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物理化学的知识点总结
物理化学的知识点总结一、热力学1. 热力学基本概念热力学是研究能量转化和传递规律的科学。
热力学的基本概念包括系统、环境、热、功、内能、焓、熵等。
2. 热力学第一定律热力学第一定律描述了能量守恒的原理，即能量可以从一个系统转移到另一个系统，但总能量量不变。
3. 热力学第二定律热力学第二定律描述了能量转化的方向性，熵的增加是自然界中不可逆过程的一个重要特征。
4. 热力学第三定律热力学第三定律表明在绝对零度下熵接近零。
此定律是热力学的一个基本原理，也说明了热力学的某些现象在低温下会呈现出独特的特性。
5. 热力学函数热力学函数是描述系统状态和性质的函数，包括内能、焓、自由能、吉布斯自由能等。
二、化学热力学1. 热力学平衡和热力学过程热力学平衡是指系统各个部分之间没有宏观可观察的能量传输，热力学过程是系统状态发生变化的过程。
2. 能量转化和热力学函数能量转化是热力学过程中的一个重要概念，热力学函数则是描述系统各种状态和性质的函数。
3. 热力学理想气体理想气体是热力学研究中的一个重要模型，它通过状态方程和理想气体定律来描述气体的性质和行为。
4. 热力学方程热力学方程是描述系统热力学性质和行为的方程，包括焓-熵图、温度-熵图、压力-体积图等。
5. 反应焓和反应熵反应焓和反应熵是化学热力学研究中的重要参数，可以用来描述化学反应的热力学过程。
三、物质平衡和相平衡1. 物质平衡物质平衡是研究物质在化学反应和物理过程中的转化和分配规律的一个重要概念。
2. 相平衡相平衡是研究不同相之间的平衡状态和转化规律的一个重要概念，包括固相、液相、气相以及其之间的平衡状态。
3. 物质平衡和相平衡的研究方法物质平衡和相平衡的研究方法包括热力学分析、相平衡曲线的绘制和分析、相平衡图的绘制等。
四、电化学1. 电解质和电解电解质是能在水溶液中发生电离的化合物，电解是将电能转化为化学能或反之的过程。
2. 电化学反应和电势电化学反应是在电化学过程中发生的化学反应，电势是描述电化学系统状态的一个重要参数。
《大学物理化学》知识点总结
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 状态方程的气体。
2、分压力：混合气体中某一组分的压力。
在混合气体中，各种组分的气体分子分别占有相同的体积(即容器的总空间)和具有相同的温度。
混合气体的总压力是各种分子对器壁产生撞击的共同作用的结果。
每一种组分所产生的压力叫分压力，它可看作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生的压力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：混合气体的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的压力的总和。
∑=BB 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=-+))((2 nRT nb V Van p =-+))((225、临界状态(临界状态任何物质的表面张力都等于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 ——气体能够液化的最高温度。
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的最低压力； (3)临界体积c V ——临界温度和临界压力下的摩尔体积。
6、饱和蒸气压：一定条件下，能与液体平衡共存的它的蒸气的压力。
取决于状态，主要取决于温度，温度越高，饱和蒸气压越高。
7、沸点：蒸气压等于外压时的温度。
8、对应状态原理——处在相同对比状态的气体具有相似的物理性质。
对比参数：表示不同气体离开各自临界状态的倍数 (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 和r p ，从图中找出对应的Z 。
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。
物理化学大一知识点归纳
物理化学大一知识点归纳物理化学是研究物质的物理性质和化学性质的一门学科。
大一是学习物理化学的起点，掌握基础知识对以后的学习非常重要。
本文将对大一物理化学的知识点进行归纳总结，帮助同学们更好地理解和记忆物理化学的基础知识。
1. 基本概念物理化学涉及的基本概念包括物质、质量、物质的量、分子、原子等。
物质是构成宇宙的基本要素，可以分为纯物质和混合物。
质量是物质的一个属性，可以通过称量进行测量。
物质的量用摩尔表示，是指含有物质粒子数的数量关系。
2. 物质的性质物质的性质分为物理性质和化学性质。
物理性质是指物质在不改变其化学组成的情况下的性质，如密度、熔点、沸点等。
化学性质是指物质在与其他物质发生作用时的性质，如酸碱性、氧化性等。
3. 热力学热力学是研究热能转化和能量守恒的科学。
其中，热力学第一定律是能量守恒定律，表明能量可以转化但不能消失；热力学第二定律是热力学过程方向性的规律，表明热能只能从高温物体流向低温物体。
4. 化学平衡化学平衡是指化学反应达到动态平衡的状态。
平衡常数是衡量反应平衡程度的指标，反应物和生成物浓度的比值与平衡常数之间存在关系。
平衡常数的大小可以预测反应的进行方向和平衡位置。
5. 气体状态方程气体状态方程是描述气体性质的数学表达式，常见的有理想气体状态方程和范德瓦尔斯方程。
理想气体状态方程是描述理想气体性质的理论模型，其中PV = nRT，P是气体压强，V是体积，n是物质的量，R是气体常数，T是温度。
范德瓦尔斯方程是修正理想气体行为的方程。
6. 化学动力学化学动力学是研究化学反应速率的科学。
影响化学反应速率的因素包括温度、浓度、催化剂等。
速率方程描述了反应速率与反应物浓度之间的关系。
活化能是化学反应必须克服的能垒。
7. 酸碱理论酸碱理论包括布朗斯特德酸碱理论和伦琴酸碱理论。
布朗斯特德酸碱理论认为酸是能提供H+离子的物质，碱是能提供OH-离子的物质。
伦琴酸碱理论将酸碱定义为电子对的供体和受体。
物理化学知识点归纳
物理化学知识点归纳物理化学是一门研究物质的宏观和微观性质，以及物质与能量之间相互作用的学科。
它涵盖了广泛的知识领域，包括热力学、量子化学、动力学和电化学等。
以下是一些常见的物理化学知识点的归纳：1.热力学：热力学研究物质的热学性质，包括热力学平衡和热力学过程。
常见的热力学参数有温度、压力和体积等。
熵是热力学中的重要概念，熵表示了系统的无序程度。
2.热力学平衡：热力学平衡是指系统的各个部分之间的相互作用达到均衡状态。
平衡态的特点是宏观和微观性质的不变性。
3.热力学过程：热力学过程是指系统从一个平衡态转变到另一个平衡态的过程。
这些过程可以是可逆过程或不可逆过程。
可逆过程是指系统在过程中可以无限慢地与环境发生热平衡。
4.相变：相变是物质从一个相态转变为另一个相态的过程。
常见的相变有固液相变、固气相变和液气相变等。
相变过程中发生的能量交换可通过熔化热、汽化热等物理量来表征。
5.量子化学：量子化学研究物质的微观结构和性质，包括分子轨道理论、原子轨道理论和量子力学等。
量子力学描述微观粒子的波粒二象性，通过薛定谔方程来描述系统的行为。
6.动力学：动力学研究化学反应的速率和机理，包括反应速率常数、碰撞理论和反应路线等。
它揭示了反应物和产物之间的转化过程。
7.平衡常数：平衡常数是描述化学反应平衡位置的物理量。
它与反应物和产物之间的浓度关系密切相关。
通过平衡常数可以预测反应的方向和平衡位置。
8.化学平衡：化学平衡是指化学反应在一定条件下达到的稳定状态。
在化学平衡中，反应物的浓度与产物的浓度之间建立了一定的比例关系。
9.电化学：电化学研究物质在电学和化学之间的相互转化关系，包括电池、电解和电化学平衡等。
电化学理论揭示了电子在化学反应中的转移和转化过程。
10.光化学：光化学研究光能与物质之间的相互作用，包括光诱导的化学反应和物质对光的吸收和发射等。
光化学反应在生物和环境科学中有重要的应用。
以上只是物理化学领域中的一些常见知识点的归纳，这门学科非常广泛和复杂。
物理化学重要知识点总结及其考点说明
物理化学重要知识点总结及其考点说明
一、化学热力学
1、化学热力学的定义：化学热力学是研究化学反应中物质的热量及能量变化的学科。
2、热力学三定律：第一定律：能量守恒定律；第二定律：热力学第二定律确定有序
能可以被有度能转化；第三定律：热力学第三定律始终指出热力学反应的可能性和温度有关。
3、焓的概念：焓是衡量物质的热力学状态的量，它是物质的热力学特性连续变化的
测量，是物质拥有的热量能量，也可以视为物质拥有的有序能。
4、热力学平衡：热力学平衡是指在不变的温度、压力和其他条件下，恒定的化学反
应发生，直至反应物和生成物的物质形式和化学结构保持不变，热量吸积也变得稳定，这
种状态称为热力学平衡。
二、物理化学
1、物理化学的概念：物理化学是一门融合了物理学和化学的学科，通过应用物理方法，来研究化学性质的变化和分子间的作用及反应，其研究具有多学科的性质。
2、气体的特性：气体的物理性质有很多，如压强、体积、温度、熵、焓等。
质量和
体积的关系为：在一定温度下，气体的质量和体积都成正比。
3、溶质的溶解度：溶解度是衡量溶质溶解在溶剂中的性质，它是指在一定温度、压
力下，溶质在溶剂中的最高溶解量。
溶质的溶解度与温度，压强及溶剂特性有关。
4、化学均衡：化学均衡是指在特定温度和压强下，混合物中物质的各种浓度比例，
产物与原料之间的反应紊乱程度，变化状态的一种稳定平衡状态。
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。
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大学物理化学知识点归纳第一章 气体的pvT 关系一、 理想气体状态方程pV=（m/M ）RT=nRT（1.1） 或pV m =p （V/n ）=RT （1.2）式中p 、V 、T 及n 的单位分别为P a 、m 3、K 及mol 。
V m =V/n 称为气体的摩尔体积，其单位为m 3·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=（∑BB n ）RTpV=mRT/M mix （1.4）式中M mix 为混合物的摩尔质量，其可表示为M mix def∑BByM B(1.5)M mix =m/n= ∑BB m /∑BBn（1.6）式中M B 为混合物中某一种组分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p B =n B RT/V=y B p （1.7）P=∑BB p(1.8)理想气体混合物中某一种组分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 *=n B RT/p=y B V （1.9）V=∑V B *（1.10）V B *表示理想气体混合物中物质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T c 或t c 表示。
我们将临界温度T c 时的饱和蒸气压称为临界压力，以p c 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V m,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/V m 2）(V m -b)=RT (1.11)或（p+an 2/V 2）(V-nb)=nRT (1.12)上述两式中的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m 3mol.-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(V m, ,T)=1+B/V m +C /V m 2 +D/ V m 3 +… （1.14）上述两式中的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[V m ]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) =pV m /(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P r =p/p c(1.16)V r =V m /V m,c(1.17)T=T/T c(1.18)p r 、V r 、T c 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-p amb dV+δW`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。
式中p amb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=-p amb dV（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=p amb（V1-V2）=-p amb△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W r =⎰21p V V dV(4)理想气体恒温可逆过程体积功 W r =⎰21p V V dV =-nRTln(V 1/V 2)=-nRTln(p 1/p 2)(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) 式中△(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式中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 式中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 m аа)V (封闭系统，恒容，W 非=0)(3)摩尔定压热容C p,mC 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式中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()Cm V ,12TT ()RV V 12=1()C mp ,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ΘmrH △=∑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=∑ΘBm p B vBC )(, 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/Q 1=(Q 1+Q 2)/Q 1=(T 1-T 2)/T 1式中Q 1和Q 2分别为工质在循环过程中从高温热源T 1吸收热量和向低温热源T 2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Q 1/T 1+Q 2/T 2 ≤0⎪⎪⎭⎫⎝⎛=<可逆循环不可逆循环 式中T 1、T 2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 def δQ r /T式中Q r 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δT Q T Q // 3.熵判据△S iso =△S sys +△S amb ⎭⎬⎫⎩⎨⎧=>，可逆不可逆0,0式中iso 、sys 和amb 分别代表隔离系统、系统和环境。
在隔离系统中，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。
在隔离系统中，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 变化过程中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 ln12T 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 ln12T T = n C p ,m l n 12V V 恒容（V 1=V 2）△S= nC V,m ln12T T = n C V ,m ln 12p p 凝聚相系统 △S=⎰21TQ rδ 恒容△S =T,v 21dT nC m T T ⎰恒压△S=⎰21T,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。