物體的熱力學性質是指物質處於平衡狀態下壓強P、體積V、溫度T、組成以及其他的熱力學函式之間的變化規律。
基本介紹
- 中文名：熱力學性質
- 外文名：thermodynamic property
- 領域：熱力學
- 作用：描述物質和系統熱力學特性
- 包括：等壓強P、體積V、溫度T
- 套用：理論計算、工程計算
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介紹
一般將物體的壓強P、體積V、溫度T、內能U、焓H、熵S、等統稱為物體熱力學性質。
壓強
物體所受的壓力與受力面積之比叫做壓強，壓強用來比較壓力產生的效果，壓強越大，壓力的作用效果越明顯。壓強的計算公式是：p=F/S，壓強的單位是帕斯卡，符號是Pa。
增大壓強的方法有：在受力面積不變的情況下增加壓力或在壓力不變的情況下減小受力面積。減小壓強的方法有：在受力面積不變的情況下減小壓力或在壓力不變的情況下增大受力面積。
液體對容器內部的側壁和底部都有壓強，壓強隨液體深度增加而增大。
液體內部壓強的特點是：液體由內部向各個方向都有壓強；壓強隨深度的增加而增加；在同一深度，液體向各個方向的壓強相等；液體壓強還跟液體的密度有關，液體密度越大，壓強也越大。液體內部壓強的大小可以用壓強計來測量。
體積
定義
體積，物體所占空間的大小叫做物體的體積。體積的國際單位制是立方米。一件固體物件的體積是一個數值用以形容該物件在三維空間所占有的空間。一維空間物件（如線）及二維空間物件（如正方形）在三維空間中均是零體積的。
單位定義
棱長是1毫米的正方體，體積是1立方毫米。
棱長是1分米的正方體，體積是1立方分米。
棱長是1米的正方體，體積是1立方米。
單位換算
1立方厘米=1000立方毫米=1毫升=0.000061 立方英寸
1 立方米=1000 立方分米=1000000立方厘米=1000000000立方毫米=0.353 立方英尺=1.3079 立方碼
1 立方英寸=0.016387 立方分米=16.387立方厘米=16387立方毫米
1立方英尺=28.3立方分米=28300立方厘米=28300000立方毫米
1 立方碼=27 立方英尺=0.7646 立方米=164.6立方分米=164600立方厘米=164600000立方毫米
1 立方尺 = 31.143蒲式耳(英) = 32.143 蒲式耳(美）
1 加侖(美) =0.0037854118 立方米 =0.8326741845 加侖（英）
溫度
它規定了溫度的讀數起點（零點）和測量溫度的基本單位。國際單位為熱力學溫標(K)。目前國際上用得較多的其他溫標有華氏溫標(°F)、攝氏溫標(°C)和國際實用溫標。
從分子運動論觀點看，溫度是物體分子運動平均動能的標誌。溫度是大量分子熱運動的集體表現，含有統計意義。對於個別分子來說，溫度是沒有意義的。根據某個可觀察現象(如水銀柱的膨脹)，按照幾種任意標度之一所測得的冷熱程度。
開爾文單位
以絕對零度作為計算起點的溫度。即將水三相點的溫度準確定義為273.16K後所得到的溫度，過去也曾稱為絕對溫度。開爾文溫度常用符號K表示，其單位為開爾文，定義為水三相點溫度的1/273.16。開爾文溫度和人們習慣使用的攝氏溫度相差一個常數273.15，即=+273.15（是攝氏溫度的符號）。
華氏溫標
華氏度(Fahrenheit) 和攝氏度(Centigrade)都是用來計量溫度的單位。包括中國在內的世界上很多國家都使用攝氏度，美國和其他一些英語國家使用華氏度而較少使用攝氏度。
它是以其發明者Gabriel D. Fahrenheit(1681-1736)命名的，其結冰點是32°F，沸點為211.9532°F。 1714年德國人法勒海特(Fahrenheit)以水銀為測溫介質，製成玻璃水銀溫度計，選取氯化銨和冰水的混合物的溫度為溫度計的零度，人體溫度為溫度計的100度，把水銀溫度計從0度到100度按水銀的體積膨脹距離分成100份，每一份為1華氏度，記作“1℉”。包括我國在內的世界上絕大多數國家都使用攝氏度；世界上僅存5個國家使用華氏度，包括巴哈馬、貝里斯、英屬開曼群島、帛琉、美利堅合眾國及其他附屬領土（波多黎各、關島、美屬維京群島）。
攝氏溫標
它的發明者是Anders Celsius(1701-1744)，其結冰點是0℃，沸點為99.974℃。 1740年瑞典人攝氏(Celsius)提出在標準大氣壓下，把冰水混合物的溫度規定為0度，水的沸騰溫度規定為99.974度。根據水這兩個固定溫度點來對玻璃水銀溫度計進行分度。兩點間作100等分，每一份稱為1攝氏度。記作1℃。攝氏溫度已被納入國際單位制。物理學中攝氏溫度表示為t，絕對溫度（單位：開爾文）表示為T，攝氏溫度的定義是t=T-273.15。攝氏度是表示攝氏溫度時代替開爾文的一個專門名稱，在數值上1K=1℃。
兩者關係
攝氏溫度和華氏溫度的關係 ：T ℉ = 1.8t℃ + 32 （t為攝氏溫度數，T為華氏溫度數）
攝氏溫度和開爾文溫度的關係： °K=℃+273.15
內能
內能（internal energy） 是組成物體分子的無規則熱運動動能和分子間相互作用勢能的總和。物體的內能不包括這個物體整體運動時的動能和它在重力場中的勢能。原則上講，物體的內能應該包括其中所有微觀粒子的動能、勢能、化學能、電離能和原子核內部的核能等能量的總和，但在一般熱力學狀態的變化過程中，物質的分子結構、原子結構和核結構不發生變化，所以可不考慮這些能量的改變。但當在熱力學研究中涉及化學反應時，需要把化學能包括到內能中。內能常用符號U表示，內能具有能量的量綱，國際單位是焦耳（J）。
當系統發生某一變化，從原先的平衡態過渡到另一個新的平衡態時，內能的變化量僅取決於變化前後的系統狀態，而與這個變化是如何發生的（例如變化的快慢）以及變化經歷了怎樣曲折的過程（例如是經歷一個等溫過程、等壓過程還是一個任意過程）完全無關。內能的這一性質和功、熱量有著本質的區別。
功和熱量都是系統與外界之間交換的能量，或者說系統（從外界）吸收或放出（給外界）的能量。一旦系統對外界做了功或傳了熱，這部分能量就不再是系統的能量（即不再是系統內能的一部分），而是變成外界物體的能量（構成外界物體內能或動能的一部分）。系統只存在或含有內能（內能的存在不依賴於外界），不存在熱量或功（離開外界和系統的相互作用，談不上熱量和功）。僅當系統在外界（外力或溫差）的作用下，系統內能中的一部分以功或熱量這兩種能量形式傳給外界（或反之）。功和熱量的大小，不僅取決於系統變化前後的狀態，還取決於變化的每一細節過程。
狹義內能
在一般的物理問題中（不涉及電子的激發電離，化學反應和核反應），內能中僅分子動能和勢能兩部分會發生改變，此時我們只關心這兩部分，而將這兩部分之和定義為內能。這是一種簡化的定義，即狹義內能。在涉及電子的激發電離，化學反應和核反應時，為不引起誤解狹義內能應嚴格稱為熱力學能（以前稱為熱能，熱能這一概念在一些工程領域內仍廣泛使用）。
廣義內能
在不涉及核反應的物理過程或化學過程中，原子核內部的能量不會改變，此時可以將內能定義為熱力學能與電子能之和。
最廣義的內能就是物體或系統內部一切微觀粒子的一切運動形式所具有的能量總和。即熱力學能、電子能與原子核內部能量之和。
焓變
熱力學中表征物質系統能量的一個重要狀態參量，常用符號H表示。焓的物理意義是體系中熱力學能再附加上PV這部分能量的一種能量。
焓具有能量的量綱，一定質量的物質按定壓可逆過程由一種狀態變為另一種狀態，焓的增量便等於在此過程中吸入的熱量。焓定義為H=U+pV，式中U為物質的內能，p為壓力，V為體積。
狀態函式
焓是體系的狀態函式，與變化的途徑無關，只要體系的狀態定了，焓就有唯一確定的值。焓的引入是通過無非體積功的等壓變化引出的。但絕不意味著只有在無非體積功的等壓過程才有焓存在，其他情況下就不存在焓。
廣度性質
因為U和pV都是廣度性質，所以焓H也是體系的廣度性質。因U和pV具有能量的量綱，所以H也具有能量的量綱。由於pV>0，所以對於體系的同一狀態，恆有H>U。
非守恆量
例如氫氣和氧氣在絕熱鋼瓶中反應生成水，Q=W=0，ΔU=0，即熱力學能守恆，但因為過程中不等壓，p2>p1，ΔH=ΔU+V(p2-p1)=V(p2-p1)>0，焓不守恆。
套用
- 體系若吸熱，焓值升高；放熱，焓值降低
- 對於均勻體系的簡單狀態變化，由於吸熱時體系的溫度升高，因此高溫物質的焓要高於低溫物質的焓。
- 對於相變化，如固體變為液體，固體變為氣體即液體變為氣體都要吸收熱量，所以同種物質的不同聚集狀態在同一溫度下的焓值不想等，H(g)>H(l)>H(s)。
- 對於等溫下的化學反應，若反應吸熱，產物的焓高於反應物的焓；若反應放熱，產物的焓應低於反應物的焓。
焓變
焓是與內能有關的物理量，反應在一定條件下是吸熱還是放熱由生成物和反應物的焓值差即焓變（△H）決定。在化學反應過程中所釋放或吸收的能量都可用熱量（或換成相應的熱量）來表示，叫反應熱，又稱“焓變”。焓是一個狀態量，焓變是一個過程量，如同瞬時速度是狀態量，平均速度是過程量。
熵變
熵，熱力學中表征物質狀態的參量之一，用符號S表示，其物理意義是體系混亂程度的度量。
克勞修斯(T.Clausius) 於1854年提出熵(entropie)的概念, 我國物理學家胡剛復教授於1923年根據熱溫商之意首次把entropie譯為“熵”。A.Einstein曾把熵理論在科學中的地位概述為“熵理論對於整個科學來說是第一法則”。查爾斯·珀西·斯諾(C.P.Snow)在其《兩種文化與科學革命》一書中寫道: “一位對熱力學一無所知的人文學者和一位對莎士比亞一無所知的科學家同樣糟糕”.熵定律確立不久，麥克斯韋(J.C.Maxwell)就對此提出一個有名的悖論試圖證明一個隔離系統會自動由熱平衡狀態變為不平衡。實際上該系統通過麥克斯韋妖的工作將能量和信息輸入到所謂的“隔離系統”中去了。這種系統實際是一種“自組織系統”。
以熵原理為核心的熱力學第二定律,歷史上曾被視為墮落的淵藪。美國歷史學家亞當斯H.Adams(1850-1901)說:“這條原理只意味著廢墟的體積不斷增大”。有人甚至認為這條定律表明人種將從壞變得更壞，最終都要滅絕。熱力學第二定律是當時社會聲謄最壞的定律。社會實質上不同於熱力學上的隔離系統，而應是一種“自組織系統”。
狀態函式
熵S是狀態函式，具有加和（容量）性質，是廣度量非守恆量，因為其定義式中的熱量與物質的量成正比，但確定的狀態有確定量。其變化量ΔS只決定於體系的始終態而與過程可逆與否無關。由於體系熵的變化值等於可逆過程熱溫商δQ/T之和，所以只能通過可逆過程求的體系的熵變。孤立體系的可逆變化或絕熱可逆變化過程ΔS=0。
巨觀量
熵是巨觀量，是構成體系的大量微觀離子集體表現出來的性質。它包括分子的平動、振動、轉動、電子運動及核自旋運動所貢獻的熵，談論個別微觀粒子的熵無意義。
絕對值
熵的絕對值不能由熱力學第二定律確定。可根據量熱數據由第三定律確定熵的絕對值，叫規定熵或量熱法。還可由分子的微觀結構數據用統計熱力學的方法計算出熵的絕對值，叫統計熵或光譜熵。
熵最初是根據熱力學第二定律引出的一個反映自發過程不可逆性的物質狀態參量。熱力學第二定律是根據大量觀察結果總結出來的規律：在孤立系統中，體系與環境沒有能量交換，體系總是自發地像混亂度增大的方向變化，總使整個系統的熵值增大，此即熵增原理。摩擦使一部分機械能不可逆地轉變為熱，使熵增加，所以說整個宇宙可以看作一個孤立系統，是朝著熵增加的方向演變的。
從一個自發進行的過程來考察：熱量Q 由高溫(T1)物體傳至低溫(T2)物體，高溫物體的熵減少dS1=dQ/T1，低溫物體的熵增加dS2=dQ/T2，把兩個物體合起來當成一個系統來看，熵的變化是dS=dS2－dS1>0，即熵是增加的。
