大学物理化学知识点总结归纳
贵州大学物理化学知识点总结
贵州大学物理化学知识点总结一、二氧化碳：1.常温下无色气体，不助燃，溶于水中形成碳酸;2.温室气体的主要组成部分，但不是唯一组成部分;3.密度比空气大，所以下地窖需要先点蜡烛测量一下地窖内的氧气含量;4.如何检验?澄清的石灰水;5.用途：固态干冰可以用于人工降雨;制作二氧化碳灭火器;打哈欠可以排除体内二氧化碳。
二、一氧化碳1.属性：纯品为无色、无臭、无刺激性的气体。
在水中的溶解度甚低，不易溶于水。
2.煤气主要组成部分：一氧化碳;燃烧可以生成二氧化碳;3.煤气中毒的原因：一氧化碳进入人体之后会和血液中的血红蛋白结合，产生碳氧血红蛋白，进而使血红蛋白不能与氧气结合，从而引起机体组织出现缺氧，导致人体窒息死亡，因此一氧化碳具有毒性。
三、甲烷1.最简单的碳氢化合物;2.可燃冰的主要组成部分;燃烧污染比煤、石油、天然气都小得多，而且储量丰富，全球储量足够人类使用1000年，因而被各国视为未来石油天然气的替代能源。
4.广泛存在于天然气、沼气、煤矿坑井气之中，是优质气体燃料，也是制造合成气和许多化工产品的重要原料。
5.温室气体，甲烷是一种比二氧化碳更加活跃的温室气体，但它在大气中数量较少;四、声音1.传播需要媒介，真空中不能传播;2.传播速度由快到慢对比：金属、固体、液体、空气;3.人类听觉范围：20赫兹到2万赫兹4.区分不同的声音：音色;5.判断声音大小：振幅-响度;6.区分音调：频率;五、光线1.红外线波长比可见光线波长长，人眼不能看到;2.红外线在日常生活中的应用有：红外探测器(自动门、电梯、遥控器等)，烘烤油漆等3.自然界的主要紫外线光源是太阳，太阳光透过大气层时，紫外线被大气层中的臭氧吸收。
4.紫外线运用：杀菌、验钞、促成维生素D的合成;5.光的三原色是红、绿、蓝，而颜料的三原色是红、黄、蓝。
物理化学知识点归纳
物理化学知识点归纳物理化学是化学学科的一个重要分支，它综合运用物理学的原理和方法来研究化学现象和过程。
以下是对物理化学一些重要知识点的归纳：一、热力学第一定律热力学第一定律，也就是能量守恒定律，表明能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
在热力学中，通常用公式△U ＝ Q ＋ W来表示，其中△U 是系统内能的变化，Q 是系统吸收或放出的热量，W 是系统对外做功或外界对系统做功。
例如，在一个绝热容器中进行的化学反应，如果体系对外做功，那么内能就会减少；反之，如果外界对体系做功，内能就会增加。
二、热力学第二定律热力学第二定律有多种表述方式，其中克劳修斯表述为：热量不能自发地从低温物体传到高温物体。
开尔文表述为：不可能从单一热源取热使之完全变为有用功而不产生其他影响。
熵（S）的概念在热力学第二定律中至关重要。
对于一个孤立系统，熵总是增加的，这意味着系统总是朝着更加混乱和无序的方向发展。
比如，混合气体自发扩散后，不会自动分离回到初始状态，因为这个过程熵增加了。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出，绝对零度（0K）时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这一定律为计算物质在不同温度下的熵值提供了基准。
四、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间改变的状态。
平衡常数（K）是衡量化学平衡的重要参数。
对于一个一般的化学反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，平衡常数 K 的表达式为：K ＝ C^cD^d ／ A^aB^b （其中方括号表示物质的浓度）。
影响化学平衡的因素包括温度、浓度、压强等。
例如，对于吸热反应，升高温度会使平衡向正反应方向移动；增加反应物浓度，平衡也会向正反应方向移动。
五、相平衡相平衡研究的是多相体系中各相的组成、性质以及它们之间的相互转化规律。
相律是描述相平衡体系中自由度、组分数和相数之间关系的定律，其表达式为 F ＝ C P ＋ 2，其中 F 是自由度，C 是组分数，P 是相数。
物理化学知识点总结大一
物理化学知识点总结大一一、导言大一的物理化学是一门基础性科学课程，为了让大家更好地掌握相关知识点，下面将对大一物理化学的重要知识点进行总结与归纳，希望对大家的学习有所帮助。
二、热力学1. 热力学基本概念：系统、界面、状态函数、过程函数等。
2. 热力学第一定律：能量守恒定律，内能变化等于对外界做功与传热的代数和。
3. 热力学第二定律：热力学不可逆性、熵增原理、卡诺循环等。
4. 热力学第三定律：绝对零度的存在性及应用。
三、化学平衡1. 平衡常量与平衡常数：反应物与产物的浓度及其对平衡常数的影响。
利用平衡常数判断反应方向。
2. 离子的溶解度与溶度积：离子在溶液中的溶解度及其对溶度积的影响。
3. 化学反应速率与速率方程：反应速率、速率常数、速率方程、反应级数等相关概念。
4. 反应动力学：表达反应速率的等式推导与实验确定方法。
四、电化学1. 电池与电解池：电化学反应的基本概念、标准电极电势、电池电动势等。
2. 电解质溶液与电解质离子浓度：电解质溶液中离子的浓度计算及其对电解过程的影响。
3. 法拉第定律与电解定律：法拉第电解定律的推导与应用，电解产物的选择性。
4. 化学电源与蓄电池：干电池、燃料电池、锂离子电池等。
五、化学热力学1. 火焰温度与燃烧热：火焰温度的计算，燃烧反应的焓变及其应用。
2. 燃烧热与键能：键能的概念，燃烧反应中键能的变化。
3. 化学反应焓变：化学反应焓变的定义、测定及其应用。
4. 化学反应熵变：化学反应熵变的定义、计算及其与焓变的关系。
六、物理化学实验1. 基本实验器材：量筒、分液漏斗、溶液容器等基本器材的使用与注意事项。
2. 量的测量及误差分析：物质的质量、体积、浓度等量的测量以及误差的计算和分析。
3. 溶解度测定与曲线拟合：溶解度的测定方法及曲线拟合分析。
4. 酸碱中和反应的滴定：滴定的原理、影响滴定结果的因素以及滴定曲线的解析。
七、总结与展望大一的物理化学涉及的知识点较多，以上只是其中一部分。
物理化学重点超强总结 doc
物理化学重点超强总结 doc物理化学一、物理性质1、中性：反应物在中性环境下，都呈中性，无味无色；2、不溶解：物质不被水溶解，或是被极性溶剂溶解；3、软硬：反应物可以为软物质，也可以是硬物质。
4、温和性：遇到微弱的酸碱度，反应物仍可稳定存在；5、耐热性：反应物耐温度较高，抗热性较强，热力学性质较好；6、抗寒性：反应物耐冷，能够长时间驻留在这种环境下，抗非温性的腐蚀活动。
二、化学性质1、反应物自身：反应物各自具有一定的化学性质，如碱金属、酸、碱、氧化剂等。
2、反应效应：在不同条件下考虑反应物之间的组成及活性强度，提高反应效率。
3、作用方式：主要是考虑物质凝固、溶解、混合及电离的化学反应和物质的各种性质等。
4、稳定性：考虑反应物的热力学、动力学活性，变成最稳定的化合物，增加反应的稳定性。
5、动力学：动力学说明了反应物之间相互转变时，反应速率随时间变化的规律，以及反应是否会达到较稳定的状态。
6、电化学：电化学研究反应物在电场中的表现，反应物如何受电场作用及其相互作用，表现出的特性。
三、实验方法1、量化：量化是测定反应物的实验方法，主要包括分析法，以量化的方式计算反应物的浓度；2、拉曼光谱：利用拉曼光谱的双光子散射，可以测定反应物的精细化学结构；3、红外光谱：利用红外光谱对反应物的结构和组成进行分析；4、核磁共振：核磁共振光谱是研究反应物基本结构和性质的常用实验方法；5、色谱：利用色谱法可以分析反应物的组成，和控制反应物各自的含量；6、吸收光谱：研究反应物和反应结果对它们吸收特定电子谱讯号之结果所产生的不同响应度。
总之，物理化学包括物理性质、化学性质及实验方法等，反应物的物理性质有：中性、不溶解、软硬、耐热性、抗寒性；反应物的化学性质主要有：反应物自身、反应效应、作用方式、稳定性、动力学和电化学；实验方法有量化、拉曼光谱、红外光谱、核磁共振、色谱和吸收光谱等。
大一物理化学知识点总结
大一物理化学知识点总结大一是每个大学新生迈入大学生活的重要一年，在这一年中，大多数学生都需要学习物理和化学等基础科学知识。
物理化学作为一门重要的交叉学科，涵盖了物质的性质、结构、变化以及相关的物理原理和化学反应等内容。
下面将对大一物理化学的一些重要知识点进行总结。
一、物理学基础知识：1.力学：包括质点运动学、力学中的牛顿定律、能量和动量等的计算、弹性碰撞及碰撞动量定理等。
2.热学：理想气体状态方程、内能、热量传递及传导定律、热力学第一、第二定律等。
3.电磁学：库仑定律、电场与电势、电容和电路等的基本概念，电磁感应、电磁波、光的干涉、衍射等。
二、化学基础知识：1.物质的组成：原子结构、元素周期表的基本规律、分子与物质的宏观性质等。
2.化学反应：化学反应的基本类型，如氧化还原、酸碱中和、置换反应等，以及化学反应速率与平衡等。
3.溶液与溶解：溶解度、溶液的浓度计算、溶解过程中的物理化学变化等。
4.热力学：标准生成焓与标准反应焓、熵、自由能等。
三、物理化学实验基础：1.实验室安全与仪器使用：正确使用实验室仪器设备、了解实验室化学品的性质与安全措施。
2.实验技巧与数据处理：实验中的常见技巧，如称量、操作、数据的测量、记录、处理与分析等。
四、物理化学的应用与拓展：1.能源与环境：燃烧、电池及燃料电池等能源转化及利用，环境污染与治理等。
2.材料科学：结构与性质关系、合金与晶体的结构特性、纳米材料等。
以上只是大一物理化学知识点的基本概述。
在学习这些知识点的过程中，重要的是理解概念、掌握基本原理，并通过实际例子和应用案例加深理解。
此外，积极参加实验课程及实际操作，能够帮助学生将理论知识与实际应用相结合。
同时，物理化学领域也是一个不断发展的领域，随着科学技术的进步和应用的需求，新的物理化学原理和应用正在不断涌现，因此，大一物理化学知识只是物理化学学习的起点。
学生们应该继续深入学习，不断拓展自己的知识面，培养科学研究的兴趣和能力。
物理化学知识点总结
物理化学每章总结 第1章 热力学第一定律及应用1．系统、环境及性质热力学中把研究的对象（物质和空间）称为系统，与系统密切相关的其余物质和空间称为环境。
根据系统与环境之间是否有能量交换和物质交换系统分为三类：孤立系统、封闭系统和敞开系统。
2．热力学平衡态系统的各种宏观性质不随时间而变化，则称该系统处于热力学平衡态。
必须同时包括四个平衡：力平衡、热平衡、相平衡、化学平衡。
3．热与功 (1) 热与功的定义热的定义：由于系统与环境间温度差的存在而引起的能量传递形式。
以Q 表示，Q>0 表示环境向系统传热。
功的定义：由于系统与环境之间压力差的存在或其它机、电的存在引起的能量传递形式。
以W 表示。
W>0 表示环境对系统做功。
(2) 体积功与非体积功功有多种形式，通常涉及到是体积功，是系统体积变化时的功，其定义为：V p Wd δe -=式中pe 表示环境的压力。
对于等外压过程 )(12e V V p W --=对于可逆过程，因ep p =，p 为系统的压力，则有Vp W V V d 21⎰-=体积功以外的其它功，如电功、表面功等叫非体积功，以W ′表示。
4．热力学能热力学能以符号U 表示，是系统的状态函数。
若系统由状态1变化到状态2，则过程的热力学增量为 12U U U -=∆对于一定量的系统,热力学能是任意两个独立变量的状态函数,即),(V T f U =则其全微分为VV U T T U U TV d d d ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=对一定量的理想气体，则有 0=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂TV U 或 U =f （T ）即一定量纯态理想气体的热力学能只是温度的单值函数。
5．热力学第一定律及数学表达式 (1) 热力学第一定律的经典描述① 能量可以从一种形式转变为另一种形式,但在转化和传递过程中数量不变 ② “不供给能量而可连续不断做功的机器称为第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。
(2) 数学表达式对于封闭系统，热力学第一定律的数学表达式为W Q U δδd += 或 W Q U +=∆即封闭系统的热力学能的改变量等于过程中环境传给系统的热和功的总和。
物理化学知识总结
物理化学知识总结物理化学是研究物质的基本性质、组成和变化规律的学科。
它是物理学和化学的交叉学科，通过理论和实验相结合的方式，探讨物质的宏观和微观特性。
物理化学主要研究以下几个方面的知识：1. 热力学：热力学是研究物质的热平衡和热变化规律的学科。
它研究物质的热力学性质，如温度、压力、体积和能量等的变化关系。
其中，热力学第一定律描述了能量守恒的原理，热力学第二定律描述了热量传递的方向性。
2. 动力学：动力学是研究物质的反应速率、反应机理和反应动力学规律的学科。
它通过实验方法和动力学模型，来研究反应的速率方程、反应的活化能、反应的速率常数等。
动力学的研究对于工业生产和化学反应的优化具有重要意义。
3. 量子化学：量子化学是研究原子和分子的微观结构、能量和电子运动规律的学科。
它基于量子力学理论，通过求解薛定谔方程，来解释分子的光谱性质、电子结构和分子间的相互作用。
量子化学在催化、材料科学和药物设计等领域有广泛的应用。
4. 物理化学测量：物理化学测量是研究物质性质的测量方法和技术的学科。
它包括物质的物理性质测量（如密度、粘度、表面张力等）、化学反应的测量（如电位、电导率、pH值等）以及仪器设备的原理和应用等。
5. 界面化学：界面化学是研究物质界面和表面的性质和现象的学科。
它探究分子在界面上的吸附、扩散和反应行为，研究界面张力、表面活性物质和胶体等。
界面化学在润湿、涂料、表面改性等领域有广泛应用。
此外，物理化学还与其他学科交叉产生了许多研究领域，如光化学、电化学、量子统计力学等。
这些领域的研究对于解决科学和工程问题，推动技术创新具有重要意义。
总之，物理化学作为研究物质的基本性质和变化规律的学科，具有广泛的研究领域和应用价值。
通过物理化学的研究，我们能够更深入地了解物质的本质，探索新材料、新药物和新能源等的合成和应用，为人类社会的发展做出贡献。
大学物理化学知识整理
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 状态方程得气体。
2、分压力：混合气体中某一组分得压力。
在混合气体中，各种组分得气体分子分别占有相同得体积(即容器得总空间)与具有相同得温度。
混合气体得总压力就是各种分子对器壁产生撞击得共同作用得结果。
每一种组分所产生得压力叫分压力，它可瞧作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生得压力B P 。
P y P B B =，其中∑=BBB B n n y 。
分压定律：∑=BB P P道尔顿定律：混合气体得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得压力得总与。
∑=B B V RT n P )/( 3、压缩因子ZZ=)(/)(理实m m V V 4、范德华状态方程RT b V V ap m m=-+))((2nRT nb V Van p =-+))((225、临界状态(临界状态任何物质得表面张力都等于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 ——气体能够液化得最高温度。
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得最低压力； (3)临界体积c V ——临界温度与临界压力下得摩尔体积。
6、饱与蒸气压：一定条件下，能与液体平衡共存得它得蒸气得压力。
取决于状态，主要取决于温度，温度越高，饱与蒸气压越高。
7、沸点：蒸气压等于外压时得温度。
8、对应状态原理——处在相同对比状态得气体具有相似得物理性质。
对比参数：表示不同气体离开各自临界状态得倍数 (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、rr r c r r r c c c T Vp 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 与r p ，从图中找出对应得Z 。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
大学物理化学知识点总结归纳第一章气体的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p、V、T及n的单位分别为P a 、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=(∑Bn)RTpV=mRT/Mmix(1.4)式Mmix为混合物的摩尔质量,其可表示为Mmix def ∑BBy M B(1.5)Mmix=m/n=∑BBm/∑Bn(1.6)式MB为混合物某一种组分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=∑Bp(1.8)理想气体混合物某一种组分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V B *=nBRT/p=yBV(1.9)V=∑V*(1.10)VB*表示理想气体混合物物质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p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。
四、真实气体状态方程1.范德华方程(p+a/Vm2)(Vm-b)=RT(1.11)或(p+an2/V2)(V-nb)=nRT(1.12)上述两式的a和b可视为仅与气体种类有关而与温度无关的常数,称为范德华常数。
a的单位为Pa·m6·mol,b的单位是m3mol.-1。
该方程适用于几个兆帕气压范围内实际气体p、V、T的计算。
2.维里方程Z(p,T)=1+Bp+Cp+Dp+…(1.13)或Z(Vm,,T)=1+B/Vm+C /Vm2 +D/ Vm3 +…(1.14)上述两式的Z均为实际气体的压缩因子。
比例常数B’,C’,D’…的单位分别为Pa-1,Pa-2,Pa-3…;比例常数B,C,D…的单位分别为摩尔体积单位[Vm]的一次方,二次方,三次方…。
它们依次称为第二,第三,第四……维里系数。
这两种大小不等,单位不同的维里系数不仅与气体种类有关,而且还是温度的函数。
该方程所能适用的最高压力一般只有一两个MPa,仍不能适用于高压范围。
五、对应状态原理及压缩因子1.压缩因子的对应式Z def PV/(nRT) =pVm/(RT) (1.15)压缩因子Z是个量纲为1的纯数,理想气体的压缩因子恒为1。
一定量实际气体的压缩因子不仅与气体的T,P 有关,而且还与气体的性质有关。
在任意温度下的任意实际气体,当压力趋于零时,压缩因子皆趋于1。
此式适用于纯实际气体或实际气体混合系统在任意T,p下压缩因子的计算。
2.对应状态原理Pr=p/p c (1.16) Vr=Vm/V m,c (1.17) T=T/T c (1.18) pr、Vr、Tc分别称为对比压力、对比体积和对比温度,又统称为气体的对比参数,三个量的量纲均为1。
各种不同的气体,只要有两个对比参数相同,则第三个对比参数必定(大致)相同,这就是对应状态原理。
第二章热力学第一定律一、热力学基本概念1.状态函数状态函数,是指状态所持有的、描述系统状态的宏观物理量,也称为状态性质或状态变量。
系统有确定的状态,状态函数就有定值;系统始、终态确定后,状态函数的改变为定值;系统恢复原来状态,状态函数亦恢复到原值。
2.热力学平衡态在指定外界条件下,无论系统与环境是否完全隔离,系统各个相的宏观性质均不随时间发生变化,则称系统处于热力学平衡态。
热力学平衡须同时满足平衡(△T=0)、力平衡(△p=0)、相平衡(△μ=0)和化学平衡(△G=0)4个条件。
二、热力学第一定律的数学表达式1.△U=Q+W或dU=ΔQ+δW=δQ-pambdV+δ规定系统吸热为正,放热为负。
系统得功为正,对环境做功为负。
式pamb为环境的压力,W`为非体积功。
上式适用于封闭系统的一切过程。
2.体积功的定义和计算系统体积的变化而引起的系统和环境交换的功称为体积功。
其定义式为:δW=-pambdV(1)气体向真空膨胀时体积功所的计算W=0(2)恒外压过程体积功W=pamb(V-V2)=-pamb△V 对于理想气体恒压变温过程W=-p△V=-nR△T(3)可逆过程体积功Wr=⎰21pVVdV(4)理想气体恒温可逆过程体积功Wr=⎰2pVVdV=-nRTln(V1/V2)=-nRTln(p1/p2)(5)可逆相变体积功W=-pdV三、恒热容、恒压热,焓 1.焓的定义式H def U + p V 2.焓变(1)△H=△U+△(pV) 式△(pV)为p V 乘积的增量,只有在恒压下△(pV)=p(V 2-V 1)在数值上等于体积功。
(2)△H=⎰21,T T m p dT nC此式适用于理想气体单纯p VT 变化的一切过程,或真实气体的恒压变温过程,或纯的液、固态物质压力变化不大的变温过程。
3. 内能变(1)△U=Qv式Qv 为恒热容。
此式适用于封闭系统,W`=0、dV=0的过程。
△ U=⎰21,v T T m dT nC =)(12,v T -T m nC 式m C ,v 为摩尔定容热容。
此式适用于n 、C V,m 恒定,理想气体单纯p 、V 、T 变化的一切过程。
4. 热容 (1) 定义当一系统由于加给一微小的热容量δQ 而温度升高dT 时,δQ/dT 这个量即热容。
(2) 摩尔定容热容C V ,mC V ,m =C V /n=(TU mаа)V (封闭系统,恒容,W 非=0)(3)摩尔定压热容C p,m C p,m ==n p C P⎪⎭⎫⎝⎛T H m аа (封闭系统,恒压,W 非=0)(4) C p, m 与 C V ,m 的关系系统为理想气体,则有C p, m —C V ,m=R系统为凝聚物质,则有C p, m —C V ,m≈0(5)热容与温度的关系,通常可以表示成如下的经验式C p, m =a+bT+cT 2 或C p, m =a+b`T+c`T -2式a 、b 、c 、b`及c`对指定气体皆为常数,使用这些公式时,要注意所适用的温度范围。
(6)平均摩尔定压热容C p,mC p,m =⎰21,T T m p dT nC (T 2-T 1)四、理想气体可逆绝热过程方程()C m V ,12TT ()RV V 12=1()C m p ,12TT ()Rp p -12=1()12pp ()Γ12V V =1上式γ=m C ,p /m C ,v ,称为热容比(以前称为绝热指数),以上三式适用于m C ,v 为常数,理想气体可逆绝热过程,p,V,T 的计算。
五、反应进度ξ=△n B /v B上式适用于反应开始时的反应进度为零的情况,△n B =n B -n B ,0,n B ,0为反应前B 的物质的量。
νB 为B 的反应计算数,其量纲为1。
ξ的单位为mol 。
六、热效应的计算 1.不做非体积功的恒压过程Q p =△H=⎰21,T Tm p dT nC2.不做非体积功的恒容过程Q v =△U=⎰21,v T Tm dT nC3.化学反应恒压热效应与恒容热效应关系Q p - Q v =(△n)RT4.由标准摩尔生成焓求标准摩尔反应焓变Θm rH△=∑ΘBm f B )(H v B △ 5由标准摩尔燃烧焓求标准摩尔反应焓变Θm rH △=—∑ΘBm C )(H B v B △6. m rH △与温度的关系基希霍夫方程的积分形式Θm rH △(T 2)= Θm rH △(T 1)+⎰Θ21)(,T T m p dT B rC △基希霍夫方程的微分形式d Θm rH △=△rΘmp,C dT=∑ΘBmpBvBC)(,七、节流膨胀系数的定义式μJ-T=(аT/аp)HμJ-T又称为焦耳—汤姆逊系数第三章热力学第二定律一、卡诺循环1.热机效率η=-W/Q1=(Q1+Q2)/Q1=(T1-T2)/T1式Q1和Q2分别为工质在循环过程从高温热源T 1吸收热量和向低温热源T2放出热量这两个过程的可逆热。
此式适用于在两个不同的温度之间工作的热机所进行的一切可逆循环。
2.卡诺循环所有工作于两个确定温度之间的热机,以可逆热机效率最大。
η1r ηr即是Q1/T1+Q2/T2≤0⎪⎪⎭⎫⎝⎛=<可逆循环不可逆循环式T1、T2为高低温热源的温度。
可逆时等于系统的温度。
二、热力学第二定律1.克劳修斯说法“不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响。
”2.开尔文说法“不可能从单一热源吸取热量使之完全转变为功而不产生其他影响。
”三、熵1.熵的定义d S defδQr/T式Qr为系统与环境交换的可逆热,T为可逆热δQ r时系统的温度。
2.克劳修斯不等式dS⎭⎬⎫⎩⎨⎧>=,不可逆过程δ,可逆过程δTQTQ//3.熵判据△S iso =△S sys +△S amb ⎭⎬⎫⎩⎨⎧=>,可逆不可逆0,0式iso 、sys 和amb 分别代表隔离系统、系统和环境。
在隔离系统,不可逆过程即自发过程。
可逆,即系统内部及系统与环境之间处于平衡态。
在隔离系统,一切自动进行的过程都是向熵增大的方向进行,这称为熵增原理。
此式只适用于隔离系统。
四、熵变的计算 1.单纯的PVT 变化过程无相变化和化学变化,W`=0,可逆。
△S=⎰21T Q rδ=⎰+21T pdV dU =⎰+21TVdp dH 理想气体系统△S=nC V,m ln 12T T +nRln 12V V= nC p,m ln12T T - nRln 12p p= n C p ,m l n12V V + n C V ,m ln 12p p 恒温(T 1=T 2)△S= nRln12V V =- nRln12p p 恒压(p 1=p 2)△S= nC p,m ln 1T T = n C p ,m l n12V V 恒容(V 1=V 2)△S= nC V,m ln 12T T = n C V ,m ln12p p 凝聚相系统△S=⎰21TQ rδ 恒容△S =T,v 21dT nC m T T ⎰恒压△S=⎰2T,T T m p dT nC恒温△S=δQ r /T2.相变化可逆变化βα△S=βα△H/T不可逆相变,通常设计一条要包括可逆相变步骤在内的可逆途径,此可逆途径的热温熵才是该不可逆过程的熵变。