第一章 化学热力学基础 公式总结
化学中的化学热力学知识点
化学中的化学热力学知识点化学热力学是研究化学反应中能量的转化与变化的学科，它对我们理解化学现象和反应行为起着重要的作用。
本文将介绍化学热力学的一些基本知识点，包括热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等。
1. 热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在化学反应中的应用。
热力学第一定律表明，系统的内能变化等于系统吸收的热量与对外做功之和。
这可以表示为以下公式：ΔU = q + w其中，ΔU表示系统的内能变化，q表示系统吸收的热量，w表示系统对外做的功。
2. 热力学第二定律热力学第二定律是热现象的方向性规律。
它表明自发过程在整个宇宙中是朝熵增加的方向进行的。
热力学第二定律可以通过熵的概念来描述，熵是衡量系统无序程度的物理量。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加，直到达到最大值。
3. 焓焓是一个物质在常压条件下的热力学函数，通常用H表示。
在常压下，焓的变化可以表示为下式：ΔH = q焓变表示物质的热量变化，正值表示系统吸热，负值表示系统放热。
4. 熵熵是衡量系统无序程度的物理量，通常用S表示。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加。
熵的变化可以表示为下式：ΔS = q/T其中，ΔS表示系统的熵变，q表示系统吸收的热量，T表示系统的温度。
5. 自由能自由能是描述系统在恒温、恒压条件下能量转化的热力学函数，通常用G表示。
自由能包括内能和对外做功两个方面的能量，可以表示为以下公式：G = H - TS其中，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
当系统的自由能变化ΔG为负值时，表示该过程是自发进行的。
总结：化学热力学是研究化学反应中能量转化与变化的学科，主要涉及热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等知识点。
热力学第一定律描述了能量守恒定律在化学反应中的应用，热力学第二定律说明了自发过程进行的方向性规律。
焓是在常压下物质的热力学函数，熵是衡量系统无序程度的物理量，自由能描述了系统在恒温、恒压条件下的能量转化情况。
热力学公式总结
第一章 气体的pVT 关系 主要公式及使用条件1. 理想气体状态方程式nRT RT M m pV ==)/(或 RT n V p pV ==)/(m式中p ，V ，T 及n 单位分别为Pa ，m 3，K 及mol 。
m /V V n =称为气体的摩尔体积，其单位为m 3 · mol -1。
R =8.314510 J · mol -1 · K -1，称为摩尔气体常数。
此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。
2. 气体混合物 （1） 组成摩尔分数 y B (或x B ) = ∑AA B /n n体积分数 /y B m,B B *=V ϕ∑*AVy Am ,A式中∑AA n 为混合气体总的物质的量。
Am,*V表示在一定T ，p 下纯气体A 的摩尔体积。
∑*AA m ,A V y 为在一定T ，p 下混合之前各纯组分体积的总和。
（2） 摩尔质量∑∑∑===BBBB B BB mix //n M n m M y M式中 ∑=BB m m 为混合气体的总质量，∑=BB n n 为混合气体总的物质的量。
上述各式适用于任意的气体混合物。
（3） V V p p n n y ///B B B B *===式中p B 为气体B ，在混合的T ，V 条件下，单独存在时所产生的压力，称为B 的分压力。
*B V 为B 气体在混合气体的T ，p 下，单独存在时所占的体积。
3. 道尔顿定律p B = y B p ，∑=BB p p上式适用于任意气体。
对于理想气体V RT n p /B B =4. 阿马加分体积定律*/B B V n RT p =此式只适用于理想气体。
第二章 热力学第一定律 主要公式及使用条件1. 热力学第一定律的数学表示式W Q U +=∆或 'a m bδδδd δd U Q W Q p V W=+=-+ 规定系统吸热为正，放热为负。
系统得功为正，对环境作功为负。
热力学公式总结
H U pV
(1)
H U (pV )
式中 (pV ) 为 pV 乘积的增量， 惟独在恒压下
(pV)
p(V 2
V 1
)
在数值上等于体
积功。
(2)
H 2 nC d T
1
p,m
此式合用于理想气体单纯 pVT 变化的一切过程，或者真实气体的恒压变温过程，
或者纯的液体、固体物质压力变化不大的变温过程。
U 2 nC d T 此式合用于理想气体单纯pVT 变化的1 一切V ,m过程。
(1) 组成
摩尔分数
yB (或者
xB) =
n/ B
n A
A
体积分数
y V /
B
B
m,B
y V A m ,A
A
式中
n
为混合气体总的物质的量。
V
m,A
表示在一定
T，p 下纯气体
A 的摩
A
A
尔体积。 y V 为在一定 T，p 下混合之前各纯组分体积的总和。 A m ,A A
(2) 摩尔质量
式中 m m
V* (l) 与V* (g)
m
m
相
比可忽稍不计，在T1
_
T 2
的温度范围内摩尔蒸发焓可视为常数。
对于气- 固平衡，上式编 H 则应改为固体的摩尔升华焓。
vap m
定义:
=
(? (?
)
)
其中 X 为广延量，如 V ﹑ U ﹑ S......
全微分式： d
=
(|(
? ?
))|
+
? (|( ?
))|
+
(1) (2)
(3)
物化各种公式概念总结
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 。
三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p 外d V恒外压过程：W = －p 外ΔV定温可逆过程（理想气体）：W =nRT 1221ln ln p p nRT V V = 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 ; ΔH =ΔU +Δ(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 ，m =a +bT +cT 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 外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 pC V (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑V 1-㏑V 2)（T 与V 的关系）C p (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑P 2-㏑P 1) (T 与P 的关系)不可逆绝热过程：Q =0 ;利用C V (T 2-T 1)=－p 外(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 ΔH ； Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、实际气体节流膨胀：焦耳-汤姆逊系数：μJ-T （理想气体在定焓过程中温度不变，故其值为0；其为正值，则随p 降低气体T 降低；反之亦然）4、热化学标准摩尔生成焓：在标准压力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热（各种稳定单质在任意温度下的生成焓值为0） 标准摩尔燃烧焓：…………，单位物质的量的某物质被氧完全氧化时的反应焓第二章 热力学第二定律一、基本概念 自发过程与非自发过程二、热力学第二定律热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式）T Q dS δ≥ “=”可逆；“＞”不可逆三、熵（0k 时任何纯物质的完美结晶丧子为0）1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理（页522、熵的定义：T Q dS r δ=3、熵的物理意义：系统混乱度的量度。
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。
第一章 化学热力学基础 公式总结
第一章 化学热力学基础 公式总结1.体积功 We = －Pe △V2．热力学第一定律的数学表达式 △U = Q + W 3．n mol 理想气体的定温膨胀过程.定温可逆时：Wmax=-Wmin=4.焓定义式 H = U + PV在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定容过程 Qv = △U在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定压过程 Qp = H2 – H1 = △H5.摩尔热容 Cm ( J ·K-1·mol-1 ): 定容热容 CV（适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 定容过程适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）定压热容 Cp⎰=∆21,T T m p dTnC H （适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 的定压过程适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）单原子理想气体： Cv,m = 1.5R , Cp,m = 2.5R1221ln lnP PnRT V V nRT =nCC m =⎰=∆21,T T m V dTnC U双原子理想气体： Cv,m = 2.5R , Cp,m = 3.5R 多原子理想气体： Cv,m = 3R , Cp,m = 4RCp,m = Cv,m + R6.理想气体热力学过程ΔU 、ΔH 、Q 、W 和ΔS 的总结7.定义:△fHm θ(kJ ·mol-1)-- 标准摩尔生成焓△H —焓变； △rHm —反应的摩尔焓变 △rHm θ—298K 时反应的标准摩尔焓变；△fHm θ(B)—298K 时物质B 的标准摩尔生成焓； △cHm θ(B) —298K 时物质B 的标准摩尔燃烧焓。
8.热效应的计算由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = ∑νB △fH θm ,B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = -∑νB △cH θm ,B 9.Kirchhoff （基尔霍夫） 方程△rHm (T2) = △rHm (T1) + 如果 ΔCp 为常数，则△rHm (T2) = △rHm (T1) + △Cp ( T2 - T1)10.热机的效率为 dTC p T T ⎰∆21121211Q QQ Q Q QW+=+=-=η对于卡诺热机 1211Q Q Q Q W R +=-=η= 可逆循环过程< 不可逆循环过程11.熵变定义式 (体系经历一可逆过程的热温商之和等于该过程的熵变.)12.热力学第二定律的数学表达式(不等式中, “ > ”号表示不可逆过程 , “ = ” 号表示可逆过程 “ T ”—环境温度 , 对可逆过程也是体系温度. )13.熵增原理 (孤立体系的熵永不减少) △S 孤立 ≥ 0 > 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 体系达平衡.对于封闭体系△S 孤立 = △S 封闭 + △S 环境 ≥ 0 > 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 体系达平衡14.定温定压的可逆相变15.化学反应熵变的计算 △rS θm = ∑νBS θm ,B16.△rH θm 和△rS θm 与温度的关系：△rH θ m (T2) = △rH θ m (T1) +△rS θ m (T2) = △rS θ m (T1) +121T T T -=02211≤+T Q T Q RBAA B TQS S S )(δ⎰=-=∆∑≥∆ii iT Q S )(δTQdS δ≥环体环环环境T Q T Q S -==∆相变，相变T H n S m ∆=∆dTC p T T ⎰∆21d TTC p T T ∆⎰21。
《物理化学》(南大第五版)知识点总结
W=ΔU= CV dT ;ΔH= Cp dT
不可逆绝热过程：Q=0 ; 利用 CV(T2-T1)=－pe(V2-V1)求出 T2, W=ΔU= CV dT ;ΔH= Cp dT 2、相变化 可逆相变化：ΔH=Q=nΔ＿H； Ｗ＝－p(V2-V1)=－pVg=－nRT ; ΔU=Q+W
B (T , p, sln ) b , B (T ) RT ln a b , B ; ab,B=γb,B bB;
标准态为：同温下 bB=1 且符合
亨利定律的溶质（假想状态） 。
B (T , p, sln ) %, (T ) RT ln a%, B ; a%,B=γ%,B[%B]; B
标准态为：同温下[B%]=1 且
符合亨利定律的溶质（一般为假想状态） 。 三、各种平衡规律 1、液态混合物的气液平衡
* pA=p * A ax,A ; pA=p A ax,A ; p=pA+pB
2、溶液的气液平衡
pA=p * A ax,A；pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B；p=pA+pB
r Gm (T ) RT ln K
[ p( H 2 ) / p ][c( ZnCl 2 )] c2 (H C l )
三、 范特荷夫等温方程
r Gm (T ) r Gm (T ) RT ln J RT ln J / K
四、平衡常数与温度的关系
B f Gm ( B,298)
（4）ΔG 与温度的关系 ΔG=ΔH-TΔS ，设 ΔH、ΔS 不遂温度变化。 五、化学势 1、化学式的定义和物理意义
B (
G ) T , p ,nc ( c B ) ；在 T、p 及其他物质的量保持不变的情况下，增加 1molB 物质引 n B
热力学计算公式整理
热力学计算公式整理热力学是研究物质的热与能的转化关系的学科，是广泛应用于化学、物理、工程等领域的重要理论基础。
在热力学计算中，有一系列公式被广泛应用于热力学参数的计算和分析。
1.热力学基本方程：对于一个热力学系统，其内部能量U可以由其热力学状态变量来表示，常用的基本方程有：U=TS-PV+μN其中，U为内部能量，T为温度，S为熵，P为压力，V为体积，μ为化学势，N为摩尔数。
2.热力学函数的计算：(1)焓（H）的计算公式：H=U+PV其中，H为焓，U为内部能量，P为压力，V为体积。
(2)外界对系统做的功（W）计算公式：W=-∫PdV其中，W为功，P为压力，V为体积，积分为从初态到末态的过程。
(3)熵（S）的计算公式：dS=dQ/T其中，S为熵，dS为熵的微分，dQ为系统的热量变化，T为温度。
(4) Helmholtz自由能（A）的计算公式：A=U-TS其中，A为Helmholtz自由能，U为内部能量，T为温度，S为熵。
(5) Gibbs自由能（G）的计算公式：G=U-TS+PV其中，G为Gibbs自由能，U为内部能量，T为温度，S为熵，P为压力，V为体积。
3.热力学热力学参数的计算：(1)热容的计算公式：Cv=(∂U/∂T)V其中，Cv为定容热容，∂U/∂T为导数，V为体积。
Cp=(∂H/∂T)P其中，Cp为定压热容，∂H/∂T为导数，P为压力。
(2)趋近于绝对零度时的熵变ΔS的计算公式：ΔS = Cvln(T2/T1) + Rln(V2/V1)其中，ΔS为熵的变化，Cv为定容热容，T2和T1为温度的变化，R 为气体常数，V2和V1为体积的变化。
(3)等温过程中的吸热计算公式：q=ΔH=nCpΔT其中，q为吸热，ΔH为焓的变化，n为物质的摩尔数，Cp为定压热容，ΔT为温度的变化。
(4)等温过程中的做功计算公式：w=-ΔG=PΔV其中，w为做功，ΔG为Gibbs自由能的变化，P为压力，ΔV为体积的变化。
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第一章 化学热力学基础 公式总结
1.体积功 We = －Pe △V
2．热力学第一定律的数学表达式 △U = Q + W 3．n mol 理想气体的定温膨胀过程
.定温可逆时：
Wmax=-Wmin=
4.焓定义式 H = U + PV
在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定容过程 Qv = △U
在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定压过程 Qp = H2 – H1 = △H
5.摩尔热容 Cm ( J·K-1·mol-1 ): 定容热容 CV
（适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 定容过程
适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）
定压热容 Cp
⎰=∆2
1
,T T m p dT
nC H （适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 的定压过程
适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）
单原子理想气体： Cv,m = 1.5R , Cp,m = 2.5R 双原子理想气体： Cv,m = 2.5R , Cp,m = 3.5R
1
221ln ln
P P
nRT V V nRT =n
C
C m =
⎰=∆2
1
,T T m V dT
nC U
多原子理想气体： Cv,m = 3R , Cp,m = 4R
Cp,m = Cv,m + R
6.理想气体热力学过程ΔU 、ΔH 、Q 、W 和ΔS 的总结
7.定义:△fHm θ(kJ·mol-1)-- 标准摩尔生成焓
△H —焓变； △rHm —反应的摩尔焓变 △rHm θ—298K 时反应的标准摩尔焓变；
△fHm θ(B)—298K 时物质B 的标准摩尔生成焓； △cHm θ(B) —298K 时物质B 的标准摩尔燃烧焓。
8.热效应的计算
由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = ∑νB △fH θm ,B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = -∑νB △cH θm ,B 9.Kirchhoff （基尔霍夫） 方程
△rHm (T2) = △rHm (T1) + 如果 ΔCp 为常数，则
△rHm (T2) = △rHm (T1) + △Cp ( T2 - T1)
10.热机的效率为 对于卡诺热机
dT
C p T T ⎰
∆2
1
1
2
1211Q Q
Q Q Q Q W
+=+=-=η
12
11Q Q Q Q W R +=-
=η
= 可逆循环过程
< 不可逆循环过程
11.熵变定义式 (体系经历一可逆过程的热温商之和等于该过程的熵变.)
12.热力学第二定律的数学表达式
(不等式中, “ > ”号表示不可逆过程 , “ = ” 号表示可逆过程
“ T ”—环境温度 , 对可逆过程也是体系温度. )
13.熵增原理 (孤立体系的熵永不减少) △S 孤立 ≥ 0 > 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 体系达平衡
.对于封闭体系
△S 孤立 = △S 封闭 + △S 环境 ≥ 0 > 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 体系达平衡
14.定温定压的可逆相变
15.化学反应熵变的计算 △rS θm = ∑νBS θm ,B
16.△rH θm 和△rS θm 与温度的关系：△rH θ m (T2) = △rH θ m (T1) +
△rS θ m (T2) = △rS θ m (T1) +
121T T T -=0
2
21
1≤+
T Q T Q R
B
A
A B T
Q
S S S )(
δ⎰=-=∆∑≥∆i
i i T Q S )(δT
Q
dS δ≥
环
体环
环环境T Q T Q S -
==
∆相变
，相变
T H n S m ∆=
∆dT
C p T T ⎰
∆2
1
d T T
C p
T T ∆⎰
2
1。