物理化学第一章汇总

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大学物理化学知识点归纳

大学物理化学知识点归纳

第一章气体的pvT关系一、理想气体状态方程pV=(m/M)RT=nRT (1.1)或pVm=p(V/n)=RT (1.2)式中p、V、T及n的单位分别为P a 、m3、K及mol。

Vm=V/n称为气体的摩尔体积,其单位为m3·mol。

R=8.314510J·mol-1·K-1称为摩尔气体常数。

此式适用于理想,近似于地适用于低压下的真实气体。

二、理想气体混合物1.理想气体混合物的状态方程(1.3)pV=nRT=(∑BBn)RTpV=mRT/Mmix (1.4)式中Mmix为混合物的摩尔质量,其可表示为Mmix def ∑BBy M B(1.5)Mmix=m/n=∑BBm/∑BBn(1.6)式中MB为混合物中某一种组分B 的摩尔质量。

以上两式既适用于各种混合气体,也适用于液态或固态等均匀相混合系统平均摩尔质量的计算。

2.道尔顿定律p B =nBRT/V=yBp(1.7)P=∑BB p(1.8)理想气体混合物中某一种组分B 的分压等于该组分单独存在于混合气体的温度T及总体积V的条件下所具有的压力。

而混合气体的总压即等于各组分单独存在于混合气体的温度、体积条件下产生压力的总和。

以上两式适用于理想气体混合系统,也近似适用于低压混合系统。

3.阿马加定律VB*=nBRT/p=yBV (1.9)V=∑VB* (1.10)VB*表示理想气体混合物中物质B的分体积,等于纯气体B在混合物的温度及总压条件下所占有的体积。

理想气体混合物的体积具有加和性,在相同温度、压力下,混合后的总体积等于混合前各组分的体积之和。

以上两式适用于理想气体混合系统,也近似适用于低压混合系统。

三、临界参数每种液体都存在有一个特殊的温度,在该温度以上,无论加多大压力,都不可能使气体液化,我们把这个温度称为临界温度,以Tc或tc表示。

我们将临界温度Tc时的饱和蒸气压称为临界压力,以pc表示。

在临界温度和临界压力下,物质的摩尔体积称为临界摩尔体积,以Vm,c表示。

物理化学知识点总结(热力学第一定律)

物理化学知识点总结(热力学第一定律)

热力学第一定律一、基本概念1.系统与环境敞开系统:与环境既有能量交换又有物质交换的系统。

封闭系统:与环境只有能量交换而无物质交换的系统。

(经典热力学主要研究的系统)孤立系统:不能以任何方式与环境发生相互作用的系统。

2.状态函数:用于宏观描述热力学系统的宏观参量,例如物质的量n、温度T、压强p、体积V等。

根据状态函数的特点,我们把状态函数分成:广度性质和强度性质两大类。

广度性质:广度性质的值与系统中所含物质的量成正比,如体积、质量、熵、热容等,这种性质的函数具有加和性,是数学函数中的一次函数,即物质的量扩大a倍,则相应的广度函数便扩大a倍。

强度性质:强度性质的值只与系统自身的特点有关,与物质的量无关,如温度,压力,密度,摩尔体积等。

注:状态函数仅取决于系统所处的平衡状态,而与此状态的历史过程无关,一旦系统的状态确定,其所有的状态函数便都有唯一确定的值。

二、热力学第一定律热力学第一定律的数学表达式:对于一个微小的变化状态为:dU=公式说明:dU表示微小过程的内能变化,而δQ和δW则分别为微小过程的热和功。

它们之所以采用不同的符号,是为了区别dU是全微分,而δQ和δW不是微分。

或者说dU与过程无关而δQ和δW却与过程有关。

这里的W既包括体积功也包括非体积功。

以上两个式子便是热力学第一定律的数学表达式。

它们只能适用在非敞开系统,因为敞开系统与环境可以交换物质,物质的进出和外出必然会伴随着能量的增减,我们说热和功是能量的两种传递形式,显然这种说法对于敞开系统没有意义。

三、体积功的计算1.如果系统与环境之间有界面,系统的体积变化时,便克服外力做功。

将一定量的气体装入一个带有理想活塞的容器中,活塞上部施加外压。

当气体膨胀微小体积为dV时,活塞便向上移动微小距离dl,此微小过程中气体克服外力所做的功等于作用在活塞上推力F与活塞上移距离dl的乘积因为我们假设活塞没有质量和摩擦,所以此活塞实际上只代表系统与环境之间可以自由移动的界面。

物理化学热力学重点概括总结

物理化学热力学重点概括总结
• • • 理解相律的推导和意义,会用相律分析系 统的自由度; 掌握单组分系统、二组分 (理想和实际) 系统各种类型相图的特点和应用; 能用相律分析相图,并用杠杆规则进行计 算; 指出相图中各区、线、点的稳定相态、存 在的平衡及自由度数,绘制凝聚系统相图 中各点的步冷曲线

T2
nC p ,m dT T
T2 nC p ,m ln (C p ,m为常数) T1
3.4.2
V2 p1 S nR ln nR ln V1 p2
14
• 六、凝聚态(l或s)
S
T1 T2
nC p ,m dT T
• 七、相变过程的熵变
H 可逆 : S T
不可逆:
设计途径
15
• 八、亥姆霍兹函数
A U TS
判据: AT ,V
• 九、吉布斯函数
0, 自发 0, 平衡
G H TS U pV TS
0,自发 判据: GT , p 0, 平衡
16
• 十、四个热力学基本方程和麦克斯韦关系式
T 298.15
r C p ,m dT
其中: Δ C
= C (B)
>0, <0, = 0 , dT = 0 , 温度不变(理想气体)
T dT < 0 J-T , 制冷 dT > 0 , 制热 p H
热力学第二定律总结
• 一、热力学第二定律、第三定律表述,卡诺定理。 • 二、熵:

T2 p2 T1 p1
1

1
T2 V2 T1 V1
1
1

物理化学第1章 热力学第一定律

物理化学第1章 热力学第一定律

系统从环境吸热Q为正值,系统放热于环境Q为
负值。 ⑶单位: 常用单位为焦耳(J)或千焦耳(kJ)。
⒉功 ⑴定义和符号
系统与环境之间除热以外被传递的其他各种形式
的能量统称为功,用符号W表示。 ⑵正负值规定 系统对环境做功W为负值,系统从环境获得功W为 正值。
⑶单位:常用单位为焦耳(J)或千焦耳 (kJ)。
p( H 2 ) y( H 2 ) p总 =0.6427 108.9=70.00 kPa
p( N2 ) p总 p( H2 ) 38.89 kPa
四、阿马格分体积定律
由A、B、C组成的理想气体混合物
nRT (nA nB nC ) RT V p p
VA VB VC
⑶热力学能是系统的广度性质,具有加和性。
热力学能的微小变化dU可用全微分表示
通常,习惯将热力学能看作是温度和体积的函数,
即U=f(T,V),则
U U dU ( )V dT ( )T dV T V
理想气体的热力学能只是温度的函数。
1.3热力学第一定律
一、能量守恒与热力学第一定律
1.能量守恒定律
自然界的一切物质都具有能量,能量有各种各样形式, 并且能从一种形式转变为另一种形式,但在相互转变过 程中,能量的总数量不变。 2.热力学第一定律

本质:能量守恒定律。 常用表述:“第一类永动机是不可能造成的。” 第一类永动机是指不需要供给能量而可以连续不断做功
的机器。
二、封闭系统热力学第一定律的数学表达式
⑶恒容过程:变化过程中系统的体积始终恒定不变过程。
⑷绝热过程:系统与环境之间没有热交换的过程。 ⑸循环过程:系统由某一状态出发,经历一系列的变化,又 回到原状态的过程。

物理化学第一章知识点解析

物理化学第一章知识点解析
体。这个集合体所表现出来的集体行为, 如p、V、T、U、H、S、A、
G 等叫热力学系统的宏观性质( 或简称热力学性质)。
宏观性质分为两类:强度性质——与系统中所含物质的量无关, 无
加和性( 如p、T 等) ;广度性质——与系统中所含物质的量有关, 有加 和性( 如V、U、H⋯ 等) , 而
另 一 一 种 种 广 广 度 度 性 性 质 质=强 度 性 质,如
Vm
=
V n
,
= m V
3.系统的状态和状态函数
系统的状态是指系统所处的样子。热力学中采用系统的宏观性质 来描述系统的状态, 所以系统的宏观性质也称为系统的状态函数。
( i) 对于一定量的组成不变的均相流体系统, 系统的任意一个宏观性 质是另外两个独立的宏观性质的函数。这一结论是由实验结果得到的,
p2 = psu , 此过程叫定压过程。而定压变化, 仅有p1 = p2, 过程中压力可不恒定。 ( iii ) 定容过程
系统状态变化过程中体积保持恒定, V1 = V2 , 此为定容过程。 ( iv) 绝热过程
系统状态变化过程中, 与环境间的能量传递仅可能有功的形式, 而无热的形式, 即Q = 0 , 叫绝热过程。 ( v) 循环过程
(II)封闭系统——系统与环境之间通过界面只有能量的传递, 而无 物质的质量传递。因此封闭系统中物质的质量是守恒的。
(III)隔离系统——系统与环境之间既无物质的质量传递亦无能量 的传递。因此隔离系统中物质的质量是守恒的, 能量也是守恒的。
2.系统的宏观性质
热力学系统是大量分子、原子、离子等微观粒子组成的宏观集合
过程——在一定环境条件下, 系统由始态变化到终态的经过。 途径——系统由始态变化到终态所经历的过程的总和。

物理化学各章节总结

物理化学各章节总结

物理化学每章总结第1章 热力学第一定律及应用1.系统、环境及性质热力学中把研究的对象(物质和空间)称为系统,与系统密切相关的其余物质和空间称为环境。

根据系统与环境之间是否有能量交换和物质交换系统分为三类:孤立系统、封闭系统和敞开系统。

性质⎩⎨⎧容量性质强度性质2.热力学平衡态系统的各种宏观性质不随时间而变化,则称该系统处于热力学平衡态。

必须同时包括四个平衡:力平衡、热平衡、相平衡、化学平衡。

3.热与功 (1) 热与功的定义热的定义:由于系统与环境间温度差的存在而引起的能量传递形式。

以Q 表示,0>Q 表示环境向系统传热。

功的定义:由于系统与环境之间压力差的存在或其它机、电的存在引起的能量传递形式。

以W 表示。

0>W 表示环境对系统做功。

(2) 体积功与非体积功功有多种形式,通常涉及到是体积功,是系统体积变化时的功,其定义为:V p W d δe -=式中e p 表示环境的压力。

对于等外压过程 )(12e V V p W --= 对于可逆过程,因e p p =,p 为系统的压力,则有V p W V V d 21⎰-=体积功以外的其它功,如电功、表面功等叫非体积功,以W ′表示。

4.热力学能热力学能以符号U 表示,是系统的状态函数。

若系统由状态1变化到状态2,则过程的热力学增量为 12U U U -=∆对于一定量的系统,热力学能是任意两个独立变量的状态函数,即 ),(V T f U = 则其全微分为V V U T T U U TVd d d ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=对一定量的理想气体,则有0=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂TV U 或 U =f (T ) 即一定量纯态理想气体的热力学能只是温度的单值函数。

5.热力学第一定律及数学表达式 (1) 热力学第一定律的经典描述① 能量可以从一种形式转变为另一种形式,但在转化和传递过程中数量不变。

② “不供给能量而可连续不断做功的机器称为第一类永动机,第一类永动机是不可能存在的。

物理化学知识点总结

物理化学知识点总结

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:1221ln ln p p nRT V V nRT W ==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 m r 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。

物理化学第一章知识点

物理化学第一章知识点

气体的pVT关系一、理想气体状态方程pV=nRT (R=8.314472Pa·m3·mol·K-1)根据V m=V/n,n=n/M可得pV m=RTpV m=(m/M)RT根据ρ=m/V和理想气态方程可以求出气体的ρ、V、T、n、M、ρ各种性质。

ρ=pM/RT、M=ρRT/p=RTM/Pv、m=Pvm/RT、n=Pv/RT二、理想气体模型(一)、分子间作用力:两个分子间的相互吸引势能与距离r的6次方成反比,相互排除势能与距离r的12次方成反比。

E=E吸引+E排斥=-A/r6+B/r12(二)、理想气体的微观上的两个特征1、分子间无相互作用力。

2、分子本身不占体积。

(三)、在任何温度和压力下均符合理想气体模型或服从理想气体状态方程的气体称为理想气体图一:兰纳德-琼斯势能曲线示意图(四)、摩尔气体常数当压力趋于零的极限条件下,各种气体pVT均服从pV m=RT的定量关系,R是一个对各种气体都适用的常数。

R=8.314472Pa·m3·mol·K-1三、真实气体状态方程(一)、范德华方程(p+a/V2m)(V m-b)=RT将V m=V/n带入可得(p+n2a/V2)(V-nb)=nRTa只与气体的种类有关,与温度条件无关。

(a/V m2)又称为内压力说明了分子间相互吸引力对压力的影响反比于分子间距离r的6次方。

一般分子间作用力越大,a越大。

a的单位是Pa·m6·mol-2b应该与气体的温度有关。

b是体积修正项,表示每摩尔真实气体分子本身占有体积儿时分子自由活动空间减少的数值。

b的单位是m3·mol-1。

范德华认为真实气体由于分子间的相互作用力会导致气体的压强比理想气体小即p=(p理+a/V2m),体积在考虑了分子本身占有的体积b之后自由活动空间应该是(V m-b)。

范德华方程是一种被简化了的真实气体的数学模型,在任何温度、压力条件下均符合范德华方程的气体叫范德华气体(二)、维里方程pV m=RT(1+Bp2+Cp3+Dp4+……)维里方程是纯经验方程,当压力p→0,摩尔体积V m→0时,维里方程还原为理想气态方程。

物理化学各章小结

物理化学各章小结

第一章 气体本章小结1.理想气体状态方程 pV =nRT pV m =RT pV =(m /M ) RT气体的密度 ρ =m /V =pM /(RT ) 2. 道尔顿分压定律 B p p =∑B B n RTp V =BB p x p= B B p x p = 3. 实际气体的液化和临界点实际气体在临界温度以下通过加压可以被液化。

理想气体则不能。

临界温度T c 是实际气体能被液化的最高温度,在临界温度时使气体液化所需要的最小压力叫临界压力p c 。

在描述实际气体液化的p -V 图上,临界温度和临界压力所对应的点称为临界点。

0cT p V ∂⎛⎫= ⎪∂⎝⎭ 220cT p V ⎛⎫∂= ⎪∂⎝⎭ 临界温度和临界压力时所对应的体积称为临界摩尔体积V m,c 。

临界温度、临界压力和临界摩尔体积统称为临界参数,各种实际气体的临界参数可以在各类物理化学数据手册中查得。

4. 实际气体的范德华方程范德华研究了实际气体与理想气体产生偏差的两个因素-分子本身占有体积和分子间存在作用力,由此引入两个校正项,得适用于1mol 气体的范德华方程为()2m m a p V b RT V ⎛⎫+-= ⎪⎝⎭适用于n mol 气体的范德华方程为()22an p V nb nRT V ⎛⎫+-= ⎪⎝⎭公式中的a 和b 称为范德华常数,可以通过气体的临界参数计算2227,648c c ccR T RT a b p p == 符合范德华方程的气体称为范德华气体,范德华气体的玻意尔温度为,00B m B T p pV a T p Rb →⎛⎫∂=⇒=⎪∂⎝⎭5. 压缩因子与压缩因子图m pV pV Z RT nRT ==Z 称为压缩因子,Z >1,气体较难压缩,Z <1,气体较易压缩,Z =1,还原为理想气体。

Z 值可由对比温度(/c T T τ=)和对比压力(/c p p π=)通过压缩因子图查得。

查得Z 值后可用上述方程求算实际气体的p -V -T 。

大学课程《物理化学》各章节知识点汇总

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3.在一可逆过程发生后,沿原过程途径相反方向进行, 可使系统和环境都复原,而没有任何耗散效应。是以无 限小的变化进行,系统始终无限接近平衡态。
第一定律的数学表达式
U Q W
对微小变化: dU Q W
等容热效应
dU Q W W pdV 0
dU QV
CV
QV
dT
U T
V
U QV ,
U nB
S ,V ,n j B
H nB
S, p,nj B
F nB
T ,V ,n j B
B
G nB
T , p,n j B
n B
S ,V ,n j B
F f (T ,V , n1, n2 )
H f (S, p, n1, n2 )
组成可变系统的热力学基本关系式:
dU TdS pdV BdnB
Q和W都不是状态函数,其数值与变化途径有关。
§1-4 可逆过程和体积功
一、体积功
因系统的体积变化而引起的系统与环境之间交换的功称
为体积功。 pe
W Fedl ( pe A)dl
ped ( Al) pedV
A
dl
pi
二、功与过程
功不是状态函数,其数值与过程有关。系统由同一始态 经不同的过程变化到同一终态,则体统对环境或环境对 体系所作的功不同。
p2 dp
压缩
p1
p1
p2 , V2
p1, V1
p2
V1
V2
W
V1 V2
pedV
( p V1
V2
i
dp)dV
V1 V2
pi dV
三、可逆过程
某系统经一系列的过程后,如果系统回到初始状态叫做 系统的复原;环境在经历一些的变化后,如果既没有功 的得失也没有热的得失就叫做环境的复原。

物理化学-第一章-热力学第一定律-习题精选全文

物理化学-第一章-热力学第一定律-习题精选全文

273.15K
Q p1T1 p2T2
T2
p1T1 p2
2101.325 273.15 4 101.325
136.6K
V2
nRT2 p2
2.80dm3
2. U nCVmT 1.70kJ
H nCpmT 2.84kJ
3. QT C
p
Q pV RT CR p
p2 CR V
p CR V
(2)
9.反响CO〔g〕+1/2O2〔g〕→CO2〔g〕的 △rHmθ,以下说法何者是不正确的?
〔1〕△rHmθ是CO2〔g〕的标准摩尔生成焓 〔2〕△rHmθ是CO〔g〕的标准摩尔燃烧焓 〔3〕△rHmθ是负值 〔4〕△rHmθ与△rUmθ值不等
(1)
三.填空
1.在一绝热箱中置一绝热隔板,将箱分成两 局部。分别装有温度压力都不同的两种气 体。将隔板抽走使气体混合,假设以气体 为系统,那么Q0=〔 〕;W0=〔 〕; △U=〔 0 〕。
四 计算
1.1mol单原子理想气体,始态 2×101.325kPa,11.2dm3,经pT=常数的 可逆过程,压缩到终态为4×101.325kPa, Cvm=3/2R,求:
〔1〕终态的体积和温度; 〔2〕△U和△H; 〔3〕所作的功。
1.
T1
p1V1 nR
2 101.325 11.2 1 8.314
〔1〕B→C过程的△U2; 〔2〕B→C过程的Q2。
U U1 U2 U3 0 U1 0
U2 U3 W3
(2) B→C过程的Q2
∵△U=0, Q=-W(ABC围起的面积) ∵Q=Q1+Q2+Q3, Q3=0 ∴Q2=Q-Q1 Q1 (AB线下面的面积)

物理化学第一章热力学第一定律讲解

物理化学第一章热力学第一定律讲解
热交换为Q,功交换为W,则系统的热力学能的变化为:
U U2 U1 QW 对于微小变化 dU Q W
热力学能的单位: J
热力学能是状态函数,用符号U 表示,它的绝对值尚 无法测定,只能求出它的变化值。
热力学第一定律的文字表述
热力学第一定律是能量守恒与转化定律在热现象领域 内所具有的特殊形式,说明热力学能、热和功之间可以相 互转化,但总的能量不变。
U U (T , p,n)
若是 n 有定值的封闭系统,则对于微小变化
dU


U T
p
dT


U p
T
dp
如果是 U U (T ,V )
dU


U T
V
dT


U V
T
dV

U T
V


U T
V2 )
p2
O V1
p1V2
p2V2
V2 V
一次等外压压缩
p2

p1
p1


V2
V2

p
p1
p1V1
V1 p1V2
阴影面积代表We',1 p2
O
V1
p2V2
V2 V
2. 多次恒压压缩
现在,国际单位制中已不用 cal,热功当量这个词将逐渐被 废除。
§1.4 热力学第一定律
能量守恒定律 到1850年,科学界公认能量守恒定律是自然界的普
遍规律之一。能量守恒与转化定律可表述为:
自然界的一切物质都具有能量,能量有各种不同形 式,能够从一种形式转化为另一种形式,但在转化过 程中,能量的总值不变。

物理化学第一章总结

物理化学第一章总结

第一章总结一热力学基本概念①系统分类:敞开、封闭、孤立②平衡态:各部分宏观性质不变,无宏观流③性质分类:广度,强度④状态函数及特点:1)2)3)⑤过程分类:恒温、恒容、绝热、恒压⑥可逆过程:无损耗、过程无限缓慢、做功最大或最小⑦理想气体物态方程:PV=nRT二热力学定律1)热力学第零定律:分别于第三物体达到平衡的两物体,他们彼此也一定互呈热平衡(确定温度)2)热力学第一定理:dU=δQ+δW焓的定义:dH=dU+d(PV)3)热力学第二定律:ds≥δQ/T=>“>”不可逆过程,T表环境温度“=”可逆过程,环境温度等于体系温度“<”熵变小于热温商过程不可能发生自发过程特征:一定方向和限度;不可逆;存在方向限度的决定因素。

又卡诺定理推出热力学第二定理:η=(Q1+ Q2)/Q1=(T1- T2)/T1=>(T2-T1)/T2>1+Q1/Q2 (卡诺定理)=>Q1/T1+Q2/T2<0=>dS≥δQ/T4)热力学第三定理:0K时任何完美晶体熵等于0理想气体各可逆过程重要变量计算过程 W Q △U △H △S自由膨胀 0 0 0 0 nRIn(V2/V1) 恒容 0 n Cv.m dT n Cv.m dT n m .p C dT n Cv.m In(V2/V1) 恒温 nRTIn(V2/V1) nRTIn(V2/V1) 0 0 nRTIn(V2/V1) 绝热 n Cv.m dT=(P2V2-P1V1)/(r-1) 0 n Cv.m dT n m p .C dT 0恒压 -pdT n m .p C dT n Cv.m dT n m .p C dT n m .p C In(V2/V1)。

物理化学复习重点

物理化学复习重点

物理化学总复习 第一章 热力学第一定律δWe= - p e d V d U =δQ +δW基本要求1 熟悉基本概念,系统与环境、状态与状态函数、过程与途径、热和功、准静态过程与可逆过程、能与焓等。

2 掌握各种过程Q 、W 、U ∆和H ∆的计算。

3 掌握应用Hess 定律、生成焓及燃烧焓计算反应热的方法。

4 熟悉反应热与温度的关系,能用基尔霍夫定律求算各温度的反应热。

容提要第二节 热力学基本概念1系统与环境:敞开系统、封闭系统、孤立系统。

2系统的性质 3热力学平衡态 4状态函数与状态方程 5过程与途径 6热和功第三节 热力学第一定律1热力学第一定律 2 热力学能3 热力学第一定律的数学表达式第四节 可逆过程与体积功1体积功 2功与过程 3可逆过程 第五节 焓1焓的定义H=U+ pV2恒容热效应和恒压热效应V Q U =∆ p Q H =Δ 第六节 热容1 热容的定义。

2 定容热容与定压热容V C p C 第七节 热力学第一定律的应用1 热力学第一定律应用于理想气体 2理想气体的C p 与V C 之差 3 理想气体的绝热过程 第八节 热化学1化学反应的热效应 2 反应进度 3 热化学方程式第九节 化学反应热效应的计算1Hess 定律2生成焓和燃烧焓 O mf H ∆ Om c H ∆3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d 0Q S Tδ-≥2221,,1112ln ln ln ln V m p m T V T p S nC nR nC nR T V T p ∆=+=+基本要求1理解热力学第二定律的建立过程,S 的引入及引入F 和G 的原因; 2掌握克劳修斯不等式,过程可逆性判断; 3掌握∆S 、∆F 、∆G 在各种变化过程中的计算;变化过程单纯状态函数变化相变化学变化恒温过程恒压过程恒容过程绝热过程恒温恒压可逆相变恒压过程恒容过程可逆过程不可逆过程4理解热力学第三定律及规定熵,掌握在化学变化中标准状态函数的计算;5 掌握吉布斯-亥姆霍兹公式; 容提要第一节自发过程的特征 第二节 热力学第二定律克劳修斯表述“热量由低温物体传给高温物体而不引起其它变化是不可能的”。

物理化学第一章公式

物理化学第一章公式
T1
T2
H QP nCP,m dT nCP,m T
T1
T2
S P
T2
nCP,m
T1
T2 dT nCP,m ln T T1
A U (TS ) G H (TS )
理想气体绝热可逆
S 0, Qr 0
W U nCV ,mdT nCV ,m T
一定量理想气体的 U、H都仅 是温度的函数
U f (T )
H f (T )
恒压摩尔热容、恒容摩尔热容:
CP ,m
H m T P
CV ,m
U m T V
理想气体:CP,m CV ,m R
标准生成热、标准燃烧热与标准反应热关系:
dS
Qr
T
S
2
Qr
T
1
SU ,V 0
自发过程
可逆过程
偏摩尔量、化学势及化学势判据:
Z Z B ,m n B T , P ,nc Z U , H ,V , A, G, S G B GB , m n B T , P ,nc

如反应
H 2 ( g ) 0.5O2 ( g ) H 2O(l )

B
( g)RT (0 0.5 1)RT 1.5RT
若反应的


B
( g )RT 0
r Hm (298K ) rU m (298K )
熵函数、亥姆霍兹自由能、吉布斯自由能 定义及判据:
反应


H 2 ( g ) 0.5O2 ( g ) H 2O(l )

r Hm (298K ) C H m (H2 ,298K )

大学课程《物理化学》各章节知识点汇总

大学课程《物理化学》各章节知识点汇总

1. 自由膨胀过程(即外压等于零):
W pedV
W
V2 V1
pedV
0
5
2. 恒定外பைடு நூலகம்膨胀(压缩)过程
a. 一次膨胀过程
p2
p2
膨胀
p1, V1
p2 , V2
p1
W
V2 V1
pedV
p2
p2 (V2 V1)
V1
V2
a ' .一次压缩过程
p1 p1
p2 , V2
压缩
p1, V1 p1
W
A (p1V1)
p
D
A S1(等 温)C S2 (等容) B
S
S1
S2
nR ln
p1
T
T
T
V1
p2
可逆相变过程的熵变
S Qr Qp H TT T
20
变温过程中熵变的计算
Q CdT
dS Q C dT
T
T
等容过程:
dT dS CV T

S
C T2
T1 V
dT T
等压过程:
dS
Cp
dT T

S
C T2
T1 p
dT T
压力、体积、温度都发生 变化的过程
U QV
T2 T1
CV
dT
等压热效应(p1 p2 pe ) U Q W
U U2 U1 Qp pe (V2 V1)
(U2 p2V2 ) (U1 p2V2 ) Qp
H2 H1 H Qp
dH Qp
Cp
Qp
dT
H T
p
pH Qp
T2 T1
C

物理化学第一章

物理化学第一章

III.相变化过程(phase transformation) 如气化(vaporization)、液化(liquefaction)、凝固(freeze)、 熔化(fusion)、升华(sublimation)、凝华(condensation)、晶型 转化(crystal form transition)等
(理想气体定温可逆过程)
【例1-2】 求过程体积功。10molN2由300K、1.0MPa定温可逆膨 胀到1.0kPa。 解: WV psu (V )dV p(V )dV V1 V1 V2 nRT dV V1 V p2 nRT ln p1 1103 MPa 1 1 10mol 8.3145 J .mol .k 300 K ln 1.0MPa 172.3kJ
surrounding
system
interface
Fig.1-1 system and surrounding
I.
系统(system)与环境(surrounding)的关系:物质交换(matter exchange)、能量交换(energy exchange)。
+E
matter exchange system energy exchange
1.2.3 体积功(volume work)的计算
I. 基本方法:
WV psu (V)dV
WV psu (V)dV
V1 V2
II. 几何解释:psu~V坐标系中,-W为 psu~V曲线与V轴围 成的曲边梯形的面积。
{psu} Psu=f(V)
V1
V2 {v}
Fig.1.2-1 体积功几何解释
III. 体积功的计算
(V)dv psu (V)dv 0 a) 定容过程: WV V psu V
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(4)热力学平衡
当体系的诸性质不随时间而改变,则体系就处于热力学 平衡态,它包括下列几个平衡:
热平衡 体系各部分温度相等。
力学平衡 又称机械平衡,体系各部的压力都相等,边界不再移动。 如有刚壁存在,虽双方压力不等,但也能保持力学平衡。 相平衡 在系统中多个相(包括g,l,s)的数量和组成不随温度 而变。上述平衡条件中任何一个的不能满足,则系统处于 非平衡态。
1.热力学第一定律
目录
§1.1 热力学的研究对象 §1.2 几个基本概念 §1.3 能量守恒——热力学第一定律 §1.4 体积功 §1.5 定容及定压下的热 §1.6 理想气体的内能和焓 §1.7 热容 §1.8 理想气体的绝热过程 §1.9 实际气体的节流膨胀
§1.10 化学反应的热效应 §1.11 盖斯定律 §1.12 生成热及燃烧热 §1.13 反应热与温度的关系——基尔戈夫方程
能判断变化能否发生以及进行到什么程度,但不考虑变化 所需要的时间。
局限性
无法解释物质的结构,反应的机理等问题;
只能计算出反映达平衡的产量,而不能告诉我们在某有限 时间内的产量。
§1.2 几个基本概念
(1)系统和环境
系统:在科学研究时必须先确定研 究对象,把一部分物质与其余分开 ,这种分离可以是实际的,也可以 是想象的。这种被划定的研究对象 称为体系,亦称为物系或系统。
(1)内能的概念
U UB U A
内能:又称热力学能,它是指体系 内部能量的总和,包括分子运动的 平动能、分子内的转动能、振动能、 电子能、核能以及各种粒子之间的 相互作用位能等。
内能是状态函数,用符号U表示,是
容量性质,它的绝对值无法测定, 只能求出它的变化值。
dU U dT U dV T V V T
U Q W
如果系统状态只发生一无限小量的变化,则上式可写为:
dU Q W
§1.4 体积功
(1)体积功 因系统体积变化而引起的系统与环境间交换的功称为体积 功。其它的称为非体积功。
W f外dl p外 Adl p外dV
两个要点: (1)不论系统是膨胀还是压缩体积功都用-p外dv来计算; (2)只有p外dv这个量才是体积功,pV或Vdp都不是体积功。
对于热力学系统而言,能量守恒原理就是热力学第一定律
到1850年,科学界公认能量守恒定律是自然界的 普遍规律之一。能量守恒与转化定律可表述为:
表述一:自然界的一切物质都具有能量,能量有各种不同 形式,能够从一种形式转化为另一种形式,但在转化过程 中,能量的总值不变。
表述二:不供给能量而可连续不断对外做功的机器叫第一 类永动机,无数事实证明,第一类永动机是不可能存在的。
对于纯物质单相系统来说,要确定它的状态需要有三个状 态性质,一般采用T,p,n。
(3)过程和途径
系统状态所发生的一切变化均称为“过程”。而这一过程 可以经由不同的“途径”实现。
25oC,105Pa
定 压 过 程
100oC,105Pa
定温过程 定温过程
25oC,5×105Pa
定 压 过 程
100oC,5×105Pa
环境:与体系密切相关、有相互作 用或影响所能及的部分称为环境。
根据体系与环境之间的关系,把体系分为三类:
(1)敞开体系 体系与环境之间既有物质交换,又有能量交换。
(2)封闭体系(closed system) 体系与环境之间无物质交换,但有能量交换。
(3)孤立体系 体系与环境之间既无物质交换,又无能量交换,故又称为 隔离体系。有时把封闭体系和体系影响所及的环境一起作 为孤立体系来考虑。
内能是状态函数,而功和热不是状态函数。
热用符号Q表示
系统吸热,Q>0 系统放热,Q<0
功用符号W表示
系统对环境作功,W < 0 环境对系统作功,W > 0
(3)热力学第一定律的数学表达式 当一系统的状态发生某一任意变化时,假设系统吸收的热 量为Q,同时得到的功为W,那么根据第一定律,应当有 下列公式:
(一)热力学概论 §1.1 热力学的研究对象
研究热、功和其他形式能量之间的相互转换及其转换过程 中所遵循的规律;
研究各种物理变化和化学变化过程中所发生的能量效应; 研究化学变化的方向和限度。
热力学方法
研究对象是大数量分子的集合体, 研究宏观性质, 所得结论 具有统计意义;
只考虑变化前后的净结果,不考虑物质的微观结构 和反应 机理;
化学平衡 反应体系中各物的组成不再随时间而改变。
(二)热力学第一定律 §1.3 能量守恒——热力学第一定律
热功当量
焦耳(Joule)和迈耶(Mayer)自1840年起,历经20多年,用 各种实验求证热和功的转换关系,得到的结果是一致的。
即: 1 cal = 4.1840 J
这就是著名的热功当量,为能量守恒原理提供了科学的实 验证明。
(a)气体向真空膨胀
因为外压p外=0,所有在膨胀过程中系统没 有对环境做功,即
W=0
(b)气体在恒定外压的情况下膨胀
W
V2 V1
p外dV p外(V2
V1 )
(c)在整个膨胀过程中,始终保持外压比气体压力p只差 无限小的数值。
W
Hale Waihona Puke V2 V1p外dV
V2 (p-dp)dV
V1
V2 pdV
封闭 体系
(2)状态和状态性质
状态是系统的物理性质和化学性质的综合表现。系统状态 的性质称为状态性质,或状态函数。当系统所有的状态性 质都不随时间变化时,则称系统处于“定态”。
容量性质 它的数值与体系的物质的量成正比,如体积、质量、熵等。 这种性质有加和性。
强度性质 它的数值取决于体系自身的特点,与体系的数量无关,不具 有加和性,如温度、压力等。往往两个容量性质之比成为系 统的强度性质。
(2)功和热的概念
当系统的状态发生变化并引起系统的能量发生变化时, 这种能量的变化必须依赖于系统和环境之间的能量传递 来实现。
能量传递的方式有两种: 一种是“热”,系统与环境之间的温度差引起的能量传递; 一种是“功”,其他形式的能量传递。
功和热都与系统所进行的具体的过程相关,没有过程的发 生就没有功和热,因此功和热不是状态性质。描述系统在 某一状态下具有多少热和多少功是毫无意义的。
V1
p nRT V
W V2 nRT dV nRT V2 dV nRT ln V2 nRT ln p1
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