物理化学重要概念公式总结

第一章 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= －p edV 恒外压过程：W= －p eΔV 可逆过程： W=n RT1221lnlnppn RTVV  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+p V ; dH=dU+d(p V) 焓与温度的关系：ΔH=21dpTTTC 3、等压热容与等容热容 热容定义：VV)( TUC；pp)( THC 定压热容与定容热容的关系： nRCCVp 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=TC dV ; ΔH=TC dp 等 压 过 程 ： W= － peΔV ; Q=ΔH= TC dp ; ΔU=TC dV 可逆绝热过程： Q=0 ; 利用 p1V1γ=p2V2γ求出 T2, W=ΔU=TC dV;ΔH=TC dp 不可逆绝热过程：Q=0 ; 利用 CV(T2-T1)=－pe(V2-V1)求出 T2, W=ΔU=TC dV;ΔH=TC dp 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：)298,()298(BHHmfBmr  反应热与温度的关系—基尔霍夫定律： )(])([,pBCTHmpBBmr。 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） TQdS “=”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：TQdSr 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： 2112lnlnppnRVVnRTQSr （2）理想气体等压过程：12, ln TTnCSmp （3）理想气体等容过程：12, ln TTnCSmV （4）理想气体 pTV 都改变的过程： 2112,lnlnppnRTTnCSmp （5）可逆相变化过程：THnS_ （6）化学反应过程： )298,()298(BSSmBmr 四、赫姆霍兹函数和吉布斯...