物理化学 第一章 学习小结

绪论 1 学时基本要求：

1、了解物理化学学科、阐明物理化学课程的基本内容和任务。

2、掌握物理化学的学习方法。

P V T 关系 3 学时气体的第一章

基本要求：

1、掌握理想气体性质、状态方程及基本定律。

2、了解实际气体的性质及范德华方程。

3、掌握临界状态概念、对应状态原理。

4、了解pVT 关系的普遍化计算方法。

重点：理想气体定义、分压力、分体积的概念；理想气体状态方程、范德华方程的应用，对应状态原理及其应用。

难点：分压力、分体积的概念，使用范德华方程及用压缩因子图对真实气体进行有关计算。

第一章气体的pVT关系

主要公式及使用条件

1.理想气体状态方程式nRTRT?(m/M)pV?

pV?p(V/n)?RT 或m3V?V/n称为气体的摩尔体。mol PaTp式中，V，及n单位分别为，m，K及m3 -1-1 -1，称为摩尔气体常数。mol·K=8.314510 J ·m积，其单位为·mol。R此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。

气体混合物2.

（1）组成

? ) = y (或x 摩尔分数nn/BB ABA???yV/??体积分数

Vy Bm,BBAm,AA?V?表示在一定T，p式中下纯气体为混合气体总的物质的量。A的摩n Am,AA??为在一定T，p尔体积。下混合之前各纯组分体积的总和。Vy A,mAA（2）摩尔质量

???n/M?m/nM??yM BmixBBB BBB??为混合气体总的物质的量。上为混合气体的总质量，式中nm?nm?BBBB述各式适用于任意的气体混合物。

?y?n/n?p/p?V/V（3）BBBB式中p为气体B，在混合的T，V条件下，单独存在时所产生的压力，称为B B?V下，单独存在时所占的体积。，p的分压力。为B气体在混合气体的T B

道尔顿定律3.

?，p= yp pp?BB BB上式适用于任意气体。对于理想气体

p?nRT/V BB

4.阿马加分体积定律

?V?nRT/V BB此式只适用于理想气体。

5.范德华方程

2(p?a/V)(V?b)?RT mm

22)(V?nb)p?an?/VnRT(

6 -23 -1aa b皆为只与气体的种，和，b的单位为式中m的单位为Pa ·m mol·mol·类有关的常数，称为范德华常数。

此式适用于最高压力为几个MPa的中压范围内实际气体p，V，T，n的相

互计算。

6.维里方程

32......)?/VC/V?DpV?RT(1?B/V?mmmm及32'''......)?BDp?C?pppV?RT(1?m上式中的B，C，D,…..及B'，C'，D'….分别称为第二、第三、第四…维里系数，它们皆是与

气体种类、温度有关的物理量。

适用的最高压力为1MPa至2MPa，高压下仍不能使用。

7.压缩因子的定义

Z?pV/(nRT)?pV/(RT) m Z的量纲为一。压缩因子图可用于查找在任意条件下实际

气体的压缩因子。但计算结果常产生较大的误差，只适用于近似计算。

第一章气体的pVT关系概念题

一．思考题

1．试从微观和宏观的角度理解什么是理想气体？在低压下真实气体为什么可看作理想气体？

2．如何用外推法求通用气体常数的数值？

3．如何定义混合气体中的分压和分体积？

4．范德华方程是如何导出的？

5．真实气体为什么不能在温度高于临界温度时液化？

6．如何根据对比状态原理绘制压缩因子图？怎样由压缩因子图进行真实气体的计算？

二．填空题．

1. 某物质在时，其对比温度，则该物质的临界温度。?T5.T?1K300cr

2. 在临界状态下，任何真实气体在宏观上的特征是：。

3. 已知A(g)和B(g)的临界温度之间的关系为：；临界压力之间的)B?T(T(A)cc关系为：。则A、B气体的范德华常数a和b之间的关系必然是：)p(A)?p(B cc（选填：>、=、<、无法确定）；。)B(B)bba(A)(A)(a

4.气体的压缩因子Z的定义是Z= ，对实际气体，若Z>1则表示比理想气体压缩；若Z<1则表示比理想气体压缩；

5.在一定的对比温度下，任一真实气体的压缩因子只是的函数。

三．选择题

3的容器中含有0.65mol的理想气体A， 1.温度恒定为25℃，体积恒定为

25dm0.35mol的理想气体B。若向容器中再加入0.4mol的理想气体D。则B的分压

力P（），分体积V*（）。BB选择填入：A.变大 B.变小 C. 不变

D.无法确定

2.在一个密闭的容器中放有足够多的某纯液态物质，在相当大的温度范围内皆存在气—液两相平衡。当温度逐渐升高时液体的饱和蒸气压p*变大，饱和液体

Vl ) ; 饱和蒸气的摩尔体积m(的摩尔体积

VgVVg Vl ) ( ) m= ) - m(m() ；?m(选择填入：

A.变大

B.变小

C. 不变

D.无一定规律

3.在温度恒定为373.15K，体积为2.0dm3的容器中含有0.035mol的水蒸气

gl) 。则容器中的HO必然是O()。若向上述容器中再加0.025mol的水HO(H222（）。

选择填入：A.液态 B.气态 C. 固态 D.无法确定

4.关于临界点的性质，下面叙述不正确的是：

（A）液相与气相摩尔体积相等（B）液相与气相之间不存在界面

（C）气、液、固三相共存（D）气化热为零

p?p?p，体积：B(g)形成的理想气体混合系统，总压：和5.由

A(g)BA??n?n??V?VVn），，则下列各式中正确的是（BABA．

???B．A．C．D．RTpVn?pV?nRT?nnRT?RTpVpV ABAABABBB6.气体能被液化的条件是（）

A．B．p??TT,p?p,pTT?cccc??． D

C．p,p?T?T?T,pp?1cr7.加压使实际气体液化，必要条件是气体要达到( )

A．波义耳温度之下B．温度低于沸点

C．临界温度之下D．临界温度之上

8. 1mol理想气体由同一始态压缩至同一终态压力p，恒温可逆压缩过程的终态体积为V，可逆绝热压缩过程的终态体积为V'，则V' V。（选填>，=，<）

选择填入：A. > B. = C. < D.无法确定

四．计算题

3，若以每小时300m90kgH（CCl）气体1. 气柜储存有121.6kPa，27℃的氯乙烯32的流量输往使用车间，试问储存的气体能用多少小时？

2. 0℃，101.325kPa的条件常称为气体的标准状况，试求甲烷在标准状况下的密度？

3容器中，200cm直到压今有20℃的乙烷～丁烷混合气体，充入一抽成真空的3. 力达到101.325kPa，测得容器中混合气体的质量为0.3897g。试求该混合气体中两种组分的摩尔分数及分压力。

4. 如图所示一带隔板的容器中，两侧分别有同温同压的氢气与氮气，二者均可视为理想气体。

331dmN H 3dm22p Tp T

⑴保持容器内温度恒定时抽出隔板，且隔板本身的体积可忽略不计，试求两种气体混合后的压力；

⑵隔板抽去前后，H及N的摩尔体积是否相同？22⑶隔板抽去后，混合气体中H 及N的分压力之比以及它们的分体积各为若干？22．

-13为范德华气体，试求0.381dm。设.molCO5. CO气体在40℃时的摩尔体积为22的相对误差。其压力，并比较与实验值5066.3kPa

分别用理想气体状态方程及范德华方程计算其气体,40530kPa的N6. 今有0℃，2-1。70.3cm.mol摩尔体积.实验值为

*327…+x+:1/(1-x)=1+x+x. 函数1/(1-x)在-1

先将范德华方程整理成

再用上述幂级数展开式来求证范德华气体的第二、第三维里系数分别为

2C(T)=bB(T)=b-a/(RT)

=a/(bR)T的定义式，证明范德华气体的T可表示为8. 试由波义尔温度T BBB为范德华常数。a,b式中

23试用普遍化。kPa的氧气钢瓶中，压力达202.7×9. 把25℃的氧气充入40dm10压缩因子图求钢瓶中氧气的质量。

23，300KkPa146.9×1010. 300K时40dm。欲从中提用钢瓶中储存乙烯的压力为3，试用压缩因子图求钢瓶中剩余乙烯气体的压力。12m的乙烯气体101.325kPa

典型例题气体的pVT关系第一章

o时，管道内天然C2 kPa，温度为25 [例1] 用管道输送天然气，当输送压力为气的密度为多少？假设天然气可看作是纯的甲烷。mol-1 3 kg ·×10－甲烷解：M ＝16.04 3?31010??16.04200mpM??3?3ρm1.294?kgmkg?????273.15)?(25?8.315RTV

）气体的密度Cl℃时氯甲烷（例[2]0CHρ随压力的变化如下。3图，用外推法

求氯甲烷的相对分子质量。p/p试作ρ～

25.331101.325p/kPa33.77567.55050.663

-30.566601.52632.30740.757131.1401 g.cm/ρ

解：氯甲烷(M=50.5g/mol),作ρ/p～p图：w

/p=0.02224ρ截距

时可以看成是理想气体0p?

/RT/p=m/PV=Mρw RT=50.5g/mol?M=0.02224w

的湿烃类混合气体（含水蒸气的烃类混合气104 . 365 kPa 300 K，3] 今有[例干烃类混1 kmol ，现欲得到除去水蒸气的体），其中水蒸气的分压为3.167 kPa 1（）应从湿烃混合气体中除去水蒸气的物质的量；合气体，试求：2）所需湿烃类混合气体的初始体积。（。p；水蒸气的分压为p解：(1) 设烃类在混合气

中的分压为BA101.198 kPa B= p - p p = 则p= 3.167 kPa; AB?可得：n) = yp p =(n / p , 由公式BBBB

npp3.167??BBB??n?n??1000mol?31.30mol??

AB npp101.198??AAA

V (2) 所求初始体积为RTnnRT300?nRT31.30?8.31533BA mm???24.65??V3ppp10?3.167

BA

试求其摩尔体积。条件下服从范德华方程，，若甲烷在例[4]203 K2533.1 kPa 解：范德华方程可写为：230

/ab - )/a(＋V) pRTb - (V ＋/ pV p ＝mmm - 1?63-2 mol?10-1 Pa?＝a：甲烷:2.283m, ??0.4728 ＝b10- 4 mmol，解三次方程应得一个实根，二个虚根，将以上数，190.53 K ＝cT T > Tc 据代入范德华方程：

32＋9.013 ?10- 8 V－3.856 ?－7.091 ?10- 4 V10-12 ＝V0 mmm-1?mol 5.606 ? 10 - 4

m3解得：V = m

03体积为10 dmC，1 kg[例5]应用压缩因子图求80

的乙烷气体的压力。

解：乙烷的t=32.18 °C ，p= 4.872 MPa ，cc-1mol×10-3 kg ?摩尔质量M ＝30.07

10VV1?3mol?.3007V?dm???1307

81271518127c

1300871049813135R.

辅助线Z - p 在压缩因子图上作r

2

1

Z0.8 T r1.2 0.6 1.15 0.5 1.1

0.4

0.3

0.2

1 .5 .6 .8 .3 .4

p r

r = 1.28

p，–=1.157 T估计线上，与Z p= 0.64 Z 线交点处为：rr

MPa.24?4.872)MPa?6?p?pp?(1.28cr15353.8.315?ZRT0.64??p.26Pa或

?Pa?63?103007?V0.m

下的浓度p＝14.186 MPa [例6] 已知甲烷在-3?dm，试用普遍化压缩因子图其求温度。 c ＝6.02 mol

cm = 1/p = 4.596 MPa，Vt解：甲烷：= - 82.62 oC ，cc

11ppV m?????ZcRR c4818113119015.r =14.186 / 4.596 = 3.087 = p/p p cr p=3.087

时：从压缩因子图上查得r0.97

0.94 0.72 0.86 Z 0.64

2.0 1.8 1.6 T 1.3 1.4 r =

3.087) p() Z = f (T TZ = TZ 作-图，1.487 / rrrr

Z

Z

TT r

r

Z

r

T =1.67，于是得：，两线交点处，Z = 0.89 r?190.53 = 318.2 K

= 1.67TT = ×T cr6pV10186?p14.m或：

T????318.3K3ZRZRc10?02.6?314.8?89.0．

物理化学知识点总结

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 。 焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式 1、体积功的计算 δW = －p e d V 恒外压过程：W = －p e ΔV 可逆过程：12 21ln ln p p nRT V V nRT W == 2、热效应、焓 等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功） 等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功） 焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV ) 焓与温度的关系：ΔH =?2 1 d p T T T C 3、等压热容与等容热容 热容定义：V V )(T U C ??=；p p )(T H C ??=

定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p 热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2 四、第一定律的应用 1、理想气体状态变化 等温过程：ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =－Q =?-p e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =?T C d V ; ΔH =?T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =?T C d p ; ΔU =?T C d V 可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ 求出T 2, W =ΔU =?T C d V ;ΔH =?T C d p 不可逆绝热过程： Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2, W =ΔU =?T C d V ;ΔH =?T C d p 2、相变化 可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ； Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W 3、热化学 物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。 摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν?=?∑

物理化学第一章习题及一章知识点

第一章化学热力学基础 1.1 本章学习要求 1. 掌握化学热力学的基本概念和基本公式 2. 复习热化学内容；掌握Kirchhoff公式 3. 掌握熵变的计算；了解熵的统计意义 1.2内容概要 1.2.1热力学基本概念 1. 体系和环境 体系（system）:热力学中，将研究的对象称为体系。热力学体系是大量微观粒子构成的宏观体系。 环境（surroundings）：体系之外与体系密切相关的周围部分称作环境。体系与环境之间可以有明显的界面，也可以是想象的界面。 ①敞开体系（open system）：体系与环境间既可有物质交换，又可有能量交换。 ②封闭体系（closed system）：体系与环境间只有能量交换，没有物质交换。体系中物质的量守恒。 ③孤立体系（isolated system）：体系与环境间既无物质交换，又无能量交换。 2. 体系的性质（property of system） 用来描述体系状态的宏观物理量称为体系的性质（system properties）。如T、V、p、U、H、S、G、F等等。 ①广度性质（extensive properties）：体系这种性质的数值与体系物质含量成正比，具有加和性。 ②强度性质（intensive properties）：这种性质的数值与体系物质含量无关，无加和性。如T、p、d（密度）等等。 3. 状态及状态函数 状态（state）：是体系的物理性质及化学性质的综合表现，即体系在一定条件下存在的形式。热力学中常用体系的宏观性质来描述体系的状态。 状态函数（state function）：体系性质的数值又决定于体系的状态，它们是体系状态的单

物理化学 热力学第一定律

第一章热力学第一定律 ★★★热力学的定义和热力学的基本特点： 1.定义：热力学是研究物质能量转化规律的科学。 2.特点： （1）热力学定律都是经验定律 （2）热力学研究往往只需要知道体系的始末状态，而不需要知道其反应过程。 第一节：几个基本概念 一：体系与环境 这个概念相信大家都没问题，我们把研究对象成为体系，与体系紧密相关的那一部分称为环境。需要注意的是：体系分为敞开体系，封闭体系和隔离体系。一般我们在进行热力学研究的时候，针对的都是封闭体系（只有能量交换，没有物质交换）。 二：状态与状态函数 状态指的是体系的物理性质和化学性质的一种综合表现，能够表现这些性质的函数（例如温度，压强等）称之为状态函数。 需要注意的是状态函数分为容量性质（广度性质）和强度性质两种。1．广度性质往往具有加和性，与物质的量成正比。例如体积，质量等 2．强度性质恰巧相反，它与物质的量无关，只取决于体系自身的性质。例如温度，密度等

3．广度性质的比值往往是强度性质，例如 ρ = m / V 4．状态函数只与始末状态有关，与变化途径无关。 ▲▲▲压力和压强是强度性质！ 三：热和功 1.热和功不是状态函数，他们与体系的变化过程有关。 2.对体系做的功和对体系放的热都为正值，对环境的都为负值。 3.有关膨胀功的计算： （1）向真空中膨胀 W=0 （2）等外压膨胀 W =- p 外( V 2－V 1 ) （3）可逆膨胀 W （也可写成P2/P1，视条件而定） 第二节：热力学第一定律 一． 热力学第一定律的数学表达式（4） 需要注意的几点是： 1. 虽然Q 和W 都不是状态函数，可U 是状态函数。 2. 这个W 中既包含了体积功又包含了非体积功。 例：已知在101.3 kPa 下，18℃时1 mol Zn 溶于稀盐酸时放出151.5 kJ 的热，反应析出1 mol H 2气。求反应过程的W ，?U 。 解：W =- p 外( V 2－V 1 ) =- p ( V 2－V 1 ) = -?n (气)RT = -?n (H 2)RT 12 ln V nRT V =21 U U U Q W =-?=+

物理化学热力学第一定律总结

物理化学热力学第一定 律总结 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN

热一定律总结 一、 通用公式 ΔU = Q + W 绝热： Q = 0，ΔU = W 恒容(W ’=0)：W = 0，ΔU = Q V 恒压(W ’=0)：W =-p ΔV =-Δ(pV )，ΔU = Q -Δ(pV ) ΔH = Q p 恒容+绝热(W ’=0) ：ΔU = 0 恒压+绝热(W ’=0) ：ΔH = 0 焓的定义式：H = U + pV ΔH = ΔU + Δ(pV ) 典型例题：3.11思考题第3题，第4题。 二、 理想气体的单纯pVT 变化 恒温：ΔU = ΔH = 0 变温： 或 或 如恒容，ΔU = Q ，否则不一定相等。如恒压，ΔH = Q ，否则不一定相等。 C p , m – C V , m = R 双原子理想气体：C p , m = 7R /2, C V , m = 5R /2 单原子理想气体：C p , m = 5R /2, C V , m = 3R /2 典型例题：3.18思考题第2,3,4题 书2.18、2.19 三、 凝聚态物质的ΔU 和ΔH 只和温度有关 ΔU = n C V, m d T T 2 T 1 ∫ ΔH = n C p, m d T T 2 T 1 ∫ ΔU = nC V, m (T 2-T 1) ΔH = nC p, m (T 2-T 1) ΔU ≈ ΔH = n C p, m d T T 2 ∫ ΔU ≈ ΔH = nC p, m (T 2-T 1)

或 典型例题：书2.15 四、可逆相变（一定温度T 和对应的p 下的相变，是恒压过程） ΔU ≈ ΔH –ΔnRT (Δn ：气体摩尔数的变化量。如凝聚态物质之间相变，如熔化、凝固、转晶等，则Δn = 0，ΔU ≈ ΔH 。 101.325 kPa 及其对应温度下的相变可以查表。 其它温度下的相变要设计状态函数 不管是理想气体或凝聚态物质，ΔH 1和ΔH 3均仅为温度的函数，可以直接用C p,m 计算。 或 典型例题：3.18作业题第3题 五、化学反应焓的计算 1 +Δ H m (T 0 β α Δ H m (T ) α β Δ H m (T 0) α β 可逆相变 298.15 K: ΔH = Q p = n ΔH m α β ΔH = nC p, m (T 2-T 1) ΔH = n C p, m d T T 2 T 1 ∫

物理化学知识点总结

一、基本概念 1.系统与环境 敞开系统：与环境既有能量交换又有物质交换的系统。 封闭系统：与环境只有能量交换而无物质交换的系统。（经典热力学主要研究的系统） 孤立系统：不能以任何方式与环境发生相互作用的系统。 2.状态函数：用于宏观描述热力学系统的宏观参量，例如物质的量n、温度T、压强p、 体积V等。根据状态函数的特点，我们把状态函数分成：广度性质和强度性质两大类。 广度性质：广度性质的值与系统中所含物质的量成正比，如体积、质量、熵、热容等，这种性质的函数具有加和性，是数学函数中的一次函数，即物质的量扩大a倍，则相应的 广度函数便扩大a倍。 强度性质：强度性质的值只与系统自身的特点有关，与物质的量无关，如温度，压力，密度，摩尔体积等。 注：状态函数仅取决于系统所处的平衡状态，而与此状态的历史过程无关，一旦系统的状态确定，其所有的状态函数便都有唯一确定的值。 二、热力学第一定律 热力学第一定律的数学表达式：

对于一个微小的变化状态为： dU= 公式说明：dU表示微小过程的内能变化，而δQ和δW则分别为微小过程的热和功。它们之所以采用不同的符号，是为了区别dU是全微分，而δQ和δW不是微分。或者说dU与过程无关而δQ和δW却与过程有关。这里的W既包括体积功也包括非体积功。 以上两个式子便是热力学第一定律的数学表达式。它们只能适用在非敞开系统，因为敞开系统与环境可以交换物质，物质的进出和外出必然会伴随着能量的增减，我们说热和功是能量的两种传递形式，显然这种说法对于敞开系统没有意义。 三、体积功的计算 1.如果系统与环境之间有界面，系统的体积变化时，便克服外力做功。将一定量的气体装 入一个带有理想活塞的容器中，活塞上部施加外压。当气体膨胀微小体积为dV时，活塞便 向上移动微小距离dl，此微小过程中气体克服外力所做的功等于作用在活塞上推力F与活塞上移距离dl的乘积 因为我们假设活塞没有质量和摩擦，所以此活塞实际上只代表系统与环境之间可以自由移动的界面。因此推力F实际上是作用于环境，而由产生的外力则作用于系统，两者属于作用 力与反作用力，若A代表活塞的体积，则，积分得到 2 1 外 d V V W p V =-? 2.如果系统体积膨胀对环境做功，则W<0。环境对系统做功体积压缩,则W>0。 3.若膨胀过程分为无穷多步完成，其中每一步都可以看成是一个平衡态，则可逆膨胀做功计算公式为： 由上可知，功与变化的途径有关。可逆膨胀，系统对环境做功最多；可逆压缩，环境对系统做的功最小。热力学的一个过程，其中每一个步骤都可以在相反方向进行而不在环境中引起其他变化，我们称这样的过程叫可逆过程。 思考：有人说可逆过程可以理解成可以逆向进行的过程？ 为什么热力学中计算体积功时不用内压用外压?

《大学物理化学》知识点总结

第一章 理想气体 1、理想气体：在任何温度、压力下都遵循PV=nRT 状态方程的气体。 2、分压力：混合气体中某一组分的压力。在混合气体中，各种组分的气体分子分别占有相同的体积(即容器的总空间)和具有相同的温度。混合气体的总压力是各种分子对器壁产生撞击的共同作用的结果。每一种组分所产生的压力叫分压力，它可看作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生的压力B P 。 P y P B B =，其中∑=B B B B n n y 。 分压定律：∑=B B P P 道尔顿定律：混合气体的总压力等于与混合气体温度、体积相同条件下各组分单独存在时所产生的压力的总和。 ∑=B B V RT n P ) /( 3、压缩因子Z Z=)(/)(理实m m V V 4、范德华状态方程 RT b V V a p m m =-+ ))((2 nRT nb V V an p =-+))((22 5、临界状态(临界状态任何物质的表面张力都等于0) 临界点C ——蒸气与液体两者合二为一，不可区分，气液界面消失； 临界参数： (1)临界温度c T ——气体能够液化的最高温度。高于这个温度，无论如何加压 气体都不可能液化； (2)临界压力c p ——气体在临界温度下液化的最低压力； (3)临界体积c V ——临界温度和临界压力下的摩尔体积。 6、饱和蒸气压：一定条件下，能与液体平衡共存的它的蒸气的压力。取决于状

态，主要取决于温度，温度越高，饱和蒸气压越高。 7、沸点：蒸气压等于外压时的温度。 8、对应状态原理——处在相同对比状态的气体具有相似的物理性质。 对比参数：表示不同气体离开各自临界状态的倍数 (1)对比温度c r T T T /= (2)对比摩尔体积c r V V V /= (3)对比压力c r p p p /= 9、r r r c r r r c c c T V p Z T V p RT V p Z =?= 10、压缩因子图：先查出临界参数，再求出对比参数r T 和r p ，从图中找出对应的Z 。 11、阿玛格定律：B B Vy V = p RT n V B B /= 12、单原子理想气体 R C m p 25,= ,双原子理想气体R C m p 27,= 第二章 热力学第一定律 1、热力学第一定律：自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和不变，△U=Q+W （适用于非开放系统）。 2、 广度性质（有加和性）：U,H,S,G,A,V 系统的某一性质等于各部分该性质之和 强度性质（无加和性）：P,T 系统中不具加和关系的性质 3、恒容热：U Q v ?=(dV=0,W ’=0) 恒压热：H Q p ?=(dP=0,W ’=0)，非体积功不为0时'W H Q p -?=

傅献彩版物理化学笔记

《物理化学》笔记 第一章热力学第一定律 二、热力学平衡 n 如果体系中各状态函数均不随时间而变化，我们称体系处于 热力学平衡状态。严格意义上的热力学平衡状态应当同时具备三个平衡： 2. 机械平衡： n 体系的各部分之间没有不平衡力的存在，即体系各处压力相同。 §2、热力学第一定律 n 对于宏观体系而言，能量守恒原理即热力学第一定律。 n 热力学第一定律的表述方法很多，但都是说明一个问题?能量守恒。 例如：一种表述为: n “第一类永动机不可能存在的” n 不供给能量而可连续不断产生能量的机器叫第一类永动机。 一、热和功 热和功产生的条件： n 与体系所进行的状态变化过程相联系，没有状态的变化过程就没有热和功的产生。 符号表示： n 功W：体系对环境作功为正值，反之为负值。 n 热Q：体系吸热Q为正值，反之Q为负值。 二、热力学第一定律的数学表达式 DU = Q－W （封闭体系） ?如果体系状态只发生一无限小量的变化，则上式可写为： dU = dQ－dW （封闭体系） 例1：设有一电热丝浸于水中，通以电流，如果按下列几种情况作为体系，试问DU、Q、W的正、负号或零。 （a）以电热丝为体系； （b）以电热丝和水为体系； （c）以电热丝、水、电源和绝热层为体系； （d）以电热丝、电源为体系。 解答：DU Q W （a）+ －－ （b）+ －－ （c）0 0 0 （d）－－0 三、膨胀功（体积功）：We n 功的概念通常以环境作为参照系来理解，微量体积功dWe可用P外×dV表示：dWe = P外×dV 式中P外为环境加在体系上的外压，即环境压力P环。 n 不同过程膨胀功： u （1）向真空膨胀 We = P外×DV = 0 u （2）体系在恒定外压的情况下膨胀 We = P外×DV u （3）在整个膨胀过程中，始终保持外压P外比体系压 力P小一个无限小的量dP

物理化学 第一章 学习小结

绪 论 1 学时 基本要求： 1、了解物理化学学科、阐明物理化学课程的基本内容和任务。 2、掌握物理化学的学习方法。 第一章 气体的 P V T 关系 3 学时 基本要求： 1、掌握理想气体性质、状态方程及基本定律。 2、了解实际气体的性质及范德华方程。 3、掌握临界状态概念、对应状态原理。 4、了解pVT 关系的普遍化计算方法。 重点：理想气体定义、分压力、分体积的概念；理想气体状态方程、范德华方程 的应用，对应状态原理及其应用。 难点：分压力、分体积的概念，使用范德华方程及用压缩因子图对真实气体进行 有关计算。 第一章 气体的pVT 关系 主要公式及使用条件 1. 理想气体状态方程式 nRT RT M m pV ==)/( 或 RT n V p pV ==)/(m 式中p ，V ，T 及n 单位分别为Pa ，m 3，K 及mol 。 m /V V n =称为气体的摩尔体积，其单位为m 3 · mol -1。 R =8.314510 J · mol -1 · K -1，称为摩尔气体常数。 此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。 2. 气体混合物

（1） 组成 摩尔分数 y B (或x B ) = ∑A A B /n n 体积分数 /y B m,B B *=V ?∑*A V y A m,A 式中∑A A n 为混合气体总的物质的量。A m,*V 表示在一定T ，p 下纯气体A 的摩 尔体积。∑*A A m,A V y 为在一定T ，p 下混合之前各纯组分体积的总和。 （2） 摩尔质量 ∑∑∑===B B B B B B B mix //n M n m M y M 式中 ∑=B B m m 为混合气体的总质量，∑=B B n n 为混合气体总的物质的量。上 述各式适用于任意的气体混合物。 （3） V V p p n n y ///B B B B *=== 式中p B 为气体B ，在混合的T ，V 条件下，单独存在时所产生的压力，称为B 的分压力。* B V 为B 气体在混合气体的T ，p 下，单独存在时所占的体积。 3. 道尔顿定律 p B = y B p ，∑=B B p p 上式适用于任意气体。对于理想气体 V RT n p /B B = 4. 阿马加分体积定律 V RT n V /B B =* 此式只适用于理想气体。 5. 范德华方程 RT b V V a p =-+))(/(m 2m

《物理化学》热力学第一定律知识总结

第一章 热力学第一定律和热化学 理想气体:分子间无相互作用力，分子本身没有体积的气体 PV=nRT 适用于理想气体，其中T 单位为K(开氏度=摄氏度+273.15），V 单位为m 3,R=8.314J.mol -1.k -1 第二节热力学基本概念 1.＊敞开系统：系统与环境之间没有物质的交换，只要能量的交换 孤立系统（隔离系统）无物质，无能量交换 2.状态函数：只与始终态有关，V 、P 、T 、热容、热力学能、焓、熵、吉布斯函数、亥姆兹函数等都属于状态函数 过程函数：与途径有关 3.＊热和功（状态函数） 热（Q ）是无序的；功(W)是有序的，dv p 2 1v v e ?-=W （所采用的压力均外压力） 系统吸热为正，Q>0; 系统对环境做功，W<0（dv>0）。 系统放热为负，Q<0; 系统从环境得到功，W>0(dv<0)。 功可表示为强度性质与广度性质改变量的乘积：机械工=F （力）*dl （位移） 体积功=—p （外压）*dv （提及的改变） ——由于系统变化与环境交换的功。 除此为非体积功。 表面功（非体积功）=σ（表面张力）*da （表面积的改变） 电功（非体积功）=E （电位）*dq （电量的改变） 4.热力学第一定律的三种说法。其数学式：W Q U +=? 5.＊热力学能又称内能（Q ）(状态函数） 除掉宏观中的整体势能以及整体动能，在微观中其分子之间存在平动能和转动能

等。另一种说法：组成物体分子的无规则热运动动能和分子间相互作用势能的总功。 第四节功的过程与可逆过程 定外压，）（12v v p --=W ；多次定外压，)'2()1'('v v Pe v v Pe W ----= 准静态膨胀过程（可逆过程）)1/2ln(v v nRT W -=系统做功最大 Ps ：自由膨胀和恒压定温膨胀（压缩）皆为不可逆过程 压缩系放热；膨胀系吸热。 第五节焓（封闭，非体积功为零） 定容热：U Q v ?=; 焓（定压）)(12V V P U H Q e p -+?=?= 第六节热容 m p m v C C ,,------- 2/'c ,T bT a C m p ++=（假若题目已经告知此经验公式，根据公式)(12,T T nC Q H m p p -==?算出Qp ） 如若未告知，则理想气体在常温下，单原子分子的R C R C m p m v 2/5,2/3,,==； 刚性双原子分子（线性分子）的R C R C m p m v 2/7,2/5,,== 非刚性双原子分子的R C R C m p m v 2/8,2/6,,== 多原子分子的R C R C m p m v 4,3,,== 绝热可逆过程：常数=-1r TV ；绝热过程功的计算公式 标准摩尔生成热等于产物的标准摩尔生成焓乘以其系数的总和减去反应物的标准摩尔生成焓乘以其系数的总和。 任一反应的反应热θm r H ?，等于反应物的标准摩尔燃烧焓乘以其系数的总和减去产物的标准摩尔燃烧焓乘以其系数的总和。

物理化学---知识点总结

《物理化学学习要点》 热力学第一定律 一、 本章框架 二、 本章要求 1、 了解热力学基本概念：系统、环境、功、热、平衡状态、状态函数、可逆过程等； 2、 明确热力学第一定律和热力学能的概念； 3、 明确焓、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓和燃烧焓的定义； 4、 熟练掌握在理想气体单纯pVT 变化、相变化及化学变化过程中计算热、功、△U 、 △H 的原理和方法； 三、考核要求： 1．热力学概论 1.1 热力学的目的、内容和方法 （了解） 1.2 热力学的一些基本概念 1.2.1 体系与环境，体系的性质 （理解） 温过程 压过程 容过程 pVT 都变化过程 热过程 逆相变过程 可逆相变过程 准摩尔反应焓 准摩尔燃烧焓 准摩尔生成焓 等温反应 流膨胀

1.2.2 热力学平衡态和状态函数（理解） 2．热力学第一定律 2.1 热和功（掌握） 2.2 热力学能（掌握） 2.3 热力学第一定律的表述与数学表达式（应用） 3．体积功与可逆过程 3.1 等温过程的体积功（应用） 3.2 可逆过程与最大功（理解） 4．焓与热容 4.1 焓的定义（了解） 4.2 焓变与等压热的关系（应用） 4.3 等压热容和等容热容（理解） 5．热力学第一定律对理想气体的应用 5.1 理想气体的热力学能和焓（掌握） 5.2 理想气体的C p与C v之差（理解） 5.3 理想气体的绝热过程（掌握） 6．热力学第一定律对实际气体的应用 6.1 节流膨胀与焦耳-汤姆逊效应（了解） 7．热力学第一定律对相变过程的应用（掌握） 8．化学热力学 8.1 化学反应热效应 8.1.1 等压热效应与等容热效应（掌握） 8.1.2 反应进度（了解） 8.2 赫斯定律与常温下反应热效应的计算 8.2.1 赫斯定律（应用） 8.2.2 标准摩尔生成焓与标准摩尔燃烧焓（掌握） 8.3 标准反应焓变与温度的关系—基尔霍夫定律（应用） 四、重要概念 1、系统与环境；

物理化学知识点总结(热力学第一定律)

热力学第一定律 一、基本概念 1.系统与环境 敞开系统：与环境既有能量交换又有物质交换的系统。 封闭系统：与环境只有能量交换而无物质交换的系统。（经典热力学主要研究的系统） 孤立系统：不能以任何方式与环境发生相互作用的系统。 2.状态函数：用于宏观描述热力学系统的宏观参量，例如物质的量n、温度T、压强p、 体积V等。根据状态函数的特点，我们把状态函数分成：广度 性质和强度性质两大类。 广度性质：广度性质的值与系统中所含物质的量成正 比，如体积、质量、熵、热容等，这种性质的函数具有加 和性，是数学函数中的一次函数，即物质的量扩大a倍， 则相应的广度函数便扩大a倍。 强度性质：强度性质的值只与系统自身的特点有关，与物质的量无关，如温度，压力，密度，摩尔体积等。

注：状态函数仅取决于系统所处的平衡状态，而与此状态的历史过程无关，一旦系统的状态确定，其所有的状态函数便都有唯一确定的值。 二、热力学第一定律 热力学第一定律的数学表达式： 对于一个微小的变化状态为： dU= 公式说明：dU表示微小过程的内能变化，而δQ和δW则分别为微小过程的热和功。它们之所以采用不同的符号，是为了区别dU是全微分，而δQ和δW不是微分。或者说dU与过程无关而δQ和δW却与过程有关。这里的W既包括体积功也包括非体积功。 以上两个式子便是热力学第一定律的数学表达式。它们只能适用在非敞开系统，因为敞开系统与环境可以交换物质，物质的进出和外出必然会伴随着能量的增减，我们说热和功是能量的两种传递形式，显然这种说法对于敞开系统没有意义。 三、体积功的计算 1.如果系统与环境之间有界面，系统的体积变化时，便克服外力做功。将一定量的气体装 入一个带有理想活塞的容器中，活塞上部施加外压。当气体膨胀微小体积为dV时，活塞便向上移动微小距离dl，此微小过程中气体克服外力所做的功等于作用在活塞上推力F与活塞上移距离dl的乘积 因为我们假设活塞没有质量和摩擦，所以此活塞实际上只代表系统与环境

物理化学 总结大全

第一章 热力学第一定律 1 system The system is the part of the world in which we have a special interest. It may be a reaction vessel, an engine, an electrochemical cell, a biological cell, and so on. 2 surroundings The surroundings comprise the region outside the system and are where we make our measurements. (a) An open system can exchange matter and energy with its surroundings. (b) A closed system can exchange energy with its surroundings, but it cannot exchange matter. (c) An isolated system can exchange neither energy nor matter with its surroundings. 3. 广度性质 它的数值与体系的物质的量成正比，如体积、质量、熵等。 强度性质 它的数值取决于体系自身的特点，与体系的数量无关，不具有加和性，如温度、压力等。 4.状态函数的特点 体系状态一定，状态函数就有定值。 状态函数的改变值只取决于系统的初、终状态，而与变化的具体途径无关。 状态函数是单值、连续、可微函数。 状态函数具有全微分的性质。 状态函数的二阶偏导数与求导的先后次序无关。 体系吸热 Q>0 体系放热 Q<0 环境对系统作功 W>0 系统对环境作功 W<0 5.热力学能，符号U ：是指体系内部能量的总和，包括分子运动的平动能、分子内的转动能、振动能、电子能、核能以及各种粒子之间的相互作用位能等。 6.热力学能是状态函数： 7.体积功：因系统体积变化而引起的系统与环境之间交换的功。 8.自由膨胀 9.等温过程 特征：dT =0 10.等压过程 特征：dp = 0 11.等容过程 特征：dV = 0 W T = 0 12.整个过程可以看成是由一系列极接近平衡的状态所构成，这种过程称为准静态过程( guasistatic process)。 13. 热力学可逆过程：体系经过某一过程从状态A 变到状态B 之后，如果能使体系和环境都恢复到原来的状态而未留下任何永久性的变 化，则该过程称为,否则为不可逆过程。 准静态膨胀过程若没有因摩擦等因素造成能量的耗散，可看作是一种可逆过程。过程中的每一步都接近于平衡态，可以向相反的方向进行。从始态到终态，再从终态回到始态，体系和环境都能恢复原状。 14.可逆过程的特点： (1)状态变化时推动力与阻力相差无限小，体系与环境始终无限接近于平衡态。 (2)过程中的任何一个中间态都可以从正、逆两个方向到达。 (3)等温可逆过程中，体系对环境作最大功，环境对体系作最小功。 第二章 热力学第二定律 1.自发过程 自发过程（或自然过程）：任其自然、无需人为施加任何外力，就能自动发生的过程。 @#$%自发过程的共同特征—不可逆性 2.卡诺循环 卡诺定理 所有工作于同温热源和同温冷源之间的热机，其效率都不能超过可逆机，即可逆机的效率最大。 1212 211 12 22 22 ()ln 1ln r V R T T V T T T W V Q T T RT V η----= == =--21 1r 222 1Q Q Q W Q Q Q η+-= ==+或(,) U U T V =p T U U dU dT dp T p ⎛⎫∂∂⎛⎫ =+ ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭(,) U U T p =V T U U dU dT dV T V ∂∂⎛⎫⎛⎫=+ ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭2 2 1 1 V V e V V W W p dV δ==-∑⎰e,1e δd 0W p V =-=0e =p 2 2 1 1 21 ln =-=-=-⎰⎰ V V T V V V nRT W pdV dV nRT V V 21=-∆=--P W p V p V V 外外（） 2121 i r 222 Q Q T T W Q Q T ηη+-= =<=－

物理化学期末总结

物理化学期末总结 物理化学学期总结 绪论 1.物理化学的概念： 物理化学是从研究化学现象和物理现象之间的相互联系入手，从而探求化学变化中具有普遍性的基本规律的一门科学。在实验方法上主要采用物理学中的方法。 2.物理化学的研究内容 (1) 化学变化的方向和限度问题。 (2) 化学反应的速率和机理问题。 (3) 物质的性质与其结构之间的关系问题。 第一章气体 1.理想气体概念： 任何压力机任何温度下都严格服从理想气体状态方程的气体叫做理想气体。 2.分子热运动理论： 物质由大量分子构成，分子不停的做无规则的高速运动，热运动有使分子相互分散的倾向，分子间存在相互作用力：引力和斥力。 3.理想气体混合物： （1）自然界的气体多数为混合气体。 （2）假设混合气体中，各气体组分均为理想气体。 （3）混合气体服从理想气体状态方程。 4. 道尔顿分压定律： 在气体混合物中，混合气体的总压力等于各气体在相同温度和相同体积下单独存在时的分压力之和。 5.阿马格分体积定律 : 在气体混合物中，混合气体的总体积等于各气体在相同温度和相同压力下单 独存在时的体积之和。

6. 真实气体对于理想气体的偏差的概念： 由于真实气体仅在压力很低、温度较高条件下才近似符合理想气体状态方程。而真实气体的压力、温度偏离理想气体条件时，就出现对理想气体状态方程的明显偏差。 7. 偏差的原因 真实气体不符合理想气体的微观模型。（a 真实气体分子占有一定体积；b 分子间存在相互引力）。 8.液体的饱和蒸汽压概念： 是指在一定条件下，能与液体平衡共存的它的蒸汽的压力，通常也叫做蒸汽压。同一种液体，其蒸汽压决定决定于液体所处的状态，主要取决于液体的温度，温度升高，则蒸汽压增大。 ∑=B B p p p RT n V B B ∑= 第二章热力学第一定律 1.热力学的研究对象： （1）热力学是研究热、功和其他形式能量之间的相互转换及其转换过程中所遵循的规律；主要基础是热力学第一定律和热力学第二定律。 （2）热力学第一定律研究各种物理变化和化学变化过程中所发生的能量效应； （3）热力学第二定律研究化学变化的方向和限度。 2.热力学第一定律基本内容 热可以转变为功，功也可以转变为热；消耗一定的功必产生一定的热，一定的热消失时，也必产生一定的功。 热力学第一定律数学表述：△U=U 2-U 2 =Q+W 3.热力学第一定律的两种文字表述方式：

大学物理化学概念总结

大学物理化学概念总结 篇一：大学物理化学概念总结第一章气体的pvT 关系 一、理想气体状态方程 pV=（m/M）RT= nRT （1.1）或pVm=p（V/n）=RT （1.2）式中p、V、T及n的单位分别为Pa、m3、K及mol。Vm=V/n称为气体的摩尔体积，其单位为m3·mol。R=8.314510J·mol-1·K-1称为摩尔气体常数。 此式适用于理想，近似于地适用于低压下的真实气体。 二、理想气体混合物 1．理想气体混合物的状态方程（1.3） pV=nRT=（?nB）RT B pV=mRT/Mmix （1.4）式中Mmix为混合物的摩尔质量，其可表示为 Mmixdef? ByBMB (1.5) Mmix=m/n= ? BmB /?BnB （1.6） 式中MB为混合物中某一种组分B的摩尔质量。以上两式既适用于各种混合气体，也适用于液态或固态等均匀相混合系统平均摩尔质量的计算。 2.道尔顿定律

pB=nBRT/V=yBp （1.7） P=?pB (1.8) B 理想气体混合物中某一种组分B的分压等于该组分单独存在于混合气体的温度T及总体积V的条件下所具有的压力。而混合气体的总压即等于各组分单独存在于混合气体的温度、体积条件下产生压力的总和。以上两式适用于理想气体混合系统，也近似适用于低压混合系统。 3.阿马加定律 VB*=nBRT/p=yBV （1.9） V=∑VB* （1.10） VB*表示理想气体混合物中物质B的分体积，等于纯气体B 在混合物的温度及总压条件下所占有的体积。理想气体混合物的体积具有加和性，在相同温度、压力下，混合后的总体积等于混合前各组分的体积之和。以上两式适用于理想气体混合系统，也近似适用于低压混合系统。 三、临界参数每种液体都存在有一个特殊的温度，在该温度以上，无论加多大压力，都不可能使气体液化，我们把这个温度称为临界温度，以Tc或tc表示。我们将临界温度Tc时的饱和蒸气压称为临界压力，以pc表示。在临界温度和临界压力下，物质的摩尔体积称为临界摩尔体积，以Vm,c表示。临界温度、临界压力下的状态称为临界状态。

物理化学复习归纳

第一章 热力学第一定律 1.基本概念 1.1体系和环境 系统System －被划定的研究对象称为系统; 环境surroundings － 与系统密切相关、有相互作用或影响所能及的部分称为环境; 1.2状态函数 状态函数——由系统的状态确定的系统的各种热力学性质称为系统的状态函数; 它具有以下特点： 1状态函数是状态的单一函数; 2系统的状态发生变化,状态函数的变化值取决于系统始、终态;与所经历的途径无关; 3状态函数的微小变化,在数学上是全微分; 4不同状态函数的集合和、差、积、商也是状态函数; 1.3体积功 功work--系统与环境之间传递的除热以外的其它能量都称为功,用符号W 表示;体积功就是体积膨胀或缩小所做的功; 系统对环境作功,W <0 环境对体系作功,W >0 1.4可逆过程下 1.5各种热力学函数U, H, Q,W U 和H 是状态函数,Q 和W 不是状态函数; 1.6标准摩尔生成焓概念 在标准压力下,反应温度时,由最稳定的单质合成标准状态下一摩尔物质的焓变,称为该物质的标准摩尔生成焓,用下述符号表示： 物质,相态,温度 2 体系和环境 2.1 体系系统 敞开系统open system 系统与环境之间既有物质交换,又有能量交换; 封闭系统closed system 系统与环境之间无物质交换,但有能量交换; 孤立系统isolated system 系统与环境之间既无物质交换,又无能量交换; 热力学上有时把系统和环境加在一起的总体看成是孤立系统; 2.2状态函数 体系的一些性质,其数值仅取决于体系所处的状态,而与体系的历史无关；它的变化值仅取决于体系的始态和终态,而与变化的途径无关;具有这种特性的物理量称为状态函数;对于循环过程：所有状态函数的改变值均为零 2.3可逆过程 体系经过某一过程从状态1变到状态2之后,如果能使体系和环境都恢复到原来的状态而未留下任何永久性的变化,则该过程称为热力学可逆过程;否则为不可逆过程; 2.4热和功 Q ,W 体系吸热,Q >0；体系放热,Q <0 ; 体系对环境作功,W <0；环境对体系作功,W >0 ; dV p W e -=δ=p -)(12V V - 2.5焓H 单位是kJmol -1 O m r ΔH

固体表面物理化学第一章复习总结

第一章固体材料与外表构造 ➢外表物理化学性质的特殊性 1、组成〔成分偏析、外表吸附〕 2、原子排列构造〔重排〕、原子振动状态等 3、悬挂键，化学性质活泼 4、周期势场中断，外表电子状态差异 ➢外表浓度(surface concentration) Area of unit cell =(0.3 x 10-9)2m21 atom per unit cell 外表原子浓度= 1/ (0.3 x 10-9)2= 1.1 x 1019atoms m-2= 1.1 x 1015atoms cm-2 体相原子浓度=3.7*1022cm-3 ➢分散度 随原子数增加，D下降。颗粒尺寸增加，D下降。 立方八面体，催化剂理论模型中常用的颗粒形状，是热力学平衡条件下外表能最低的形状。 ➢外表粗糙度

➢外表形貌非均匀性 1、平台 2、螺型位错 3、刃型位错 4、8、10、外来吸附原子 5、单原子台阶 6、9、11、褶皱 7、扭折 原因：由于固体外表原子的组成、排列、振动状态和体相原子的不同，由于悬挂键导致的化学性质活泼，以及周期性的势场中断导致的外表电子状态差异，固体外表形成很多导致外表形貌非均匀性的元素。 ➢位错密度 位错分割平台 ➢外表原子排列有序性 表现在具有一定原子间距，二维周期性 1、具有底物构造 2、外表原子重排 ➢原矢

➢米勒指数〔miller index〕 ➢晶面间距d〔hkl〕 ➢晶体类型：体心立方，面心立方，简单立方 外表原子最近邻数〔100〕〔110〕〔111〕FCC〔Face center cubic〕879 BCC464 SC543 在立方晶系中，晶向和晶面垂直 ➢Wood记号和矩阵表示〔必考〕

物理化学系统总结

河北科技大学教案用纸 第一章气体的pVT性质 一、理想气体 1. 理想气体模型：（1）分子本身不占体积；（2）分子间无相互作用力 2. 理想气体状态方程：pV=nRT或pV m=nRT 3. 理想气体混合物性质 （1）分压力：p B=py B（适用于任何气体）; ⑵分压定律：p=刀p B；P B = n B RT/V（适用于理想气体）; （3）分体积定律：V=E V*B；V*B= n B RT/p（适用于理想气体）; 、真实气体 1.真实气体的性质：（1）气体的液化（饱和蒸汽压与沸点）；（2）气体的临界状 2.真实气体状态方程： （1）低压气体：近似理想气体； （2）中压气体：范德华方程； ⑶高压气体：普遍化压缩因子图（压缩因子的物理意义） 第二（三）章简单系统热力学 一、基本概念 1. 系统与环境；状态与状态函数；过程与途径 2. 状态函数：内能、焓、熵、吉布斯函数、亥姆霍兹函数 H=U+pV ；G=A+pV ；G=H —TS; A=G —TS；dS= S Q r/T 3. 途径函数：功、热 Q V=△ U ；Q p= △ H W= —/ pdV （恒压W= —p A V;恒外压W=—p amb A V;真空膨胀W=0）； 4. pVT变化基础热数据热容：理想气体的C p,m—C ym= R 5. 相变化基础热数据摩尔相变焓: （少浙Jc r）p = M p,m ；A C p，m=C p，m（3 —C p，m（a 6. 化学变化基础热数据：

河 北科技 大学教 案用纸 A _ e ' o e △ H m =£ 证 A f H m (B)，A H m =—送桃亠 H m (B) B B 二、基本定律 1. 热力学第一定律：能量守恒定律一一A U=Q+ W 2. 热力学第二定律： 热功转换的不可逆性 ---- 系统状态不变前提下功可完全转化为热； 热不可完全转化为功 3. 热力学第三定律：定义熵值的零点一一0K 纯物质完美晶体的熵为零。 三、基本判据 1. 熵判据（熵增原理）: 适用于任何过程A S so =A S sys + A S amb >0 （不可逆）；=0 （可逆）；V 0 （不可能） 2. 亥姆霍兹函数判据： 适用于恒温恒容，W '0的过程A A T ,V V 0 （自发）;=0 （平衡）;> 0 （反向自发） 3. 吉布斯函数判据： 适用于恒温恒压，W '0的过程A G T ,p V 0 （自发）;=0 （平衡）;> 0 （反向自发） 四、基本方程 1. 基本方程式： dU=TdS — pdV ; dH=TdS+Vdp ； dA= — SdT - pdV ; dG=— SdT - Vdp 2. 麦克斯韦关系式： T - - -V.YT p ; SlV T 二 -P V 3. 克拉佩龙方程与克克方程：注意适用条件及方程应用。 五、基本过程热数据计算 1.理想气体pVT 变化过程 恒温过程:A U= A H=0;A S=nRln(V 2/V 1)= — nRIn(p 2/p 1)； Q= W=(可逆)—nRTln(V 2/V 1)=nRTln(p 2/p 1);A A=A G= W r ; 恒容过程:W=0; Q V =A u =nc V ,m A 「A H=nC pm A T ;A S=nC v,m ln(T 2/T 1)； e e /■r G m = ' \B A f G m (B) B

物理化学重点超强总结归纳

第一章热力学第一定律 1、热力学三大系统： 1敞开系统：有物质和能量交换； 2密闭系统：无物质交换,有能量交换； 3 隔绝系统孤立系统：无物质和能量交换; 2、状态性质状态函数： 1容量性质广度性质：如体积,质量,热容量; 数值与物质的量成正比；具有加和性; 2强度性质：如压力,温度,粘度,密度; 数值与物质的量无关；不具有加和性,整个系统的强度性质的数值与各部分的相同; 特征：往往两个容量性质之比成为系统的强度性质; 3、热力学四大平衡： 1热平衡：没有热隔壁,系统各部分没有温度差; 2机械平衡：没有刚壁,系统各部分没有不平衡的力存在,即压力相同 3化学平衡：没有化学变化的阻力因素存在,系统组成不随时间而变化; 4相平衡：在系统中各个相包括气、液、固的数量和组成不随时间而变化; 4、热力学第一定律的数学表达式： ∆U = Q + W Q为吸收的热+,W为得到的功+;

12、在通常温度下,对理想气体来说,定容摩尔热容为： 单原子分子系统 ,V m C =32 R 双原子分子或线型分子系统 ,V m C =52R 多原子分子非线型系统 ,V m C 6 32 R R == 定压摩尔热容： 单原子分子系统 ,52 p m C R = 双原子分子或线型分子系统 ,,p m V m C C R -=,72 p m C R = 多原子分子非线型系统 ,4p m C R = 可以看出： ,,p m V m C C R -= 13、,p m C 的两种经验公式：,2p m C a bT cT =++ T 是热力学温度,a,b,c,c ’ 是经 ,2' p m c C a bT T =++ 验常数,与物质和温度范围有关 14、在发生一绝热过程时,由于0Q δ=,于是dU W δ= 理想气体的绝热可逆过程,有：,V m nC dT pdV =- ⇒ 22 ,11 ln ln V m T V C R T V =- 21,12ln ,ln V m p V C Cp m p V ⇒= ,,p m V m C pV C γγ=常数 =>1. 15、-焦耳汤姆逊系数：J T T =( )H p μ∂∂- J T μ-＞0 经节流膨胀后,气体温度降低； J T μ-＜0 经节流膨胀后,气体温度升高； J T μ-=0 经节流膨胀后,气体温度不变; 16、气体的节流膨胀为一定焓过程,即0H ∆=; 17、化学反应热效应：在定压或定容条件下,当产物的温度与反应物的温度相同而在反应过程中只做体积功不做其他功时,化学反应所吸收 或放出的热,称为此过程的热效应,或“反应热”; 18、化学反应进度：()()() n B n B B ξ ν-= 末初 对于产物v 取正值,反应物取负值 1ξ=时,r r m U U ξ ∆∆= ,r r m H H ξ ∆∆= 19、1标准摩尔生成焓0 r m H ∆：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,为该物质的标准摩尔 生成焓; 2标准摩尔燃烧焓0 c m H ∆：在标准压力和指定温度下,单位物质的量的某种物质被氧完全氧化时的反应焓,为该物质的标准摩尔燃烧 焓; 任意一反应的反应焓0 r m H ∆等于反应物燃烧焓之和减去产物燃烧焓之和; 20、反应焓与温度的关系-------基尔霍夫方程