物理化学知识点总结.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，内能与焓。 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： 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 （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,≤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、 范特荷夫等温方程 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=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）。 ; a%,B=γ%,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=pax,A ; p=pax,B