第一章化学热力学基础公式总结

合集下载

热力学公式总结

H U pV
(1)
H U (pV )
式中 (pV ) 为 pV 乘积的增量，惟独在恒压下
(pV)
p(V 2
V 1
)
在数值上等于体
积功。
(2)
H 2 nC d T
1
p,m
此式合用于理想气体单纯 pVT 变化的一切过程，或者真实气体的恒压变温过程，
或者纯的液体、固体物质压力变化不大的变温过程。
U 2 nC d T 此式合用于理想气体单纯pVT 变化的1 一切V ,m过程。
(1) 组成
摩尔分数
yB (或者
xB) =
n/ B
n A
A
体积分数
y V /
B
B
m,B
y V A m ,A
A
式中
n
为混合气体总的物质的量。
V
m,A
表示在一定
T，p 下纯气体
A 的摩
A
A
尔体积。 y V 为在一定 T，p 下混合之前各纯组分体积的总和。 A m ,A A
(2) 摩尔质量
式中 m m
V* (l) 与V* (g)
m
m
相
比可忽稍不计，在T1
_
T 2
的温度范围内摩尔蒸发焓可视为常数。
对于气- 固平衡，上式编 H 则应改为固体的摩尔升华焓。
vap m
定义:
=
(? (?
)
)
其中 X 为广延量，如 V ﹑ U ﹑ S......
全微分式： d
=
(|(
? ?
))|
+
? (|( ?
))|
+
(1) (2)
(3)

化学热力学公式

化学热力学公式化学热力学是研究化学反应和物理变化中能量转换的科学。

在化学热力学中，我们经常需要使用一些公式来计算反应的焓变、熵变以及平衡常数等。

下面将介绍几个常用的化学热力学公式。

1.热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律的表述形式，它说明了能量不能被创造或消失，只能从一种形式转化为另一种形式。

其数学表达式为：ΔU = Q + W其中ΔU 是系统内能的改变量，Q 是系统吸收的热量，W 是系统对外做的功。

2.热力学第二定律热力学第二定律指出，热量不能自发地从低温物体传导到高温物体。

它说明了自然界的自发过程都具有方向性。

其数学表达式为：dS ≥ 0其中 S 是系统的熵，dS 表示熵的改变量。

3.理想气体状态方程理想气体状态方程是描述理想气体状态变量之间关系的方程。

其数学表达式为：PV = nRT其中 P 是压力，V 是体积，n 是摩尔数，R 是气体常数，T 是温度（需用开尔文为单位）。

4.阿伏伽德罗定律阿伏伽德罗定律是描述气体分子数与压强之间的关系。

其数学表达式为：PV = nRT其中 P 是压力，V 是体积，n 是摩尔数，R 是气体常数，T 是温度（需用开尔文为单位）。

这个公式也可以用来计算理想气体的分子数密度。

5.盖斯定律盖斯定律指出，一个化学反应的焓变等于任意两个热化学方程式之间反应热的差值。

这一定律可以帮助我们通过已知的热化学方程式来计算未知的反应热。

数学表达式为：ΔH = Σ(ΔH - TΔS)°其中ΔH 是反应的焓变，ΔH - TΔS 是任意两个热化学方程式之间反应热的差值，Σ 表示对所有反应式求和。

6.基尔霍夫定律基尔霍夫定律是描述热力学系统中物质数量与能量之间的关系。

它表明在一个封闭系统中，物质的数量和能量是守恒的。

数学表达式为：ΔE = nCvΔT + p(V2 - V1) + Σ(ΔH - TΔS)°其中ΔE 是系统内能的改变量，nCvΔT 是系统温度改变时内能的改变量，p(V2 - V1) 是系统压力改变时体积的改变量，Σ(ΔH - TΔS)° 是系统发生化学反应时反应热的改变量。

1-总结-1 焓、熵与吉布斯函数

第一章化学热力学知识点总结了解：化学热力学是干什么的？判断反应能否自发进行。

中学：气体，沉淀，水大学：严格的计算↖G具体：ΔrΔr G＞0不反应；Δr G＜0反应。

Δr G=W掌握！变=Δ=末-初焓=H对一般反应aA+bB→yY+zZ产物反应物读法！单质在没给时，=0对于化学反应，Δr H (T )≈Δr H (298.15K)习题：1）计算乙炔完全反应的标准摩尔焓变。

298K 、298℃和1000℃？解：Δf H mB （T ）226.73 －393.51 －285.83C 2H 2(g)+ O 2(g) 2CO 2(g)+ H 2O (l)掌握！Δ=末-初=产物-反应物焓=H对一般反应aA+bB→yY+zZ产物反应物单质在没给时，=0对于化学反应，Δr H (T )≈Δr H (298.15K)习题：1）计算乙炔完全反应的标准摩尔焓变。

298K 、298℃和1000℃？解：Δf H mB （T ）226.73 0－393.51 －285.83Δr H m (T )={2×(-393.51)+(-285.83)kJ ·mol -1-(226.73+0)kJ ·mol -1=-1299.58kJ·mol -1C 2H 2(g)+ O 2(g) 2CO 2(g)+ H 2O (l)掌握！2）2Fe2O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) 查表求该反应的在1000K 时的焓变？如果产物，反应物对调，焓变为多少？O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g)解：2Fe2(298K) -824.2 -393.5掌握！2）2Fe2O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) 查表求该反应的在1000K 时的焓变？如果产物，反应物对调，焓变为多少？O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g)解：2Fe2(298K) -824.2 0 0 -393.5首先计算298K下的反应焓变：(298K)=32323=3×(-393.51)-2×(-824.2) =467.9 (kJ/mol)(1000K)=(298K)=467.9kJ/mol对调后，按照同样的方法计算，答案恰好为相反数(1000K)=-467.9kJ/mol掌握！3）已知A，B，C，D四种化合物，其中A和C为参考态单质/元素，B和D在298K下的标准摩尔生成焓分别是40 和-50。

热力学四个基本公式

热力学四个基本公式
1. 第一定律：能量守恒定律
这一定律也被称为能量守恒定律，反映了能量在物质变化过程中的不灭性和不可创性。

简而言之，能量不会凭空消失，也不会从虚无中突然出现，而是在各种物质变化的过程中被转化和传递。

数学表达式：ΔU = Q - W
其中，ΔU表示系统内部的能量变化，Q表示系统从外界吸收
的热能，W表示系统对外界做功。

2. 第二定律：熵增加定律
熵是描述一个系统的无序度量，且在热力学中有着极其重要的作用。

熵增加定律是指在自然界中，任何一个孤立系统的熵都不可能相等或减少，而只能增加。

简而言之，自然界中的任何过程都趋向于更加无序和混乱。

数学表达式：ΔS ≥ Q/T
其中，ΔS表示系统的熵变，Q表示系统从外界吸收的热能，T 表示系统的温度。

3. 第三定律：绝对零度不能达到定律
绝对零度是指温度为零开尔文的状态，也是绝对零度热力学温标的起点。

根据第三定律，无论如何降低温度，都无法达到绝对零度的状态。

简而言之，绝对零度是物质世界中的温度极限。

数学表达式：k → 0时，S → 0
其中，k表示系统的热容量比值，S表示系统的熵。

4. 能量-熵互化定律
能量和熵在热力学中占据着同等重要的地位，而且还存在着一种关系：能量和熵可以在一定条件下互相转化。

简而言之，能量和熵之间不存在一种绝对隔离的关系。

数学表达式：ΔG = ΔH - TΔS
其中，ΔG表示系统的自由能变化，ΔH表示系统内部的焓变化，ΔS表示系统的熵变。

化工热力学公式总结

化工热力学公式总结1.热平衡公式：对于封闭系统，内能变化等于热变化和功变化之和。

即：ΔU=Q-W其中，ΔU表示内能变化，Q表示系统吸收或放出的热量，W表示系统对外做功。

2.热容公式：热容是单位质量物质温度变化1°C所吸收或放出的热量。

Q=mCΔT其中，Q表示吸收或放出的热量，m表示物质的质量，C表示热容，ΔT表示温度变化。

3.平衡常数（K）公式：对于化学反应：aA+bB↔cC+dD反应的平衡常数（K）定义为反应物浓度的乘积与生成物浓度的乘积之比：K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]表示反应物和生成物的摩尔浓度。

4.反应焓变（ΔH）公式：反应焓变是化学反应进行过程中吸热或放热的量。

根据焓守恒定律，反应焓变可以通过反应物和生成物焓变的差值表示：ΔH=ΣnΔHf(生成物)-ΣmΔHf(反应物)其中，n和m为反应物和生成物的系数，ΔHf表示物质的标准生成焓。

5.反应熵变（ΔS）公式：反应熵变是化学反应进行过程中熵的变化。

根据熵守恒定律，反应熵变可以通过反应物和生成物熵变的差值表示：ΔS=ΣnS(生成物)-ΣmS(反应物)其中，n和m为反应物和生成物的系数，S表示物质的熵。

6.反应自由能变（ΔG）公式：反应自由能变是化学反应进行过程中自由能的变化，可以通过反应物和生成物的自由能差值表示：ΔG=ΣnG(生成物)-ΣmG(反应物)其中，n和m为反应物和生成物的系数，G表示物质的自由能。

7.热力学平衡公式：对于可逆反应，根据吉布斯自由能变可以推导出热力学平衡公式：ΔG=ΔH-TΔS其中，ΔG为反应的吉布斯自由能变，ΔH为反应的焓变，ΔS为反应的熵变，T为温度。

以上是化工热力学中常用的公式总结，这些公式在研究和设计化工过程中起到了重要的作用。

通过应用这些公式，可以计算和预测系统的热力学性质和能量转化，从而优化化工过程的设计和操作。

同时，这些公式也为研究反应机理和确定过程条件提供了理论基础。

热力学公式总结

热力学公式总结
一、热力学第一定律
热力学第一定律，也被称为能量守恒定律，表明在一个封闭系统中，能量不能被创造或毁灭，只能从一种形式转化为另一种形式。

公式如下：
ΔU = Q + W
其中，ΔU表示系统内能的改变，Q表示系统吸收或释放的热量，W表示系统对外界所做的功。

二、热力学第二定律
热力学第二定律表明，热量不能自发地从低温物体传递到高温物体，而不引起其他变化。

公式如下：
dS/dt ≥ 0
其中，S表示系统的熵，dS/dt表示熵的变化率。

如果dS/dt大于0，则表
示熵增加，如果dS/dt等于0，则表示熵不变。

三、理想气体状态方程
理想气体状态方程表示理想气体的压力、体积和温度之间的关系。

公式如下：PV = nRT
其中，P表示气体的压力，V表示气体的体积，n表示气体的摩尔数，R表
示气体常数，T表示气体的温度（以开尔文为单位）。

四、热力学第三定律
热力学第三定律表明，绝对零度不能通过有限的降温过程达到。

公式如下：ΔS(T→0) = 0
其中，ΔS表示系统熵的变化，T表示温度。

这个公式表明在绝对零度时，
系统的熵为零。

热力学计算公式整理

热力学计算公式整理热力学是研究物质的热与能的转化关系的学科，是广泛应用于化学、物理、工程等领域的重要理论基础。

在热力学计算中，有一系列公式被广泛应用于热力学参数的计算和分析。

1.热力学基本方程：对于一个热力学系统，其内部能量U可以由其热力学状态变量来表示，常用的基本方程有：U=TS-PV+μN其中，U为内部能量，T为温度，S为熵，P为压力，V为体积，μ为化学势，N为摩尔数。

2.热力学函数的计算：(1)焓（H）的计算公式：H=U+PV其中，H为焓，U为内部能量，P为压力，V为体积。

(2)外界对系统做的功（W）计算公式：W=-∫PdV其中，W为功，P为压力，V为体积，积分为从初态到末态的过程。

(3)熵（S）的计算公式：dS=dQ/T其中，S为熵，dS为熵的微分，dQ为系统的热量变化，T为温度。

(4) Helmholtz自由能（A）的计算公式：A=U-TS其中，A为Helmholtz自由能，U为内部能量，T为温度，S为熵。

(5) Gibbs自由能（G）的计算公式：G=U-TS+PV其中，G为Gibbs自由能，U为内部能量，T为温度，S为熵，P为压力，V为体积。

3.热力学热力学参数的计算：(1)热容的计算公式：Cv=(∂U/∂T)V其中，Cv为定容热容，∂U/∂T为导数，V为体积。

Cp=(∂H/∂T)P其中，Cp为定压热容，∂H/∂T为导数，P为压力。

(2)趋近于绝对零度时的熵变ΔS的计算公式：ΔS = Cvln(T2/T1) + Rln(V2/V1)其中，ΔS为熵的变化，Cv为定容热容，T2和T1为温度的变化，R 为气体常数，V2和V1为体积的变化。

(3)等温过程中的吸热计算公式：q=ΔH=nCpΔT其中，q为吸热，ΔH为焓的变化，n为物质的摩尔数，Cp为定压热容，ΔT为温度的变化。

(4)等温过程中的做功计算公式：w=-ΔG=PΔV其中，w为做功，ΔG为Gibbs自由能的变化，P为压力，ΔV为体积的变化。

热力学公式总结

物理化学主要公式及使用条件第一章气体的pVT 关系主要公式及使用条件1. 理想气体状态方程式nRT RT M m pV ==)/(或 RT n V p pV ==)/(m式中p ，V ，T 及n 单位分别为Pa ，m 3，K 及mol 。

m /V V n =称为气体的摩尔体积，其单位为m 3 · mol -1。

R =8.314510 J · mol -1 · K -1，称为摩尔气体常数。

此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。

2. 气体混合物（1）组成摩尔分数 y B (或x B ) = ∑AA B /n n体积分数 /y B m,B B *=V ϕ∑*AV y A m ,A式中∑AA n 为混合气体总的物质的量。

Am,*V表示在一定T ，p 下纯气体A 的摩尔体积。

∑*AA m ,A V y 为在一定T ，p 下混合之前各纯组分体积的总和。

（2）摩尔质量∑∑∑===BBBB B BB mix //n M n m M y M式中 ∑=BB m m 为混合气体的总质量，∑=BB n n 为混合气体总的物质的量。

上述各式适用于任意的气体混合物。

（3）V V p p n n y ///B B B B *=== 式中p B 为气体B ，在混合的T ，V 条件下，单独存在时所产生的压力，称为B的分压力。

*B V 为B 气体在混合气体的T ，p 下，单独存在时所占的体积。

3. 道尔顿定律p B = y B p ，∑=BB p p上式适用于任意气体。

对于理想气体V RT n p /B B =4. 阿马加分体积定律V RT n V /B B =*此式只适用于理想气体。

第二章热力学第一定律主要公式及使用条件1. 热力学第一定律的数学表示式W Q U +=∆或 'amb δδδd δdU Q W Q p V W =+=-+规定系统吸热为正，放热为负。

系统得功为正，对环境作功为负。

热力学基础总结(物化)

第二章热力学基础小结这一章主要讲了热力学第一定律和热力学第二定律。

一、热力学第一定律U=Q+W ∆ （封闭系统，任何过程） dU=Q W δ+δ （封闭系统微变过程）二、热力学第二定律1、热力学第二定律的数学表达式，Clausius 不等式：QdS T δ≥B A Q S Tδ∆≥⎰ > 为不可逆＝为可逆2、熵的定义式rQ dS Tδ=BAS Br B A S AdQ dS S S S T=-=∆=⎰⎰三、状态函数及其关系式1、状态函数关系式：（定义式） H = U + pV|| ||G = A + pV+ + TS TS2、热力学的四个基本方程:（适用条件：恒定组成，只作体积功的封闭系统） dU TdS pdV =- dH TdS Vdp =+dA SdT pdV =-- dG SdT Vdp =-+3、对应系数关系式： V p U ()()T S S ∂∂H ==∂∂ S T U A()()p V V ∂∂==-∂∂ S T H G()()V p p∂∂==∂∂ V p A G ()()S T T ∂∂==-∂∂4、Maxwell 关系式：S V T p )()V S ∂∂=-∂∂； S p T V )()P S ∂∂=∂∂； T V S p )()V T ∂∂=∂∂； T p S V)()P T∂∂=-∂∂；四、各种判据的比较：五、各种热力学函数的计算公式： 1、体积功的计算（1）、定义式：21V BB e V W W p dV δ==-∑⎰（2）、反抗恒定外压过程：21V e e 21V W p dV p (V V )=-=--⎰（3）、可逆过程：21V III V W = pdV -⎰（4）、理想气体恒温过程：1221V pW= nRTlnnRTln V p = （5）、有气体参加的相变过程：体系在恒温恒压下由凝聚相α转变为气相(g)β.W p(V V )pV nRT βαβ=--=-=-（6）、绝热过程： 0a Q = ,21,()a V m V m W U nC T T nC T =∆=-=∆2、热效应的计算（1）、恒容热： V Q U=∆（封闭系统，恒定W ′= 0）2211T T V V V.m T T Q U C dT n C dT =∆==⎰⎰（2）、恒压热：21p Q H H H =-=∆ （封闭系统，恒压，'0W =）2211T T p p p.m T T Q H C dT n C dT =∆==⎰⎰（3）、理想气体恒温可逆过程：12TT 21V pQ W nRTlnnRTln V p =-== （4）、绝热过程：0a Q =3、热力学能的计算（1）、封闭系统，任何过程： U=Q+W ∆ （2）、理想气体恒温过程：U ∆=0 （3）、均相物质变温过程：2211T T V V.m T T U C dT n C dT ∆==⎰⎰（4）、绝热过程：U W∆=4、焓变的计算（1）、封闭系统：()()2211HU pV U p V pV ∆=∆+∆=∆+-（2）、理想气体恒温过程：H ∆＝0 （3）、均相物质变温过程：2211T T p p.m T T H C dT n C dT ∆==⎰⎰（4）、恒压过程：()HU p V ∆=∆+∆（5）、可逆相变过程：p m HQ n H βα∆==∆（6）、不可逆相变过程设计过程完成。

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 e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程： W =nRT 1221ln ln p p nRT V V =2、热效应、焓等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功）等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功）焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2四、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 =⎰-p e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p不可逆绝热过程：Q =0 ;利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、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(B H H m f B mr θθν∆=∆∑ 反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。

物理化学重点公式总结

ln B ln B )T ; H E R T 2 n B ( )p p T
E E G RT n B ln B ; V RT n B(
E S R n B ln B RT n B (
ln B )p T
第六章统计热力学 1、系统配分函数 Q
n 1、y 衰期同初始浓度的关系： t y A C1 0
2、阿伦尼乌斯公式及其变形： k A exp{ E a RT } ;
d ln k E a2 dT RT
3、活化能 Ea 的物理意义：活化分子平均能力与反应物分子平均能力的差值。
第十一章复杂反应动力学一、碰撞理论： 1、碰撞频率： Z AB d 2 AB
cl
1
(aq ) AgCl (s) Ag (s)
（3）甘汞电极： KCl(aq ) Hg 2 Cl 2 ( s ) Hg (l ) 2、自由能与电势关系： r G m nFE RT ln K 3、电池温度系数： (
E r sm ) T p nF
4、能斯特方程： E E

B B

B
B
第四章气体热力学 1、理想气体化学势： (T , p) (T , p ) RT ln

p p

2、理想气体混合物组分化学势： B (T , p) B (T , p ) RT ln

pB p
3、实际气体化学势： (T , p) (T , p ) RT ln

9、弱电解质解离度同摩尔电导率的关系：

m m
10、动力学参数测定：先写出动力学积分方程，再用电导率代替浓度。 11、离子迁移数：

第一章化学热力学基础公式总结

第一章化学热力学基础公式总结 1.体积功 We = －Pe △V2．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。

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 = △H5.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⎰=∆21,T T m p dTnC H （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 = 4RCp ，m = Cv ，m + R6。

理想气体热力学过程ΔU 、ΔH 、Q 、W 和ΔS 的总结7。

定义:△fHm θ（kJ ·mol —1)-- 标准摩尔生成焓△H —焓变； △rHm —反应的摩尔焓变 △rHm θ-298K 时反应的标准摩尔焓变;△fHm θ（B)—298K 时物质B 的标准摩尔生成焓； △cHm θ（B ） —298K 时物质B 的标准摩尔燃烧焓。

8.热效应的计算1221ln ln P PnRT V V nRT =nCC m =⎰=∆21,T T m V dTnC U由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = ∑νB △fH θm ，B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = -∑νB △cH θm ，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。

化学热力学基础公式总结

化学热力学基础公式总结好嘞，以下是为您生成的化学热力学基础公式总结的文章：在咱们化学的世界里，化学热力学就像是一个神秘的大迷宫，而那些基础公式就是打开迷宫大门的钥匙。

今儿个，咱就来好好捋一捋这些关键的钥匙。

先来说说热力学第一定律，这可是个超级重要的家伙！它的表达式是△U = Q + W 。

这其中的△U 代表着系统内能的变化，Q 表示系统吸收或放出的热量，W 则是系统对外界做的功或者外界对系统做的功。

我记得有一次给学生们讲这个公式的时候，有个小家伙一脸迷茫地问我：“老师，这到底啥意思啊？”我就给他举了个例子。

比如说，咱们把一个气球当成一个系统。

往气球里吹气，就相当于对这个系统做功 W ，气球里的空气温度升高，这就是系统内能的变化△U 增加了。

而如果把气球放在太阳底下晒，气球里的空气吸收了热量 Q ，温度也会升高，同样会导致△U 的增加。

这么一解释，那小家伙恍然大悟，眼睛都亮了起来。

接下来是热力学第二定律，它有好几种表述方式。

其中克劳修斯表述是：热量不能自发地从低温物体传递到高温物体。

开尔文表述则是：不可能从单一热源吸取热量，使之完全变为有用功而不产生其他影响。

这个定律听起来有点绕，我给您说个生活中的例子。

就好比夏天的时候，您要是把一杯热水放在室温下，它会自己慢慢变凉，可不会反过来自己变热，这就是热量不会自发地从低温环境传到高温环境。

再说说热力学第三定律，当系统的温度趋近于绝对零度时，系统的熵趋近于一个定值。

说到熵这个概念，好多同学一开始都觉得头疼。

但其实啊，您就把它想象成系统的混乱程度就行。

比如说一个乱糟糟的房间，东西到处乱放，这熵就大；要是收拾得整整齐齐，熵就小。

还有吉布斯自由能的公式△G = △H - T△S 。

这里的△G 是吉布斯自由能变化，△H 是焓变，T 是热力学温度，△S 是熵变。

当△G < 0 时，反应自发进行；当△G > 0 时，反应非自发进行；当△G = 0 时，反应达到平衡。

热力学公式总结

热⼒学公式总结第⼀章⽓体的pVT 关系主要公式及使⽤条件1. 理想⽓体状态⽅程式nRT RT M m pV ==)/(或 RT n V p pV ==)/(m式中p ，V ，T 及n 单位分别为Pa ，m 3，K 及mol 。

m /V V n =称为⽓体的摩尔体积，其单位为m 3 · mol -1。

R =8.314510 J · mol -1 · K -1，称为摩尔⽓体常数。

此式适⽤于理想⽓体，近似地适⽤于低压的真实⽓体。

2. ⽓体混合物（1）组成摩尔分数 y B (或x B ) = ∑AA B /n n体积分数 /y B m,B B *=V ?∑*AV y A m ,A式中∑AA n 为混合⽓体总的物质的量。

Am,*V表⽰在⼀定T ，p 下纯⽓体A 的摩尔体积。

∑*AA m ,A V y 为在⼀定T ，p 下混合之前各纯组分体积的总和。

（2）摩尔质量∑∑∑===BBBB B BB mix //n M n m M y M式中 ∑=BB m m 为混合⽓体的总质量，∑=BB n n 为混合⽓体总的物质的量。

上述各式适⽤于任意的⽓体混合物。

（3） V V p p n n y ///B B B B *===式中p B 为⽓体B ，在混合的T ，V 条件下，单独存在时所产⽣的压⼒，称为B 的分压⼒。

*B V 为B ⽓体在混合⽓体的T ，p 下，单独存在时所占的体积。

3. 道尔顿定律p B = y B p ，∑=BB p p上式适⽤于任意⽓体。

对于理想⽓体V RT n p /B B =4. 阿马加分体积定律*/B B V n RT p =此式只适⽤于理想⽓体。

第⼆章热⼒学第⼀定律主要公式及使⽤条件1. 热⼒学第⼀定律的数学表⽰式W Q U +=?或 'a m bδδδd δd U Q W Q p V W=+=-+ 规定系统吸热为正，放热为负。

系统得功为正，对环境作功为负。

大学化学公式

大学化学公式热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f（1）膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。

（2）非膨胀功δW f ＝xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。

如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （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 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 ＝δQ/dT（1）等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝（∂H/∂T ）p （2）等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝（∂U/∂T ）v 常温下单原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＝3R/2 常温下双原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＋C v ，m r ＝5R/2 等压热容与等容热容之差：（1）任意体系 C p —C v ＝[p ＋（∂U/∂V ）T ]（∂V/∂T ）p （2）理想气体 C p —C v ＝nR 理想气体绝热可逆过程方程：pV γ＝常数 TV γ-1＝常数 p 1-γT γ＝常数 γ＝C p / C v 理想气体绝热功：W ＝C v （T 1—T 2）＝11－（p 1V 1—p 2V 2）理想气体多方可逆过程：W ＝1nR－δ（T 1—T 2）热机效率：η＝212T T T －冷冻系数：β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数：β＝121T T T －焦汤系数： μJ －T ＝Hp T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝－()p T C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU ：ΔU ＝dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＋dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH ＝dT T H P ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＋dp p H T ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Q p ＝Q V ＋ΔnRT 当反应进度 ξ＝1mol 时， Δr H m ＝Δr U m ＋∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系：()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆，＋＝γ热力学第二定律Clausius 不等式：0TQS BA B A ≥∆∑→δ—熵函数的定义：dS ＝δQ R /T Boltzman 熵定理：S ＝kln Ω Helmbolz 自由能定义：F ＝U —TS Gibbs 自由能定义：G ＝H －TS 热力学基本公式：（1）组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程：dU ＝TdS －pdV dH ＝TdS ＋Vdp dF ＝－SdT －pdV dG ＝－SdT ＋Vdp （2） M axwell 关系：T V S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝VT p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＝－p T V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂（3）热容与T 、S 、p 、V 的关系：C V ＝T V T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ C p ＝T pT S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系：Gibbs －Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T ＝－2T H ∆ 单组分体系的两相平衡：（1）Clapeyron 方程式：dT dp＝mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ，fus ，sub 。

热力学公式汇总

热力学公式汇总物理化学主要公式及使用条件第一章气体的pVT 关系主要公式及使用条件1. 理想气体状态方程式nRT RT M m pV ==)/(或 RT n V p pV ==)/(m式中p ，V ，T 及n 单位分别为Pa ，m 3，K 及mol 。

m /V V n =称为气体的摩尔体积，其单位为m 3 · mol -1。

R =8.314510 J · mol -1 · K -1，称为摩尔气体常数。

此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。

2. 气体混合物（1）组成摩尔分数 y B (或x B ) = ∑AA B /n n体积分数 /y B m,B B *=V ?∑*AV y A m ,A式中∑AA n 为混合气体总的物质的量。

Am,*V表示在一定T ，p 下纯气体A 的摩尔体积。

∑*AA m ,A V y 为在一定T ，p 下混合之前各纯组分体积的总和。

（2）摩尔质量∑∑∑===BBBB B BB mix //n M n m M y M式中∑=BB m m 为混合气体的总质量，∑=BB n n 为混合气体总的物质的量。

上述各式适用于任意的气体混合物。

（3）V V p p n n y ///B B B B *=== 式中p B 为气体B ，在混合的T ，V 条件下，单独存在时所产生的压力，称为B的分压力。

*B V 为B 气体在混合气体的T ，p 下，单独存在时所占的体积。

3. 道尔顿定律p B = y B p ，∑=BB p p上式适用于任意气体。

对于理想气体V RT n p /B B =4. 阿马加分体积定律V RT n V /B B =*此式只适用于理想气体。

第二章热力学第一定律主要公式及使用条件1. 热力学第一定律的数学表示式W Q U +=?或'amb δδδd δdU Q W Q p V W =+=-+规定系统吸热为正，放热为负。

系统得功为正，对环境作功为负。

大学化学公式

大学化学公式热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f （1）膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。

（2）非膨胀功δW f ＝xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。

如δW 〔机械功〕＝fdL ，δW 〔电功〕＝EdQ ，δW 〔外表功〕＝rdA 。

热 Q ：体系吸热为正，放热为负。

热力学第一定律： △U ＝Q —W 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 ＝δQ/dT（1）等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝〔∂H/∂T 〕p （2）等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝〔∂U/∂T 〕v 常温下单原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＝3R/2常温下双原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＋C v ，m r ＝5R/2 等压热容与等容热容之差：〔1〕任意体系 C p —C v ＝[p ＋〔∂U/∂V 〕T ]〔∂V/∂T 〕p 〔2〕理想气体 C p —C v ＝nR 理想气体绝热可逆过程方程：pV γ＝常数 TV γ-1＝常数 p 1-γT γ＝常数γ＝C p / C v 理想气体绝热功：W ＝C v 〔T 1—T 2〕＝11－γ〔p 1V 1—p 2V 2〕理想气体多方可逆过程：W ＝1nR－δ〔T 1—T 2〕热机效率：η＝212T T T －冷冻系数：β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数：β＝121T T T －焦汤系数： μJ －T ＝Hp T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝－()p T C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU ：ΔU ＝dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＋dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ΔH ＝dT T H P ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＋dp p H T ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反响的等压热效应与等容热效应的关系：Q p ＝Q V ＋ΔnRT 当反响进度 ξ＝1mol 时， Δr H m ＝Δr U m ＋∑BB γRT化学反响热效应与温度的关系：()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆，＋＝γ热力学第二定律Clausius 不等式：0TQS BA B A ≥∆∑→δ—熵函数的定义：dS ＝δQ R /T Boltzman 熵定理：S ＝kln Ω Helmbolz 自由能定义：F ＝U —TS Gibbs 自由能定义：G ＝H －TS 热力学根本公式：（1）组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学根本方程：dU ＝TdS －pdV dH ＝TdS ＋Vdp dF ＝－SdT －pdV dG ＝－SdT ＋Vdp （2） M axwell 关系：T V S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝VT p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＝－p T V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ （3）热容与T 、S 、p 、V 的关系：C V ＝T VT S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ C p ＝T p T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系：Gibbs －Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T ＝－2T H ∆ 单组分体系的两相平衡：〔1〕Clapeyron 方程式：dT dp＝mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ，fus ，sub 。

热力学公式总结

热力学公式总结热力学是研究能量转化、传输和系统性质的科学分支。

在热力学中，一系列的公式被广泛应用于解决各种问题，从描述物质的基本性质到计算能量转化过程。

本文将对一些常见的热力学公式进行总结和介绍。

一、热力学基本量1. 温度（T）：热力学中的基本量，用于描述物质的热力学状态。

温度的单位是开尔文（K），常用的换算公式为：T(K) = t(℃) + 273.152. 内能（U）：物质所包含的全部能量，包括分子内能和相互作用能。

内能的变化可以通过以下公式计算：ΔU = Q - W其中，ΔU表示内能变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外做的功。

3. 焓（H）：焓是物质的热力学性质，定义为H = U + PV，其中P表示压强，V表示体积。

焓的变化可以通过以下公式计算：ΔH = ΔU + PΔV4. 熵（S）：描述物质无序程度的量，也是热力学系统的状态函数。

熵的变化可以通过以下公式计算：ΔS = ∫(Q/T)dt其中，ΔS表示熵的变化，Q表示系统吸收的热量，T表示温度。

二、热力学定律1. 第一热力学定律：能量守恒定律，也称为内能定律。

它表明一个系统吸收的热量等于它对外做的功加上内能的增量。

ΔU = Q - W2. 第二热力学定律：热力学定律对于能量转化和能量传递过程的方向性提供了限制。

其中最著名的是卡诺定理和熵增原理。

- 卡诺定理：卡诺循环是一种理论上的热机，卡诺循环效率是所有不可逆热机效率的上限。

卡诺效率定义为：η = 1 - Tc/Th其中，Tc表示低温热源的温度，Th表示高温热源的温度。

- 熵增原理：系统的熵在不可逆过程中总是增加的，也就是说熵增原理可以用来描述热力学过程的不可逆性。

三、热力学方程1. 理想气体状态方程：PV = nRT其中，P表示气体的压强，V表示气体的体积，n表示物质的物质的物质的量，R为气体常数，T表示气体的温度。

2. 热容公式：- 定压热容（Cp）：在恒压条件下，物质单位温度变化时吸收的热量与温度变化之间的关系。

化学热力学公式范文

化学热力学公式范文1.焓变（ΔH）公式焓是温度和压力下系统能量的度量，焓变是反应过程中焓的变化。

焓变可以通过以下公式计算：ΔH=H(产物)-H(反应物)其中，H(产物)和H(反应物)分别代表产物和反应物的焓。

焓变公式表明焓的变化等于产物的焓减去反应物的焓。

2.熵变（ΔS）公式熵是表示系统混乱程度的度量，熵变是反应过程中熵的变化。

熵变可以通过以下公式计算：ΔS=S(产物)-S(反应物)其中，S(产物)和S(反应物)分别代表产物和反应物的熵。

熵变公式表明熵的变化等于产物的熵减去反应物的熵。

3.自由能变（ΔG）公式自由能是描述系统能量可利用程度的度量，自由能变是反应过程中自由能的变化。

自由能变可以通过以下公式计算：ΔG=ΔH-TΔS其中，ΔH代表焓变，ΔS代表熵变，T代表温度。

自由能变公式表明自由能变化等于焓变减去温度乘以熵变。

4.热力学平衡常数（K）热力学平衡常数描述了反应在平衡状态下的相对浓度。

它可以通过以下公式计算：K=(活化能的速率常数的乘积)/(反应物的速率常数的乘积)其中，速率常数与反应物浓度相关。

热力学平衡常数公式表明平衡常数等于反应速率的比值。

5.标准生成焓（ΔH°f）公式标准生成焓是指在标准状态下生成反应物所释放或吸收的能量。

标准生成焓可以通过以下公式计算：ΔH°f=ΣnΔH°f(产物)-ΣmΔH°f(反应物)其中，Σn表示反应物的摩尔数，Σm表示产物的摩尔数。

标准生成焓公式表明标准生成焓等于产物的标准生成焓减去反应物的标准生成焓。

6.吉布斯自由能变（ΔG°）公式吉布斯自由能是描述系统在恒温恒压下能量可利用程度的度量，吉布斯自由能变是反应过程中吉布斯自由能的变化。

吉布斯自由能变可以通过以下公式计算：ΔG°=ΔH°-TΔS°其中，ΔH°代表标准焓变，ΔS°代表标准熵变，T代表温度。

吉布斯自由能变公式表明吉布斯自由能变化等于标准焓变减去温度乘以标准熵变。

高中热学公式

二、热学：
1、热力学第一定律： W + Q = ∆E
符号法则：体积增大,气体对外做功,W 为“一”；体积减小,外界对气体做功,W 为“+”。

气体从外界吸热,Q 为“+”；气体对外界放热,Q 为“-”。

温度升高,内能增量∆E 是取“+”；温度降低,内能减少，∆E 取“一”。

三种特殊情况： (1) 等温变化 ∆E=0，即 W+Q=0
(2) 绝热膨胀或压缩：Q=0即 W=∆E
（3）等容变化：W=0 ，Q=∆E
2 理想气体状态方程：
（1）适用条件：一定质量的理想气体，三个状态参量同时发生变化。

（2）公式： PV T P V T PV T
111222==或恒量（3）含密度式：
P T P T 1112
22ρρ= *3、克拉白龙方程： PV=n RT=M RT μ (R 为普适气体恒量，n 为摩尔数）
4 、理想气体三个实验定律：
（1）玻马—定律：m 一定，T 不变
P 1V 1 = P 2V 2 或 PV = 恒量
（2）查里定律： m 一定，V 不变 P T P T 1122= 或 P T =恒量或 P t = P 0 (1+t 273) (3) 盖·吕萨克定律：m 一定，T 不变 V T V T V T V t 112===或恒量或V 0 (1+t 273
)
注意：计算时公式两边T必须统一为热力学单位，其它两边单位相同即可。

Welcome !!! 欢迎您的下载，资料仅供参考！。

第一章 化学热力学基础 公式总结

热力学公式总结

化学热力学公式

1-总结-1 焓、熵与吉布斯函数

热力学四个基本公式

化工热力学公式总结

热力学公式总结

热力学计算公式整理

热力学公式总结

热力学基础总结(物化)

物理化学重要概念公式总结

物理化学重点公式总结

第一章 化学热力学基础 公式总结

化学热力学基础公式总结

热力学公式总结

大学化学公式

热力学公式汇总

大学化学公式

热力学公式总结

化学热力学公式范文

高中热学公式

第一章化学热力学基础公式总结

第一章化学热力学基础公式总结