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1、.物化公式归纳第一章化学热力学基础公式总结1.体积功We=－Pe△V2．热力学第一定律的数学表达式△U=Q+W3．nmol理想气体的定温膨胀过程途径1:向真空膨胀Pe=0,W1=0途径2:一次恒外压膨胀Pe=P2途径3:无限缓慢膨胀Pe=P1－dP=P.定温可逆时：Wmax=-Wmin=4.焓定义式H=U+PV在封闭体系中，W′=0，体系发生一定容过程Qv=△U在封闭体系中，W′=0，体系发生一定压过程Qp=H2–H1=△H5.摩尔热容Cm(J·K-1·mol-1):定容热容CV（适用条件:封闭体系、无相变、无化学变化、W′=0
2、定容过程适用对象:任意的气体、液体、固体物质）定压热容Cp（适用条件:封闭体系、无相变、无化学变化、W′=0的定压过程适用对象:任意的气体、液体、固体物质）单原子理想气体：Cv,m=1.5R,Cp,m=2.5R双原子理想气体：Cv,m=2.5R,Cp,m=3.5R多原子理想气体：Cv,m=3R,Cp,m=4RCp,m=Cv,m+R6.理想气体热力学过程ΔU、ΔH、Q、W和ΔS的总结过程ΔUΔHQWΔS自由膨胀0000定温可逆00-W定压定容0范文..7.定义:△fHmθ(kJ·mol-1)--标准摩尔生成焓△H—焓变；△rHm—
3、反应的摩尔焓变△rHmθ—298K时反应的标准摩尔焓变；△fHmθ(B)—298K时物质B的标准摩尔生成焓；△cHmθ(B)—298K时物质B的标准摩尔燃烧焓。8.热效应的计算由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变△rHθm=∑νB△fHθm,B由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变△rHθm=-∑νB△cHθm,B9.Kirchhoff（基尔霍夫）方程△rHm(T2)=△rHm(T1)+如果ΔCp为常数，则△rHm(T2)=△rHm(T1)+△Cp(T2-T1)10.热机的效率为对于卡诺热机=可逆循环过程<不可逆循
4、环过程11.熵变定义式(体系经历一可逆过程的热温商之和等于该过程的熵变.)12.热力学第二定律的数学表达式(不等式中,“>”号表示不可逆过程,“=”号表示可逆过程“T”—环境温度,对可逆过程也是体系温度.)13.熵增原理(孤立体系的熵永不减少)△S孤立≥0>不可逆过程,自发过程=可逆过程,体系达平衡.对于封闭体系△S孤立=△S封闭+△S环境≥0>不可逆过程,自发过程=可逆过程,体系达平衡14.定温定压的可逆相变15.化学反应熵变的计算△rSθm=∑νBSθm,B16.△rHθm和△rSθm与温度的关系：△rHθm(T2)=△rH
5、θm(T1)+△rSθm(T2)=△rSθm(T1)+范文..第二章自由能、化学势和溶液公式1．第一和第二定律的联合公式为2．吉布斯自由能定义式G=U+PV–TS=H–TS△G＝△H－T△S（G----体系的状态函数,(J),绝对值无法测量）3．在定温定压下，有如下关系：ΔG=W’最大4．吉布斯自由能判据<不可逆过程,自发过程=可逆过程,平衡态>反方向为自发过程5．判断过程方向及平衡条件的总结状态函数体系应用条件判据S隔离任意过程DS>0自发过程=0可逆过程,平衡S封闭任意过程DS体+DS环>0自发=0可逆,平衡G封闭定温定压W
6、’=0<0自发DG=0平衡,可逆>0反方向自发F封闭定温定容不做其它功<0自发DF=0平衡,可逆>0反方向自发6定压下．对任意相变或化学变化7．定温物理变化DG的计算（W’＝0的封闭体系）.理想气体定温过程范文...纯液体或纯固体的定温过程.定温定压可逆相变dG=-SdT+VdPdT＝0dP＝0DGT,P,W'=0。定温定压不可逆相变必须设计可逆过程来求算,由于△G定温条件下的计算公式简单,因此设计定温变压可逆途径求解.而计算不可逆相变的DH和DS时,是设计定压变温可逆途径进行求解.8．化学反应DG的计算化学反应△rGmθ的计算
7、。由物质的△fGmθ求算△rGθm=∑νB△fGθm,B。由反应的△rHθm和△rSθm求算△rGθm=△rHθm-T△rSθm。估计该反应能自发进行的最高温度<0不可逆过程,自发过程△rGθm=△rHθm-T△rSθm=0可逆过程,平衡态>0反方向为自发过程9．在指定压力下温度对反应自发性的影响ΔHΔSΔG=ΔH-TΔS反应的自发性－+－在任意温度下反应均可自发+－+任意温度下反应都不能自发++低温时＋高温时－在低温下反应不能自发在高温下反应能自发进行－－低温时－高温时＋在低温下反应能自发进行在高温下反应不能自发进转折温度T=
8、ΔH/ΔS10．偏摩尔量的定义式:条件：定温定压（Z代表任一广度性质）对于纯物质的均相系统，偏摩尔量即为该物质的摩尔量范文..11．偏摩尔量的集合公式12．化学势定义式13．化学势（偏摩尔吉布斯自由能）集合公式在一定的温度,压力和浓度的条件下,多组分体系处于一定
