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 △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
1
221ln ln
P P
nRT V V nRT =n
C
C m =
⎰=∆2
1
,T T m V dT
nC 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 = 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 dT
C p T T ⎰
∆2
1
1
2
1211Q Q
Q Q Q Q
W
+=+=-=η
对于卡诺热机 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。