物理化学公式集合
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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: W =nRT { EMBED Equation.3 |1221ln ln p p nRT V V
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=
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:C p=a+bT+c’T2
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= ; ΔH=
等压过程:W=-p eΔV ; Q=ΔH= ; ΔU=
可逆绝热过程:
Q=0 ; 利用p1V1γ=p2V2γ求出T2,
W=ΔU=;ΔH=
不可逆绝热过程:Q=0 ;
利用C V(T2-T1)=-p e(V2-V1)求出T2,
W=ΔU=;ΔH=
2、相变化
可逆相变化:ΔH=Q=nΔ_H;
W=-p(V2-V1)=-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:
反应热与温度的关系—基尔霍夫定律:
。
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
1、热力学第二定律的经典表述
克劳修斯,开尔文,奥斯瓦尔德。实质:热功转换的不可逆性。
2、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
1、熵的导出:卡若循环与卡诺定理
2、熵的定义:
3、熵的物理意义:系统混乱度的量度。
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-TΔS
2、应用:不做其他功时,ΔA T,V≤0 ;自发、平衡
ΔG T,V≤0 ;自发、平衡
3、热力学基本关系式
d A=-S d T-V d p;d G=-S d T+p d V
4、ΔA和ΔG的求算
(1)理想气体等温过程
用公式:ΔA=ΔU-TΔS;ΔG=ΔH-TΔS
用基本关系式:d A=-S d T-V d p;
d G=-S d T+p d V
(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不遂温度变化。
五、化学势
1、化学式的定义和物理意义
;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。
2、化学势的应用
在等温等压不作其他功时,<0自发;=0平衡;>逆向自发
3、化学时表示式
理想气体:
纯固体和纯液体:
第三章化学平衡
一、化学平衡常数与平衡常数表达式
如:Zn+2HCl(aq)=H2+ZnCl2(aq);
二、标准平衡常数的求算
三、范特荷夫等温方程
四、平衡常数与温度的关系
;
五、各种因素对平衡的影响
分压、总压、惰性气体、温度。
第四章液态混合物和溶液
一、拉乌尔定律和亨利定律
1、拉乌尔定律
p A=p*x A;p A=p*a x,A适用于液态混合物和溶液中的溶剂。
2、亨利定律
p B=k x,B x B=k b,B b B=k%,B[%B] ;p B=k x,B a x,B=k b,B a b,B=k%,B a%,B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。
溶质:标准态为:同温下x B=1且符合亨利定律的溶质(假想状态)。
4、真实溶液
溶剂:;a x,A=f x,A x; 标准态为:同温下的液态纯溶剂。
溶质:; a x,B=γx,B x B; 标准态为:同温下x B=1且符合亨利定律的溶质(假想状态)。
; a b,B=γb,B b B; 标准态为:同温下b B=1且符合亨利定律的溶质(假想状态)。
;a%,B=γ%,B[%B]; 标准态为:同温下[B%]=1且符合亨利定律的溶质(一般为假想状态)。
三、各种平衡规律
1、液态混合物的气液平衡
p A=pa x,A ; p A=pa x,A ; p=p A+p B
2、溶液的气液平衡
p A=pa x,A;p B=k x,B a x,B=k b,B a b,B=k%,B a%,B;p=p A+p B
3、理想稀溶液的凝固点降低
4、分配定律
5、化学平衡
6、西弗特定律
第五章相平衡
一、相律
1、物种数、独立组分数、相数、自由度数
2、相律公式
f=C-φ+2
二、单组分系统
1、克-克方程
2、水的相图
三面、三线、一点。
三、双组分系统
1、相律分析
根据f=C-φ+1(一般固定压力),φ=2,f=1;φ=3,f=0
2、杠杆规则
3、步冷曲线
四、典型相图
1、Mg-Ge相图
2、Na-K相图
3、Ag-Cu相图
第六章电解质溶液
一、电解质溶液的电导
1、电导
G=1/R ; 单位:S(西门子)
2、电导率
G=κA/l或κ=G l/A ; 单位:S/m
3、摩尔电导率
Λm=κ/c
4、无限稀释摩尔电导率
5、离子的电迁移
;;
二、电解质溶液的活度
1、电解质的化学势(电解质溶液的浓度用m B或b B表示)
2、离子强度
3、德拜—休克尔极限公式
;适用于25℃时的极稀水溶液。
第七章电化学
一、可逆电池的构成
电池反应互为逆反应;充放电时电流无穷小。
二、可逆电池热力学
1、
2、
3、
4、;电池反应做了其他功。
三、能斯特方程
1、电池反应的能斯特方程
;常用
2、电极反应的能斯特方程
;不常用
四、可逆电极的种类
1、第一类电极
金属电极;气体电极
2、第二类电极
难溶盐电极;难溶氧化物电极
3、氧化还原电极
五、电极电势的应用
1、测定电池反应的热力学函数
2、测定电解质的
3、测定溶液的pH值
4、浓差定氧
六、极化现象和超电势
1、浓差极化
电极反应速度比离子迁移速度快造成的。
2、电化学极化
电极反应速度比电子移动速度慢造成的。
3、极化结果
;对阳极η总为正;对阴极η总为负。
七、金属腐蚀与防护
1、金属腐蚀
电化学腐蚀:析氢腐蚀,吸氧腐蚀
2、金属防护
阴极保护法:牺牲阳极法,外加电流法。
阳极保护法:钝化。
涂层保护法:热镀、电镀、有机涂层。
第八章表面现象
一、表面吉布斯函数
1、产生
表面分子与内部分子的差别。
2、定义及单位
;J/m2或N/m;因此又称表面张力。
3、影响因素
物质本性、温度、相邻相、溶质的种类。
4、表面热力学
在温度、压力、组成不变的情况下,
缩小表面积和降低表面张力为自发方
向。
二、弯曲液面的表面现象
1、附加压力
2、饱和蒸气压
3、毛细管现象
三、新相生成与介安状态
1、过饱和蒸汽与人工降雨
2、过冷现象与晶种
3、过饱和溶液与种盐
4、过热现象与沸石
5、淬火与回火
四、固体表面的吸附作用
1、物理吸附与化学吸附
范德华力与化学键力;又无选择性;单分子层与多分子层。
2、吸附曲线
等温线(判断单多层);等压线(判断吸附类型)、等量线(求吸附热)
3、吸附等温式
弗伦德里希:
朗格谬尔:
五、溶液表面的吸附
1、溶液的表面张力
各类溶质对表面张力的影响。
2、吉布斯吸附公式
六、润湿现象
1、接触角θ
θ=0°,完全润湿;θ<90°,润湿;θ>90°,不润湿;
θ=180°,完全不润湿。
2、杨氏方程
七、表面活性剂
1、定义
溶于水后能显著降低水的表面张力的物质。
2、分类
离子型、非离子型。
3、结构特点
一端亲水基一端亲油基。
4、应用
乳化、去污(增溶)、浮选、改变润湿角。
第九章化学动力学基础
一、关于反应速率的基本概念
1、反应速率的表示
2、反应速率的测定
测定不同时刻的浓度(化学法、物理法),作c~t曲线,t时刻切线的斜率即为t 时的反应速率。
3、基元反应和非基元反应
一步完成的反应为基元反应,基元反应遵守质量作用定律。是否基元反应只能通过实验确定。
4、速率方程与速率常数
质量作用定律是速率方程的特殊形式,对于非基元反应也有类似的式子。
速率常数仅与温度和催化剂有关,而与浓度无关。
5、反应级数
速率方程中浓度幂之和称之。基元反应一定为正整数,非基元反应可为0或小数。
二、浓度对反应速率的影响
1、一级反应
微分式:——反应速率与浓度的一次方成正比;k的单位为时间-1;
积分式:——以ln c~t作图得一直线;
半衰期:——与起始浓度无关。
2、二级反应与准一级反应
微分式:——反应速率与浓度的二次方成正比;k的单位为浓度-1时间-1;
积分式:——以1/c~t作图得一直线;
半衰期:——与起始浓度的一次方成反比。
准一级反应:对于A+B==Y+Z,当A 大大过量或B大大过量时,可按一级反应处理。
3、反应级数的测定
尝试法:将一组c~t数据代入不同积分公式求k,若k为常数则所代公式正确;
作图法:将一组c~t数据按ln c~t、1/c~t
等作图,若得直线可判定反应级数;
半衰期法:根据得,以~作图可得直线,从斜率可求n。
微分法:根据得,以~作图可得直线,斜率即为n。
四、温度对反应速率的影响
1、阿仑尼乌斯公式
微分式:
积分式:
2、活化能
活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。
第十章复合反应动力学
一、复合反应基本类型
1、平行反应
;
2、对行反应
;
3、连串反应
;;
二、复合反应机理近似处理方法
1、平衡态法
对于
;若,则反应物与中间物达成平衡。
;
2、稳态法
对于
;若,则中间物的浓度维持微小量不变。
;
三、链反应与爆炸半岛
1、链反应
分为直链反应和支链反应;链引发、链传递、链终止。
2、爆炸半岛
常见可燃气体在空气中的爆炸限。
第七章 电 化 学 主要公式及其适用条件 1.迁移数及电迁移率 电解质溶液导电是依靠电解质溶液中正、负离子的定向运动而导电,即正、负离子分别承担导电的任务。但是,溶液中正、负离子导电的能力是不同的。为此,采用正(负)离子所迁移的电量占通过电解质溶液的总电量的分数来表示正(负)离子之导电能力,并称之为迁移数,用t + ( t - ) 表示。即 正离子迁移数 -++-++-++++=+=+=u u u Q Q Q t v v v 负离子迁移数 -+--+--+--+=+=+=u u u Q Q Q t v v v 上述两式适用于温度及外电场一定而且只含有一种正离子和一种负离子的电解质溶液。式子表明,正(负)离子迁移电量与在同一电场下正、负离子运动速率+v 与 -v 有关。式中的u + 与u - 称为电迁移率,它表示在一定溶液中,当电势梯度为1V·m -1 时正、负离子的运动速率。 若电解质溶液中含有两种以上正(负)离子时,则其中某一种离子B 的迁移数t B 计算式为 ∑=+B B B B Q Q t z 2.电导、电导率与摩尔电导率 衡量溶液中某一电解质的导电能力大小,可用电导G ,电导率κ与摩尔电导率m Λ来表述。电导G 与导体的横截面A s 及长度l 之间的关系为 l A κR G s ==1 式中κ称为电导率,表示单位截面积,单位长度的导体之电导。对于电解质溶 液,电导率κ则表示相距单位长度,面积为单位面积的两个平行板电极间充满 电解质溶液时之电导,其单位为S · m -1。若溶液中含有B 种电解质时,则该溶
液的电导率应为B 种电解质的电导率之和,即 ∑=B B κκ(溶液) 虽然定义电解质溶液电导率时规定了电极间距离、电极的面积和电解质溶液的体积,但因未规定相同体积电解质溶液中电解质的量,于是,因单位体积中电解质的物质的量不同,而导致电导率不同。为了反映在相同的物质的量条件下,电解质的导电能力,引进了摩尔电导率的概念。电解质溶液的摩尔电导率m Λ定义是该溶液的电导率κ与其摩尔浓度c 之比,即 c κΛ=m m Λ表示了在相距为单位长度的两平行电极之间放有物质的量为1 mol 电解质之溶液的电导。单位为S · m 2 · mol -1 。使用m Λ时须注意:(1)物质的量之基本单元。因为某电解质B 的物质的量n B 正比于B 的基本单元的数目。例如,在25 0C 下,于相距为l m 的两平行电极中放人1mol BaSO 4(基本单元)时,溶液浓度为c ,其 m Λ(BaSO 4 ,298.15K)= 2.870×10-2 S · m 2 · mol -1 。若基本单元取(21 BaS04),则上 述溶液的浓度变为c ',且c '=2c 。于是,m Λ'(21BaS04,298.15K)= 21 m Λ(BaS04,298.15K)=1.435×10-2 S · m 2 · mol -1;(2)对弱电解质,是指包括解离与未解离部分在内总物质的量为1 mol 的弱电解质而言的。m Λ是衡量电解质导电能力应用最多的,但它数值的求取却要利用电导率κ,而κ的获得又常需依靠电导G 的测定。 3. 离子独立运动定律与单种离子导电行为 摩尔电导率m Λ与电解质的浓度c 之间有如下关系: c A ΛΛ-=∞m m 此式只适用于强电解质的稀溶液。式中A 与 ∞m Λ 在温度、溶液一定下均为常数。 ∞m Λ是c →0时的摩尔电导率,故称为无限稀释条件下电解质的摩尔电导率。∞m Λ是电解质的重要特性数据,因为无限稀释时离子间无静电作用,离子独立运动彼此 互不影响,所以,在同一温度、溶剂下,不同电解质的∞m Λ数值不同是因组成电 解质的正、负离子的本性不同。因此,进一步得出 ∞-∞++∞+=,- m , m m ΛνΛνΛ
电解质溶液 法拉第定律:Q =nzF m = M zF Q dE r U dl ++ = dE r U dl --= t +=-+I I =-++r r r +=-+U U U ++=∞∞ +Λm ,m λ=() F U U F U ∞∞+∞+-+ r +为离子移动速率,U +( U -)为正(负)离子的电迁移率(亦称淌度)。 近似:+∞+≈,m ,m λλ +∞ +≈,m ,m U U m m Λ≈Λ∞ (浓度不太大的强电解质溶液) 离子迁移数:t B = I I B =Q Q B ∑B t =∑+t +∑-t =1 电导:G =1/R =I/U =kA/l 电导率:k =1/ρ 单位:S ·m -1 莫尔电导率:Λm =kV m =k/c 单位S ·m 2·mol -1 cell l R K A ρ ρ== cell 1K R kR ρ== 科尔劳乌施经验式:Λm =() c 1 m β-∞Λ 离子独立移动定律:∞Λm =()m,m,+U U F λλ∞∞∞∞ +-- +=+ m U F λ∞∞+,+= 奥斯特瓦儿德稀释定律:Φc K =() m m m 2 m c c ΛΛΛΛ∞∞Φ - 平均质量摩尔浓度:±m =() v 1v v m m - - ++ 平均活度系数:±γ=() 1v v -- +γγ+ 平均活度:±a =() v 1v v a a - - ++=m m γ± ± Φ 电解质B 的活度:a B =v a ±=v m m ?? ? ??Φ±±γ +v v v B + a a a a ± -- == m +=v +m B m -=v -m B ( ) 1 v v v B m v v m +±+-- = 离子强度:I = ∑i 2i i z m 21 德拜-休克尔公式:lg ±γ=-A|z +z --|I
物理化学公式集 热力学第一定律 功:δW=δW e+δW f (1)膨胀功δW e=p外dV 膨胀功为正,压缩功为负。 (2)非膨胀功δW f=xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。如δW(机械功)=fdL,δW(电功)=EdQ,δW(表面功)=rdA。热Q:体系吸热为正,放热为负。 热力学第一定律:△U=Q—W 焓H=U+pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。 热容C=δQ/dT (1)等压热容:C p=δQ p/dT=(?H/?T)p (2)等容热容:C v=δQ v/dT=(?U/?T)v 常温下单原子分子:C v,m=C v,m t=3R/2 常温下双原子分子:C v,m=C v,m t+C v,m r=5R/2 等压热容与等容热容之差: (1)任意体系C p—C v=[p+(?U/?V)T](?V/?T)p (2)理想气体C p—C v=nR 理想气体绝热可逆过程方程: pVγ=常数TVγ-1=常数p1-γTγ=常数γ=C p/ C v 理想气体绝热功:W=C v(T1—T2)=(p1V1—p2V2) 理想气体多方可逆过程:W=(T1—T2) 热机效率:η=冷冻系数:β=-Q1/W 可逆制冷机冷冻系数:β=
焦汤系数:μJ-T==- 实际气体的ΔH和ΔU: ΔU=+ΔH=+ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Q p=Q V+ΔnRT 当反应进度ξ=1mol时,Δr H m=Δr U m+RT 化学反应热效应与温度的关系: 热力学第二定律 Clausius不等式: 熵函数的定义:dS=δQ R/T Boltzman熵定理:S=klnΩ Helmbolz自由能定义:F=U—TS Gibbs自由能定义:G=H-TS 热力学基本公式: (1)组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程: dU=TdS-pdV dH=TdS+Vdp dF=-SdT-pdV dG=-SdT+Vdp (2)Maxwell关系: ==- (3)热容与T、S、p、V的关系: C V=T C p=T Gibbs自由能与温度的关系:Gibbs-Helmholtz公式=- 单组分体系的两相平衡: (1)Clapeyron方程式:=式中x代表vap,fus,sub。 (2)Clausius-Clapeyron方程式(两相平衡中一相为气相):= (3)外压对蒸汽压的影响:p g是在惰性气体存在总压为p e时的饱和蒸汽压。
物理化学公式复习 第一章气体 1.理气状态方程 2.混合理气的平均摩尔质量 3.道尔顿分压定律(一定T、V条件) 4.分压力和总压力关系 5.阿马格分体积定律(一定T、P条件) 6.压缩因子的定义 7.范德华方程 8 .维里方程 B 、 C 、 D 分别称第二、第三、第四维里系数。 9 .对应状态原理 第二章热力学第一定律 1 . 系统吸热为正,放热为负。 系统得功为正,对环境做功为负。 2 .体积功定义
适用恒外压过程 (可逆过程) (一定量理气恒温可逆过程) (理想气体绝热过程,不论过程是否可 逆都适用) 3 .内能 (1)(W ˊ = 0 dV= 0 的过程) (2) (适用于 n 、 C v,m 恒定,理想气体单纯 PVT 变化的一切过程) 4 .焓的定义式 5 .焓变 (1) (2)() (3) (理气恒定,单纯 PVT 变化的一切过程) 6 .摩尔热容 ( 1 )恒容摩尔热容的定义式 (1mol 物质、, 只有 P 、 T 变化的过程 ) ( 2 )定压摩尔热容的定义式 (3) ( 只适用于理气 ) 7 .反应进度 8 .标准摩尔反应焓
9 .基尔霍夫公式 ( 1 ) (只适用于在 298.155~T 的温度范围内,参加反应各物质的种类和相态皆不发生变化的反应。) ( 2 ) 10 .化学反应的恒压摩尔反应热和恒容摩尔反应热的关系式 (此 式适用于由同 一始态,分别经恒温恒压及恒容反应,达到仅 P 、 V 不同的未态化学反应摩尔热效应的计算。) 11 .理想气体可逆绝热过程方程式 常数 常数 = 常数 12 .节流膨胀系数(焦耳 - 汤姆生系数) 13 .理想气体 14 .火焰最高理论温度 (恒压绝热) 1.隔离系统内发生的可逆变化过程() A .△S=0,△S(环)=0 B. △S>0,△S(环)=0 C. △S=0,△S(环)>0 D.△S>0,△S(环)>0. 2. 实际气体经一不可逆循环( )
1. 热力学第一定律的数学表示式 W Q U +=?或 'amb δδδd δdU Q W Q p V W =+=-+ 系统得功为正,对环境作功为负。上式适用于封闭体系的一切过程。 2. 焓的定义式 3. 焓变 (1) )(pV U H ?+?=? 式中)(pV ?为pV 乘积的增量,只有恒压下)()(12V V p pV -=?在数值上等于体积功。 (2) 2 ,m 1 d p H nC T ?=? 此式适用于理想气体单纯pVT 变化的一切过程,或真实气体的恒压变温过程,或纯的液体、固体物质压力变化不大的变温过程。 4. 热力学能(又称内能)变 此式适用于理想气体单纯pVT 变化的一切过程。 5. 恒容热与恒压热 V Q U =? (d 0,'0)V W == p Q H =? (d 0,'0)p W == 6. 热容的定义式 (1)定压热容与定容热容 δ/d (/)p p p C Q T H T ==?? δ/d (/)V V V C Q T U T ==?? (2)摩尔定压热容与摩尔定容热容 ,m m /(/)p p p C C n H T ==?? ,m m /(/)V V V C C n U T ==?? 上式分别适用于无相变变化、无化学变化、非体积功为零的恒压与恒容过程。 (3)质量定压热容(比定压热容) 式中m 与M 分别为物质的质量与摩尔质量。 (4) ,m ,m p V C C R -= 此式只适用于理想气体。 7. 摩尔蒸发焓与温度的关系 2 1 vap m 2vap m 1vap ,m ()()d T p T H T H T C T ?=?+?? 式中 vap ,m p C ? = ,m p C (g) —,m p C (l),上式适用于恒压蒸发过程。 8. 体积功 ,m //p p p c C m C M ==pV U H +=2 ,m 1d V U nC T ?=?
功:δW =δW e +δW f (1)膨胀功 δW e =p 外dV 膨胀功为正,压缩功为负。 (2)非膨胀功δW f =xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。如δW (机械功)=fdL ,δW (电功)=EdQ ,δW (表面功)=rdA 。 热 Q :体系吸热为正,放热为负。 热力学第一定律: △U =Q —W 焓 H =U +pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。 热容 C =δQ/dT (1)等压热容:C p =δQ p /dT = (?H/?T )p (2)等容热容:C v =δQ v /dT = (?U/?T )v 常温下单原子分子:C v ,m =C v ,m t =3R/2 常温下双原子分子:C v ,m =C v ,m t +C v ,m r =5R/2 等压热容与等容热容之差: (1)任意体系 C p —C v =[p +(?U/?V )T ](?V/?T )p (2)理想气体 C p —C v =nR 理想气体绝热可逆过程方程: pV γ=常数 TV γ-1=常数 p 1-γT γ=常数 γ=C p / C v 理想气体绝热功:W =C v (T 1—T 2)=1 1 -γ(p 1V 1—p 2V 2) 理想气体多方可逆过程:W =1 nR -δ(T 1—T 2) 热机效率:η= 2 1 2T T T - 冷冻系数:β=-Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数:β= 1 21 T T T - 焦汤系数: μJ -T =H p T ???? ????=-()p T C p H ?? 实际气体的ΔH 和ΔU : ΔU =dT T U V ??? ????+dV V U T ??? ???? ΔH =dT T H P ??? ????+dp p H T ???? ???? 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Q p =Q V +ΔnRT 当反应进度 ξ=1mol 时, Δr H m =Δr U m +∑B B γRT 化学反应热效应与温度的关系:()()()dT B C T H T H 2 1 T T m p B 1m r 2m r ? ∑??,+=γ
热力学第一定律 功:δW =δW e +δW f (1)膨胀功 δW e =p 外dV 膨胀功为正,压缩功为负。 (2)非膨胀功δW f =xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。如δW (机械功)=fdL ,δW (电功)=EdQ ,δW (表面功)=rdA 。 热 Q :体系吸热为正,放热为负。 热力学第一定律: △U =Q —W 焓 H =U +pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。 热容 C =δQ/dT (1)等压热容:C p =δQ p /dT = (?H/?T )p (2)等容热容:C v =δQ v /dT = (?U/?T )v 常温下单原子分子:C v ,m =C v ,m t =3R/2 常温下双原子分子:C v ,m =C v ,m t +C v ,m r =5R/2 等压热容与等容热容之差: (1)任意体系 C p —C v =[p +(?U/?V )T ](?V/?T )p (2)理想气体 C p —C v =nR 理想气体绝热可逆过程方程: pV γ=常数 TV γ-1=常数 p 1-γT γ=常数 γ=C p / C v 理想气体绝热功:W =C v (T 1—T 2)=1 1 -γ(p 1V 1—p 2V 2) 理想气体多方可逆过程:W =1 nR -δ(T 1—T 2) 热机效率:η= 2 1 2T T T - 冷冻系数:β=-Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数:β= 1 21 T T T - 焦汤系数: μJ -T =H p T ???? ????=-()p T C p H ?? 实际气体的ΔH 和ΔU : ΔU =dT T U V ??? ????+dV V U T ??? ???? ΔH =dT T H P ??? ????+dp p H T ???? ???? 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Q p =Q V +ΔnRT 当反应进度 ξ=1mol 时, Δr H m =Δr U m +∑B B γRT 化学反应热效应与温度的关系:()()()dT B C T H T H 2 1 T T m p B 1m r 2m r ? ∑??,+=γ 热力学第二定律
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 此式适用于理想气体,近似地适用于低压的真实气 体。 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。 2、 气体混合物 (1) (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与。 (2) (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 = 5、 范德华方程 RT b V V a p =-+))(/(m 2m
物理化学主要公式 第一章 气体的pVT 关系 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 nRT nb V V an p =-+))(/(22 式中a 的单位为Pa · m 6 · mol -2,b 的单位为m 3 · mol -1,a 和b 皆为只与气体的种类有关的常数,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 ......)///1(3m 2m m m ++++=V D V C V B RT pV 及 ......)1(3'2''m ++++=p D p C p B RT pV 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 )/()/(m RT pV nRT pV Z == 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。 第二章 热力学第一定律 1. 热力学第一定律的数学表示式
初中物理化学公式大全物理 1、匀速直线运动的速度公式: 求速度:v=s/t 求路程:s=vt 求时间:t=s/v 2、变速直线运动的速度公式:v=s/t 3、物体的物重与质量的关系:G=mg (g=9.8N/kg) 4、密度的定义式 求物质的密度:ρ=m/V 求物质的质量:m=ρV 求物质的体积:V=m/ρ 4、压强的计算。 定义式:p=F/S(物质处于任何状态下都能适用) 液体压强:p=ρgh(h为深度) 求压力:F=pS 求受力面积:S=F/p 5、浮力的计算 称量法:F浮=G—F 公式法:F浮=G排=ρ排V排g 漂浮法:F浮=G物(V排<V物) 悬浮法:F浮=G物(V排=V物) 6、杠杆平衡条件:F1L1=F2L2 7、功的定义式:W=Fs 8、功率定义式:P=W/t 对于匀速直线运动情况来说:P=Fv (F为动力) 9、机械效率:η=W有用/W总 对于提升物体来说: W有用=Gh(h为高度) W总=Fs 10、斜面公式:FL=Gh 11、物体温度变化时的吸热放热情况 Q吸=cmΔt (Δt=t-t0) Q放=cmΔt (Δt=t0-t) 12、燃料燃烧放出热量的计算:Q放=qm 13、热平衡方程:Q吸=Q放 14、热机效率:η=W有用/ Q放(Q放=qm) 15、电流定义式:I=Q/t (Q为电量,单位是库仑) 16、欧姆定律:I=U/R 变形求电压:U=IR 变形求电阻:R=U/I 17、串联电路的特点:(以两纯电阻式用电器串联为例) 电压的关系:U=U1 U2
电流的关系:I=I1=I2 电阻的关系:R=R1 R2 18、并联电路的特点:(以两纯电阻式用电器并联为例) 电压的关系:U=U1=U2 电流的关系:I=I1 I2 电阻的关系:1/R=1/R1 1/R2 19、电功的计算:W=UIt 20、电功率的定义式:P=W/t 常用公式:P=UI 21、焦耳定律:Q放=I2Rt 对于纯电阻电路而言:Q放=I2Rt =U2t/R=UIt=Pt=UQ=W 22、照明电路的总功率的计算:P=P1 P1 …… 化学 化合反应 1、镁在空气中燃烧:2Mg O2 点燃2MgO 2、铁在氧气中燃烧:3Fe 2O2 点燃Fe3O4 3、铝在空气中燃烧:4Al 3O2 点燃2Al2O3 4、氢气在空气中燃烧:2H2 O2 点燃2H2O 5、红磷在空气中燃烧:4P 5O2 点燃2P2O5 6、硫粉在空气中燃烧:S O2 点燃SO2 7、碳在氧气中充分燃烧:C O2 点燃CO2 8、碳在氧气中不充分燃烧:2C O2 点燃2CO 9、二氧化碳通过灼热碳层:C CO2 高温2CO 10、一氧化碳在氧气中燃烧:2CO O2 点燃2CO2 11、二氧化碳和水反应(二氧化碳通入紫色石蕊试液):CO2 H2O === H2CO3 12、生石灰溶于水:CaO H2O === Ca(OH)2 13、无水硫酸铜作干燥剂:CuSO4 5H2O ==== CuSO4·5H2O 14、钠在氯气中燃烧:2Na Cl2点燃2NaCl 分解反应 15、实验室用双氧水制氧气:2H2O2 MnO2 2H2O O2↑ 16、加热高锰酸钾:2KMnO4 加热K2MnO4 MnO2 O2↑ 17、水在直流电的作用下分解:2H2O 通电2H2↑ O2 ↑ 18、碳酸不稳定而分解:H2CO3 === H2O C O2↑ 19、高温煅烧石灰石(二氧化碳工业制法):CaCO3 高温CaO CO2↑ 置换反应 20、铁和硫酸铜溶液反应:Fe CuSO4 == FeSO4 Cu 21、锌和稀硫酸反应(实验室制氢气):Zn H2SO4 == ZnSO4 H2↑ 22、镁和稀盐酸反应:Mg 2HCl === MgCl2 H2↑ 23、氢气还原氧化铜:H2 CuO 加热Cu H2O 24、木炭还原氧化铜:C 2CuO 高温2Cu CO2↑ 25、甲烷在空气中燃烧:CH4 2O2 点燃CO2 2H2O 26、水蒸气通过灼热碳层:H2O C 高温H2 CO
必修一金属及其化合物化学方程式 一、金属钠及其化合物 1、钠在空气中 (1)钠块在空气中变暗:2Na +O2=Na2O(白色固体)(钠长时间露置在空气中最终变为碳酸钠)(2)在空气中加热4Na+2O2 =2Na2O2(淡黄色固体) 现象:钠融化成小球,然后剧烈燃烧,产生黄色火焰,生成淡黄色固体 (3)2Na2O+O2=2Na2O2 2、钠与水反应(浮、熔、游、响、红) 2Na +2H2O =2NaOH +H2↑ 2Na +2H2O =2Na++2OH-+H2↑ 3、钠与盐溶液反应(先水后盐) (1)与氯化钠溶液:本质上就是与水反应 (2)与硫酸铜溶液: 2Na +2H2O =2NaOH +H2↑ 2NaOH + CuSO4 ==Cu(OH)2↓+ Na2SO4 总:2Na +2H2O + CuSO4=Cu(OH)2↓+ Na2SO4+H2↑ 2Na +2H2O+ Cu2+ =Cu(OH)2↓+H2↑+ 2Na+ (3)与氯化铁溶液: 6Na+6H2O+2FeCl3=2Fe(OH)3↓+6NaCl+3H2↑ 6Na+6H2O+2Fe3+=2Fe(OH)3↓+6Na+ +3H2↑ 4、过氧化钠与水的反应(放热反应、Na2O2是强氧化剂,用于漂白) 2Na2O2+2H2O =4NaOH +O2 ↑ 2Na2O2+2H2O =4Na++4OH -+O2↑ 现象:产生大量气泡,带火星的木条复燃,试管外壁发热,滴加酚酞后溶液变红(振荡后褪色) 碱性氧化物Na2O与水的反应Na2O+H2O=2NaOH Na2O +H2O =2Na++2OH - 5、过氧化钠可用在呼吸面具和潜水艇中作为氧气来源,原因是: 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 碱性氧化物Na2O与二氧化碳的反应Na2O+CO2===Na2CO36、过氧化钠与盐酸的反应 2Na2O2+4HCl =4NaCl +2H2O+O2 ↑2Na2O2+4H+=4Na++2H2O+O2↑ 碱性氧化物Na2O与盐酸的反应 Na2O +2HCl =2NaCl +H2O Na2O +2H+=2Na++H2O 7、氢氧化钠 (1)与酸性氧化物反应 a向NaOH中通入少量CO2:2NaOH+ CO2 (少量)== Na2CO3 + H2O OH -+CO2 (少量)= CO32-+H2O b 继续向该溶液中通入CO2:Na2CO3+H2O +CO2=2NaHCO3 CO32-+H2O +CO2=2HCO3- c向NaOH中通入过量CO2:NaOH+ CO2(过量)== NaHCO3a+b OH -+CO2 (过量)= HCO3- d向Ca(OH)2中通入少量CO2:CO2+Ca(OH)2(过量)===CaCO3↓+H2O Ca2++ 2OH -+CO2 (少量)= CaCO3↓+H2O e继续向该溶液中通入CO2:CaCO3+H2O +CO2=Ca(HCO3)2 CaCO3+H2O +CO2=Ca2++ 2HCO3- f向Ca(OH)2中通入过量CO2:2CO2(过量)+Ca(OH)2===Ca(HCO3)2 d+e OH -+CO2 (过量)= HCO3- CaCl2不与CO2反应:因为一般情况下弱酸不能制强酸 8、苏打(纯碱)与盐酸反应(根据滴加顺序不同,现象不同,所以可以鉴别盐酸和碳酸氢钠) ①向盐酸中滴加纯碱溶液Na2CO3+2HCl =2NaCl +H2O+CO2↑ CO32-+2H+=H2O +CO2↑ 现象:立即有气泡产生 ②纯碱溶液中滴加盐酸,至过量 Na2CO3+HCl =NaHCO3+NaCl CO32-+H+ =HCO3- NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑HCO3-+H+=H2O +CO2↑ 现象:先无明显现象,然后有气泡产生 9、碳酸氢钠和盐酸反应(无论是向碳酸氢钠中滴加稀盐酸还是向盐酸中滴加碳酸氢钠,现象均为:立 △△
物理化学主要公式及使用条件 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。 第二章 热力学第一定律 主要公式及使用条件 1. 热力学第一定律的数学表示式 W Q U +=? 或 'amb δδδd δdU Q W Q p V W =+=-+ 规定系统吸热为正,放热为负。系统得功为正,对环境作功为负。式中 p amb 为环境的压力,W ’为非体积功。上式适用于封闭体系的一切过程。 2. 焓的定义式 3. 焓变 pV U H +=
1. 理想气体状态方程式 nRT RT M m pV ==)/( 或 RT n V p pV ==)/(m 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。 第二章 热力学第一定律 主要公式及使用条件 1. 热力学第一定律的数学表示式
W Q U +=? 或 'amb δδδd δdU Q W Q p V W =+=-+ Q 吸正放负 W外对内正 内对外负 2. 焓的定义式 3. 焓变 (1) )(pV U H ?+?=? 式中)(pV ?为pV 乘积的增量,只有在恒压下)()(12V V p pV -=?在数值上等于体积功。 (2) 2 ,m 1d p H nC T ?=? 此式适用于理想气体单纯pVT 变化的一切过程,或真实气体的恒压变温过程,或纯的液体、固体物质压力变化不大的变温过程。 4. 热力学能变 此式适用于理想气体单纯pVT 变化的一切过程。 5. 恒容热和恒压热 V Q U =? (d 0,'0)V W == p Q H =? (d 0,'0)p W == 6. 热容的定义式 (1)定压热容和定容热容 δ/d (/)p p p C Q T H T ==?? δ/d (/)V V V C Q T U T ==?? (2)摩尔定压热容和摩尔定容热容 ,m m /(/)p p p C C n H T ==?? ,m m /(/)V V V C C n U T ==?? 上式分别适用于无相变变化、无化学变化、非体积功为零的恒压和恒容过程。 (3)质量定压热容(比定压热容) 式中m 和M 分别为物质的质量和摩尔质量。 (4) ,m ,m p V C C R -= (5)摩尔定压热容与温度的关系 23,m p C a bT cT dT =+++ ,m //p p p c C m C M ==pV U H +=2 ,m 1d V U nC T ?=?
物理化学公式集合 kent 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: W =nRT { EMBED Equation.3 |1221ln ln p p nRT V V 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= 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:C p=a+bT+c’T2 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= ; ΔH= 等压过程:W=-p eΔV ; Q=ΔH= ; ΔU= 可逆绝热过程: Q=0 ; 利用p1V1γ=p2V2γ求出T2, W=ΔU=;ΔH= 不可逆绝热过程:Q=0 ; 利用C V(T2-T1)=-p e(V2-V1)求出T2, W=ΔU=;ΔH= 2、相变化 可逆相变化:ΔH=Q=nΔ_H; W=-p(V2-V1)=-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: 反应热与温度的关系—基尔霍夫定律: 。 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 1、热力学第二定律的经典表述 克劳修斯,开尔文,奥斯瓦尔德。实质:热功转换的不可逆性。 2、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 1、熵的导出:卡若循环与卡诺定理 2、熵的定义: 3、熵的物理意义:系统混乱度的量度。 4、绝对熵:热力学第三定律 5、熵变的计算
物理化学(第五版) 公式总结 傅献彩版 专业:化学 姓名:XXX 学号:XXX
物化公式总结 第一章 气体分子动理论 内容 公式 使用条件 气体分子动理论的基本公式 231mnu P = 23 1 mNu PV = 统计概念 压力和温度的统计概念 )(2 1 2T f mu Et == 统计概念 Boyle-Marriote 定律 PV=C 定T Charles-Gay-Lussac 定律 T C V t '= 定P Avogadro 定律 同温同压下,同体积的各种气体所含有的分子个数相同 理想气体状态方程式 nRT RT M m pV ==)/( RT n V p pV ==)/(m p ,V ,T ,n ——Pa ,m 3,K ,mol R =8.3145J · mol -1 · K -1 T Nk PV nRT PV B == ( L R k L N n B = = ) 此式适用于理想气体,近似地适用于低压的真实气 体 Dalton 分压定律 i mix i x N N P P P P P ==++=...... 21 任意气体,T,V 一定 对于理想气体V RT n p /B B = Amagat 分体积定律 i i Vx V V V V =++= (21) 任意气体,T ,P 一定 分子平均平动能与温度关系 T k E B t 2 3 =
摩尔气体常数 113145.6)()(00 -?-?==→→K mol J R T PV PV P m P Maxwell 速率分布定律 2 25.1)2exp()2(4)(v kT mv kT m v f -=π 三个统计 平均值 最概然速率 M RT m T k v B m 22== 数学平均速率 m kT v a π8= 231mnu P = 根均方速率 m kT u π3= 分子平均动能的分布 dE kT E kT N dN kT E N N kT E N N E E E E )exp()exp()exp(2111-= ?-=∞→∞→-=∞→ 气体分子在重力场中的分布 ??? ??=?? ? ??=??? ??=??? ??=kT mgh n n kT mgh kT mgh p p RT Mgh p p -exp -exp -exp -exp 00000ρρ 0~h 的高度T 不变 液体中有悬浮颗粒(悬浮颗粒:.,,V m ρ) ))(0() 1()1(00 0kT gh m n n m m m Vg mg ** =-=- =-ρ ρ ρ ρρ
物理化学公式及概念 一、气体 2211 1., , 33 p mnu pV mNu u u === 为根均方速率, 2.,(B B A R pV nRT Nk T k N == = 理想气体状态方程:玻尔兹曼常数) 123.Dalton i i p p p p x p =++= 道尔顿()分压定律:……;分压:在同一温度下,各别气体单独存在,并占有与混合气体相同体积时的压力 ,33 4., , 22t t m B E k T E RT u === 2 1.5 *2 245.()2mv kT m Maxwell f v e v kT -?? = ?π??麦克斯韦()速率分布定律: 06.()ln p Mgh Boltzmann p RT =-玻尔兹曼分布: 7.A B v v = 气体扩散定律:()()228.), m m m a a van der Waals p V b RT p V nb nRT V V ???? +-=+-= ? ?????范德华(方程: 二、热力学第一定律 1. 隔离系统(孤立系统)、封闭系统、敞开系统 2. 广度性质、强度性质 3. 热动平衡、力学平衡、相平衡、化学平衡 4. 等温过程、等压过程、等容过程、绝热过程、环状过程 5.W p dV δ=-体外体积功: 6.,U Q W dU Q W ?=+=δ+δ 7. 功与过程、准静态过程、可逆过程 8.,p def H U PV H Q +?= 焓:
,,9.,,,p m v m p v p v p v p v C C R C C nR Q Q H U C C dT T dT T δδ -=-=???? ??= === ? ???????热容: 112211 2110.() , () 1 p v v C pV TV p T C p V p V W C T T W γγγγγγ--= ===-==-= -理想气体绝热可逆过程方程和做功: 热容商或绝热指数常数常数常数 2 2 11 ,,11.T T p m v m T T H nC dT U nC dT ?=?=??理想气体任意过程: 12.1c h T T η =- 热机效率: 13.p v r r Q Q nRT H U nRT =+??=?+?化学反应的热效应:或 14.() (0), D E n n B B B D E def d d n n d ξξνξξνν += = 反应进度:…… 15.o o o r B r r m H H H n νξ?? ?== ??标准摩尔焓变: 16.()Hess 盖斯定律 17.o o o r m c m sol m H H H ???几种热效应:标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓、标准摩尔溶解热 2 1 21,18. ()()(), () T o o r m r m p p B p m T B Kirchhoff H T H T C dT C C B ν?=?+? ?=∑?基尔霍夫定律: ,19.o r m p H T C ? = ∑生成物和剩余物 绝热反应:反应释放的热量全部用于提高生成物和多余物的温度, 三、热力学第二定律 1.S ?熵是状态函数,当始态终态一定时,有定值,它的数值可由可逆过程的热温商求得 2. 0 iso sys sur dS S S =?+?≥ 213. () (R R Q dS Q TdS T S S T δ= ==-?、等温过程) max 21124. ln ln R W Q V p S nR nR T T V p -?= ===理想气体等温可逆变化:
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: W =nRT 1 2 21ln ln p p nRT V V = 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