物化各种公式概念总结.doc

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1、第一章热力学第一定律一、基本概念系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。二、基本定律热力学第一定律：ΔU=Q+W。三、基本关系式1、体积功的计算δW=－p外dV恒外压过程：W=－p外ΔV定温可逆过程（理想气体）：W=nRT2、热效应、焓：等容热：QV=ΔU（封闭系统不作其他功）等压热：Qp=ΔH（封闭系统不作其他功）焓的定义：H=U+pV;ΔH=ΔU+Δ(pV)焓与温度的关系：ΔH=3、等压热容与等容热容：热容定义：；定压热容与定容热容的关系：热容与温度的关系：Cp，m=a+bT+cT2四、第一定律的应用1、理想气体状态

2、变化等温过程：ΔU=0;ΔH=0;W=－Q=p外dV等容过程：W=0;Q=ΔU=;ΔH=等压过程：W=－peΔV;Q=ΔH=;ΔU=可逆绝热过程：Q=0;利用p1V1γ=p2V2γ求出T2,W=ΔU=;ΔH=CV(㏑T2-㏑T1)=nR(㏑V1-㏑V2)（T与V的关系）Cp(㏑T2-㏑T1)=nR(㏑P2-㏑P1)(T与P的关系)不可逆绝热过程：Q=0;利用CV(T2-T1)=－p外(V2-V1)求出T2,W=ΔU=;ΔH=2、相变化可逆相变化：ΔH=Q=nΔH；Ｗ＝－p(V2-V1)=－pVg=－nRT;ΔU=Q+W3、实际气体节流膨胀：焦耳-汤姆逊系数：

3、μJ-T（理想气体在定焓过程中温度不变，故其值为0；其为正值，则随p降低气体T降低；反之亦然）4、热化学标准摩尔生成焓：在标准压力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热（各种稳定单质在任意温度下的生成焓值为0）标准摩尔燃烧焓：…………，单位物质的量的某物质被氧完全氧化时的反应焓第二章热力学第二定律一、基本概念自发过程与非自发过程二、热力学第二定律热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式）“=”可逆；“＞”不可逆三、熵（0k时任何纯物质的完美结晶丧子为0）1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理（页522、熵的定义：3、熵的物理意义：系统混乱

4、度的量度。4、绝对熵：热力学第三定律5、熵变的计算（1）理想气体等温过程：（2）理想气体等压过程：（3）理想气体等容过程：（4）理想气体pTV都改变的过程：（5）可逆相变化过程：（6）化学反应过程：四、赫姆霍兹函数和吉布斯函数1、定义：A=U-TS；G=H-TS等温变化：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS2、应用：不做其他功时，ΔGT,p≤0；自发、平衡3、热力学重要关系式：dU=TdS-pdV；dH=TdS+Vdp【页72】dA=-SdT-pdV；dG=-SdT+Vdp4、ΔA和ΔG的求算（1）理想气体等温过程用公式：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-T

5、ΔS用基本关系式：dA=-SdT-pdV；dG=-SdT+Vdp（2）可逆相变过程ΔA=ΔU-TΔS=W=-nRT；ΔG=0（3）化学反应过程的ΔG标准熵法：ΔG=ΔH-TΔS标准生成吉布斯函数法：（4）ΔG与温度的关系ΔG=ΔH-TΔS，设ΔH、ΔS不随温度变化。第三章化学势1、化学势的定义。物理意义：决定物质传递方向的限度的强度因素。；在T、p及其他物质的量保持不变的情况下，增加1molB物质引起系统吉布斯函数的增量。（又称偏摩尔量。1、只有系统的容量性质才有偏摩尔量，故系统强度性质没有偏摩尔量【页8有两种性质定义】2、只有在定稳T，定压P下才成为偏摩尔

6、量）2、化学势的应用在等温等压不作其他功时，＜0自发；＝0平衡；＞0逆向自发3、化学时表示式理想气体：纯固体和纯液体：拉乌尔定律和亨利定律1、拉乌尔定律pA=p*xA（溶液中该物质蒸汽压=纯该物质蒸汽压*溶液中该物质物质量分数【理想】）适用于液态混合物和溶液中的溶剂。2、亨利定律pB=kx,xB（与溶液平衡的溶质蒸汽的分压=亨利系数*溶质在溶液中的摩尔分数）适用于溶液中的溶质。二、液态混合物和溶液中各组分的化学势1、理想液态混合物标准态为：同温下的液态纯溶剂。2、真实液态混合物标准态为：同温下的液态纯溶剂。3、理想稀溶液溶剂：标准态为：同温下的液态纯溶剂。溶

7、质：标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。4、真实溶液溶剂：；ax,A=fx,Ax;标准态为：同温下的液态纯溶剂。溶质：;ax,B=γx,BxB;标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。;ab,B=γb,BbB;标准态为：同温下bB=1且符合亨利定律的溶质。理想稀溶液的凝固点降低第四章化学平衡一、化学平衡常数与平衡常数表达式二、标准平衡常数的求算：三、范特荷夫等温方程+RT㏑QP（页114四、平衡常数与温度的关系；五、平衡常数的各种表示方法：（页121Kp、Kx是气相反应的经验平衡常数。其与标准平衡常数关系为：Kθ=Kp（pθ）-△V（产物与反

8、应物计量数之差）=Kx（p/pθ）△V=Kn（p/p