物理化学笔记公式c超强..docVIP

热力学第一定律 功：δW＝δWe＋δWf 膨胀功 δWe＝p外dV 膨胀功为正，压缩功为负。 非膨胀功δWf＝xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。 如δW（机械功）＝fdL，δW（电功）＝EdQ，δW（表面功）＝rdA。 热 Q：体系吸热为正，放热为负。 热力学第一定律： △U＝Q＋W＝Q—We＝Q—p外dV （δWf＝0） 焓 H＝U＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。 热容 C＝δQ/dT 等压热容：Cp＝δQp/dT＝ （?H/?T）p 等容热容：Cv＝δQv/dT＝ （?U/?T）v 理想气体ΔU,ΔH 的计算： 对理想气体的简单状态变化过程：定温过程：Δ U=0； Δ H=0 变温过程： 对理想气体， 状态变化时 dH=dU+d(PV) 若理想气体的摩尔热容没有给出，常温下有： 理想气体绝热可逆过程方程式: 标准态： 气体的标准态：在任一温度T、标准压力 P下的纯理想气体状态； 液体(或固体)的标准态：在任一温度T、标准压力下的纯液体或纯固体状态。 标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。 摩尔反应焓：单位反应进度(ξ=1mol)的反应焓变ΔrHm。 标准摩尔生成焓：一定温度下由热力学稳定单质生成化学计量数 νB=1的物质B的标准摩尔反应焓，称为物质B在该温度下的标准摩尔生成焓。用 表示 (没有规定温度，一般298.15 K时的数据有表可查) 标准摩尔燃烧焓:一定温度下， 1mol物质 B 与氧气进行完全燃烧反应，生成规定的燃烧产物时的标准摩尔反应焓，称为B在该温度下的标准摩尔燃烧焓。用 表示.单位：J mol-1 规定产物： 标准摩尔反应焓的计算： 盖斯（Γecc）定律: 反应热仅与始、末状态有关，而与具体途径无关。 热力学第二定律 （1）克劳修斯Clausius不等式： 熵函数的定义：dS＝δQR/T 熵单位: J·K－1 熵增加原理:孤立系统内发生的过程总是自发地向着熵增加的方向进行，直到体系的熵增加到最大值时，体系达到平衡态。 计算熵变时先判断过程是否可逆； 若为可逆-----可直接代公式计算； 若为不可逆-----要在相同的始末态间设计一条包含已知条件在内的可逆途径，然后进行计算。 若要判断变化的自发性-----计算环境的熵差。 计算熵差的基本公式： （2）环境熵变的计算: （3）pvT变化过程熵变的计算： 理想气体恒温: 理想气体恒容: 理想气体恒压: （4）相变过程熵变的计算： ①可逆相变：（恒温恒压－须是某温度的平衡压力） ②不可逆相变：（不恒温或不恒压）通常要设计一条包括有可逆相变步骤在内的可逆途径，此可逆途径的热温商才是该不可逆过程的熵变。 气液间可逆相变（恒T、P）P是液体在T时的饱和蒸汽压。 气固间可逆相变（恒T、P）P是固体在T时的饱和蒸汽压。 固液间可逆相变（恒T、P）T是固体在P时的熔点。 热力学第三定律 经典表述：纯物质完美晶体在0K时的熵等于零。 热力学第一、二定律联合公式 （1）吉布斯Gibbs自由能定义：G＝H－TS G —吉布斯自由能，体系的状态函数，广度性质，具能量量纲：J或kJ 恒温恒压下的可逆过程,体系吉布斯自由能的减少等于体系对外所做最大功。在恒温恒压下的不可逆过程中，体系吉布斯自由能的减少大于体系所做的非体积功。 在恒温、恒压下，W `≠0的条件下有 在恒温、恒压且W′=0的条件下有 封闭体系的吉布斯自由能判据： (2)亥姆霍兹Helmbolz自由能定义：F＝U—TS 定温、定容且W′=0的条件下 热力学基本公式： 组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程： dU＝TdS－pdV dH＝TdS＋Vdp dF＝－SdT－pdV dG＝－SdT＋Vdp (1)P、V、T变化过程△G的计算： 理想气体恒温变化： 凝聚态物质恒温变化：△G=V(p2-p1) 凝聚态物质恒温变化在压力变化不大时 ：△G=0 (2)相变化过程△G的计算： 恒温、恒压W′＝0的可逆相变：△G=△H-T△S=0 不可逆相变： a b 在相同的始末态间设计出一条包含已知条件在内的可逆途径。 (3)恒温恒压化学反应△G的计算： ① 用△rG m=△rH m-T△rS m 计算 理想气体简单p,V,T变化（封闭、W ’=0） 稀溶液的两个实验定律 拉乌尔(Raoult)定律：平衡时，稀溶液中溶剂A的蒸气压等于同一温度下纯溶剂的饱和蒸气压p*A与溶液中溶剂的摩尔分数x