考研物化总结kywhfx1-2
物理化学复习重点
物理化学复习重点
第一章热力学第一定律和热化学
体系和环境、状态函数、过程与途径、热和功、内能、热力学第一定律、可逆过程及其特点、定容热和定压热、定容热容和定压热容、Cp和Cv的关系、理想气体的定温过程和绝热过程、（1-47）和（1-48）公式、热化学方程式和盖斯定律
第二章热力学第二定律
热机效率公式、卡诺定理、熵增原理、第四节、第六节、（2-71）和（2-72）公式、化学势判据及其应用
第三章相平衡
相率公式（3-1），并能应用于分析单组分、二组分和三组分相图、（3-6）和（3-7）公式、杠杆规则、水蒸气蒸馏、具有最高临界溶解温度的体系、热分析法、第六节、萃取、
第四章电化学
第一节、（4-11、12、13、14）公式
第五章化学动力学
（5-4）公式、反应级数、一级反应，二级反应和零级反应各自的速率方程及特点、可逆反应动力学特征、（5-37）和（5-42）公式、（5-44）公式、（5-45）和（5-48）公式、（5-51）公式
第六章表面现象
比表面吉布斯函数和表面张力、表面张力随温度升高而降低、铺展及公式（6-13）和应用、润湿及公式（6-16）和应用、（6-18）公式及分类应用、介稳状态、吉布斯吸附等温公式（6-32）、公式（6-42、43、44）、公式（6-45）、朗格茂吸附等温公式（6-53）、
第七章溶胶
分散相按粒子大小分类、溶胶的特征、瑞利公式的四个特点、（7-8）和（7-9）公式、电泳现象、胶团的结构、电解质对溶胶的聚沉作用、。
2020版总结考研物理化学主要公式及使用条件附带公式集合
2. 卡诺定理的重要结论
Q1
/ T1
Q2
/ T2
பைடு நூலகம்
0, 不 0, 不
不 不
不 不
不 不
不
任意可逆循环的热温商之和为零,不可逆循环的热温商之和必小于零｡
3. 熵的定义
dS δQr / T
4. 克劳修斯不等式
δQ /T , 不不
dS δQ / T , 不不不
5
5. 熵判据
Siso Ssys Samb 0, 不不不 0, 不不
(3)质量定压热容(比定压热容)
cp C p / m C p,m / M 式中 m 和 M 分别为物质的质量和摩尔质量｡
(4) Cp,m CV ,m R
3
此式只适用于理想气体｡ (5)摩尔定压热容与温度的关系
Cp,m a bT cT 2 dT 3 式中 a , b, c 及 d 对指定气体皆为常数｡ (6)平均摩尔定压热容
主要公式及使用条件
1. 热力学第一定律的数学表示式
U Q W
或
dU Q W Q PdV W /
2
规定;系统吸热为正,放热为负｡系统得功为负,对环境作功为正｡式中 pamb 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
H U pV
(1) H U ( pV ) 式中 ( pV ) 为 pV 乘积的增量,只有在恒压下 ( pV ) p(V2 V1 ) 在数值上等于体
体可逆绝热过程 p,V,T 的计算｡
10. 反应进度
nB / B 上式是用于反应开始时的反应进度为零的情况, nB nB nB,0 , nB,0 为反应前 B
4
物理化学笔记
物理化学笔记
物理化学是研究物质的微观结构、性质和变化规律的学科，它同时融合了物理学和化学的原理和方法。
以下是一些物理化学的重点内容和笔记概要：
1. 热力学与热化学
- 热力学第一定律：能量守恒定律，热量与能量的关系；
- 热力学第二定律：熵增加定律，热量的自然流动方向；
- 热力学第三定律：绝对零度，熵为零的状态。
2. 状态方程与气体行为
- 状态方程：描述气体性质的数学关系，例如理想气体状态方
程 PV=nRT；
- 理想气体与非理想气体：理想气体假设与修正，非理想气体
的涨落与相互作用。
3. 相平衡与相变
- 相平衡条件：平衡态的热力学基准状态，物质的自由能最小；- 相变过程：固液气体之间的相互转变，如蒸发、熔化、凝固等；
- 相变的热力学分析：相变的熵变、焓变和自由能变化。
4. 反应动力学
- 反应速率：化学反应的速度与反应物浓度的关系，速率方程；- 反应机理与活化能：反应的分子层面过程解释，活化能的影响；
- 影响反应速率的因素：温度、浓度、催化剂等。
5. 量子化学
- 波粒二象性：介绍粒子和波特性在微观领域的表现，不确定性原理；
- 量子力学：电子和其他微观粒子的行为和性质，波函数、薛定谔方程；
- 原子结构和分子结构：原子和分子轨道的描述，化学键与化学反应。
这些只是物理化学的一部分内容，学习过程中还需要进一步深入理解和应用。
希望这些简要笔记能够帮助你对物理化学有一个初步的认识。
物理化学学习要点1-2
/2006syjxpb/clhx/wlhx/index.asp《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；温过程 压过程 容过程 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）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（理解）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；2、隔离系统、封闭系统、敞开系统；注意：隔离系统Q=0，W=03、广延性质（加和性：V，U，H，S，A，G）强度性质（摩尔量，T，p）；4、功W和热Q；注意W与Q的符号；W与Q均为途径函数5、热力学能；6、焓；7、热容；8、状态与状态函数；9、平衡态；10、可逆过程；11、节流过程；12、真空膨胀过程；13、标准态；14、标准摩尔反应焓，标准摩尔生成焓，标准摩尔燃烧焓五、重要公式与适用条件1. 体积功：W= -p外dV（封闭系统，计算体积功）2. 热力学第一定律：∆U = Q+W，d U =Q +W（封闭系统，非体积功为零）3．焓的定义：H=U + pV4．热容：定容摩尔热容C V，m =Q V /dT =（∂U m/∂T）V定压摩尔热容C p，m = Q p /dT =（∂H m/∂T）P理性气体：C p ，m - C V ，m =R ；凝聚态：C p ，m - C V ，m ≈0理想单原子气体C V ，m =3R /2，C p ，m = C V ，m +R =5R /2 5. 标准摩尔反应焓：由标准摩尔生成焓∆f H B θ（T ）或标准摩尔燃烧焓∆c H B θ（T ）计算 ∆ r H m θ = ∑ v B ∆ f H B θ（T ）= -∑ v B ∆ c H B θ（T ） 6. 基希霍夫公式（适用于相变和化学反应过程） ∆ r H m θ（T 2）= ∆ r H m θ（T 1）+21T r pm T C dT∆⎰7. 等压摩尔反应热与等容摩尔反应热的关系式Q p -Q V = ∆ r H m （T ）-∆ r U m （T ）=∑ v B （g ）RT 8. 理想气体的可逆绝热过程方程：γγ2211V P V P = 122111--=γγV T V T γγγγ/)1(22/)1(11-=-P T P Tγ=Cvm Cpm /六、各种过程Q 、W 、∆ U 、∆ H 的计算1、 理想气体：等温过程dT =0， ∆ U =∆ H =0， Q =W ；非等温过程，∆ U = n C V ，m ∆ T ， ∆ H = n C p ，m ∆ T ， 单原子气体C V ，m =3R /2，C p ，m = C V ，m +R = 5R /22、对于凝聚相，状态函数通常近似认为与温度有关，而与压力或体积无关，即 ∆ U ≈∆ H = n C p ，m ∆ T3． 等压过程：p 外=p =常数，非体积功为零W '=0 （1） W = -p 外（V 2-V 1）， ∆ H = Q p =dTnC T Tm p ⎰2,， ∆ U =∆ H -∆（pV ），Q =∆ U -W（2） 真空膨胀过程p 外=0，W =0，Q =∆ U理想气体结果：d T =0，W =0，Q =∆ U =0，∆ H =0 （3） 等外压过程：W = -p 外（V 2-V 1）Example1： 1mol 理想气体于27℃ 、101325Pa 状态下受某恒定外压恒温压缩到平衡，再由该状态恒容升温到97 ℃ ，则压力升到1013.25kPa 。
物理化学知识点归纳
物理化学知识点归纳物理化学是研究物质的物理性质、结构和化学反应规律的一门科学。
下面是一些常见的物理化学知识点的归纳，供参考。
1. 热力学：热力学是研究物质能量转化和平衡状态的一门科学。
常见的概念包括热力学系统、热力学过程、热力学参数等等。
2. 热力学第一定律：热力学第一定律是能量守恒定律在热力学中的表现，即能量不能被创造或被毁灭，只能由一种形式转化为另一种形式。
3. 热力学第二定律：热力学第二定律是研究热转移方向的一条基本规律。
它表明热能是从高温体传向低温体的过程，而不是相反的方向。
4. 热力学第三定律：热力学第三定律是指在绝对零度下，所有物质的熵为0，这也是指物质在0K时达到的最低可能状态。
5. 理想气体状态方程：理想气体状态方程是PV=nRT，其中P为压强，V为体积，n为物质的物质量，R为气体常数，T为绝对温度。
6. 相图和相变：相图是物质在不同温度和压力下的物态图，相变则是物质在不同条件下从一种物态转化为另一种物态的过程。
7. 热力学循环：热力学循环是指暴露在高温和低温环境中的系统，在一定数值条件下的能量转移过程。
常见的热力学循环有卡诺循环、斯特林循环等。
8. 反应动力学：反应动力学是研究化学反应速率和反应过程进展的一门科学。
常见的概念包括反应速率常数、反应级数等等。
9. 活化能：活化能是指化学反应中反应物转化为生成物所需要的最小能量。
它可以用来描述化学反应难度和速率的大小。
10. 化学平衡和平衡常数：化学平衡是指化学反应达到动态平衡状态，反向反应速率等于正向反应速率时的状态。
平衡常数可以用来量化反应平衡状态的强弱。
11. 热力学稳定性：热力学稳定性是指物质在一定条件下保持稳定状态的能力。
它是物质稳定性的一个基本特征，也可以用来判断化学反应的可行性。
12. 溶液化学：溶液化学是研究物质在溶液中的相互作用和化学反应的一门科学。
常见的概念包括溶解度、电解质、非电解质等等。
13. 离子产生平衡常数：离子产生平衡常数是指在水溶液中一种弱电解质的分解到离子和离子再结合的平衡常数。
甘肃省考研化学重难点总结
甘肃省考研化学重难点总结考研化学是甘肃省考研中的一门重要科目，也是许多考生认为较为困难的科目之一。
为了帮助考生更好地掌握重难点知识，本文将对甘肃省考研化学的重难点进行总结和归纳。
一、物理化学1. 热力学热力学是物理化学的基础，也是考生们普遍认为难以掌握的知识点。
在热力学中，熵的计算是一个常见难点。
考生需要熟练掌握熵的计算公式，理解熵的概念以及与状态函数的关系。
此外，化学平衡的推导和应用也是考生们需要重点关注的内容。
2. 量子化学量子化学是考研化学中的另一个难点，包括粒子波动性、波函数、运动方程等内容。
在量子化学中，考生需要掌握薛定谔方程的求解方法，理解电子的波粒二象性以及波函数的性质。
此外，考生还需了解化学键的理论基础，如分子轨道理论、价键理论等。
二、有机化学1. 有机化学反应有机化学反应是甘肃省考研化学中的重要内容，也是考生们需要熟练掌握的知识点。
在有机化学反应中，醇的合成、脱水反应、酯的合成等是常见的考点。
考生需要掌握不同反应条件下的反应机理和反应途径。
2. 有机化学基本概念有机化学的基本概念是考研化学中的基础内容，包括化合物的命名、结构鉴定等。
在有机化学的学习中，考生需要掌握命名规则、结构的理论分析等基本概念。
三、无机化学1. 化学键化学键是无机化学的基础，也是甘肃省考研化学中的难点之一。
在化学键的学习中，考生需要了解离子键、共价键、金属键等不同类型的化学键的产生和特点。
此外，考生还需掌握键能、键长等相关概念。
2. 配位化学配位化学是无机化学的重要内容，也是甘肃省考研化学中的重难点之一。
在配位化学中，考生需要了解配位键、配位数、配位体等基本概念。
此外，掌握常见的配位反应、配合物的结构分析也是考生们需要掌握的知识点。
以上仅是甘肃省考研化学的部分重难点总结，希望能够帮助考生们更好地掌握这门科目，取得优秀的成绩。
在备考过程中，考生应注重理论的学习，结合实际例题进行练习，充分理解和掌握考点知识。
同时，积极参加讲座、研讨会等学术交流活动，提升自己对化学知识的理解和运用能力。
物理化学武汉大学第一第二定律
1. 思考. 好的习题是如何正确认识基本概念与规律 的范例.
2. 数学语言的理解与使用
2
热力学(Thermodynamics)
从宏观、整体的角度对体系进行研究，讨论宏观热力学 性质的关系
1. 研究对象是由大量粒子组成的宏观体系 2. 不关心粒子的微观行为，只关心他们表现出来的宏观
热力学第一定律
(first law of thermodynamics)
自然界的能量既不能创生,也不会消灭.
热力学第一定律即为能量守恒原理. 第一定律可表述为: 第一类永动机不可能
热力学第一定律
• 物质的能量: 任何物质所包含的能量为:
•
E = U+T+V
• E: 物质所含的全部能量,即总能量.
3. 过程与过程量
A. 热(heat)：体系与环境间因温差的存在而传递的能量称为热。
热的符号为Q
体系放热为负； 体系吸热为正。
B. 功(work)：以其它形式所传递的能量. 功的符号为W, 体系对外做功为正；环境对体系做功为负.
过程量特征：（1）伴随过程出现； （2）其数值与具体过程有关
功的一般表达式为：
W2=∫p外dV =p3(V3－V1)+ p2(V2－V3) =RT(1－0.5)+RT(1－0 .5)
=RT
=2494 J/mol
2
1
B W3
0
1
23
4V
体系经无数次膨胀到末态, 体系所 作的功为:
W3=∫p外dV= ∫pdV
=∫(RT/V)dV
=RTln(V2/V1) =RTln4=3458 J/mol
三种途径所作的功如下图所示:
物理化学小结（一,二章）
物理化学小结（一,二章）物理化学小结（第一、二章）第一章．热力学第一定律一、基本概念1.系统与环境：三类系统，系统的两种性质及相互关系。
2.热力学平衡态：4种。
3.状态函数：特性。
4.状态方程：pv ＝nRT5.过程和途径6.热和功：正、负值的规定。
7.热力学第一定律的数学表达式：ΔU ＝Q ＋W二、体积功与可逆过程1.体积功的计算：膨胀或压缩过程三种情况的计算表达式2.可逆过程：特点。
三、焓：定义，ΔU ＝Q V ，ΔH ＝Q P 。
熟练掌握相关Q 、W 、ΔU 和ΔH 之间的关系，要求计算。
四、热容：定义，会用热容C V 、C P 来计算ΔU 、ΔH 。
五、应用1.应用于理想气体：理想气体的热力学能和焓是温度的函数；理想气体C V 和C P 的差值（记住单原子分子、双原子分子的热容值）；理想气体的绝热过程：热容比，过程方程式。
（计算类型见例1－7）。
2.应用于实际气体：节流膨胀的意思节流膨胀的恒焓过程Joule-Thomson 系数：利用其正负值来判断T 和P 的变化关系。
六、热化学1.热效应的正负规定2.化学反应中热效应的关系及热化学方程式3.反应进度的概念4.化学反应热效应的计算：赫斯定律利用生成焓来计算（产物－反应物）利用燃烧热来计算（反应物－产物）第二章．热力学第二定律一、自发过程的特征：3个二、热力学第二定律的两种表述三、卡诺循环：循环过程中Q 、W 的计算，热机效率121T T η=-或121Q Q η=+，3点结论（P49）四、卡诺定理的表述：2点五、熵1.熵的导出：热温商，熵S 的表达式及意义。
2. 热力学第二定律的数学表达式－克劳修斯不等式：QdS o T δ-≥，式中符号的物理意义，学会用来判断过程是否可逆。
3.熵增加原理：ΔS 绝热≥ 0ΔS 孤立≥ 0判断自发过程与可逆过程的关系（注意条件）孤立系统中，熵增加原理可判别过程的方向和限度。
六、熵变的计算：在相同始终态之间设计可逆过程A B S S S δ??B r系A Q＝－＝ TΔS 环＝－Q 实际/T 环1.等温过程中的计算：a.理想气体等温过程b.相变过程c.理想气体混合过程2.变温过程中熵变的计算：等容变化VdT S C ??21T T ＝ T等压变化P dT S C ??21T T ＝ T 计算时，先设计成等温、等容可逆过程或等温、等压可逆过程，再分步计算。
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D．QP等于其他值
8 ．某理想气体进行绝热自由膨胀，其热力学能的变化 C． ΔU＝0 D．不一定 C 本题中，该理想气体的焓变H应为何值? B． ΔU<0
A． ΔH>0
B． ΔH<0
C． ΔH＝0 C
D．不一定
9. 下述说法中，哪一种正确? A．热容C不是状态函数 A B．热容C与途径无关 C. 恒压热容Cp不是状态函数 D．恒容热容Cv不是状态函数 10. 理想气体从同一始态(P1，Vl，T1)出发，分别经恒温 可逆压缩和绝热可逆压缩，环境所做功的绝对值分别为 WT和WA。若压缩至同一终态体积V2，下述答案中哪一 个正确? A．WT>WA B．WT<WA C．WT＝WA D．WT与 B WA无确定关系 本题中，若膨胀至同一压力，考虑系统对环境作功的 绝对值，则上述答案中哪一个正确? A
(2)为定温定压下的可逆相变过程:
$ H 2 Qp 2 vap H m 2 40670 81340 J
U 2 H 2 p$ V H 2 nRT 81340 2 8.314 373.15 75138 J
因此：U U 2 75138 J , H H 2 81340 J
2. 热力学第一定律： △U = Q+W ， dU = δQ +δW dU =δQ －p外dV +δWf
3．焓的定义： H=U + pV 理气: U= U (T) , H= H (T) 4．热容 dU =δQV dH =δQp
C
Q
dT
定容摩尔热容 CV , m
U U m T (ndT ) (nT ) V V
7．化学过程：标准反应焓的计算 (1) 由298.15K时的标准摩尔生成焓或标准摩尔燃烧焓 计算标准摩尔反应焓，然后利用基尔霍夫公式计算 另一温度T时的标准反应焓。 注意：生成反应和燃烧反应的定义，以及标准摩 尔生成焓或标准摩尔燃烧焓存在的联系。 例如 H2O(l) 的生成焓与H2 的燃烧焓，CO2 的生成焓与C(石墨)的 燃烧焓数值等同。 (2)一般过程焓的计算：基本思想是(1)，再加上相变 焓等。 (3)燃烧反应系统的最高温度计算：整个系统作为绝 热系统看待处理由系统焓变△H=0建立方程计算。
热力学第一定律, 一般不单独命题(大题) 热力学第一定律训练题 1. 某绝热体系在接受了环境所做的功之后，其温度：
A.一定升高
C.一定不变 A.吸热Q是状态函数 C．Q一W是状态函数
B．一定降低
D．不一定改变 D． B．对外做功W是状态函数 D．热力学能U是状态函数 D．
2. 由第一定律, 对封闭体系的下述说法中, 哪一种正确?
和蒸气压下的相变， 如水在常压下的0℃结冰或冰熔
化，100 ℃ 时的汽化或凝结等过程。
如需要T1下的相变焓计算另一温度TQ W Q Q p H U 2下的相变焓
W (l H
$ g) m
T V 2p H T V )Cp,pV nRT m dT T
即： U Q W
3． 恒外压过程：p外=常数，无其他功Wf=0
W p外 (V2 - V 1 ) p外V
例如： 1mol 理气于27℃ 、101325Pa状态下受某恒定外
压恒温压缩到平衡，再由该状态恒容升温到97 ℃ ，则压 力升到1013.25kPa。 求整个过程的W、Q、 U及 H。 已知该气体的CV，m 恒定为20.92 J· -1 · -1。 mol K 解题思路：需先利用理想气体状态方程计算有关状态
11. 不能用公式W＝nCV,m(T2一T1)计算的过程是： A．理想气体的可逆绝热过程； B．理想气体的任何绝热恒外压过程； C．实际气体的绝热过程； C． D．凝聚系统的绝热过程。 12. 标准状态下 C2H5OH(l)+3O2(g)→2CO2(g)+3H2O(g) 的反应焓为ΔrHmθ， ΔCp >0，下列说法中正确的是： A． ΔrHmθ是C2H5OH(l) 的标准摩尔燃烧焓； B． ΔrHmθ <0； B C． ΔrHmθ= ΔrUmθ； D． ΔrHmθ不随温度而变。
A． Δ U>0
B． Δ U<O B．
C. Δ U＝0
D．不一定
7. 将某理想气体从温度T1加热到T2，若此变化为非恒 压途径，则其焓变ΔH应为何值?
A．ΔH＝0
B．ΔH＝CP(T2 一T1) B
A．QP＝0
C．ΔH不存在
D．ΔH等于其他值 本题中，Qp如何? B．QP=CP(T2一T1)
C．QP不存在 C Δ U应为何值?
TV
1
k2
p
1
T k3
C p ,m CV ,m
理气可逆绝热过程的膨胀功：
p2V2 p1V1 nR(T2 T1 ) W CV (T2 T1 ) nCV ,m (T2 T1 ) 1 1
9. 理气多方可逆过程：
pV k
p2V2 p1V1 nR(T2 T1 ) W CV (T2 T1 ) 1 1
$ m p(Vg 1 T2
1
l
g
(2)不可逆相变：利用状态函数与路径无关的特点，根 据题目所给的条件，设计成题目给定或根据常识知道 的(比如水的正常相变点)若干个可逆过程，然后进行计 算。 例如水在 –5℃ 的结冰过程为不可逆过程，计算时 要利用0℃ 结冰的可逆相变过程，即 H2O(l,1mol，-5℃, pθ)
$ 或标准燃烧焓 c H m , B 计算
r H B f H
$ m $ m
$ m,B 产
B
f H
$ m,B 反
r H EB 反 EB 产
$ $ $ r H m B c H m , B B c H m , B 反 产
W 0
2 mol H2O(g) T1=373.15 K 4 p1=4×10 pa
U ?, H ?
2 mol H2O(g) (1) 定温可逆 T1=373.15 K (2) 可逆相变 5 p2=10 pa
2 mol H2O(l) T1=373.15 K 5 p2=10 pa
(1)为理想气体的定温过程: U1 0, H1 0
3. 公式H=U+pV中，P表示什么含意? A．体系总压力 A． C．101.325kPa B．体系各组分分压 D.外压
4. 对反应物和产物都是理想气体的化学反应，其Δ H与Δ U 的关系如何? A．ΔH> Δ U B. Δ H< Δ U D． C． Δ H= Δ U D．大小不能确定 5. 公式W＝nCV,m(T2一T1)适用于什么变化? A．任何气体的绝热变化 B．理想气体的任何绝热变化 B． C．理想气体的任何变化 D．理想气体的绝热可逆变化 6. 某理想气体进行绝热恒外压膨胀，其热力学能变化 ΔU应为何值?
(2)对于凝聚相，状态函数通常近似认为与温度有关，
而与压力或体积无关，即
U≈ H= n Cp，m T
?条件
Cp，m为常数
2． 恒压过程：p外=p=常数，无其他功Wf=0
W p外 (V2 - V 1 ) pV， H Qp nC p, m dT
T1
T2
U =H pV H ( pV )
H H m T (ndT ) (nT ) p p
QV
定压摩尔热容 C p , m
Qp
U CV T V
H Cp T p
常温下理想气体CV, m =3R/2，5R/2 ，3R
H
H 2
H2O(s,1mol，-5℃, pθ)
H 1
H2O(l,1mol，0℃, pθ)
H 3
H2O(s,1mol，0℃, pθ)
H1 nC p ,m (l )T1
ΔH2为相变潜热
H 3 nC p ,m ( s)T2
H H1 H 2 H 3
Qp H U
6. 基尔霍夫公式(适用于相变和化学反应过程)
r H
$ m
T2 r H T1 T
$ m
T2
1
r C p dT
7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式
Qp-QV = rHm(T) - rUm(T) =[S vB(g) ]RT 8. 理想气体的可逆绝热过程方程：
pV k1
(T1=27℃, p1=101325Pa ， V1)→(T2=27℃, p2=p 外 =? ，
V2=?)→(T3=97℃, p3=1013.25kPa，V3= V2) 首先计算功W，然后计算 U，再计算Q， H。
p3 T3 97 273.15 p2 T2 27 273.15 RT1 V1 p
三、各种过程Q、W、 U、 H 的计算 1．恒温或变温过程(无相变、无反应、无Wf )
(1) 对于气体，绝大多数题目告知是理想气体,或设为 理想气体，或明确指出是范氏气体，或给出实际气体 方程。没有指明，一般可假设为理想气体。 理气恒温过程 T=0， U= H=0， Q= –W； 理气变温过程， U = n CV, m T， H = n Cp, mT 理想气体真空膨胀过程 dT=0， H=0 p外=0，W=0，Q=0, U=0
V1 T1
5．节流过程(等焓过程)：△ H=0，Q=0
T H 焦耳-汤姆逊系数 J T / Cp p H p T 理想气体 J T 0 ，实际气体 J T 0
6. 相变过程：
(1) 可逆相变(正常相变或平衡相变)：在温度T对应的饱