常见过程的Q、W、△U、△H计算
1.6相变热
CO2( S ,-59℃ , Pθ )
CO2( g ,-59℃ , Pθ )
H2O ( l , -5℃ , Pθ )
H2O ( s , -5℃ , Pθ )
例1 :可逆相变： 2mol H2O ( l, 100℃ , Pθ ) 2mol H2O ( g, 100℃ , Pθ )
查手册得 △vapHm = 40.67 kJ· mol
373
333
nCP, m, H 2O ( g ) dT
△ H3 =
333
373
nCP, m, H 2O (l )dT
2mol H2O ( g, 100℃ , Pθ )
2mol H2O ( l, 100℃ , Pθ )
△ H2 =
n( vap H m )
Qp = △H = △H1 + △H2 + △H3 = - 84.69 kJ
§1-6 相变过程及其Q，W， △-物质的聚集状态发生变化
相变热 ----- 等温, 等压, W′=0的相变过程所吸收 或放出的热量 α(T ,P) → β(T , P) Qp = △ H
说明：上公式对可逆相变和不可逆相变都适用。
但在可逆相变中，相变热QP可以测量，因此，可逆相变
思考题：
请设计下面不可逆相变过程，从而求此相变过程 的热。需要哪些已知条件?
1molH2O ( l, -10℃ , Pθ ) 1mol H2O ( S, -10℃ , Pθ )
△H 1molH2O ( l, -10℃ , Pθ ) 1mol H2O ( S, -10℃ , Pθ )
△ H1 =
CO2( S ,-59℃ , 439.2kPa )
习题一-——热力学第一定律
因pT = 常数 故T2=p1T1/p2=202.65×273/405.3=136.5K V2=nRT2/p2 = 8.314×136.5/405.3=2.8dm3 (2) 单原子理想气体CV,m=3/2 R, Cp,m= 5/2 R ΔU = CV (T2－T1) = 3/2×8.314×(136.5－273) =－1702 J ΔH = Cp (T2－T1) = 5/2×8.314×(136.5－273) =－2837 J (3) pT = B, p = B/T dV=(2RT/B)dT B 2 RT W pdV dT 2 RdT T B 2 8.314 (136.5 273) 2270J V=RT/p=RT2/B,
答：因为绝热 Q = 0； P V ，V W Δ
e
0
，故 W ＜
0
； Q W 0 W 0 ；又因为 Δ T 0 ，所 U 以Δ H C pΔ T 0 。
（4）水蒸气通过蒸汽机对外做出一定量的功 之后恢复原态，以水蒸气为系统。 答：系统对外作功，故W＜0；因系统经循环 后恢复原态，状态函数都恢复原值，所 Δ 以Δ U 0，H 0 ；又据Q U W ，所以 Q 0 。
始态 n = p0V0/RT0= 4.403mol p0= 1000kPa 3 V0= 10dm T0= 273.2 K
绝热可逆
r
CP , m CV ,m
12.471 8.314 1.667 12.471
P T2 T0 ( ) P2
9.032KJ
1 r 0 r
1000 273.2( ) 100
等温可逆膨胀和绝热可逆膨胀各公式
等温可逆膨胀和绝热可逆膨胀各公式
一、对于理想气体，等温可逆过程：
1、△U=△H=0，
2、W=-nRTlnV2/V1，
3、Q=-W
二、绝热可逆过程：
1、Q=0，
2、△U=W=-P外dV(恒外压) 或△U=nCv,mdT，△
H=nCp,mdT
三、绝热可逆膨胀：物体的温度可是要变化的。
如果没有外界做功的话应该不能够可逆。
四、定温可逆膨胀：物体的温度是恒定的，所以要吸收或者放热的，如果没有外接做功的话同样不能可逆。
扩展资料：
关于理想气体：
一、性质：
1、分子体积与气体分子之间的平均距离相比可以忽略不计。
2、分子之间没有相互作用力，不计分子势能。
3、分子之间及分子与器壁之间发生的碰撞不造成动能损失。
二、分子有质量，无体积，是质点；每个分子在气体中的运动是独立的，与其他分子无相互作用，碰到容器器壁之前作匀速直线运动。
三、分子只与器壁发生碰撞，碰撞过程中气体分子在单位时间里施加于器壁单位面积冲量的统计平均值，宏观上表现为气体的压强。
反应焓变计算公式
反应焓变计算公式
反应焓变（ΔH）的计算公式主要有两种表达方式：
1.宏观角度：ΔH = H生成物- H反应物。
其中，H生成物表示生成物的焓的总量，H反应物表示反
应物的焓的总量。
如果ΔH为“+”，则表示吸热反应；如果ΔH为“-”，则表示放热反应。
2.微观角度：ΔH = E吸收- E放出。
其中，E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成
物成键时放出的总能量。
同样，如果ΔH为“+”，则表示吸热反应；如果ΔH为“-”，则表示放热反应。
此外，还有其他常用的计算方法，如根据热化学方程式进行计算、根据反应物和生成物的总焓计算、依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算，以及根据盖斯定律进行计算等。
焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函，一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压强的乘积的总和。
焓变即物体焓的变化量，其符号记为ΔH，单位为kJ/mol。
在等压且只做膨胀功的条件下，ΔH = ΔU + PΔV = Q，这表示在上述情况下，体系所吸收的热等于体系焓的增量。
以上信息仅供参考，如需更多信息，建议查阅相关文献或咨询专业化学家。
物理化学 第一章 热力学第一定律 习题
△rHmθ，下列说法何者是不正确的？
（1）△rHmθ是CO2（g）的标准摩尔生成焓
（2）△rHmθ是CO（g）的标准摩尔燃烧焓
（3）△rHmθ是负值 （4）△rHmθ与△rUmθ值不等
(1)
三.填空 1．在一绝热箱中置一绝热隔板，将箱分成两 部分。分别装有温度压力都不同的两种气 体。将隔板抽走使气体混合，若以气体为 系统，则Q=（ 0 ）；W=（ 0 ）； △U=（ 0 ）。
⑹利用键焓计算反应热
rH nR反应物 nP 产物
m
(7)反应热与温度的关系—基尔霍夫定律 已知一个温度的反应热，求另一个温度下 的反应热 △rHm（T2）=△rHm（T1）+∫△rCpdT
△rCp=∑（PBCpB）产物-∑（RBCpB）反应物
练 习 题
一、判断题 ：下列说法对吗 ? (×) 1.当体系的状态一定时，所有的状态
3．在一具有导热壁的汽缸上，装有一可移动 的活塞，缸内同时放入锌粒和盐酸，令其发 生化学反应，当以锌、盐酸及产物为系统时， △U（ ）0< ，Q（ ）0< ，W（ ）0 。 < 4．系统从A点出发， p 经过一循环过程回到 始态A，若体系对环境 作功，试在图中标出 循环过程的方向。 （ 顺时针 ）
用阴影面积和的负值表示
6．在温度T时，反应
C2H5OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l)的
△rHmθ（ < ）△rUmθ.
△n=-1
7．1mol液体苯在弹式量热计中完全燃烧，放热 3264kJ，则反应的△rUm（298K）=( -3264 ) kJ，△rHm（298K）=（ -3268 ） kJ 。
第 一 章
热力学第一定律
大学物理化学公式大全
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）＝11－γ（p 1V 1—p 2V 2） 理想气体多方可逆过程：W ＝1nR－δ（T 1—T 2）热机效率：η＝212T T T － 冷冻系数：β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数：β＝121T T T －焦汤系数： μJ －T ＝H p T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝－()pT 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 ＋∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系：()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆，＋＝γ热力学第二定律Clausius 不等式：0TQS BA B A ≥∆∑→δ—熵函数的定义：dS ＝δQ R /T Boltzman 熵定理：S ＝kln Ω 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） M axwell 关系：T V S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝VT p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＝－p T V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ （3） 热容与T 、S 、p 、V 的关系：C V ＝T V T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ C p ＝T pT S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系：Gibbs －Helmholtz 公式()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T ＝－2T H ∆ 单组分体系的两相平衡： （1）Clapeyron 方程式：dT dp＝mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ，fus ，sub 。
化学热力学公式范文
化学热力学公式范文化学热力学是研究化学反应中能量变化的分支学科。
它探讨了化学反应的能量变化、热力学函数、斯托克斯方程等重要的概念和原理。
在化学热力学中，有一些重要的公式用于计算和描述化学反应中的能量变化。
下面是一些常见的化学热力学公式。
1.热力学第一定律：热力学第一定律表述了内能与热和功之间的关系：△U=q+w其中，△U代表系统的内能变化，q代表系统吸收或释放的热量，w 代表系统所做的功。
2.哈斯定律：哈斯定律又被称为恒定维持恒定定律，它表明在恒温、恒压条件下，其中一化学反应的焓变等于其发生化学反应时释放或吸收的热量。
△H=q其中，△H代表化学反应的焓变，q代表系统吸收或释放的热量。
3.熵变公式：熵变公式描述了化学反应中系统熵的变化：△S=∑νS产物-∑νS反应物其中，△S代表系统熵的变化，ν为反应物或产物的化学方程式中的系数，S代表熵。
4.标准熵变公式：标准熵变公式是根据标准状态下的熵值计算系统熵变的公式：△S°=∑νS°产物-∑νS°反应物其中，△S°代表标准熵变，ν为反应物或产物的化学方程式中的系数，S°代表标准熵。
5.阿伦尼乌斯方程：阿伦尼乌斯方程描述了化学反应速率与温度之间的关系：k=Ae^(-Ea/RT)其中，k代表反应速率常数，A为频率因子，Ea为活化能，R为气体常量，T为温度。
6.伊藤方程：伊藤方程描述了溶液的活度与浓度之间的关系：ln(ai) = ln(ci) + Bi∑cj + ∑∑Aijci其中，ai代表溶液中组分i的活度，ci代表溶液中组分i的浓度，Bi和Aij为常数。
7.斯托克斯方程：斯托克斯方程用于描述流体中的粘滞阻力与粘度之间的关系：F = 6πηrv其中，F代表液体中粘滞阻力的大小，η代表液体的粘度，r为物体的半径，v为物体在液体中的速度。
除了以上列举的一些常见的化学热力学公式，还有很多其他的公式被用于描述不同的化学过程和现象。
化学变化中各状态函数的计算方法
化学变化中各状态函数的计算方法在化学变化中，物质经历了一系列的反应和转化过程，这些过程可以通过一些状态函数来描述和计算。
状态函数是独立于路径的物理量，它们的值只取决于初始状态和最终状态，而与过程中的具体路径无关。
本文将介绍化学变化中常用的状态函数，并详细说明它们的计算方法。
1.内能（U）内能是物质中分子的平均动能和势能的总和。
在化学变化中，内能的变化可以通过以下方程计算：ΔU=Q+W其中，ΔU表示内能的变化，Q表示系统吸热或放热的量，W表示系统对外界做功的量。
例如，在一个化学反应中，如果系统吸收了100J的热量，并对外界做了50J的功，那么内能的变化就是50J。
2.焓（H）焓是指在常压下物质的内能和压力乘积，可以用来描述化学反应的热力学性质。
焓的变化可以通过以下方程计算：ΔH=ΔU+PΔV其中，ΔH表示焓的变化，ΔU表示内能的变化，P表示压力，ΔV表示体积的变化。
如果在一个化学反应中，内能的变化为50J，压力为1 atm，体积的变化为5L，那么焓的变化就是50J + 1 atm x 5 L = 55J。
3.自由能（G）自由能是描述化学反应的可逆性和推动力的函数，它用来判断化学反应是否自发进行。
自由能的变化可以通过以下方程计算：ΔG=ΔH-TΔS其中，ΔG表示自由能的变化，ΔH表示焓的变化，T表示系统的温度，ΔS表示系统的熵的变化。
如果在一个化学反应中，焓的变化为55J，温度为298K，熵的变化为10J/K，那么自由能的变化就是55J-298Kx10J/K=25J。
4.熵（S）熵是描述物质的无序程度的物理量，可以用来判断反应的方向性和热力学稳定性。
熵的变化可以通过以下方程计算：ΔS=ΣnS（产物）-ΣnS（反应物）其中，ΔS表示熵的变化，Σn表示物质的物质摩尔数，S表示物质的熵。
如果在一个化学反应中，反应物A的物质摩尔数为2 mol，熵为10 J/K，产物B的物质摩尔数为1 mol，熵为5 J/K，那么熵的变化就是2mol x 10 J/K - 1 mol x 5 J/K = 15 J/K。
物理化学重点公式及解析
r H m vB f H m (B)
r H m vB c Hm (B)
r Hm rUm vB( g ) RT
5. 学会用希基霍夫定律计算不同温度下的反应摩尔 焓变
r H m r H m (298.15K )
T
298.15 K
G H TS
< 自发 = 平衡
GT , p 0
W’=0
GT , p Wr'
ΔA及ΔG的计算
A U TS
G H TS
(1) 理想气体
V2 p2 AT nRT ln V nRT ln( p ) 1 1
V2 p2 GT nRT ln V nRT ln( p ) 1 1
H G V ( ) S ( )T p p
吉布斯-亥姆霍兹方程
H (G / T ) 2 T T p
U ( A / T ) 2 T T V
麦克斯韦关系式
T p - V S S V T V p S p S
混合理想气体：
CV ,m(mix) y(B)CV ,m (B)
C p,m(mix) y(B)C p,m (B)
B
B
凝聚态： 摩尔相变焓：
Cp , m≈CV , m
H
m
(T ) H m (T0 ) C p,m dT
T0
T
标准摩尔反应焓：
r Hm (T ) B H B (T )
B K K c (c RT / p )
1.6相变热
373
333
nCP, m, H 2O ( g ) dT
△ H3 =
333
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ373
nCP, m, H 2O (l )dT
2mol H2O ( g, 100℃ , Pθ )
2mol H2O ( l, 100℃ , Pθ )
△ H2 =
n( vap H m )
Qp = △H = △H1 + △H2 + △H3 = - 84.69 kJ
求 Qp ， W 解: Qp =△H = 2 △vapHm = 81.34 kJ
蒸发和升华过程可忽略凝 聚相的体积：
W =－∫PedV = -P △V = -P（Vg-V l ） ≈- PVg =-nRT
例2.不可逆相变：
2mol H2O ( g, 60℃ , Pθ ) → 2mol H2O ( l, 60℃ , Pθ )
§1-6 相变过程及其Q，W， △U， △H的计算
一．相变热
相变 -----物质的聚集状态发生变化
相变热 ----- 等温, 等压, W′=0的相变过程所吸收 或放出的热量 α(T ,P) → β(T , P) Qp = △ H
说明：上公式对可逆相变和不可逆相变都适用。
但在可逆相变中，相变热QP可以测量，因此，可逆相变
思考题：
请设计下面不可逆相变过程，从而求此相变过程 的热。需要哪些已知条件?
1molH2O ( l, -10℃ , Pθ ) 1mol H2O ( S, -10℃ , Pθ )
△H 1molH2O ( l, -10℃ , Pθ ) 1mol H2O ( S, -10℃ , Pθ )
△ H1 =
的相变热QP在应用时可查手册；而不可逆相变热不能测