物理化学热力学重点概括总结
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。
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
第一章 热力学第一定律一、基本概念系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。
二、基本定律热力学第一定律：ΔU =Q +W 。
焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程：1221ln ln p p nRT V V nRT W ==2、热效应、焓等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功） 等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功） 焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p 热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2 四、第一定律的应用1、理想气体状态变化等温过程：ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =－Q =⎰-p e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V 可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p不可逆绝热过程：Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、热化学物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。
摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν∆=∆∑反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。
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。
物理化学知识点总结(热力学第一定律)
物理化学知识点总结(热力学第一定律).doc物理化学知识点总结（热力学第一定律）摘要：热力学第一定律是热力学的基础之一，它描述了能量守恒的原理。
本文将对热力学第一定律进行详细的阐述，包括其定义、数学表达式、应用以及在物理化学中的重要作用。
关键词：热力学第一定律；能量守恒；物理化学；系统；状态函数一、引言热力学是研究能量转换和能量传递规律的科学。
热力学第一定律，也称为能量守恒定律，是理解和分析热力学过程的关键。
二、热力学第一定律的定义热力学第一定律指出，能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转换为另一种形式，或者从一个系统转移到另一个系统。
在封闭系统中，能量的总量保持不变。
三、热力学第一定律的数学表达式对于一个封闭系统，热力学第一定律可以用以下数学表达式表示：[ \Delta U = Q - W ]其中，( \Delta U ) 是系统内能的变化，( Q ) 是系统吸收的热量，( W ) 是系统对外做的功。
四、系统与状态函数在热力学中，系统是指我们研究的对象，它可以是封闭的或开放的。
状态函数是描述系统状态的物理量，如温度、压力、体积等，它们只与系统的状态有关，而与系统状态变化的过程无关。
五、热力学第一定律的应用理想气体的等体过程在等体过程中，体积保持不变，系统对外不做功，热力学第一定律简化为 ( \Delta U = Q )。
理想气体的等压过程在等压过程中，压力保持不变，系统对外做膨胀功，热力学第一定律可以表示为 ( \Delta U = Q + W )。
理想气体的等温过程在等温过程中，温度保持不变，理想气体的内能不发生变化，热力学第一定律简化为 ( 0 = Q - W )。
六、热力学第一定律与能量转换热力学第一定律不仅适用于热能和机械能之间的转换，还适用于其他形式的能量，如电能、化学能等。
七、热力学第一定律在物理化学中的应用化学反应在化学反应中，热力学第一定律用于计算反应热，即反应过程中系统吸收或释放的热量。
物理化学---知识点总结
《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；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）温过程 压过程 容过程 pVT 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（掌握）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、 广度性质（加和性：V ，U ，H ，S ，A ，G ）强度性质（物质的量，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（非状态函数） 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） 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 理想气体：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 （T ）或标准摩尔燃烧焓∆c H B （T ）计算 ∆ r H m = ∑ v B ∆ f H B （T ）= -∑ v B ∆ c H B （T ）6. 基希霍夫公式（适用于相变和化学反应过程）∆ r H m（T 2）= ∆ r H m（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） 4. 等容过程 ：d V =0 W =0，Q V =∆ U =dTnC T Tm v ⎰2,， ∆ H =∆ U +V ∆ p5．绝热过程：Q =0 （1）绝热可逆过程 W =dVp T T ⎰2= ∆ U =dTnC T Tm v ⎰2,，∆ H =∆ U +∆ pV理想气体：γγ2211V P V P = 122111--=γγV T V T γγγγ/)1(22/)1(11-=-P T P T（2）绝热一般过程：由方程WdVp T T外⎰2= ∆ U = dTnC T Tm v ⎰2, 建立方程求解。
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领域中研究物质的性质以及与能量之间相互关系的学科。
它基于物理学和化学的原理，研究了物质的构成、结构、性质和变化规律等方面的知识。
本文将对物理化学的一些重要知识点进行归纳，以便读者更好地理解和掌握这门学科。
1. 热力学热力学是研究热、能量和它们之间相互转化关系的学科，是物理化学的核心内容之一。
它涉及热容、焓、熵、自由能等概念，用于描述化学反应的热效应和平衡条件。
热力学定律包括热力学第一定律（能量守恒定律）和热力学第二定律（熵增定律）。
2. 动力学动力学是研究化学反应速率、反应速度方程和反应机理的学科。
它关注反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素之间的关系。
通过动力学研究，可以确定反应的速率常数和反应级数，从而预测和控制化学反应的进行。
3. 量子化学量子化学是利用量子力学原理研究分子和原子的结构、性质和变化的学科。
它通过求解薛定谔方程来描述物质微观粒子的行为，并解释了许多化学现象，如键的形成、光谱学等。
量子化学对于研究化学反应的活化能和反应机理有重要意义。
4. 分子结构与光谱学分子结构与光谱学研究分子的构型、键长和键角等参数，以及分子在不同波长的光下的吸收、散射和发射谱线。
这些数据对于确定分子的结构和识别化合物具有重要意义。
常见的光谱学技术包括红外光谱、核磁共振光谱和质谱等。
5. 电化学电化学是研究电和化学反应之间相互关系的学科。
它包括电解池的构成、电极反应、电动势和电解质溶液等内容。
电化学可应用于电池、电解、电镀和电化学分析等领域，对于能源转换和环境保护具有重要意义。
6. 界面化学界面化学研究物质在界面上的相互作用和现象。
界面可以是液体与气体、液体与固体、液体与液体等之间的交界面，研究内容包括吸附、表面活性剂、胶体稳定性和界面反应等。
界面化学在化妆品、涂料、纳米材料等领域具有广泛应用。
7. 热力学统计热力学统计是将热力学和统计力学相结合的学科，用于解释热力学现象的微观机制。
(物理化学)第三章 化学反应热力学总结
第三章 化学反应热力学总结本章主要是运用热力学的基本概念、原理和方法研究化学反应的能量变化，引入反应焓与温度的关系式——Kirchhoff 公式，建立热力学第三定律以求算化学反应的熵变，引入化学热力学重要关系式——Gibbs-Helmholtz 方程。
一、 基本概念1、化学反应进度 ()/B B d dn ξξν= B B n /∆ξ=∆ν 或 B B n /ξ=∆ν2、盖斯定律3、标准生成热4、标准燃烧热5、热力学第三定律6、规定熵与标准熵 二、化学反应焓变的计算公式1、恒压反应焓与恒容反应焓的关系 p,m V,m BBQ Q (g)RT =+ν∑或 p ,m V ,mB BH U(g )RT ∆=∆+ν∑ 简写为： m m B BH U (g)RT ∆=∆+ν∑ 2、用f B H ∆$计算r m H ∆$： r m H ∆$(298K)=Bf B BH (298K)ν∆∑$3、由标准燃烧焓c m H ∆!的数据计算任一化学反应的标准反应焓r m H ∆!()r m H 298K ∆=$()B C m,B BH 298K -ν∆∑$4、计算任意温度下的r m H ∆!——基尔霍夫公式（1）微分式 r m B p,m p,m Bp H (T)C (B)C T ⎡⎤∂∆=ν=∆⎢⎥∂⎣⎦∑$（2）已知()r m H 298K ∆$求任意温度下的r m H ∆!当(),p m C B 表示式为形式： ()2,p m C B a bT cT =++ 时()()T2r mr m298K HTK H 298K (a bT cT )dT ∆=∆+∆+∆+∆⎰$$，积分得：()()()()2233r m r m b c H TK H 298K a T 298T 298(T 298)23∆∆∆=∆+∆-+-+-$$若令：230r m b c H H (298k)a 29829829823∆∆∆=∆-∆⨯-⨯-⨯$则： 23r m 0b C H (TK)H aT T T 23∆∆∆=∆+∆++$三、化学反应熵变的计算1、知道某一物质B 在298K 时的标准熵值，求该物质在任一温度时的标准熵值的公式()()(),,,298298TKm Bm Bp m K dT STK S K C B T=+⎰$$ 2、已知(),298m B S K $计算标准反应熵变r m S ∆$(298K)r m B m,B S (298k)S (298K)∆=ν∑$$3、任意温度 TK 时的标准反应熵变值r m S ∆$（TK ）的计算r m S ∆$（TK ）=r mS ∆$ (298K)+TKp,m 298KC dT T∆⎰式中,p m C ∆ 为产物与反应物的热容差， ,p m C ∆＝(),Bp m BC B ν∑四、任意温度下化学反应吉布斯自由能的计算1、微分式 m m 2PG ()H T T T ⎡⎤∆∂⎢⎥∆=-⎢⎥∂⎢⎥⎢⎥⎣⎦$$2、不定积分式 'mm 2G H dT I T T∆∆=-+⎰$$ （'I 为积分常数） （1）、m H ∆$为常数时m mG H I T T∆∆=+$$或 m G ∆$=m H ∆$ +IT （2）、m H ∆$表示为温度的函数，且符合Kirchhoff 定律的形式：23m 0b c H (TK)H aT T T 23∆∆∆=∆+∆++$ 式中0H ∆为积分常数 20mH G 11a ln T bT cT I T T 26∆∆=-∆-∆-∆+$ 即 23m 011G (TK)H aT ln T bT cT IT 26∆=∆-∆-∆-∆+$。
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•
T2
nC p ,m dT T
T2 nC p ,m ln (C p ,m为常数) T1
3.4.2
V2 p1 S nR ln nR ln V1 p2
14
• 六、凝聚态（l或s）
S
T1 T2
nC p ,m dT T
• 七、相变过程的熵变
H 可逆 : S T
不可逆:
设计途径
15
• 八、亥姆霍兹函数
A U TS
判据: AT ,V
• 九、吉布斯函数
0, 自发 0, 平衡
G H TS U pV TS
0,自发 判据： GT , p 0, 平衡
16
• 十、四个热力学基本方程和麦克斯韦关系式
T 298.15
r C p ,m dT
其中： Δ C
= C (B)
>0, <0, = 0 , dT = 0 , 温度不变（理想气体）
T dT < 0 J-T , 制冷 dT > 0 , 制热 p H
热力学第二定律总结
• 一、热力学第二定律、第三定律表述，卡诺定理。 • 二、熵：
T2 p2 T1 p1
1
1
T2 V2 T1 V1
1
1
C p ,m CV ,m
• 七、基尔霍夫公式
r H m (T ) r H m ( 298.15K)
r p,m B p,m • 八、节流膨胀系数（焦耳－汤姆逊系数）
Z≡1
pV Z nRT
lim Z 1
p 0
理想气体 所有气体
3
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
七、维里方程
2 3 Z( p,T ) 1 B p C p D p L
B C D Z(Vm ,T ) 1 2 3 L Vm Vm Vm 八、对应状态原理 Vm p T pr , Vr , Tr pc Vm ,c Tc
dSiso dSsys dSamb
> 不可逆(自发) 0 =可逆
13
• 五、理想气体的熵变(单纯pVT变化) 恒容变温
S
T1 T2
nCV ,m dT T
T2 nCV ,m ln (CV ,m为常数) T1
恒压变温
恒温过程
S
T1
第一章 总结
一、理想状态方程 pV = nRT= (m/M)RT 及 pVm=RT , p=ρRT/M 二、混合理想气体
• pV = nRT= ( nB)RT 及 pV = (m/Mmix)RT
M mix yB M B
B
1
• 三、道尔顿分压定律 nB RT pB yB p V
• 四、阿马加定律
dU TdS pdV dH TdS Vdp dA SdT pdV dG SdT Vdp
17
• 十一、克拉佩龙方程
V dT T (可逆相变) dp H
• 十二、克劳修斯-克拉佩龙方程
vap H d ln p vap H ln p C 2 dT RT RT
pr
若pr和Tr相同，则Vr相同
4
第二章 热力学第一定律总结
一、第一定律数学表达式 U= Q + W dU = Q +W＝ Q - pambdV+ W′ 二、体积功 dW = - pambdV （1）向真空膨胀 ： W = 0 （2） 恒外压下 ： W = - pamb(V2 -V1) = - pamb V 理想气体恒压: W = n R T
H B f H m B c H m
• 四、热力学能变化 U= QV (W’=0 ,dV=o) (1)单纯pVT变化:
U nCV ,m dT
T1 T2
nCV ,m T
（CV,m 为常数,n 一定）
(2)相变化: (3)化学反应：
U= H－p V U＝ H－p V
(4) 可逆相变: l s l g s g
• 三、焓的定义式
H=U + pV
焓变 （1）单纯pVT变化（理想气体）
（2）相变化： H=Qp
H nC p ,m dT
T1
T2
(液、固也适用) （n、C p ,m 一定）
nC p ,m T
（3）化学变化:
H n Hm(T )
五、热容
（封闭系统）
U m CV ,m ( )V dV=0, W’=0 T H m Q C p ,m ( )p ( )p dp=0, W’=0 T T
C p ,m
T2
T2 T1
T1
C p ,m dT
• 六、理想气体可逆绝热方程
p2 V2 1 p1 V1
• 十三、吉布斯－亥姆霍兹方程
(G ) T H 2 T T p
18
多组分 本章小 结 ①定义
②判据
气
理想气体 真实气体
Raoult定律 Henry定律
~ pB (B )
③表达
理想
液
混合物 稀溶液 混合物 稀溶液
真实
aB
19
化学平衡 基本要求：
(3) 可逆过程：
理想气体恒温可逆：
Wr = - pdV
V1
V2
V2 p1 Wr = - nRTln = - nRTln V1 p2
Wr= - pV Wr= 0 Wr = - p(Vg-Vl) = - pVg = - ngRT (理想气体) Wr= - pVg = - ngRT (理想气体)
dS
Qr
T
S ：容量性质，状态函数
S S S 0, 0 T V T P V T
12
`
• 三、克劳修斯不等式
• 四、熵判据
Q 不可逆 dS T 可逆
nB RT VB yBV p
pB VB nB yB p V n
n1 p1 V1 ( )T ,V ( )T , p n2 p2 V2
2
• 五、范德华方程
a ( p 2 )(Vm b ) RT Vm 2 an ( p 2 )(V nb ) nRT V
• 六、压缩因子
1.掌握标准平衡常数的定义； 2.掌握用等温方程判断化学反应的方向和限度 的方法； 3.会用化学反应的平衡组成和热力学数据计算 标准平衡常数； 4.理解温度对标准平衡常数的影响，会用等压 方程计算不同温度下的标准平衡常数； 5.了解压力和惰性气体对化学反应平衡的影响； 6.了解同时反应平衡
相平衡 基本要求: