大学化学公式

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学习文档仅供参考大学化学公式

热力学第一定律

功：δW＝δWe＋δWf

（1）膨胀功 δWe＝p外dV 膨胀功为正，压缩功为负。

（2）非膨胀功δWf＝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〔外表功〕＝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：Cp＝δQp/dT＝〔∂H/∂T〕p

（2）等容热容：Cv＝δQv/dT＝〔∂U/∂T〕v

常温下单原子分子：Cv，m＝Cv，mt＝3R/2

常温下双原子分子：Cv，m＝Cv，mt＋Cv，mr＝5R/2

等压热容与等容热容之差：

〔1〕任意体系 Cp —Cv＝[p＋〔∂U/∂V〕T]〔∂V/∂T〕p

〔2〕理想气体 Cp —Cv＝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＝Cp/ Cv

理想气体绝热功：W＝Cv〔T1—T2〕＝11－〔p1V1—p2V2〕

理想气体多方可逆过程：W＝1nR－〔T1—T2〕

热机效率：η＝212TTT－冷冻系数：β＝－Q1/W

可逆制冷机冷冻系数：β＝121TTT－

焦汤系数： μJ－T＝HpT＝－pTCpH

实际气体的ΔH和ΔU：

ΔU＝dTTUV＋dVVUT ΔH＝dTTHP＋dppHT

化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Qp＝QV＋ΔnRT

当反应进度 ξ＝1mol时， ΔrHm＝ΔrUm＋BBRT 学习文档仅供参考化学反应热效应与温度的关系：dTBCTHTH21TTmpB1mr2mr，＋＝

热力学第二定律

Clausius不等式：0TQSBABA—

熵函数的定义：dS＝δQR/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：

TVS＝VTp

TpS＝－pTV

（3）热容与T、S、p、V的关系：CV＝TVTS Cp＝TpTS

Gibbs自由能与温度的关系：Gibbs－Helmholtz公式 pT/GT＝－2TH

单组分体系的两相平衡：

〔1〕Clapeyron方程式：dTdp＝mXmXVTH 式中x代表vap，fus，sub。

〔2〕Clausius－Clapeyron方程式〔两相平衡中一相为气相〕：dTdlnp＝2mvapRTH

〔3〕外压对蒸汽压的影响：gemggppRTlVppln－＝ pg是在惰性气体存在总压为pe时的饱和蒸汽压。

吉不斯－杜亥姆公式：SdT－Vdp＋BBBdn＝0

dU＝TdS－pdV＋BBBdn dH＝TdS＋Vdp＋BBBdn

dF＝－SdT－pdV＋BBBdn dG＝－SdT＋Vdp＋BBBdn

在等温过程中，一个封闭体系所能做的最大功等于其Helmbolz自由能的减少。等温等压下，一个封闭体系所能做的最大非膨胀功等于其Gibbs自由能的减少。

统计热力学

波兹曼公式：S＝klnΩ 学习文档仅供参考

一种分布的微观状态数：定位体系：ti＝N！iiNiNgi！非定位体系：ti＝iiNiNgi！

波兹曼分布：NNi＝ikTikTiiiegeg－－

在A、B两个能级上粒子数之比：BANN＝kT/BkT/ABAegeg－－

波色－爱因斯坦统计：Ni＝1egii－－－ 费米－狄拉克统计：Ni＝1egii＋－－

分子配分函数定义：q＝i/iiegkT－－i为能级能量

q＝i/iekT－－i为量子态能量

分子配分函数的别离：q＝qnqeqtqrqv

能级能量公式：平动：εt＝22Z22Y22X2cnbnanm8h＋＋

转动：εr＝I8h1JJ22＋振动：εv＝h21v＋

一些基本过程的ΔS、ΔG、ΔF的运算公式〔Wf＝0〕

基本过程 ΔS ΔG ΔF

理想气体等温可逆过程

12VVnRln

12ppnRln ΔFT＝－WR

＝－12VVnRln

任意物质等压过程 dTTC21TTp ΔH－Δ〔TS〕dTTS21TT－

ΔU－Δ〔TS〕

任意物质等容过程 dTTC21TTV

ΔH－Δ〔TS〕 ΔU－Δ〔TS〕

dTTS21TT－

理想气体绝热可逆过程 0 ΔH－SΔT ΔU－SΔT 学习文档仅供参考

理想气体从p1V1T1到p2V2T2的过程 1)

12V12TTlnCVVnRln＋

12p21TTlnCppnRln＋

12p12VVVlnCpplnC＋

ΔH－Δ〔ST〕

ΔU－Δ〔ST〕

等温等压可逆相变 TH相变

－WR

等温等压化学反应 BSmB

dTTBCTSTS21TTmpB1mr2mr，＋＝ ΔrGm＝ΔrHm－TΔrSm

ΔrGm＝－RTlnpK＋RTlnQp

ΔU－TΔS

一些基本过程的W、Q、ΔU、ΔH的运算公式〔Wf＝0〕

过程 W Q ΔU ΔH

理想气体自由膨胀 0 0 0 0

理想气体等温可逆

12VVnRTln

等容可逆

任意物质

理想气体

0 dTCV

dTCV QV

dTCV ΔU＋VΔp

dTCp

等压可逆

任意物质

理想气体

p外ΔV

p外ΔV dTCp

dTCp

Qp－pΔV

dTCV

dTCp

理想气体绝热过程 CV (T1－T2)

1VpVp2211－－

dTCV

dTCp

理想气体多方可逆过程pVγ＝常数 －）－（1TTnR12

ΔU＋W dTCV dTCp

可逆相变〔等温等压〕 p外ΔV Qp Qp－W Qp〔相变热〕学习文档仅供参考

化学反应〔等温等压〕

p外ΔV

Qp Qp－W

ΔrUm＝

ΔrHm－RTBB Qp

ΔrHm＝BHmfBB•

溶液－多组分体系体系热力学在溶液中的应用

溶液组成的表示法：〔1〕物质的量分数：BBnxn＝〔2〕质量摩尔浓度：BBAnmW＝〔3〕物质的量浓度：BBncV＝〔4〕质量浓度B

拉乌尔定律 AAAppx＝亨利定律：xmBcBpkxkmkc＝＝＝

化学势的各种表示式和某些符号的物理意义：

气体：

〔1〕纯理想气体的化学势T,pTRTlnpp＝＋标准态：任意温度，p＝pφ＝101325Pa。μφ〔T〕为标准态时的化学势

〔2〕纯实际气体的化学势T,pTRTlnfp＝＋标准态：任意温度，f＝pφ且复合理想气体行为的假想态〔即p＝pφ，γ＝1〕，μφ〔T〕为标准态时的化学势。

（3）混合理想气体中组分B的化学势BBBT,pT,RTlnx＝p＋因为BBT,pTRTlnpp＝＋所以BT,p不是标准态时的化学势，是纯B气体在指定T、p时的化学势。

溶液：

（1）理想溶液组分的化学势

BBBT,pT,RTlnx＝p＋ pBBB,mpT,pTVdp＝＋

所以BT,p不是标准态时的化学势而是温度为T、溶液上方总压为p时，纯液体B的化学势。

（2）稀溶液中各组分的化学势

溶剂：AAAT,pT,RTlnx＝p＋ AT,p不是标准态时的化学势而是温度为T、溶液上方总压为p时，纯溶剂A的化学势。

溶质：BBBT,pT,RTlnx＝p＋ BBxT,pTRTlnkp＝＋学习文档仅供参考 BBBT,pT,RTlnmm＝p＋ BBmT,pTRTlnkmp＝＋

BBBT,pT,RTlncc＝p＋ BBcT,pTRTlnkcp＝＋

BT,p，BT,p，BT,p均不是标准态时的化学势，均是T，p的函数，它们分别为：当xB＝1，mB＝1molkg－1，cB＝1moldm－3时且服从亨利定律的那个假想态的化学势。

（4）非理想溶液中各组分的化学势

溶剂：AAA,xT,pT,RTlna＝p＋ AT,p不是标准态的化学势，而是aA,x＝1即xA＝1，γA＝1的纯组分A的化学势。

溶质：BBB,xT,pT,RTlna＝p＋ B,xB,xBax＝

BBB,mT,pT,RTlna＝p＋ B,mmBamm＝

BBB,CT,pT,RTlna＝p＋ B,ccBacc＝

BT,p，BT,p，BT,p均不是标准态时的化学势，均是T，p的函数，它们分别为：当aB,x＝1，aB,m＝1，aB,c＝1时且服从亨利定律的那个假想态的化学势。

〔4〕活度a的求算公式：

✓ 蒸汽压法：溶剂aA＝γAxA＝pA /pA * 溶质：aB＝γBxB＝pA /kc

✓ 凝固点下降法：溶剂fusmAffHA11lnaRTT＝－

✓ Gibbs－Duhem公式从溶质〔剂〕的活度求溶剂〔质〕的活度。BABAxdlnadlnax＝－ BABAxdlndlnx＝－

〔5〕理想溶液与非理想溶液性质：

理想溶液：mixV0＝ mixH0＝ mixBBBSRnlnx＝－

mixBBBGRTnlnx＝

非理想溶液：mixV0 mixH0 remixBBBBBBGnRTlnxnRTln＝＋

超额函数：EreidmixmixZZZ＝－

溶液热力学中的重要公式：

（1） Gibbs－Duhem公式

（2） Duhem－Margule公式：BBxdlnp0＝对二组分体系：

大学精选化学公式(通用版)

1 大学精选化学公式（通用版）

一、化平衡学

化学反应亲和势：A＝－rmBBBG＝－

化学反应等温式：rmrmaGGRTlnQ＝＋

平衡常数的表达式：BBghGHfpdeDEppKKppp－＝＝ BBppKKp－＝

BBfpKKKp－＝

BBBBxpppKKKpp－－＝＝ BBBBcppRTKKKRTp－－＝＝

温度，压力及惰性气体对化学平衡的影响：

rm2dlnKHdTRT＝ Crm2dlnKUdTRT＝ BBpCcRTKKp＝

二、电解质溶液

法拉第定律：Q＝nzF m＝MzFQ

dErUdl＝ dErUdl－－＝

t＋＝－＋II＝－＋＋rrr＝－＋UUU＝m,m＝F UUFU－＋

r+为离子移动速率，U+( U－)为正（负）离子的电迁移率（亦称淌度）。 2 近似：,m,m ,m,mUU mm （浓度不太大的强电解质溶液）

离子迁移数：tB＝IIB＝QQB Bt＝＋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＝kVm＝k/c

单位S·m2·mol－1

celllRKA＝＝ cell1KRkR＝＝

科尔劳乌施经验式：Λm＝c1m－

离子独立移动定律：m＝m,m,+UUF－－＋＝＋ mUF，+＝

奥斯特瓦儿德稀释定律：cK＝mmm2mcc－

平均质量摩尔浓度：m＝v1vvmm－－＋

平均活度系数：＝v1vv－－＋ 平均活度：a＝v1vvaa－－＋＝mm

大学无机化学所有公式

. .下载可编辑 . . 所有公式：

1、注意单位，如焦耳，千焦。

2、加入溶液时注意体积变化引起的浓度的变化

3、能斯特方程注意正负号。

4、单质的标准绝对熵不等于零，fGm(稳定态单质,T)=0 fGm(H+,aq,T)=0

Chap 1

1、热力学温度：T= t + T0 (T0=273.15K)

2、理想气体状态方程：pV=nRT 用于温度不太低，压力不太高的真实气体

在SI制中，p的单位是Pa，V的单位是m3，T的单位是K，n的单位是mol；R是摩尔气体常数，R的数值和单位与p,V,T

的单位有关，在SI制中，R = 8.314 J·K-1·mol-1。

3、

4、分压

5、分体积定律

6、溶液的浓度

质量百分比浓度 B = mB/m = mB/(mB+mA) 以溶质(B)的质量在全部溶液的质量中占有的百分比

质量摩尔浓度 bB = nB/mA

溶质(B)的物质的量与溶剂(A)的质量的比值物质的量分数（摩尔分数） = nB/(nB+nA)

溶质(B)的物质的量占全部溶液的物质的量的分数

物质的量浓度 cB = nB/V

溶质的物质的量除以溶液的总体积(与温度相关)，单位：molm-3, moldm-3,

molL-1 mVmRTRTMpMMpVpRTBBnRTpVBB1212nRTVpnRTnRTnRTRTVnnppppLLBBBBBBB

nRTVnRTVVppVnVVVn ..

. .下载可编辑 . . Chap 2

1、体积功：气体发生膨胀或压缩做的功，一般条件下进行的化学反应，只作体积功

W= -pV = -p(V终－V始)

大学物理化学公式总结

大学物理化学是自然科学中的重要分支，主要研究物质的结构、性质和变化规律。在物理化学的学习中，公式是不可或缺的工具，能够帮助我们更好地理解和计算各种物理和化学现象。下面我将总结一些常见的物理化学公式。

一、热力学

1. 熵变公式：ΔS = S_final - S_initial

2. 焓变公式：ΔH = H_final - H_initial

3. 内能变化公式：ΔU = Q + W

4. 等温过程熵变：ΔS = nRln(V_final/V_initial)

5. 等温过程内能变化：ΔU = 0

二、量子力学

1. 德布罗意波长：λ = h/(mv)

2. 薛定谔方程：Ĥψ = Eψ

3. 单电子波函数：ψ = ψ(r,t)

4. 束缚能级：E = -13.6eV/n^2

5. 能态数：N = 2n^2

三、热力学平衡

1. 平衡常数表达式：K = ([C]^c[D]^d) / ([A]^a[B]^b)

2. 平衡常数和自由能变化的关系：ΔG = -RTlnK

3. 反应速率表达式：v = k[A]^a[B]^b

4. 阿累尼乌斯方程：ln(k2/k1) = (Ea/R)(1/T1 - 1/T2)

四、电化学

1. 法拉第定律：i = nFv

2. 电解质浓度与导电率的关系：κ = λC

3. 电解质浓度与摩尔导电率的关系：κ = λC

4. 电解质摩尔导电率与离子浓度的关系：λ = κ/C

五、化学动力学

1. 反应速率表达式：v = k[A]^a[B]^b

2. 速率常数和反应物浓度的关系：k = Ae^(-Ea/RT)

3. 反应活化能：Ea = RT(ln(k/T) - ln(A))

4. 反应级数：n = d(log[A])/dt = d(log[B])/dt = ...

六、光化学

1. 光电效应能量关系：E = hf = h(c/λ)

2. 跃迁能级差：ΔE = E_final - E_initial

lnK有关公式大学化学

lnk=与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为 lnA，由实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。

例：由Ea计算反应速率系数k

当已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度T。

2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)

已知：T1=298.15K，k1=0.469×10-4s，T2=318.15K，k2=6.29×10-4s。求：Ea及338.15K时的k3。

K3=6.12×10-4S

复杂反应中反应活化能的定义

在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。S.A.阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应，而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。近代反应速率理论进一步指出，两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物，过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能形成过渡态而发生反应，此即活化能的本质。

对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。

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