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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 途径1 : 向真空膨胀 Pe = 0 , W1=0 途径2: 一次恒外压膨胀 Pe = P2 途径3: 无限缓慢膨胀 Pe = P1 － dP=P .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 （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 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 过程 ΔU ΔH Q W ΔS 自由膨胀 0 0 0 0 定温可逆 0 0 -W 定压 定容 0 7.定义:△fHmθ(kJ·mol-1)-- 标准摩尔生成焓 △H—焓变； △rHm—反应的摩尔焓变 △rHmθ—298K时反应的标准摩尔焓变； △fHmθ(B)—298K时物质B的标准摩尔生成焓； △cHmθ(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 △rHθm = ∑νB△fHθm ,B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变 △rHθm = -∑νB△cHθm ,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 对于卡诺热机 = 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 △rSθm = ∑νBSθm ,B 16.△rH θm和△rSθm与温度的关系：△rH θ m (T2) = △rH θ m (T1) + △rS θ m (T2) = △rS θ m (T1) +