物理化学笔记公式c超强.docx

功：δ W ＝δ W e＋δ W f 热力学第一定律 （ 1） 膨胀功 δW e＝ p外dV 膨胀功为正，压缩功为负。 V 2 W pdV V1 W nRTln V2 V1  p1 nRTln p2 为可逆过程中体积功的基本计算公式，只能适用于可逆过程。计算可逆过程的体积功时，须先求出体系的 p~V 关系式，然后代入积分。 适用于理想气体定温可逆过程。 （ 2） 非膨胀功δ W f＝ xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。 如δ W（机械功）＝ fdL ，δ W（电功）＝ EdQ ，δ W （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 —W e＝ Q— p外dV （δ Wf＝ 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＝δ Q/dT （ 1） 等压热容： C p＝δ Qp /dT ＝ （ ?H/ ?T） p dH p Cp dT nC p,m dT 体系的热力学能、焓的变化可由该 （ 2） 等容热容： C v＝δ Qv/dT ＝ （ ?U/ ?T ） v dU C dT nC dT 二式求得 热容与温度的关系： Cp, m a bT cT 2 V V V,m Cp, m  2 a bT c T a,b,c.c ′是经验常数 , 可在物化手册上查到 , 使用这些公式时要注意适用的温度范围。 理想气体Δ U, Δ H 的计算 ： U T1 C dT T1 nC dT 适用于：理想气体的任何变温过程（无化学反 T2 V T1 H C pd T T2 T2 V ,m T1 nC p,m dT T2 应、无相变化、只是单纯的 PVT 变化）。 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： T2 U CV dT T1 T2 H C p dT T1 对理想气体， W 0 状态变化时 dH=dU+d(PV) nC p,m dT = nC V,m dT + nRdT 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 : Cp,m CV ,m R T2 V1 R CV , m T1 V2 T2 p2  R C p ,m  R VCV ,m V 1 标准态： T1 p1 V2 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Δ rH m 。 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 ν B=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 Δf H m B 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： C CO2 g , N N 2 g , H H 2O l , Cl HCl l S SO2 g 标准摩尔反应焓的计算：  r H m  B f H B  m (B) 盖斯（Γ ecc ）定律 : 反应热仅与始、末状态有关，而与具体途径无关。 Qp,m = Q V,m + νB B g RT Qp,m = Q V,m + νB B g RT  定温、定压下化学反应热等于产物 r H m H B - B 产物 H B B 反应物 B H B B 焓的总和与反应物焓的总和之差。 热力学第二定律 （ 1）克劳修斯 Clausius 不等式： S 2 δQ 不可逆 或 d S δQ 不可逆  1 42 1 T 可逆 T 可逆 熵函数的定义： dS ＝δ QR/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： Qr dU pdV （ 2）环境熵变的计算 : Qr,e Qe 2Se 2 Qsys 1 Te Te Te （ 3） pvT 变化过程熵变的计算：  S nC  V, m  ln T 2 T 1  nRln