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热力学是以热力学第一、第二定律及其他一些基本概念理论为基础，研究能量、能量转换以及与转换有关的物质性质相互之间关系的科学。
有工程热力学、化学热力学、化工热力学等重要分支。
化工热力学是将热力学原理应用于化学工程技术领域。
化工热力学主要任务是以热力学第一、第二定律为基础，研究化工过程中各种能量的相互转化及其有效利用，研究各种物理和化学变化过程达到平衡的理论极限、条件和状态。
热力学的研究方法，原则上可采用宏观研究方法和微观研究方法。
以宏观方法研究平衡态体系的热力学称为经典热力学。
体系与环境：隔离体系，封闭体系，敞开体系流体的P-V-T关系在临界点C ：临界点是汽液两相共存的最高温度和最高压力，即临界温度Tc，临界压力Pc。
纯流体的状态方程(EOS) 是描述流体P-V-T性质的关系式。
由相律可知，对纯流体有：f( P, T, V ) = 0混合物的状态方程中还包括混合物的组成（通常是摩尔分数）。
状态方程的应用（1）用一个状态方程即可精确地代表相当广泛范围内的P、V、T实验数据，借此可精确地计算所需的P、V、T数据。
（2）用状态方程可计算不能直接从实验测定的其它热力学性质。
（3）用状态方程可进行相平衡和化学反应平衡计算。
压缩因子（Z）即:在一定P，T下真实气体的比容与相同P，T下理想气体的比容的比值.理想气体方程的应用（1 ）在较低压力和较高温度下可用理想气体方程进行计算。
（2 ）为真实气体状态方程计算提供初始值。
（3 ）判断真实气体状态方程的极限情况的正确程度，当或者时，任何的状态方程都还原为理想气体方程。
维里方程式Virial系数的获取( 1 ) 由统计力学进行理论计算目前应用很少( 2 ) 由实验测定或者由文献查得精度较高( 3 ) 用普遍化关联式计算方便，但精度不如实验测定的数据两项维里方程维里方程式Z=PV/RT=1+ B/P （1）用于气相PVT性质计算，对液相不能使用；（2）T<Tc, P<1.5MPa, , 用两项维里方程计算，满足工程需要；温度更高时，压力的范围可以更大些。
化工热力学公式范文化工热力学是研究化学反应与热力学的相互关系的一门学科。
热力学是一个描述物质能量转化和传递的科学，它包括理论基础、实验方法和应用。
在化工过程中，热力学公式被广泛应用于计算与预测反应的热力学性质，以及热力学参数对反应均衡和传递的影响。
下面是一些常用的化工热力学公式。
1.焓变公式（ΔH）：ΔH = ΣH(products) - ΣH(reactants)ΔH表示反应的焓变，H代表反应体系的焓（能量），反应前后体系的焓变化量即为反应热，可以判断反应是吸热反应还是放热反应。
2. 阿伦尼乌斯公式（Arrhenius equation）：k = A × exp(-Ea/RT)k表示反应速率常数，A为频率因子，Ea为活化能，R为理想气体常数，T为反应温度。
该公式描述了化学反应速率与温度的关系，温度越高，反应速率越快。
3. 盖因斯-亨德森公式（Gibbs-Helmholtz equation）：ΔG=ΔH-TΔSΔG为自由能变化，ΔH为焓变，T为绝对温度，ΔS为熵变。
该公式描述了自由能与焓、熵之间的关系，通过计算ΔG值可以判断反应是否可逆、自发发生。
4. 凯库勒公式（Clausius-Clapeyron equation）：ln(P2/P1) = ΔHvap/R × (1/T1 - 1/T2)P1、P2为两个不同温度下的饱和蒸汽压，ΔHvap为蒸发热，R为理想气体常数，T1、T2为对应温度。
该公式描述了物质的蒸汽压与温度之间的关系，可以用于计算物质的汽化热。
5.放热反应的焓变公式：q=m×C×ΔTq为反应所释放的热量（焓变），m为物质的质量，C为物质的比热容，ΔT为温度变化。
该公式用于计算放热反应的热量释放。
6.反应平衡常数的计算：Kc=[C]^c×[D]^d/[A]^a×[B]^bKc表示反应平衡常数，[C]^c、[D]^d分别代表反应产物C、D的浓度或压力的指数，[A]^a、[B]^b分别代表反应物A、B的浓度或压力的指数。
化工热力学公式总结1.热平衡公式：对于封闭系统，内能变化等于热变化和功变化之和。
即：ΔU=Q-W其中，ΔU表示内能变化，Q表示系统吸收或放出的热量，W表示系统对外做功。
2.热容公式：热容是单位质量物质温度变化1°C所吸收或放出的热量。
Q=mCΔT其中，Q表示吸收或放出的热量，m表示物质的质量，C表示热容，ΔT表示温度变化。
3.平衡常数（K）公式：对于化学反应：aA+bB↔cC+dD反应的平衡常数（K）定义为反应物浓度的乘积与生成物浓度的乘积之比：K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]表示反应物和生成物的摩尔浓度。
4.反应焓变（ΔH）公式：反应焓变是化学反应进行过程中吸热或放热的量。
根据焓守恒定律，反应焓变可以通过反应物和生成物焓变的差值表示：ΔH=ΣnΔHf(生成物)-ΣmΔHf(反应物)其中，n和m为反应物和生成物的系数，ΔHf表示物质的标准生成焓。
5.反应熵变（ΔS）公式：反应熵变是化学反应进行过程中熵的变化。
根据熵守恒定律，反应熵变可以通过反应物和生成物熵变的差值表示：ΔS=ΣnS(生成物)-ΣmS(反应物)其中，n和m为反应物和生成物的系数，S表示物质的熵。
6.反应自由能变（ΔG）公式：反应自由能变是化学反应进行过程中自由能的变化，可以通过反应物和生成物的自由能差值表示：ΔG=ΣnG(生成物)-ΣmG(反应物)其中，n和m为反应物和生成物的系数，G表示物质的自由能。
7.热力学平衡公式：对于可逆反应，根据吉布斯自由能变可以推导出热力学平衡公式：ΔG=ΔH-TΔS其中，ΔG为反应的吉布斯自由能变，ΔH为反应的焓变，ΔS为反应的熵变，T为温度。
以上是化工热力学中常用的公式总结，这些公式在研究和设计化工过程中起到了重要的作用。
通过应用这些公式，可以计算和预测系统的热力学性质和能量转化，从而优化化工过程的设计和操作。
同时，这些公式也为研究反应机理和确定过程条件提供了理论基础。
《化工热力学》-大纲南京工业大学编（高纲号 0698）《化工热力学》大纲一、课程性质及其设置目的与要求（一）课程性质和特点《化工热力学》是我省高等教育自学考试化学工程专业（本科段）的一门专业课，是化学工程学分支学科之一。
《化工热力学》课程结合化工过程阐述热力学定律及其运用，是化工过程研究、设计和开发的理论基础。
本课程以“高等数学”、“大学物理”、“化学”、“物理化学”、“微机基础”和“算法语言”等为先修课程。
要求学生在学完“物理化学”，对化工厂有了初步认识（经过化工厂认识实习或化工厂实际工作），并在具备化工过程和设备初步知识（至少学完“化工原理”上册）的基础上进行学习。
本课程学完后，应考者应初步具备运用热力学定律和有关理论知识，对化工过程进行热力学分析的基本能力；应初步掌握化学工程设计和研究中获取热力学数据的方法，对化工过程进行相关计算的方法。
为学习后续课程和从事化工类专业实际工作奠定基础。
（二）本课程的基本要求1、熟悉流体P—V—T关系及其计算，纯物质热力学性质基本关系式和计算方法。
掌握以偏心因子ω为第三参数的普遍化法计算P—V—T数据和焓（H）、熵（S）数据。
掌握剩余性质定义、物理意义、计算方法及在热力学计算中的运用。
熟悉常用的热力学图表。
2、较深入地理解热力学第一定律和第二定律的基本原理。
掌握能量平衡方程，能熟练进行化工厂常见的稳流过程（如换热、流体输送等）的热功计算。
领会理想功、损失功和有效能（火用）等定义、物理意义、计算方法、运用和相互关系，能对化工过程能量利用的合理性进行初步评价。
3、熟悉蒸汽动力循环和制冷循环装置、工作原理和相关计算。
4、领会溶液热力学基本概念。
掌握偏摩尔性质、混合过程性质变化、逸度和逸度系数、活度和活度系数以及超额性质等定义、物理意义、计算方法和运用。
熟悉上述各性质间相互关系，熟悉理想溶液和非理想溶液的热力学特性。
5、熟悉相平衡条件和相平衡判据、相律及应用、完全互溶二元体系相图。
化工热力学化工热力学是研究化工、炼油、石油化工等生产中的热效应和热过程规律的一门科学。
它以大量实验数据为基础，用定性和半定量的方法，阐明化工单元操作中的能量转化和转移的本质及其与化学平衡的关系，从而建立起反映各种物理现象之间联系的基本理论。
在合成氨工业生产中具体应用的为动量传递理论、反应热计算和放热反应计算，其中动量传递理论还用于设计合成塔内件，以控制气体的流速和返回动量;反应热计算可为动量传递过程和计算热力学反应器提供依据。
这里面包括了各种类型的单相反应，主要涉及反应热和化学反应热两个方面的问题。
反应热的求取：反应热通常指由一个单元反应的能量变化所引起的其他单元反应的能量变化。
在确定了反应条件后，为了获得足够的信息以利于控制，可根据经验公式或由实验数据推导出反应热的经验式。
反应热的计算与表示：反应热与反应级数有着密切的联系，并且与温度的高低有一定的比例关系。
因此，正确地表示和求取反应热的过程称为反应热的计算。
在反应过程中，只有正确地求出每一步反应的反应热，才能准确地知道反应进行到什么阶段，即是在哪一步完成的。
然后根据每一步的反应热值就可以求出该步反应在该温度下完全反应所需要的热量。
对化学反应来说，当前者(如在常压下进行)和后者(如在较高的压力下进行)的温度不同时，则必须先分别求出前者和后者的反应热，再由前者和后者的反应热求得前者的反应热。
因此，通过反应热的计算，可以知道化学反应所经历的步骤，也可以通过反应热的计算，估算出反应所经历的温度范围。
反应热计算对设计和安装合成塔和催化剂、使反应器有最佳工作状态等都是必不可少的。
在动量传递理论中也涉及到反应热的问题，但不直接考虑反应热，而把热量视为分子传递的作用力，通过作用力的相互作用传递热量。
2化工热力学分析在实际工作中也有重要意义。
例如，在合成氨工业生产中具体应用的为动量传递理论、反应热计算和放热反应计算，其中动量传递理论还用于设计合成塔内件，以控制气体的流速和返回动量;反应热计算可为动量传递过程和计算热力学反应器提供依据。
化工热力学公式YKK standardization office【 YKK5AB- YKK08- YKK2C- YKK18】热力学是以热力学第一、第二定律及其他一些基本概念理论为基础，研究能量、能量转换以及与转换有关的物质性质相互之间关系的科学。
有工程热力学、化学热力学、化工热力学等重要分支。
化工热力学是将热力学原理应用于化学工程技术领域。
化工热力学主要任务是以热力学第一、第二定律为基础，研究化工过程中各种能量的相互转化及其有效利用，研究各种物理和化学变化过程达到平衡的理论极限、条件和状态。
热力学的研究方法，原则上可采用宏观研究方法和微观研究方法。
以宏观方法研究平衡态体系的热力学称为经典热力学。
体系与环境：隔离体系，封闭体系，敞开体系流体的P-V-T关系在临界点C ：临界点是汽液两相共存的最高温度和最高压力，即临界温度Tc，临界压力Pc。
纯流体的状态方程(EOS) 是描述流体P-V-T性质的关系式。
由相律可知，对纯流体有：f( P, T, V ) = 0混合物的状态方程中还包括混合物的组成（通常是摩尔分数）。
状态方程的应用（1）用一个状态方程即可精确地代表相当广泛范围内的 P、V、T实验数据，借此可精确地计算所需的P、V、T数据。
（2）用状态方程可计算不能直接从实验测定的其它热力学性质。
（3）用状态方程可进行相平衡和化学反应平衡计算。
压缩因子（Z）即:在一定P，T下真实气体的比容与相同P，T下理想气体的比容的比值.理想气体方程的应用（1 ）在较低压力和较高温度下可用理想气体方程进行计算。
（2 ）为真实气体状态方程计算提供初始值。
（3 ）判断真实气体状态方程的极限情况的正确程度，当或者时，任何的状态方程都还原为理想气体方程。
维里方程式Virial系数的获取( 1 ) 由统计力学进行理论计算目前应用很少( 2 ) 由实验测定或者由文献查得精度较高( 3 ) 用普遍化关联式计算方便，但精度不如实验测定的数据两项维里方程维里方程式Z=PV/RT=1+ B/P（1）用于气相PVT性质计算，对液相不能使用；（2）T<Tc, P<, , 用两项维里方程计算，满足工程需要；温度更高时，压力的范围可以更大些。
（3）T<Tc, < P<5MPa, , 用三项维里方程计算，满足工程需要；（4）高压、精确度要求高，可视情况，多取几项(Z=PV/RT=1+B/V+C/V2)气体的对比态原理对比参数定义为:Tr＝T/Tc Pr=P/Pc Vr=V/Vc 对比状态：流体的对比参数中有两个相同就处于对比状态。
斜率曲率对比状态原理：所有的物质在相同的对比状态下表现出相同的性质。
ω定义：以球形分子在Tr＝时的对比饱和蒸汽压的对数作标准，任意物质在Tr＝时，对比饱和蒸汽压的对数与其标准的差值，就称为该物质的偏心因子。
数学式：两个非常有用的普遍化关系式一种是以两项维里方程表示的普遍化关系式(简称普遍化B法)一种是以压缩因子的多项式形式表示的普遍化关系式（简称普遍化Z法）Z＝Z（0）＋ωZ（1）Vr>2用普遍化B法，直接计算Vr<2用普遍化Z法，迭代计算纯流体的热力学性质四大微分方程:dU=TdS-pdV(3-1) dH=TdS+Vdp(3-2)dA=-SdT-pdV(3-3) dG=-SdT+Vdp(3-4)基本定义式：H=U+pV A=U-TS G=H-TS剩余性质(M R)定义：所谓剩余性质，是气体在真实状态下的热力学性质与在同一温度、压力下当气体处于理想状态下热力学性质之间的差额。
数学定义式: M R R=M-M*要注意:①MR引入是为了计算真实气体的热力学性质服务的；②M*和M分别为体系处于理想状态和真实状态，且具有相同的压力与温度时每Kmol(或mol)的广度性质的数值。
计算方法普遍化B法普遍化Z 法逸度系数的定义为物质的逸度和它的压力之比逸度与压力具有相同的单位，逸度系数是无因次的。
逸度的物理意义：表征该物质的逃逸趋势或逃逸能力。
理想气体的逸度等于其压力。
流体混合物（溶液）的热力学性质 对于可变组成的单相体系：nU=f(nS,nV,n1,n2,…,ni,…)式中ni 是i 组份的摩尔数d （nU ）=Td(nS)+ Pd(nV) + i i dn ∑μ①适用于敞开体系，封闭体系； ②体系是均相和平衡态间的变化③当dni=0时，简化成适用于定组成、定质量体系；偏摩尔性质定义：在恒温恒压下，物质的广度性质随某种组分i 摩尔数的变化率，叫做组份i 的偏摩尔性质。
物理意义：在恒温恒压下，物系中某组分i 摩尔数的变化所引起物系一系列热力学性质的变化。
化学位Gibbs 专门定义偏摩尔自由焓为化学位。
偏摩尔自由焓定义为化学位是偏摩尔性质中的一个特例;化学位的连等式只是在数值上相等，物理意义完全不相同。
化工过程的能量分析能量平衡方程能量守恒与转化定律是自然界的客观规律，自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，可以从一种形式转化为另一种形式，但总能量是守恒的。
一．热力学第一定律的实质是能量在数量上是守恒的基本形式为：Δ（体系的能量）＋Δ（环境的能量）＝0或Δ（体系的能量）＝－Δ（环境的能量）体系的能量的增加等于环境的能量的减少。
1. 封闭体系：（限定质量体系）与环境仅有能量交换，没有质量交换。
体系内部是固定的。
封闭体系是以固定的物质为研究对象。
2. 敞开体系：（限定容积体系）与环境有能量交换，也有质量交换。
（1）物料平衡方程：根据上式：得到m1-m2=dm体系（2）能量平衡方程进入体系的能量=体系积累的能量+离开体系的能量进入体系的能量:(Eδm)1+δQ = （Eδm）2-δWs +d(mE)体系整理后d(mE)体系=δQ+δWs + (Eδm)1 +（Eδm）22.能量平衡方程一般形式1.封闭体系：无质量交换，限定质量体系δQ+δW=mdU2.稳定流动体系稳定流动过程，表现在流动过程中体系内(1)每点状态不随时间变化(2)没有质量和能量的积累△H+△Ek+△Ep=Q+Ws流体的动能，位能变化量与体系焓值的变化量相比较，或者与流体与环境交换的热和功相比较，大都可以忽略。
也即自发过程：不消耗功非自发过程：消耗功才可进行的过程自发与非自发过程决定于物系的始、终态与环境状态；可逆与非可逆过程是过程完成的方式，与状态没有关系。
可逆过程是一个理想过程，实际过程都是不可逆的。
热效率的物理意义：工质从高温热源吸收的热量转化为净功的比率。
η<1,η≠1,熵定义；可逆过程的热温商等于熵变，不可逆过程的热温商小于熵变。
即熵状态函数。
只要初，终态相同，对于不可逆过程应设计一个可逆过程，利用可逆过程的热温熵积分进行熵变计算．熵增原理自然界的一切自发进行的过程都是熵增大的过程同时满足热一律，热二律的过程，实际当中才能实现，违背其中任一定律，其过程就不可能实现。
单位质量的物质所占有的容积称为比容物质的比容与压力和温度有关，一般随压力增大而减小，随温度增大而增大。
蒸汽动力循环与制冷循环P1T1的高压高温蒸汽进入气轮机等熵膨胀到状态2，同时对外做功，2点状态为乏汽从汽轮机流出后进入冷凝器，乏汽在冷凝器中放出汽化潜热而变为该压力下的饱和水，放出的热量由冷却水带走，达到状态3，饱和水经水泵升压到P1进入锅炉，在锅炉吸收热量，使工质变化到状态1，完成一个循环。
热效率定义：锅炉中所提供的热量中转化为净功的量4121HHHHQWs--=-=η节流膨胀过程：高压流体经管道中一节流元件（如节流阀、孔板、毛细管等）,迅速膨胀到抵押的过程称为节流膨胀。
由于节流时存在摩擦阻力损耗，因而节流是不可逆过程，节流后流体的熵值必增加节流后流体的焓值不变，这是节流膨胀的特点。
理想气体节流后温度不变。
做外功的绝热膨胀气体从高压向低压作绝热膨胀时，若通过膨胀机来实现，则可以对外做功，如果过程是可逆的，称为等熵膨胀。
此过程的特点是膨胀前后熵值不变，对外做功膨胀后气体温度降低。
在相同条件下等熵膨胀系数大于节流膨胀系数,因此由等熵膨胀可获得比节流膨胀更好的致冷效果.界面吸附两相的接触面称为（相）界面，涉及气相界面上的分子与体相内部的分子所处的环境不同，分子键的相互作用也不相同。
界面上的分子受到一个垂直于界面、指向体内部的合力，使其有被拉入体相内部的倾向。
单位长度上的张力称为界面张力，用符号σ表示，单位N/m。
习惯上将气液、气固界面界面张力称为该液体和固体的表面张力。
界面张力还可以从能量的角度出发定义为增加单位表面积所消耗的可逆功。
σ=-dW R/dAs ，pT,)AsG(∂∂=σ所以界面张力又称（比）界面自由焓。
界面张力与界面自由焓是对同一事物分别从力学和热力学角度提出的物理量，具有不同的物理意义，但数学上是等效的。
等温等压下一般液体的界面扩展是熵增过程。
)()(σσσδqTTTSdAQps=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂-==比表面热如过程绝热可逆，扩大单位面积，体系将由于界面热而发生冷却效应；如欲保持原来的温度，则必须吸收相当于)(σq（比表面热）的热量。
曲面在O点的曲率1/R=（1/R1+R2）/2曲率可以是正值。
也可以是负值。
通常，凸液面的曲率为正值，凹液面的曲率为负值。
Rpσ2=∆(拉布拉斯方程)当液面是凸形时，p∆为正值，液体内部压力大于外压；页面是凹形时，p∆为负值，液体内部压力小于外压；平液面时，R1,R2为无穷大，p∆=0，页面两侧压力相等。
小液滴化学位rμ与平面液体化学位μ之差，RTGr=-=∆μμ㏑ppr，㏑ργσRTMppr2=液滴半径越小，与之平衡的蒸汽压力越大。
液体在毛细管仲上升高度为gRh g l )(2ρρσ--=(R 为凹液面曲率半径)若θ为润湿角，则grh g l )(cos 2ρρθσ--=化学反应平衡反应进程 ε——反应进度若 ε=0时，表示反应尚为开始若 ε=1时，表示反应已按计量方程式100%地完成。
相平衡：与系统T 、P 相同时的纯组分化学平衡：在系统T 与固定压力（1atm ）下的纯组分若温度变化范围不大若温度变化范围大，ενd dn ii=ενd dn i i =⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-∆-=10111ln T T RH K K T dT RT H K TT⎰∆=020ln 原料中反应的摩尔数的摩尔数平衡时消耗了的反应物平衡转化率=的摩尔数平衡时消耗了的反应物尔数平衡时转化成产物的摩平衡产率=。
