1、為什么第一定律數(shù)學表示式dU=δQ-δW 中內能前面用微分號d，而熱量和功的前面用δ符號？
答：因為內能是狀態(tài)函數(shù)，具有全微分性質。而熱量和功不是狀態(tài)函數(shù)，其微小
改變值用δ表示。
2、公式H=U+PV中H > U,發(fā)生一狀態(tài)變化后有ΔH =ΔU +Δ（PV）， 此時ΔH >ΔU嗎？為什么？
答：不一定。因為Δ（PV）可以為零、正數(shù)和負數(shù)。
3、ΔH = Qp , ΔU = Qv兩式的適用條件是什么？
答：ΔH = Qp此式適用條件是：封閉系等壓非體積功為零的體系。
ΔU = Qv此式適用條件是：封閉系等容非體積功為零的體系。 （1）狀態(tài)確定后，狀態(tài)函數(shù)的值即被確定。
答：對。
（2）狀態(tài)改變后，狀態(tài)函數(shù)值一定要改變。
答：不對。如：理想氣體等溫膨脹過程，U和H的值就不變化。 （3）有一個狀態(tài)函數(shù)值發(fā)生了變化，狀態(tài)一定要發(fā)生變化。 答：對。
4、想氣體絕熱向真空膨脹，ΔU=0，ΔH=0對嗎？
答：對。因理想氣體絕熱向真空膨脹過程是一等溫過程。
5、恒壓、無相變的單組分封閉體系的焓值當溫度升高時是增加、減少還是不變？ 答：增加。
6、當體系將熱量傳遞給環(huán)境后，體系的焓值是增加、不變還是不一定改變？ 答：不一定改變。
7、等溫等壓進行的某化學反應，實驗測得T1和T2時的熱效應分別為ΔrH1和ΔrH2，用基爾霍夫公式驗證時，發(fā)現(xiàn)數(shù)據(jù)不相等。為什么？
解：用基爾霍夫公式計算的ΔrHm,1和ΔrHm,2是反應物完全變成產物時的值。而ΔrH1和ΔrH2是該化學反應達到平衡時實驗測得的值。
8、“功、熱與內能均是能量，所以它們的性質相同”這句話正確否？ 答：不正確。雖然功、熱與內能都有能量的量綱，但在性質上不同，內能是體系的本身性質，是狀態(tài)函數(shù)。而熱與功是體系與環(huán)境間交換的能量，是與熱力學過程相聯(lián)系的過程量。功與熱是被“交換”或“傳遞”中的能量，不是體系本身的性質，不是狀態(tài)函數(shù)，與內能性質不同。熱與功也有區(qū)別，熱是微粒無序運動而傳遞的能量，功是微粒有序運動而傳遞的能量。
9、 為什么本教材中熱力學第一定律表達式是：ΔU＝Q＋W，而有些書中采用ΔU＝Q-W，兩者是否有矛盾，為什么?
答：因為本教材規(guī)定：體系吸熱為正，放熱為負；體系對外作功，W為負值，環(huán)境對體系作功，W為正值，總的來說，體系在過程中得到能量為正，失去能量為負。在這個規(guī)定下，要滿足能量守衡原理，則必須是體系吸的熱加上環(huán)境對體系作的功后，才等于體系內能的變化值，所以是ΔU＝Q＋W。而有些書上，功的符號與上述規(guī)定相反，（體系向環(huán)境做功，W 為正值，環(huán)境向體系做功，W 為負值），則就是ΔU＝Q－W。
10、一體系由A態(tài)到B態(tài)，沿途徑Ⅰ放熱 100J，對體系作功 50J。問(1)由A態(tài)沿途徑Ⅱ到B態(tài)體系作功 80J，其Q值為多少？(2) 如體系由B態(tài)沿途徑Ⅲ回到
A態(tài)得50J功，體系吸熱環(huán)是放熱？Q為多少？
答：(1) ΔUA→B＝－100＋50＝－50J Q＝ΔUA→B－W＝－50－(－80)＝30J (2) ΔUB→A＝－ΔUA→B＝50J Q＝ΔUB→A－W＝50－50＝0 體系不吸熱也放熱
11、已知體系的狀態(tài)方程式Ｆ(T，p，V)＝0，由U＝f(T，V)寫出當壓力不變時氣體的內能對溫度的變化率的表達式。
答：dU＝(ЭU/ЭT)VdT＋(ЭU/ЭV)TdV壓力不變時，除以ｄT：(ЭU/ЭT)p＝(Э
U/ЭT)V＋(ЭU/ЭV)T(ЭV/ЭT)p
12、為什么無非體積功的等壓過程的熱，只決定于體系的初、終態(tài)？ 答：因為無其它功的等壓過程中Qp＝ΔH，而 ΔH 是體系狀態(tài)函數(shù)的改變值，其大小只決定于體系的始終態(tài)，所以在無其它功的等壓過程 Qp 大小只決定于初終態(tài)。
13、“因 ΔH＝Qp，所以只有等壓過程才有 ΔH。”這句話是否正確？ 答：不正確。H是狀態(tài)函數(shù)，H＝U＋pV，凡是體系狀態(tài)發(fā)生變化，不管經過什么過程，體系的焓值都可能變化，即 ΔH 有可能不等于零。
14、因為“ΔH＝Qp，所以Qp 也具有狀態(tài)函數(shù)的性質”對嗎？為什么？ 答：不對，ΔH＝Qp，只說明Qp 等于狀態(tài)函數(shù)H的變化值 ΔH，僅是數(shù)值上相等，并不意味著Qp 具有狀態(tài)函數(shù)的性質。ΔH＝Qp 只能說在恒壓而不做非體積功的特定條件下，Qp 的數(shù)值等于體系狀態(tài)函數(shù) H 的改變，而不能認為 Qp 也是狀態(tài)函數(shù)。 15、試證明在無非體積功的等容過程中體系的ΔU＝QV。
證明：ΔU＝Q＋W 等容時 ΔV＝0，又無其它功，W=0 ∴ ΔU＝QV 16、為什么對于理想氣體，公式ΔU=nCV，mdT 可用來計算任一過程的ΔU，并不受定容條件的限制？
答：因為對理想氣體，U＝f(T)，內能僅是溫度的函數(shù)，從始態(tài)出發(fā)，不論經什么過程，達到不同的終態(tài)，只要始終態(tài)溫度分別相同，ΔU 就一定相同。所以公式ΔU=CV，mdT并不受定容條件的限制。
恒容過程ΔU1
CV，mdT 兩者終態(tài)的溫度相同
恒壓過程 ΔU2＝ΔU1＋ΔU3 ∴ ΔU3=0 ∴ ΔU2＝ΔU1＝CV，mdp 即 1mol理想氣體不論什么過程，只要變到相同溫度的終態(tài)其ΔU 總是等于CV，mdT 17、為什么理想氣體常數(shù)R在數(shù)值上等于1mol理想氣體升高1K時所作的等壓體積功？
答：W＝－p外ΔV＝－p(V2-V1)＝－nR(T2-T1) 當 n＝1mol T2－T1＝1K 時 W＝R 18、體系中有100克N2，完全轉化成NH3，如按計量方程式N2＋3H2→2NH3，Δξ=?
N2
H2—→NH3，Δξ=?，如反應前體系中N2的物質的
量n(N2)＝10mol，分別按上述二計量方程式所得的Δξ計算反應后的 n'(N2)＝？ 答：nN2(0)＝100/28＝3.57mol nN2(ξ)=0 Δξ1＝[nN2(ξ)-nN2(0)]/νB＝(0-3.57)/(-1)＝3.57mol Δξ2＝(0-3.57)/(-1/2)＝7.14mol
公式：nB(ξ)＝nB(0)+νBΔξ nB(0)＝10mol
按方程式：N2＋3H2→2NH3， nN2(3.57)＝10-(-1)×3.57＝6.43mol
N2
H2→NH3， n'N2(7.14)＝10-(-1/2)×7.14＝6.43mol
兩者結果相同。
19、根據(jù)Qp，m＝QV，m+∑νB(g)RT，Qp，m 一定大于QV，m 嗎？為什么？舉例說明。
答：Qp，不一定大于QV，其大小比較取決于 ∑νB(g) 的符號，若∑νB(g)>0， m m， 則 Qp，m＞ QV，m，但若 ∑νB(g)＜0， Qp，m＜QV，m 例如：H2(g)
O2(g)—→H2O(l)
ΔHm＝Qp＝－285.9 kJ·mol-1 ∑νB(g)＝－1.5＜0
QV，m＝Qp，m－∑νB(g)RT＝－285.8×103＋1.5×8.314×298＝－282 kJ·mol-1 Qp，m＜QV，m
又例如：Zn(s)＋H2SO4(aq)—→ZnSO4(aq)＋H2(g)↑ Qp，m＝－177.9 kJ·mol-1 ∑νB(g)＝1＞0
QV，m＝Qp，m－∑νB(g)RT＝－177.9×10-3－8.314×298＝－180.37 KJ·mol-1 Qp，m＞QV，m
20、“穩(wěn)定單值的焓值等于零”；“化合物摩爾生成熱就是 1mol 該物質所具有的焓值” 對嗎？為什么？
答：不對。穩(wěn)定單質的焓值并不等于零。但可以說標準狀態(tài)下穩(wěn)定單質的規(guī)定焓值等于零，人為規(guī)定標準狀態(tài)下，穩(wěn)定單質的生成焓，即規(guī)定焓為0?；衔锏哪柹?成熱不是 1mol 物質所具有的焓的絕對值，而是相對于生成它的穩(wěn)定單質的焓的相對值。即是以標準狀態(tài)下穩(wěn)定單質生成熱為零作基線，得出的相對值。 21、 證明由鍵焓計算反應的 ΔHm 的公式是：ΔrHm＝(-∑ni答：化合物的ΔfH
ni(ΔH
)－(∑nj
j
i
)(反應物－產物)
)
)－∑(n
j
而反應熱效應 ΔrHm＝∑νB(ΔHm，f)B＝∑νB[∑ni(ΔH
j
)]B
)B－∑νB(∑nj
jB
＝∑νB(∑niΔH
)
因組成產物與反應物的元素相同，且各種原子的數(shù)目也相等， 即 ∑νB(∑niΔH
＝－∑νB(∑nj
jB
)B＝0 便有ΔHm＝－∑νB(∑nj)(反應物)－∑νB(∑nj
j
jB
)
)(產物)
jB
若將反應物的計量系數(shù)νB考慮為正值，則上式(-∑νB(∑nj為∑νB(∑nj
jB
)(反應物)，便成
)(反應物)，再將一個B分子中的ｊ鍵數(shù)nj乘上方程式中反應物
i
的計量系數(shù)ν，便是該反應方程中反應物總ｊ鍵數(shù)nj，改寫為ni，鍵焓 么，反應物的總鍵焓值便為(∑ni正值，則為 (∑ni物）。
i
i
，那
)(反應物)。同理對產物的計量系數(shù)考慮為
i
)(產物)。便得：ΔHm=(∑ni)(反應物)－(∑ni
i
)（產
22、反應 A(g)+2B(g)—→C(g) 的ΔrHm(298.2K)＞0，則此反應進行時必定吸熱，對嗎？ 為什么？
答：不對。只有在等壓下，無非體積功時，Qp＝ΔHm，ΔHm＞0，故 Qp＞0，體系必定吸熱。但在有非體積功，或者非等壓條件下，ΔHm≠Qp ，ΔHm＞0，Qp可以小于0，等于0，不一定吸熱。例如，絕熱容器中H2與Ｏ2 燃燒，ΔHm＞0，但Q＝0，不吸熱。
23、 “可逆過程一定是循還過程，循還過程一定是可逆過程”這種說法對嗎? 為什么?
答：不對。可逆過程不一定為循環(huán)過程。因為只要體系由A態(tài)在無摩擦等消耗效應存在的情況下，經由一系列無限接近平衡狀態(tài)到達B態(tài)，則由A到B的過程是可逆。顯然，如果初態(tài) A 與終態(tài) B 是兩個不同的狀態(tài)，則A到B便不是循環(huán)過程；如果B態(tài)就是A 態(tài)則該過程便是可逆循環(huán)過程。循環(huán)過程不一定是可逆的，由始態(tài)A開始，狀態(tài)經過變化，不論途徑可逆與否，只要回到始態(tài)A，就是循環(huán)
過程。只是，由A態(tài)開始，在無摩擦等消耗效應存在的情況下，經過由一系列無限接近平衡狀態(tài)，又回到A態(tài)的循環(huán)過程才是可逆循環(huán)過程?？傊赡孢^程與循環(huán)過程是兩個完全不同的概念。
24、 氣體同一初態(tài)(p1，V1)出發(fā)分別經等溫可逆壓縮與絕熱可逆壓縮，至終態(tài)，終態(tài)體積都是V2，哪一個過程所作壓縮功大些？為什么？
答：(規(guī)定環(huán)境做功為正值)，絕熱可逆壓縮功大于等溫可逆壓縮功。這是因為絕熱壓縮 時，環(huán)境所做功全部都變成氣體的內能，因而氣體的溫度升高，故當氣體終態(tài)體積為V2 時，氣體的壓力比經等溫可逆到達V2 時氣體的壓力要高，即絕熱可逆壓縮時，環(huán)境施加的壓力大些，因而所做壓縮功也多些。
25、 從同一初態(tài)(p1，V1)分別經可逆的絕熱膨脹與不可逆的絕熱膨脹至終態(tài)體積都是V2時，氣體壓力相同嗎？為什么？
答：不相同?？赡娼^熱膨脹由（p1，V1）到V2 體系付出的功大于不可逆絕熱膨脹由（p1，V1）到V2 所付出的功。而兩過程的 Q 都等于零，因而前一過程中體系內能降低得更多，相應終態(tài)氣體的溫度也低些。所以可逆絕熱膨脹比不可逆絕熱膨脹到終態(tài)V2 時氣體的壓力低些。
第一章 熱力學第一定律 1．“根據(jù)道爾頓分壓定律p＝∑B pB壓力具有加和性，因此是廣延性質。”這一結論正確否？為什么？
答：不對。壓力與溫度一樣是強度性質。不具有加和性，所謂加和性，是指一個熱力學平衡體系中，
某物質的數(shù)量與體系中物質的數(shù)量成正比，如 Cp＝∑nBCp，m(B)。而道爾頓分壓定律中的分壓pB
是指在一定溫度下，組分B單獨占有混合氣體相同體積時所具有的壓力。總壓與分壓的關系不是同
一熱力學平衡體系中物量之間的關系，與物質的數(shù)量不成正比關系，故p＝∑pB不屬加和性。本題
所犯錯誤是把混和氣體中 總壓 p與各組分分壓 pB 關系誤認為是熱力學平衡體系中整體與部分的關系。 2．“凡是體系的溫度升高時就一定吸熱，而溫度不變時，體系既不吸熱也不放熱”，這種說法對否？ 舉實例說明。
答：不對。例如：絕熱條件下壓縮氣體，體系溫度升高，但并未從環(huán)境中吸熱。
又如：在絕熱體容器
中，將 H2SO4 注入水中，體系溫度升高，但并未從環(huán)境吸熱。再如：理想氣體等溫膨脹，從環(huán)境
吸了熱，體系溫度并不變化。在溫度不變時，體系可以放熱或吸熱，相變時就是這樣。例如水在
1atm、100℃下變成水蒸氣，溫度不變則吸熱。
3．－p(外)dV與－p(外)ΔV有何不同？－pV就是體積功，對嗎？為什么在例2中－pVm(g)是體積功？ 答：－p(外)dV 是指極其微小的體積功。－p(外)ΔV 是在指外壓不變的過程體積功。即在外壓 p 不
變的過程中體積由 V1變化到 V2(ΔV＝V2-V1)時的體積功。－pV不是體積功，體積功是指在外壓
(p外)作用下，外壓p與體積變化值（dV）的乘積。V與 dV 是不同的，前者是指體系的體積，后
者是體積的變化值。體積變化時才有體積功。例2中的－pVm(g)實為－p［Vm(g)-Vm(l)］，在這里忽略
了Vm(l)，這里的Vm(g)實為ΔV＝Vm(g)-Vm(l)，因此－pVm是體積功。 4．“功、熱與內能均是能量，所以它們的性質相同”這句話正確否？
答：不正確。雖然功、熱與內能都有能量的量綱，但在性質上不同，內能是體系的本身性質，是狀
態(tài)函數(shù)。而熱與功是體系與環(huán)境間交換的能量，是與熱力學過程相聯(lián)系的過程量。功與熱是被
“交換”或“傳遞”中的能量，不是體系本身的性質，不是狀態(tài)函數(shù)，與內能性質不同。熱與功
也有區(qū)別，熱是微粒無序運動而傳遞的能量，功是微粒有序運動而傳遞的能量。
5. 為什么本教材中熱力學第一定律表達式是：ΔU＝Q＋W，而有些書中采用ΔU＝Q-W，
兩者是否有矛盾，為什么?
答：因為本教材規(guī)定：體系吸熱為正，放熱為負；體系對外作功，W為負值，環(huán)境對體系作功，
W為正值，總的來說，體系在過程中得到能量為正，失去能量為負。在這個規(guī)定下，要滿
足能量守衡原理，則必須是體系吸的熱加上環(huán)境對體系作的功后，才等于體系內能的變化值，
所以是ΔU＝Q＋W。而有些書上，功的符號與上述規(guī)定相反，（體系向環(huán)境做功，W 為正值，
環(huán)境向體系做功，W 為負值），則就是ΔU＝Q－W。
6．一體系由A態(tài)到B態(tài)，沿途徑Ⅰ放熱 100J，對體系作功 50J。問(1)由A態(tài)沿途徑Ⅱ到B態(tài)體系
作功 80J，其Q值為多少？(2) 如體系由B態(tài)沿途徑Ⅲ回到A態(tài)得50J功，
體系吸熱環(huán)是放熱？ Q為多少？
答：(1) ΔUA→B＝－100＋50＝－50J Q＝ΔUA→B－W＝－50－(－80)＝30J (2) ΔUB→A＝－ΔUA→B＝50J Q＝ΔUB→A－W＝50－50＝0 體系不吸熱也放熱
7．已知體系的狀態(tài)方程式Ｆ(T，p，V)＝0，由U＝f(T，V)寫出當壓力不變時氣體的內能對溫度的 變化率的表達式。
答：dU＝(U/T)VdT＋(U/V)TdV
壓力不變時，除以ｄT：(U/T)p＝(U/T)V＋(U/V)T(V/T)p
8．為什么無非體積功的等壓過程的熱，只決定于體系的初、終態(tài)？
答：因為無其它功的等壓過程中Qp＝ΔH，而 ΔH 是體系狀態(tài)函數(shù)的改變值，其大小只決定于體
系的始終態(tài)，所以在無其它功的等壓過程 Qp 大小只決定于初終態(tài)。 9．“因 ΔH＝Qp，所以只有等壓過程才有 ΔH?！边@句話是否正確？
答：不正確。H是狀態(tài)函數(shù)，H＝U＋pV，凡是體系狀態(tài)發(fā)生變化，不管經過什么過程，體系的焓
值都可能變化，即 ΔH 有可能不等于零。
10．因為“ΔH＝Qp，所以Qp 也具有狀態(tài)函數(shù)的性質”對嗎？為什么？
答：不對，ΔH＝Qp，只說明Qp 等于狀態(tài)函數(shù)H的變化值 ΔH，僅是數(shù)值上相等，并不意味著Qp
具有狀態(tài)函數(shù)的性質。ΔH＝Qp 只能說在恒壓而不做非體積功的特定條件下，Qp 的數(shù)值等于體
系狀態(tài)函數(shù) H 的改變，而不能認為 Qp 也是狀態(tài)函數(shù)。
11．試證明在無非體積功的等容過程中體系的ΔU＝QV。 證明：ΔU＝Q＋W 等容時 ΔV＝0，又無其它功，W=0 ∴ ΔU＝QV
12．為什么對于理想氣體，公式ΔU=nCV，mdT 可用來計算任一過程的ΔU，
并不受定容條件的限制？
答：因為對理想氣體，U＝f(T)，內能僅是溫度的函數(shù)，從始態(tài)出發(fā)，不論經什么過程，
達到不同的終態(tài)，只要始終態(tài)溫度分別相同，ΔU 就一定相同。所以公式ΔU=CV，mdT
并不受定容條件的限制。
恒容過程ΔU1＝CV，mdT 兩者終態(tài)的溫度相同
恒壓過程 ΔU2＝ΔU1＋ΔU3 ∴ ΔU3=0 ∴ ΔU2＝ΔU1＝CV，mdp
即 1mol理想氣體不論什么過程，只要變到相同溫度的終態(tài)其ΔU 總是等于CV，mdT
13．為什么理想氣體常數(shù)R在數(shù)值上等于1mol理想氣體升高1K時所作的等壓體積功？
答：W＝－p外ΔV＝－p(V2-V1)＝－nR(T2-T1) 當 n＝1mol T2－T1＝1K 時 W＝R
14．體系中有100克N2，完全轉化成NH3，如按計量方程式N2＋3H2→2NH3，Δξ=?，如按計量
方程式N2＋H2—→NH3，Δξ=?，如反應前體系中N2的物質的量n(N2)＝10mol，分別按
上述二計量方程式所得的Δξ計算反應后的 n'(N2)＝？ 答：nN2(0)＝100/28＝3.57mol nN2(ξ)=0
Δξ1＝[nN2(ξ)-nN2(0)]/νB＝(0-3.57)/(-1)＝3.57mol Δξ2＝(0-3.57)/(-1/2)＝7.14mol
公式：nB(ξ)＝nB(0)+νBΔξ nB(0)＝10mol
按方程式：N2＋3H2→2NH3， nN2(3.57)＝10-(-1)×3.57＝6.43mol
按方程式：N2＋H2→NH3， n'N2(7.14)＝10-(-1/2)×7.14＝6.43mol 兩者結果相同。
15. 根據(jù)Qp，m＝QV，m+∑νB(g)RT，Qp，m 一定大于QV，m 嗎？為什么？舉例說明。 答：Qp，m 不一定大于QV，m，其大小比較取決于 ∑νB(g) 的符號，若∑νB(g)>0， 則 Qp，m＞ QV，m，但若 ∑νB(g)＜0， Qp，m＜QV，m 例如：H2(g)＋O2(g)—→H2O(l)
ΔHm＝Qp＝－285.9 kJ·mol-1 ∑νB(g)＝－1.5＜0
QV，m＝Qp，m－∑νB(g)RT＝－285.8×103＋1.5×8.314×298＝－282 kJ·mol-1 Qp，m＜QV，m
又例如：Zn(s)＋H2SO4(aq)—→ZnSO4(aq)＋H2(g)↑ Qp，m＝－177.9 kJ·mol-1 ∑νB(g)＝1＞0
QV，m＝Qp，m－∑νB(g)RT＝－177.9×10-3－8.314×298＝－180.37 KJ·mol-1 Qp，m＞QV，m
16.“穩(wěn)定單值的焓值等于零”；“化合物摩爾生成熱就是 1mol 該物質所具有的焓值”
對嗎？為什么？
答：不對。穩(wěn)定單質的焓值并不等于零。但可以說標準狀態(tài)下穩(wěn)定單質的規(guī)定焓值等
于零，人為規(guī)定標準狀態(tài)下，穩(wěn)定單質的生成焓，即規(guī)定焓為0?；衔锏哪柹?/span>
成熱不是 1mol 物質所具有的焓的絕對值，而是相對于生成它的穩(wěn)定單質的焓的相
對值。即是以標準狀態(tài)下穩(wěn)定單質生成熱為零作基線，得出的相對值。
17. 證明由鍵焓計算反應的 ΔHm 的公式是：ΔrHm＝(-∑nii)(反應物－產物) 答：化合物的ΔfHni(ΔH)－(∑njj)
而反應熱效應 ΔrHm＝∑νB(ΔHm，f)B＝∑νB[∑ni(ΔH)－∑(nj
j)]B
＝∑νB(∑niΔH)B－∑νB(∑njj)B
因組成產物與反應物的元素相同，且各種原子的數(shù)目也相等，
即 ∑νB(∑niΔH)B＝0
便有ΔHm＝－∑νB(∑njj)B
＝－∑νB(∑njj)B(反應物)－∑νB(∑njj)(產物)
若將反應物的計量系數(shù)νB考慮為正值，則上式(-∑νB(∑njj)B(反應物)，便成為
∑νB(∑njj)B(反應物)，再將一個B分子中的ｊ鍵數(shù)nj乘上方程式中反應物的計
量系數(shù)ν，便是該反應方程中反應物總ｊ鍵數(shù)nj，改寫為ni，鍵焓 i，那么，
反應物的總鍵焓值便為(∑nii)(反應物)。同理對產物的計量系數(shù)考慮為正值，
則為 (∑nii)(產物)。便得：ΔHm=(∑nii)(反應物)－(∑nii)（產物）。
18. 反應 A(g)+2B(g)—→C(g) 的ΔrHm(298.2K)＞0，則此反應進行時必定吸熱， 對嗎？ 為什么？
答：不對。只有在等壓下，無非體積功時，Qp＝ΔHm，ΔHm＞0，故 Qp＞0，體系必定
吸熱。但在有非體積功，或者非等壓條件下，ΔHm≠Qp ，ΔHm＞0，Qp可以小于0，
等于0，不一定吸熱。例如，絕熱容器中H2與Ｏ2 燃燒，ΔHm＞0，但Q＝0，
不吸熱。
19. “可逆過程一定是循還過程，循還過程一定是可逆過程”這種說法對嗎? 為什么?
答：不對?？赡孢^程不一定為循環(huán)過程。因為只要體系由A態(tài)在無摩擦等消耗效應存在
的情況下，經由一系列無限接近平衡狀態(tài)到達B態(tài)，則由A到B的過程是可逆。顯然，
如果初態(tài) A 與終態(tài) B 是兩個不同的狀態(tài)，則A到B便不是循環(huán)過程；如
果B態(tài)就是
A 態(tài)則該過程便是可逆循環(huán)過程。循環(huán)過程不一定是可逆的，由始態(tài)A開始，狀態(tài)經
過變化，不論途徑可逆與否，只要回到始態(tài)A，就是循環(huán)過程。只是，由A態(tài)開始，
在無摩擦等消耗效應存在的情況下，經過由一系列無限接近平衡狀態(tài)，又回到A態(tài)的
循環(huán)過程才是可逆循環(huán)過程?？傊赡孢^程與循環(huán)過程是兩個完全不同的概念。
20. 氣體同一初態(tài)(p1，V1)出發(fā)分別經等溫可逆壓縮與絕熱可逆壓縮，至終態(tài)，終態(tài)體
積都是V2，哪一個過程所作壓縮功大些？為什么？
答：(規(guī)定環(huán)境做功為正值)，絕熱可逆壓縮功大于等溫可逆壓縮功。這是因為絕熱壓縮
時，環(huán)境所做功全部都變成氣體的內能，因而氣體的溫度升高，故當氣體終態(tài)體積為
V2 時，氣體的壓力比經等溫可逆到達V2 時氣體的壓力要高，即絕熱可逆壓縮時，
環(huán)境施加的壓力大些，因而所做壓縮功也多些。
21. 從同一初態(tài)(p1，V1)分別經可逆的絕熱膨脹與不可逆的絕熱膨脹至終態(tài)體積都是V2
時，氣體壓力相同嗎？為什么？
答：不相同。可逆絕熱膨脹由（p1，V1）到V2 體系付出的功大于不可逆絕熱膨脹由
（p1，V1）到V2 所付出的功。而兩過程的 Q 都等于零，因而前一過程中體系內能
降低得更多，相應終態(tài)氣體的溫度也低些。所以可逆絕熱膨脹比不可逆絕熱膨脹到
終態(tài)V2 時氣體的壓力低些。
22. 理想氣體經一等溫循環(huán)，能否將環(huán)境的熱轉化為功？如果是等溫可逆循環(huán)又怎樣？
答：不能。理想氣體的內能在等溫過程中不變。ΔU＝0
恒外壓不可逆膨脹
假設它由 A(p1，V1，T1)—————————→B(p2，V2，T1)
所作功 W(不)＝－Q(不)＝－p2(V2－V1)，再經過可逆壓縮回到始態(tài)， 可逆壓縮
B(p2，V2，T1)——————→ A(p1，V1，T1)(原初態(tài))
W＇＝－Q＇＝－RTln(V1/V2) （因為可逆壓縮環(huán)境消耗的功最?。?整個循環(huán)過程：
W＝W(不)＋W＇＝－p2(V2-V1)－RTln(V1/V2)＝－Q
∵ －p2(V2-V1)＜0，－RTln(V1/V2)＞0，并且前者的絕對值小于后者， ∴W＝－Q＞0，Q＜0，環(huán)境得熱，W＞0體系得功，即環(huán)境失熱。
說明整個循環(huán)過程中，環(huán)境對體系作功，而得到是等量的熱，不是把環(huán)境的熱變成功。
同樣，如果A—→B是等溫可逆膨脹，B—→A是等溫不可逆壓縮，結果也是W＞0，
Q＜0，體系得功，環(huán)境得熱，即環(huán)境付出功得到熱。不能把環(huán)境熱變成功。 如果 A——B是等溫可逆膨脹，B——A是等溫可逆壓縮，即為等溫可逆循環(huán)過程，
W＝－RTln(V2/V1)－RTln(V1/V2)＝0， 則 Q＝－W＝0，不論是體系還是環(huán)境， 均未得失功，各自狀態(tài)未變。
由上分析，理想氣體經一等溫循環(huán)，不能將環(huán)境溫轉化為功。
23. 將置于室內的一電冰箱的箱門打開，使其致冷機運轉，能否降低全室溫度？設該機在
0℃ 與室溫(25℃)作理想可逆循環(huán)每小時能凍出 1Kg 的冰，如房間的總熱容為 150
KJ·K-1，估算電冰箱工作 10 小時后室內溫度的變化？
答：不能。因為，冰箱門打開，箱內與室內空氣流通，使高低兩個熱源溫度相等。致冷機
工作，致冷機消耗的電功以及冰箱內冷卻器 (低溫熱源)吸的熱都以熱的形式放到室
內 (高溫熱源)，當冰箱門打開時，室內空氣又流入箱內，使室內氣溫升高。這樣，
總的效果是致冷機消耗電能轉化為室內空氣的內能，反使室內溫度升高。因而使室
內溫度非但不降低反而升高。
1克水的比熱為 4.184 J·K-1，1克水的凝固熱為 339 J·g-1
Q'＝1000×(4.184×25+339)×10＝4436 KJ
β＝T1／(T2-T1)= 273/25 = 10.92 β＝Q'/W
W＝Q'/10.92＝4436/10.92＝406.23 KJ
Q2＝W-Q'＝4842 KJ ΔT＝4842/150＝32 K
T3＝298+32＝ 330 K ,房間溫度變?yōu)?30K。
