熱力學中物理參量有哪些

Ⅰ 研究熱力過程時的基本狀態參數有哪些

這是工程熱力學的內容： 1）溫度，表示物體冷熱程度的物流量。 2）壓力，單位面積上承受的垂直作用力。 3）比體積，單位質量物質所佔的體積，v（m3/kg）。 熱力學上還有熱力學能，焓，熵等參數。

Ⅱ 熱力學常數有哪些，分別的物理化學意義是什麼

1、熱力學常數R
理想氣體狀態方程：pV=nRT
已知標准狀況下，1mol理想氣體的體積約為22.4Lp=101325Pa，T=273.15K，n=1mol，V=22.4L=0.0224m^3 R=8.314，單位J/（mol*K）
2、阿伏伽德羅常數
在物理學和化學中，阿伏伽德羅常數（符號：NA或L）的定義是一個比值，是一個樣本中所含的基本單元數（一般為原子或分子）N，與它所含的物質量n（單位為摩爾）間的比值，公式為NA=N/n。因此，它是聯系一種粒子的摩爾質量（即一摩爾時的質量），及其質量間的比例常數。阿伏伽德羅常數用於代表一摩爾物質所含的基本單元（如分子或原子）之數量，而它的數值為：6.02x10^23/mol
3、玻爾茲曼常量
玻爾茲曼常量是熱力學的一個基本常量，記為「K」，數值為：K=1.3806505×10^-23J/K，玻爾茲曼常量可以推導得到，理想氣體常數R等於玻爾茲曼常數乘以阿伏伽德羅常數。

Ⅲ 工程熱力學中什麼叫工質、狀態、狀態參數、基本狀態參數基本狀態參數有哪些單位如何什麼意思

工質：在熱力設備中用來實現熱能與其它形式的能量交換的物質。熱力狀態：熱力系統在某一瞬間所呈現的宏觀物理狀況。狀態參數：用來描述氣體熱力狀態的物理量。基本狀態參數：可直接測量的狀態參數，包括：壓力(P)、比容(ν)、溫度(T)。比容：用ν表示，單位是kg/m3。壓力：用P表示，單位是Pa，kPa ，Mpa。溫度：用T表示，單位是K。

Ⅳ 熱力學系統的狀態總可以用三個參量確定

熱平衡與熱力學第零定律 熱平衡：兩個系統的狀態不再隨時間變化，冷熱程度變得一樣，稱這兩個系統彼此達到熱平衡。 熱力學第零定律：與第三個系統處於熱平衡的兩個系統，彼此也一定處於熱平衡。值得注意的是熱力學第零定律是實驗定律，不是邏輯推論的結果。 溫度 熱力學第零定律指出，如果A，B兩個系統都與C系統熱平衡，則A,B系統也彼此熱平衡。從這個定律可以推證，互為熱平衡的系統具有一個數值相等的態函數，這個態函數就定義為溫度。 熱力學第零定律的實質，是指出溫度這個態函數的存在，這個態函數所表述的物理量溫度是反映系統熱平衡宏觀性質的量。 從微觀角度看溫度實際上是表示系統內部分子熱運動劇烈程度的物理量。

Ⅳ 熱力學參數及其基本性質

熱力學參數又稱為狀態函數，通常指能描述系統熱力學性質的參數，系統狀態的微小變化可以用狀態函數的全微分來表示，同時狀態函數的變化值只與始態和終態有關，而與途徑（歷程）無關。

4.1.2.1 熵（S）

在非等溫的狀態變化中，與可逆過程相關的可逆功和可逆熱都不是狀態函數，為了找到一個與可逆熱效應有間接聯系的狀態函數，根據在極限情況下克勞修斯不等式的基本關系，得出：

地球化學

式中：q₁、q₂分別為狀態1和狀態2的熱量值；T₁、T₂分別為狀態1和狀態2的溫度，雖然q本身還不是一個狀態函數，但用q除以相對應的絕對溫度T所得的比值q/T已成為狀態函數，這個狀態函數被定義為熵。

體系的熵標志它所處狀態的幾率，熵大的狀態，幾率也大。體系的某兩個狀態的熵值差若為ΔS，則這兩個狀態的幾率比值應為：e^N（R）=e^ΔS/k。這就是博爾茨曼（Boltzmann）關系，又稱為熵的統計原理。式（4.3）的意義是：狀態2的幾率的增大（減小）值與狀態1的幾率的減小（增大）值相等。

孤立體系（與外界既無物質交換、又無能量交換的體系）的自發過程總是向體系熵增加的方向進行，稱熵增加原理。孤立體系熵增加的實質是：如果孤立體系的熱力學狀態要有所變化，需要撤除體系內一些阻止它趨向熱平衡、壓力平衡和混合等變化的障礙，而障礙的撤除即相當於體系中原存在的幾率較小的狀態被消除，體系將轉變到一個有更大幾率（熵大）的狀態，這就使得體系自發地向熵增加的狀態轉變。

4.1.2.2 自由能（ΔG）和自由焓（ΔH）

體系內可用於對外做功的能稱為自由能。在等溫體系內，自由能和自由焓的定義為：

地球化學

式中：F為對外所做的功；E為體系的內能；T為絕對溫度；S為熵；G為自由能；H為自由焓。由式（4.4）可以看出：自由能和自由焓能成為狀態函數，是與熵是狀態函數分不開的。但由於狀態的自由能和自由焓的絕對值G和H實際上是無法獲得的，通常只討論由於狀態變化引起的系統自由能和自由焓的增量（改變值）ΔG和ΔH。

若體系的組成和各組分的摩爾數都沒有變化，僅體系的狀態發生了一個微變，此時體系的內能和體積，以及體系的熵也會相應地發生微變，它們分別是dE、dV和dS。

根據熱力學第一定律和熵的定義可以得出：

地球化學

設一個等溫等容體系的內能和熵各為E和S，另有一個熱容很大、組成穩定的等容閉合體系的內能和熵各為E′和S′，兩者合在一起構成一個孤立體系。如式（4.5）所示，當體系的組成發生一個微變時，它的內能和熵也發生了微變，分別為δE和δS。因為是在等溫等容條件下，體系內能的微變應屬於恆溫介質交換熱量的結果，因此，恆溫介質的內能和熵也要發生微變，分別為δE′和δS′，其變化關系式如下：

地球化學

地球化學

因為兩者構成了一個孤立體系，熵增加值應為：

δS+δS′=δS-δE/T=δ（S-E/T）=-1/T[δ（E-TS]≥0（4.7）由式（4.6）實際上已得出了等溫等容體系的自由能減少原理：

地球化學

與上述推論相似，設一個等溫等壓體系，其體積、內能、焓和熵各為V、E、H和S，用一個組成穩定的閉合體系作定壓恆溫介質，並設該體系的體積、內能、焓和熵各為V′、E′、H′和S′，兩者合在一起也構成了一個孤立體系。兩者的熵增加值應為：

地球化學

從而可以得出等溫等壓體系的自由能（自由焓）減少原理：

地球化學

4.1.2.3 化學位（μ_i）

加入一摩爾i組分時能引起的體系總自由能的變化，即為該體系中i組分的化學位（μ_i）。它也就是體系中i組分的偏摩爾自由焓。

自由焓作為一個廣度參量，應有：

地球化學

相變和化學反應都會引起體系中組分的摩爾數的變化，因此體系的相平衡和化學平衡條件都與化學位相關。

4.1.2.4 內能（U）

對應於系統的一個狀態只可能有一個內能值，因此體系的內能是一個由系統狀態決定的狀態函數。內能是熱力學系統內除系統整體勢能和系統整體動能外，所有粒子（分子）全部能量的總和。內能是不能自由作功的能，也無法獲得絕對值。由熱力學第一定律可知，系統的內能增量相當於體系從環境所吸收的熱與對環境所作功之間的差值。

Ⅵ 基本物理量有哪些

七個基本物理量及單位：長度m，時間s，質量kg，熱力學溫度K（開爾文溫度），電流A，光強度cd（坎德拉）、物質的量mol（摩爾）

Ⅶ 物理熱力學中的化學狀態參量都包括什麼

化學參量是用來描述組成系統的各種化學組分的數量等化學性質。例如組分的質量分數，組分的摩爾分數等等。

Ⅷ 工程熱力學的基本狀態參數是

1）溫度，表示物體冷熱程度的物流量。 2）壓力，單位面積上承受的垂直作用力。 3）比體積，單位質量物質所佔的體積，v（m3/kg）。 熱力學上還有熱力學能，焓，熵等參數。
熱平衡是熱力學中的一個基本實驗定律，其重要意義在於它是科學定義溫度概念的基礎，是用溫度計測量溫度的依據。
在熱力學中，溫度、內能、熵是三個基本的狀態函數：
內能是由熱力學第一定律確定的；
熵是由熱力學第二定律確定的；
而溫度是由熱平衡定律確定的。

Ⅸ 熱力學狀態參量的意義是什麼

• 狀態參數，說簡單些，就是一旦確定了這幾個參數，那麼某物質就只可能有這一種狀態了，反之亦然。

• 假如狀態參數只是確定了一部分，那麼該物質還可能有其他的狀態。

Ⅹ 熱力學第二定律中，判斷過程方向限度的物理量有哪些

方向：吉布斯自由能變化值，孤立系統熵值。限度：平衡常數