變值則不同。在1858年首先由Kirchoff提出了焓變值與溫度的關系式，所以稱為Kirchoff定律，有兩種表示形式。也是溫度的函數，只要將Cp-T的關系式代入，就可從一個溫度時的焓變求另一個溫度下的焓變。如有物質發生相變，就要進行分段積分。1.12 絕熱反應絕熱反應僅是非等溫反應的一種極端情況，由于非等溫反應中焓變的計算比較復雜，所以假定在反應過程中，焓變為零，則可以利用狀態函數的性質，求出反應終態溫度。例如，燃燒，爆炸反應，由于速度快，來不及與環境發生熱交換，近似作為絕熱反應處理，以求出火焰和爆炸產物的最高溫度。1.12 絕熱反應求終態溫度的示意圖設反應物起始溫度均為T1，產物溫度為T2，整個過程保持壓力不變：1.12 絕熱反應根據狀態函數的性質可由 表值計算可求出從而可求出T2值1.13 熱力學第一定律的微觀說明熱力學能功熱熱和功微觀說明示意圖熱容運動自由度單原子分子的平動能能量均分原理熱力學能設在一個封閉的近獨立子體系(粒子之間相互作用能很少）中，粒子的總數為N，分布在能量不同的個能級上，在能級上的粒子數為，則有：對（2）式微分，得：對照宏觀的第一定律，就可找出和與微觀量的對應關系。功項是各能級上粒子數不變，能級升高或降低所引起的熱力學能的變化值。根據物理中的力學性質，在力的作用下，使體系邊界在方向上發生了的位移，則所作的功為：

則總的功為：功由于體系與環境有了功的交換，體系的能量就會變化。物理學中的能量梯度就是力（力的正、負號取決于作用的方向），則當粒子的能量坐標改變時，環境對分布在各能級上的個粒子所作的總功為：熱 項代表熱，說明能級保持不變，而各能級上的粒子數發生改變。體系在吸熱時，分布在高能級上的粒子數增多，在低能級上的粒子數減少；放熱時，分布在高能級上的粒子數減少而在低能級上的粒子數增多。熱和功微觀說明示意圖圖（a）是某熱力學體系在平衡態時的正常分布。

縱坐標表示能量，若干水平線表示能級。

橫坐標表示粒子數，能級線段的長短表示粒子數的多少。熱和功微觀說明示意圖當體系吸熱時，高能級上的粒子數增多，低能級上粒子數減少，但能級未變，最后分布如紅線所示。體系放熱時，情形剛好相反，如蘭線所示。熱和功微觀說明示意圖當環境對體系作功時，體系能級升高，而各能級上的粒子數未變，如紅線所示，相當于分布圖往上平移。當體系對外作功時，則分布圖將向下平移。熱容熱力學能是粒子內部能量的總和，主要包括平動(t)、轉動(r)、振動(v)、電子(e)和核(n)等能量的總和。所以CV也是各種運動方式所貢獻的總和：由于電子和核的能級間隔大，通常溫度下都處于基態，它們對CV的貢獻一般可以忽略，則CV的表示式為：定容熱容CV與熱力學能的關系為：運動自由度物理學中把決定物體在空間位置所需的獨立坐標數稱為自由度。而轉動、振動的自由度隨組成分子的原子數和結構不同而不同。

平動自由度均等于3；對于含n個原子的分子，共有3n個自由度。運動自由度平動自由度轉動自由度振動自由度分子種類單原子分子300雙原子分子321線性多原子分子323n-5非線性多原子分子333n-6單原子分子的平動能單原子分子近似可看作剛性球。在直角坐標上，它的平動可分解為x,y,z三個方向的運動。在x方向的平動能的平均值為：根據氣體分子運動論和Maxwell的速率分布公式，在x方向的速度平方的平均值為：所以單原子分子的平動能同理則單原子分子的總平動能為：如果把每一個平方項稱為一個自由度，則能量是均勻地分配在每一個自由度上，這就是經典的能量均分原理。能量均分原理經典熱力學中，把每一個方向上的平均能量稱為一個平方項，它對總能量的貢獻為。一個振動自由度，動能和位能各貢獻，所以對能量總的貢獻為kT

。對1mol單原子氣體分子，則：能量均分原理對1mol雙原子氣體分子低溫時：高溫時：因為振動能級間隔大，低溫時振動處于基態，對能量貢獻可忽略不計。焦耳的生平焦耳，J.P.（JamesPrescottJoule1818～1889）焦耳是英國物理學家。1818年12月24日生于索爾福。他父親是釀酒廠的廠主。焦耳從小體弱不能上學，在家跟父親學釀酒，并利用空閑時間自學化學、物理。他很喜歡電學和磁學，對實驗特別感興趣。后來成為英國曼徹斯特的一位釀酒師和業余科學家。焦耳可以說是一位靠自學成才的杰出的科學家。焦耳的生平焦耳的生平焦耳最早的工作是電學和磁學方面的研究，后轉向對功熱轉化的實驗研究。1866年由于他在熱學、電學和熱力學方面的貢獻，被授予英國皇家學會柯普萊金質獎章。1872年—1887年焦耳任英國科學促進協會主席。1889年10月11日焦耳在塞拉逝世。焦耳的科學成就1.焦耳定律的發現1840年12月，他在英國皇家學會上宣讀了關于電流生熱的論文，提出電流通過導體產生熱量的定律；由于不久Э.х.楞次也獨立地發現了同樣的定律，而被稱為焦耳-楞次定律。焦耳的科學成就2.熱功當量的測定焦耳的主要貢獻是他鉆研并測定了熱和機械功之間的當量關系。這方面研究工作的第一篇論文《關于電磁的熱效應和熱的功值》，是1843年在英國《哲學雜志》第23卷第3輯上發表的。此后，他用不同材料進行實驗，并不斷改進實驗設計，結果發現盡管所用的方法、設備、材料各不相同，結果都相差不遠；并且隨著實驗精度的提高，趨近于一定的數值。最后他將多年的實驗結果寫成論文發表在英國皇家學會《哲學學報》1850年第140卷上，其中闡明：第一，不論固體或液體，摩擦所產生的熱量，總是與所耗的力的大小成比例。第二，要產生使1磅水（在真空中稱量，其溫度在50～60華氏度之間）增加1華氏度的熱量，需要耗用772磅重物下降1英尺的機械功。他精益求精，直到1878年還有測量結果的報告。他近40年的研究工作，為熱運動與其他運動的相互轉換，運動守恒等問題，提供了無可置疑的證據，焦耳因此成為能量守恒定律的發現者之一。焦耳的科學成就3.在熱力學方面的成就1852年焦耳和W.湯姆孫（即開爾文）發現氣體自由膨脹時溫度下降的現象，被稱為焦耳-湯姆孫效應。這效應在低溫和氣體液化方面有廣泛應用。他對蒸汽機的發展作了不少有價值的工作，還第一次計算了有關氣體分子的速度。焦耳的趣聞軼事1.精確的測量值在幾十年里不作大修正焦耳是一位主要靠自學成才的科學家，他對物理學做出重要貢獻的過程不是一帆風順的。1843年8月，在考爾克的一次學術報告會上，焦耳作了題為《論磁電的熱效應和熱的機械值》的報告。他在報告中提出熱量與機械功之間存在著恒定的比例關系，并測得熱功當量值為1千卡熱量相當于460千克米的機械功。這一結論遭到當時許多物理學家的反對。焦耳的趣聞軼事為了證明這個發現是成功的，焦耳以極大的毅力，采用不同的方法，長時間地反復進行實驗。1843年末，焦耳通過摩擦作用測得熱功當量是424.9千克米/千卡1千克米=9.8焦耳。1844年通過對壓縮空氣做功和空氣溫度升高的關系的實驗，測得熱功當量是443.8千克米/千卡。尤其在1847年，焦耳精心地設計了一個著名的熱功當量測定裝置，也就是用下降重物帶動葉槳旋轉的方法，攪拌水或其他液體產生熱量。焦耳用水和鯨油作攪拌液，分別測量，然后取平均值，得到熱功當量平均值是428.9千克米/千卡。1849年6月21日，焦耳給英國倫敦皇家學會報告了這個結果。從1849到1878年，焦耳反復作了四百多次實驗，所得的熱功當量值幾乎都是423.9千克米/千卡，這和現在公認值427千克米/千卡相比，只小0.7%。焦耳用驚人的耐心和巧奪天工的技術，在當時的實驗條件下，測得的熱功當量值能夠在幾十年時間里不作比較大的修正，這在物理學史上也是空前的。難怪威廉·湯姆孫稱贊說：“焦耳具有從觀察到的極細微的效應中作出重大結論的膽識，具有從實驗中逼出精度來的高度技巧，充分得到人們的賞識和欽佩。”焦耳的趣聞軼事2.堅持不懈終將獲得公認1845年在劍橋召開的英國科學協會學術會議上，焦耳又一次作了熱功當量的研究報告，宣布熱是一種能量形式，各種形式的能量可以互相轉化。但是焦耳的觀點遭到與會者的否定，英國倫敦皇家學會拒絕發表他的論文。1847年4月，焦耳在曼徹斯特作了一次通俗講演，充分地闡述了能量守恒原理，但是地方報紙不理睬，在進行了長時間的交涉之后，才有一家報紙勉強發表了這次講演。同年6月，在英國科學協會的牛津會議上，焦耳再一次提出熱功當量的研究報告，宣傳自己的新思想。會議主席只準許他作簡要的介紹。只是由于威廉·湯姆孫在焦耳報告結束后作了即席發言，他的新思想才引起與會者的重視。直到1850年，焦耳的科學結論終于獲得了科學界的公認。蓋-呂薩克的生平蓋-呂薩克蓋-呂薩克（JosephLouisGay-Lussac，1778～1850）法國物理學家、化學家。1778年12月6日生于法國上維埃納省的圣萊奧納爾。1800年畢業于巴黎工藝學院。1802年起在該校任實驗員。他的老師高度贊賞他的敏捷思維、高超的實驗技巧和強烈的事業心，特將自己的實驗室讓給他進行工作，這對蓋-呂薩克的早期研究工作起了很大作用。1809年升任該校化學教授。1808～1832年兼任巴黎大學物理學教授，1832～1850年任巴黎國立自然史博物館化學講座教授。蓋-呂薩克在物理學、化學方面都做出了卓越的貢獻蓋-呂薩克的生平蓋-呂薩克的生平蓋－呂薩克1805年研究空氣的成分。在一次實驗中他證實，水可以用氧氣和氫氣按體積1:2的比例制取。1808年他證明，體積的一定比例關系不僅在參加反應的氣體中存在，而且在反應物與生成物之間也存在。1809年12月31日蓋－呂薩克發表了他發現的氣體化合體積定律(蓋-呂薩克定律),在化學原子分子學說的發展歷史上起了重要作用。他1802年發現了氣體熱膨脹定律。1813年為碘命名。1815年發現氰，并弄清它作為一個有機基團的性質。1827年提出建造硫酸廢氣吸收塔，直至1842年才被應用，稱為蓋-呂薩克塔。蓋-呂薩克的生平在化學方面，蓋-呂薩克研究范圍很廣，取得不少成果。1808年發表了今天以他名字命名的蓋-呂薩克氣體反應體積比定律，這對以后化學發展影響很大。此時他被選人法國研究院。他還發現了硼，還有其他多種貢獻。特別值得一提的是他的愛國主義精神。他總是把自己的研究工作和祖國榮譽聯系在一起。1813年法國兩位化學家在海草灰里發現了一種新元素，但在尚未分離出來時無意地把原料都給了戴維，蓋-呂薩克知道后十分激動地說：“不可原諒的錯誤！空前嚴重的錯誤！居然傾其所有，拱手送給了外國人。戴維會發現這種元素，并把研究成果公之于世。這樣，發現新元素的光榮就會屬于英國，而不屬于法國了。”于是他和兩位化學家一起立即動手，從頭做起，晝夜不停，終于與戴維同時確證了新元素——碘，為祖國爭得了榮譽。開爾文生平簡介開爾文（LordKelvin1824～1907）19世紀英國卓越的物理學家。原名W.湯姆孫（WilliamThomson），1824年6月26日生于愛爾蘭的貝爾法斯特，1907年12月17日在蘇格蘭的內瑟霍爾逝世。由于裝設大西洋海底電纜有功，英國政府于1866年封他為爵士，后又于1892年封他為男爵，稱為開爾文男爵，以后他就改名為開爾文。1846年開爾文被選為格拉斯哥大學自然哲學教授，自然哲學在當時是物理學的別名。開爾文擔任教授53年之久，到1899年才退休。1904年他出任格拉斯哥大學校長，直到逝世。開爾文生平簡介開爾文的科學成就開爾文的科學活動是多方面的。他對物理學的主要貢獻在電磁學和熱力學方面。那時電磁學剛剛開始發展。逐步應用于工業而出現了電機工程，開爾文在工程應用上作出了重要的貢獻。熱力學的情況卻是先有工業，而后才有理論。從18世紀到19世紀初，在工業方面已經有了蒸汽機的廣泛應用，然而到19世紀中葉以后，熱力學才發展起來。開爾文是熱力學的主要奠基者之一。開爾文的科學成就開爾文在科學上的貢獻主要有以下個方面：1.電磁學方面的成就開爾文在靜電和靜磁學的理論方面，在交流電方面，特別是關于萊頓瓶的放電振蕩性。靜電絕對測量和電磁測量方面，大氣電學方面等，都作出了重要的貢獻。電像法是開爾文發明的一種很有效的解決電學問題的方法。開爾文的科學成就2.在熱力學方面的成就開爾文在1848年提出、在1854年修改的絕對熱力學溫標，是現在科學上的標準溫標。1954年國際會議確定這一標準溫標，恰好在100年之后。開爾文是熱力學第二定律的兩個主要奠基人之一（另一人是R.克勞修斯）。他關于第二定律的說法是：“不可能從單一熱源取熱使之完全變為有用的功而不產生其他影響”（1851），是公認的熱力學第二定律的標準說法。開爾文從熱力學第二定律斷言，能量耗散是普遍的趨勢。開爾文的科學成就在熱力學方面還應該提兩件事。一件事是開爾文從理論研究上預言一種新的溫差電效應，后來叫做湯姆孫效應，這是當電流在溫度不均勻的導體上通過時導體吸收熱量的效應。另一件事是開爾文和J.P.焦耳合作的多孔塞實驗，研究氣體通過多孔塞后溫度改變的現象，在理論上是為了研究實際氣體與理想氣體的差別，在實用上后來成為制造液態空氣工業的重要方法（見焦耳-湯姆孫效應）。開爾文的科學成就3.裝設大西洋海底電纜裝設大西洋海底電纜是開爾文最出名的一項工作。當時由于電纜太長，信號減弱很嚴重。1855年開爾文研究電纜中信號傳播的情況，得出了信號傳播速度減慢與電纜長度平方成正比的規律。1851年開始有第一條海底電纜，裝設在英國與法國相隔的海峽中。1856年新成立的大西洋電報公司籌劃裝設橫過大西洋的海底電纜，并委任開爾文負責這項工作。經過兩年的努力，幾經周折，終于安裝成功。除了在工程的設計和制造上花費了很大的力量之外，開爾文的科學研究對此也起了不小的作用。開爾文的科學成就4.對電工儀表的研究開爾文為了成功地裝設海底電纜，用了很大的力量來研究電工儀器。例如他發明的鏡式電流計可提高儀器測量的靈敏度。虹吸記錄器可自動記錄電報信號。開爾文在電工儀器上的主要貢獻是建立電磁量的精確單位標準和設計各種精密測量的儀器，包括絕對靜電計、開爾文電橋、圈轉電流計等。根據他的建議，1861年英國科學協會設立了一個電學標準委員會，為近代電學單位標準奠定了基礎。開爾文的科學成就5.估算地球的年齡開爾文從地面散熱的快慢估計出，假如沒有其他熱的來源的話，地球從液態到達現在狀況的時間不能比一億年長。這個時間比地質學家和生物學家的估計短得多。開爾文與地質學家和生物學家為了地球年齡問題有過長期的爭論，地質學家從巖石形成的年代，生物學家從生命發展的歷史，都認為開爾文估計的年限太短，但是又無法駁倒他的理論。后來，到1896年發現了放射性物質，出現了熱的新來源，開爾文的估計不成立了，這問題才解決。鮑林的生平簡介量子化學大師鮑林

鮑林是著名的量子化學家，他在化學的多個領域都有過重大貢獻。曾兩次榮獲諾貝爾獎金（1954年化學獎，1962年和平獎），有很高的國際聲譽。鮑林的科學成就為了解釋甲烷的正四面體結構。說明碳原子四個鍵的等價性，鮑休在1928一1931年，提出了雜化軌道的理論。該理論的根據是電子運動不僅具有粒子性，同時還有波動性。而波又是可以疊加的。所以鮑林認為，碳原子和周圍口個氫原子成鍵時，所使用的軌道不是原來的s軌道或p軌道，而是二者經混雜、疊加而成的“雜化軌道”，這種雜化軌道在能量和方向上的分配是對稱均衡的。雜化軌道理論，很好地解釋了甲烷的正四面體結構。JAMESPRESCOTTJOULEJAMESPRESCOTTJOULE(1818-1889)Englishphysicist,hadthestrengthofmindtoputscienceaheadofbeer.Heownedalargebrewerybutneglecteditsmanagementtodevotehimselftoscientificresearch.HisnameisassociatedwithJoule’slaw,whichstatesthattherateatwhichheatisdissipatedbyaresistorisgivenbyI2R.Hewasthefirsttocarryoutprecisemeasurementsofthemechanicalequivalentofheat;andthefirmlyestablishedthatworkcanbequantitativelyconvertedheat.JOSEPHLOUISGAY-LUSSACJOSEPHLOUISGAY-LUSSAC(1778-1850) Frenchchemist,wasapioneerinballoonascensions.In1804,Gay-Lussacmadeseveralballoonascensionstoaltitudesashighas7000m,wherehemadeobservationsonmagnetism,temperature,humidity,andthecompositionofair.Hecouldnotfindanyvariationofcompositionswithheight.In1809,hepointedoutthatgasescombineinsimpleproportionsbyvolume;andthisisstillcalledGay-Lussac’sworkonchlorinebroughtthescientistintocontroversywithSirHumphryDavy.JOSEPHLOUISGAY-LUSSACGay-Lussacassumedchlorinetobeanoxygen-containingcompound,whileDavycorrectlyconsidereditanelement,aviewthatGay-Lussaceventuallyaccepted.Heshowedthatprussicacidcontainedhydrogenbutnooxygen.Lavoisierhadinsistedthatoxygenwasthecriticalconstituentofacids,andGay-Lussac.Gay-Lussacwasoneofthetubing,allofwhichhadtobeimportedfromGerman,andtheFrenchhadanimportdutyonglasstubing.HeinstructedhisGermansuppliertosealbothendsofeachpieceoftubingandlabelthetubes“Germanair.”TheFrenchgovernmenthadnodutylistedfor“Germanair”,andhewasabletoimporthistubingdutyfree.WILLIAMTHOMSON,LordKelvin

WILLIAMTHOMSON,LordKelvin(1824-1907) Irish-bornBritishphysicist,proposedhisabsolutescaleoftemperature,whichisindependentofthethermometricsubstancein1848.Inoneofhisearliestpapersdealingwithheatconductionoftheearth,Thomsonshowedthatabout100millionyearsago,thephysicalconditionoftheearthmusthavebeenquitedifferentfromthatoftoday.Hedidfundamentalworkintelegraphy,andnavigation.Forhisservicesintrans-Atlantictelegraphy,Thomsonwasraisedtothepeerage,withthetitleBaronKelvinofLarg.Therewasnoheirtothetitle,anditisnowextinct.HESSHESS(1802-1852)

俄國化學家，1802年出生于德國。在1836年提出了著名的赫斯定律。赫斯定律是熱化學的最基本規律。根據這個定律，熱化學公式可以互相加減，從一些反應的反應熱可求出另一些反應的反應熱。這個定律的發現以及當時所采用的實驗方法，為以后熱力學第一定律的確立奠定了實驗基礎。LINUSCARLPAULINGLINUSCARLPAULING(born1901) Americanchemist,didhisearliestworkincrystalstructuredeterminations,usingX-raydiffraction.Theearlyyearsofhiscareercoincidedwiththedevelopmentofquantummechanics,andhisinterestinstructuralchemistryledhimtoavarietyofquantummechanicalinvestigationsconcernedwiththesolidandnonsolidstatesofmatter.Afterthewar,hisintereststurnedpartlytobiochemistry,andPaulingdiscoveredthecauseofsickle-cellanemia.LINUSCARLPAULINGHereceivedtheNobelPrizeinchemistryin1954forhisresearchintothenatrueofthechemicalbondandthestructureofcomplexmolecules.Inthelate1950sandearly1960s,hewasoneofthemostvocalopponentsofatomicbombtesting,andreceivedtheNobelPeacePrizein1963forhiseffortsonbehalfofthenuclearbantreaty,therebybecomingtheonlypersontowintwoindividualNobelawards.KIRCHOFF,GUSTERROBERTKIRCHOFF,GUSTERROBERT(1824-1887)

德國物理化學家。1858年發表了著名的基爾霍夫定律。該定律描述了反應的等壓熱效應和溫度之間的關系。根據基爾霍夫公式，可以從一個溫度時的反應熱求得另一個溫度時的反應熱。TheFirstLaw:theconcepts(a)Anopensystemcanexchangematterandenergywithitssurroundings.(b)Aclosedsystemcanexchangeenergywithitssurroundings,butitcannotexchangematter.(c)Anisolatedsystemcanexchangeneitherenergynormatterwithitssurroundings.TheFirstLaw:theconceptsTheFirstLaw:theconcepts(a)Adiathermicsystemisonethatallowsenergytoescapeasheatthroughitsboundaryifthereisadifferenceintemperaturebetweenthesystemanditssurroundings.(b)Anadiabaticsystemisonethatdoesnotpermitthepassageofenergyasheatthroughitsboundaryevenifthereisatemperaturedifferencebetweenthesystemanditssurroundings.TheFirstLaw:theconceptsTheFirstLaw:theconcepts(a)Whenanendothermicprocessoccursinanadiabaticsystem,thetemperaturefalls;(b)iftheprocessisexothermic,thenthetemperaturerises.(c)Whenanendothermicprocessoccursinadiathermiccontainer,energyentersasheatfromthesurroundings,andthesystemremainsatthesametemperature;(d)iftheprocessisexothermic,thenenergyleavesasheat,andtheprocessisisothermal.TheFirstLaw:theconceptsTheFirstLaw:theconceptsWhenenergyistransferredtothesurroundingsasheat,thetransferstimulatesdisorderedmotionoftheatomsinthesurroundings.Transferofenergyfromthesurroundingstothesystemmakesuseofdisorderedmotion(thermalmotion)inthesurroundings.TheFirstLaw:theconceptsTheFirstLaw:theconceptsWhenasystemdoeswork,itstimulatesorderlymotioninthesurroundings.Forinstance,theatomsshownheremaybepartofaweightthatisbeingraised.Theorderedmoti