TV g-1 = 常数 …②
T g / P g－1 = 常数 …③
n 式①②③表示理想气体、绝热可逆过程、dWf = 0时的T，V，P之间的关系；
n 这组关系方程式叫做 “过程方程”；
n 只适合理气绝热可逆过程，这和理气“状态方程”：
PV = nRT （适合任何过程的热力学平衡体系）是有 区别的。
n 对于不可逆的绝热过程，上述“过程方程”不能适用。但下式仍然成立：
dU = －dW， DU =－W （绝热）
dU = －dWe ，DU =－We （绝热, Wf = 0）
DU = CV（T2-T1） （理气、绝热、Wf =0）
DH = CP（T2-T1） （理气、绝热、Wf =0）
九、焦-汤系数
n 气体经节流膨胀后温度随压力的变化率即焦-汤系数
mJ-T = ( T/P )H
mJ-T = 0 ( 理想气体 )
n 只有在 mJ-T > 0 时，节流过程才能降温。
§3、热化学
一、恒容反应热和恒压反应热
Qv = D r U （dV=0，Wf =0）
Dr U = ( SU ) 产－( SU ) 反
QP = Dr H （dP = 0，Wf =0）
Dr H = ( SH ) 产－( SH ) 反
n Q p = Q v + Dn RT
二、赫斯定律（盖斯定律）
1、赫斯定律表述：
n 一化学反应不论是一步完成还是分几步完成，其热效应总是相同的，即反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应所经历 的途径无关。
2、赫斯定律适用条件：
n 所涉及的化学步骤都必须在无非体积功（Wf =0）、恒压或恒容条件下（通常恒压）。
3、赫斯定律的意义：
n 奠定了整个热化学的基础，使热化学方程能象普通代数一样进行运算，从而可根据已经准确测定的反应热来计算难以测量或不能测量的反应的热效应。
例2、已知下列反应的Dr Hmo（298.15K）
（1） CH3COOH（l）+ 2O2（g）® 2CO2（g）+ 2H2O(l)
D1H =－208 kcal/mol
（2） C（s）+ O2（g）® CO2（g）
D2H =－94.0 kcal/mol
（3） H2（g）+ 1/2 O2（g）® 2H2O (l)
D3H =－68.3 kcal/mol
请计算反应:
（4） 2C（s）+ 2H2（g）+ O2（g）® CH3COOH（l）
D4H = ? (乙酸的生成热)
解：反应（4） =（2）×2 +（3）×2 －（1）
\ D4H =（－94.0）×2+（－68.3）×2 －（－208）
= －116.6 kcal/mol
三、生成热（生成焓）
n 任意反应的反应热 DrH 等于产物的生成焓（热）减去反 应物的生成焓， 即：
DrH =（SDf H）P－（SDf H）R
五、自键焓计算反应热
n 键焓：拆散气态化合物中某一类键而生成气态原子所需要的能量平均值。
Dr Hm（298K）= （S e）R－（S e）P
六、离子生成焓
n 公认：H+（¥，aq）的离子生成焓等于零，可确定其它离子的相对生成焓。
七、溶解热和稀释热（略）
§4、反应热与反应温度的关系—基尔霍夫方程
n （DrH /T）p = DrC P
n DrH2－DrH1= òDrH1DrH2d(DrH ) = òT1T2 DrCPdT
n DrH2-DrH1= Da (T2-T1)+ (Db/2) (T22-T12) + (Dc/3) (T23-T13)
n Dr H = DrH0+ò Dr CP dT (DrH0为积分常数)
其中：CP, m = a + bT + cT2 + …（CP, m为摩尔恒压热容）
CP, m = a + bT +c ¢/ T2 + …
Dr C P= ( SCP )P－( SCP )R
§5、热力学第一定律的微观说明
n 了解： dU = dQ－dＷ 中热和功的微观本质：
- dＷ = S ni d ei
n 功来源于能级的改变（升高或降低），但各能级上粒
子数不变所引起的能量的变化。
dQ = S ei d ni
n 热是由于粒子在能级上重新分布而引起的内能的改。
n 能量均分原理 Þ 简单小分子的定容摩尔热容：
单原子分子：Cv = (3/2)R，
双原子分子：Cv = (5/2)R 或 (7/2)R（高温）。
n 例1
氧弹中盛有1 mol CO(g)和0.5 mol O2 (g)，起始状态为py，300 K时，反应：
n DrHmy = -281.58 kJ
