物理化学重要概念公式总结.doc

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，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= －pedV
恒外压过程：W= －peΔV
可逆过程： W=nRT
2、热效应、焓
等容热：QV =ΔU（封闭系统不作其他功）
等压热：Qp =ΔH（封闭系统不作其他功）
焓的定义：H=U+pV ; dH=dU+d(pV)
焓与温度的关系：ΔH=
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=a+bT+c’T2
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=pedV
等容过程：W=0 ; Q=ΔU= ; ΔH=
等压过程：W=－peΔV ; Q=ΔH= ; ΔU=
可逆绝热过程：
Q=0 ; 利用p1V1γ=p2V2γ求出T2,
W=ΔU=;ΔH=
不可逆绝热过程：Q=0 ;
利用CV(T2-T1)=－pe(V2-V1)求出T2,
W=ΔU=;ΔH=
2、相变化
可逆相变化：ΔH=Q=nΔ＿H；
Ｗ＝－p(V2-V1)=－pVg=－nRT ; ΔU=Q+W
3、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：
反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：
。
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
1、热力学第二定律的经典表述
克劳修斯，开尔文，奥斯瓦尔德。实质：热功转换的不可逆性。
2、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
1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理
2、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
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pTV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：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS
2、应用：不做其他功时，ΔAT,V≤0 ；自发、平衡
ΔGT,V≤0 ；自发、平衡
3、热力学基本关系式
dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV
4、ΔA和ΔG的求算
（1）理想气体等温过程
用公式：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS
用基本关系式：dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV
（2）可逆相变过程
ΔA=ΔU-TΔS=W=-nRT；ΔG=0
（3）化学反应过程的ΔG
标准熵法：ΔG=ΔH-TΔS
标准生成吉布斯函数法：
（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
；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。
2、化学势的应用
在等温等压不作其他功时，＜0自发；＝0平衡；＞逆向自发
3、化学时表示式
理想气体：
纯固体和纯液体：
第三章 化学平衡
一、化学平衡常数与平衡常数表达式
如：Zn+2HCl(aq)=H2+ZnCl2（aq）；
二、 标准平衡常数的求算
三、 特荷夫等温方程
四、平衡常数与温度的关系
；
五、各种因素对平衡的影响
分压、总压、惰性气体、温度。
液态混合物和溶液
一、拉乌尔定律和亨利定律
1、拉乌尔定律
pA=p*xA；pA=p*ax,A 适用于液态混合物和溶液中的溶剂。
2、亨利定律
pB=kx,BxB=kb,BbB=k%,B[%B] ； pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B 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（假想状态）。
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=γx,B xB; 标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质（假想状态）。
; ab,B=γ