物化各种公式概念总结.doc
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1、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:U=Q+W。三、基本关系式1、体积功的计算 W= p外dV恒外压过程:W= p外V定温可逆过程(理想气体):W=nRT2、热效应、焓:等容热:QV =U(封闭系统不作其他功)等压热:Qp =H(封闭系统不作其他功)焓的定义:H=U+pV ; H=U+(pV)焓与温度的关系:H=3、等压热容与等容热容:热容定义:;定压热容与定容热容的关系:热容与温度的关系:Cp,m=a+bT+cT2四、第一定律的应用1、理想气体状态变化等温过程:U=0 ; H=0 ; W=
2、Q=p外dV等容过程:W=0 ; Q=U= ; H=等压过程:W=peV ; Q=H= ; U=可逆绝热过程:Q=0 ; 利用p1V1=p2V2求出T2, W=U=;H=CV(T2-T1)=nR(V1-V2)(T与V的关系)Cp(T2-T1)=nR(P2-P1) (T与P的关系)不可逆绝热过程:Q=0 ; 利用CV(T2-T1)=p外(V2-V1)求出T2, W=U=;H=2、相变化 可逆相变化:H=Q=nH;p(V2-V1)=pVg=nRT ; U=Q+W3、实际气体节流膨胀:焦耳-汤姆逊系数:J-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
3、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) “=”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:3、熵的物理意义:系统混乱度的量度。4、绝对熵:热力学第三定律5、 熵变的计算(1)理想气体等温过程:(2)理想气体等压过程:(3)理想气体等容过程:(4)理想气体p
4、TV都改变的过程:(5)可逆相变化过程:(6)化学反应过程:四、赫姆霍兹函数和吉布斯函数1、定义:A=U-TS;G=H-TS等温变化:A=U-TS;G=H-TS2、应用:不做其他功时,GT,p0 ;自发、平衡3、热力学重要关系式:dU=TdS-pdV;dH=TdS+Vdp 【页72】 dA=-SdT- pdV;dG=-SdT+Vdp4、A和G的求算(1)理想气体等温过程用公式:A=U-TS;G=H-TS用基本关系式:dA=-SdT- pdV;dG=-SdT+ Vdp (2)可逆相变过程 A=U-TS=W=-nRT;G=0(3)化学反应过程的G 标准熵法:G=H-TS标准生成吉布斯函数法:(4)
5、G与温度的关系G=H-TS ,设H、S不随温度变化。第三章化学势1、化学势的定义。物理意义:决定物质传递方向的限度的强度因素。 ;在T、p及其他物质的量保持不变的情况下,增加1molB物质引起系统吉布斯函数的增量。(又称偏摩尔量。1、只有系统的容量性质才有偏摩尔量,故系统强度性质没有偏摩尔量【页8有两种性质定义】2、只有在定稳T,定压P下才成为偏摩尔量)2、化学势的应用在等温等压不作其他功时,0自发;0平衡;0逆向自发3、化学时表示式理想气体:纯固体和纯液体:拉乌尔定律和亨利定律1、拉乌尔定律pA=p*xA(溶液中该物质蒸汽压=纯该物质蒸汽压*溶液中该物质物质量分数【理想】) 适用于液态混合物
6、和溶液中的溶剂。2、亨利定律pB=kx,xB(与溶液平衡的溶质蒸汽的分压=亨利系数*溶质在溶液中的摩尔分数)适用于溶液中的溶质。二、液态混合物和溶液中各组分的化学势1、理想液态混合物 标准态为:同温下的液态纯溶剂。2、真实液态混合物 标准态为:同温下的液态纯溶剂。3、理想稀溶液溶剂: 标准态为:同温下的液态纯溶剂。溶质: 标准态为:同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。4、真实溶液溶剂: ;ax,A=fx,A x; 标准态为:同温下的液态纯溶剂。溶质: ; ax,B=x,B xB; 标准态为:同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。; ab,B=b,B bB; 标准态为:同温下bB=1且符合亨利定律
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