化学热力学知识点梳理.
化学热学知识点总结高中
化学热学知识点总结高中一、热力学基本概念1. 系统和环境热力学研究的对象称为系统，系统与其周围的其它部分组成环境。
在标准热力学中，系统是指要研究的对象，通常把物体（或物质）与外界根据它们的相互作用的方式分成系统和环境，是物理学研究的一个基本概念。
2. 状态函数和过程函数状态函数是系统某一瞬时状态的函数，与路径无关。
过程函数是系统发生变化过程中经过的路径有关的函数，与状态无关。
3. 基本热动学过程（1）绝热过程：在绝热条件下，系统与环境之间不发生热量和功的交换。
（2）等温过程：系统温度保持不变时发生的过程。
（3）等容过程：系统体积保持不变时发生的过程。
（4）等压过程：系统压强保持不变时发生的过程。
4. 热机和热泵热机是利用热量做功的设备，热泵是用来将低温热量转化为高温热量的设备。
5. 热容量热容量是指物体在温度变化时吸收或释放热量的能力。
它是质量或摩尔数的函数。
6. 热力学第一定律能量守恒原理，总能量守恒不变。
即系统从一个状态变到另一状态，系统所吸收的热量和所做的功之和等于系统内能的增量。
7. 热力学第零定律如果两个系统分别与第三个系统处于热平衡状态,那么这两个系统之间也处于热平衡状态。
8. 热力学第二定律热力学第二定律表达了热量不可能从低温物体转换到高温物体而不需要外界输入能量的现象。
也可以说在有限时间内，任何热机都不能把热全部变为功。
9. 熵熵是一个系统的无序程度的度量，它表示了一个系统能量无法再次利用的程度。
二、气体状态方程1. 气体状态方程（1）理想气体状态方程：PV=nRT，其中P为压强，V为体积，n为摩尔数，R为气体常数，T为绝对温度。
（2）达西法则：在相同温度下，等摩尔体积不同的气体的压强成反比，这就是达西法则的内容。
2. 分子速率分布根据玻尔兹曼分布定律，气体分子速率服从玻尔兹曼分布定律。
这个定律说明不同分子速率所对应的两个自由度之间在能量上存在一定的关系。
3. 理想气体的内能内能是气体分子的动能和势能之和。
化学中的化学热力学知识点
化学中的化学热力学知识点化学热力学是研究化学反应中能量的转化与变化的学科，它对我们理解化学现象和反应行为起着重要的作用。
本文将介绍化学热力学的一些基本知识点，包括热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等。
1. 热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在化学反应中的应用。
热力学第一定律表明，系统的内能变化等于系统吸收的热量与对外做功之和。
这可以表示为以下公式：ΔU = q + w其中，ΔU表示系统的内能变化，q表示系统吸收的热量，w表示系统对外做的功。
2. 热力学第二定律热力学第二定律是热现象的方向性规律。
它表明自发过程在整个宇宙中是朝熵增加的方向进行的。
热力学第二定律可以通过熵的概念来描述，熵是衡量系统无序程度的物理量。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加，直到达到最大值。
3. 焓焓是一个物质在常压条件下的热力学函数，通常用H表示。
在常压下，焓的变化可以表示为下式：ΔH = q焓变表示物质的热量变化，正值表示系统吸热，负值表示系统放热。
4. 熵熵是衡量系统无序程度的物理量，通常用S表示。
根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加。
熵的变化可以表示为下式：ΔS = q/T其中，ΔS表示系统的熵变，q表示系统吸收的热量，T表示系统的温度。
5. 自由能自由能是描述系统在恒温、恒压条件下能量转化的热力学函数，通常用G表示。
自由能包括内能和对外做功两个方面的能量，可以表示为以下公式：G = H - TS其中，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
当系统的自由能变化ΔG为负值时，表示该过程是自发进行的。
总结：化学热力学是研究化学反应中能量转化与变化的学科，主要涉及热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等知识点。
热力学第一定律描述了能量守恒定律在化学反应中的应用，热力学第二定律说明了自发过程进行的方向性规律。
焓是在常压下物质的热力学函数，熵是衡量系统无序程度的物理量，自由能描述了系统在恒温、恒压条件下的能量转化情况。
高三化学热力学知识点
高三化学热力学知识点热力学是研究热和能量转化关系的科学。
而热力学的核心内容之一就是热力学系统中的能量变化。
对于高三化学学习者来说，掌握热力学的知识点是至关重要的。
本文将从热力学的基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律以及熵的概念等几个方面，详细介绍高三化学热力学的知识点。
一、热力学的基本概念1. 系统和环境：在热力学中，我们将研究的对象称为系统，而系统外部的一切都称为环境。
2. 热力学的热量和功：热量是能量以热传递的方式流入或流出系统，而功则是能量以非热传递的方式流入或流出系统。
3. 热力学第一定律：热力学第一定律表明能量守恒，即一个孤立系统的内能变化等于热量与功的代数和。
二、热力学第一定律1. 内能：内能是一个物体的微观粒子的热运动所具有的能量，它包括分子的平动能、转动能和振动能等。
2. 等容过程：在等容过程中，系统的体积保持不变，从而没有对外进行功，因此内能的变化只取决于热量的变化。
3. 等压过程：在等压过程中，系统的压强保持不变，系统对外做功的大小等于压强乘以体积变化。
三、热力学第二定律1. 热力学第二定律的表述：热量不可能自发地从低温物体传递到高温物体，而只有通过外界做功的方式才能实现。
2. 热力学第二定律的应用：热力学第二定律除了可以解释自然界中很多现象外，还可以解释永动机的不可能性。
四、熵的概念1. 熵的定义：熵是度量物质的无序程度的物理量，熵增原理规定了自然界中熵的增加趋势。
2. 熵与热力学过程：在一个孤立系统中，熵增是不可逆过程的本质特征，而等熵过程则是可逆过程的特征。
3. 熵的计算：根据熵的定义和统计热力学的理论，可以计算一些化学反应的熵变。
总结：通过对热力学的基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律以及熵的概念等知识点的学习，我们可以更好地理解热力学的基本原理和应用。
对于高三化学学习者来说，热力学作为一门重要的学科，掌握其知识点是提高学习成绩的关键。
通过不断的学习和实践，我们能够更好地理解和应用热力学，在考试中取得好成绩。
化学热力学基础知识点汇总
化学热力学基础知识点汇总化学热力学是研究化学反应过程中能量转化规律的科学，它对于理解化学反应的可能性、方向和限度具有重要意义。
以下是对化学热力学基础知识点的详细汇总。
一、热力学的基本概念1、体系与环境体系是我们研究的对象，根据体系与环境之间物质和能量的交换情况，可分为敞开体系、封闭体系和孤立体系。
敞开体系：与环境既有物质交换，又有能量交换。
封闭体系：只有能量交换，没有物质交换。
孤立体系：既无物质交换，也无能量交换。
2、状态函数状态函数是用于描述体系状态的物理量，其值只取决于体系的状态，而与变化的途径无关。
常见的状态函数有温度（T）、压力（P）、体积（V）、内能（U）、焓（H）和熵（S）等。
3、过程与途径过程是指体系状态发生变化的经过，而途径则是完成这个过程的具体方式。
例如，从状态 A 到状态 B 可以通过不同的途径实现，但状态函数的变化量只与始态和终态有关，与途径无关。
二、热力学第一定律热力学第一定律也称为能量守恒定律，其表达式为：ΔU ＝ Q ＋ W 。
其中，ΔU 表示体系内能的变化，Q 表示体系从环境吸收的热量，W 表示环境对体系所做的功。
当体系膨胀时，体系对环境做功，W 为负值；当体系被压缩时，环境对体系做功，W 为正值。
如果是恒容过程，体积不变，W ＝ 0，此时ΔU ＝ Qv ，Qv 表示恒容热。
如果是恒压过程，压力恒定，ΔU ＝Qp PΔV ，Qp 表示恒压热，此时 H ＝ U ＋ PV ，ΔH ＝ Qp 。
三、热化学1、化学反应的热效应化学反应在一定条件下发生时，所吸收或放出的热量称为化学反应的热效应。
热效应分为等容热效应和等压热效应。
2、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与热效应关系的方程式。
需要注明反应物和生成物的状态、反应的温度和压力以及反应热。
3、标准摩尔生成焓在标准状态下，由最稳定单质生成 1mol 化合物时的焓变称为该化合物的标准摩尔生成焓。
利用标准摩尔生成焓可以计算化学反应的标准摩尔反应焓变：ΔrHmθ ＝ΣνBΔfHmθ(B) 。
高中化学热力知识点总结
高中化学热力知识点总结一、热力学基本概念1. 热力学系统：被研究的对象，可以是固体、液体或气体。
2. 环境：系统之外的所有物体。
3. 边界：系统与环境之间的分界面。
4. 状态：系统在某一时刻的所有宏观性质的集合。
5. 状态函数：系统的宏观性质，其值只与系统的状态有关，如温度、压力、体积等。
6. 过程：系统从一个状态变化到另一个状态的一系列状态的集合。
7. 热力学平衡：系统与环境之间没有能量和物质交换的状态。
二、热力学第一定律1. 内能：系统内部所有微观粒子的动能和势能之和。
2. 热力学第一定律：能量守恒定律在热力学中的表现形式，即系统内能的变化等于系统与环境之间能量交换的净效应。
3. 热量：系统与环境之间因温度差而产生的热能传递。
4. 功：力作用在物体上并使物体发生位移所产生的能量转换。
5. 等容过程：系统体积不变的热力学过程。
6. 等压过程：系统压力不变的热力学过程。
7. 等温过程：系统温度不变的热力学过程。
三、热力学第二定律1. 熵：系统无序度的量度，也是能量分散程度的指标。
2. 热力学第二定律：自然过程总是向着熵增加的方向进行。
3. 可逆过程：系统和环境都能完全恢复原状的过程。
4. 不可逆过程：系统或环境不能完全恢复原状的过程。
5. 熵变：系统经历一个过程后熵的增加量。
四、化学反应热力学1. 化学反应：原子重新排列形成新物质的过程。
2. 反应热：化学反应发生时吸收或放出的热量。
3. 热化学方程式：表示化学反应及其伴随热量变化的方程式。
4. 燃烧热：1摩尔物质完全燃烧时放出的热量。
5. 中和热：酸和碱中和反应生成1摩尔水时放出的热量。
6. 电化学：研究化学反应与电能转换的科学。
五、溶液与电解质1. 溶液：一种或几种物质以分子或离子形式分散在另一种物质中形成的均匀混合物。
2. 饱和溶液：在一定温度下，溶质在溶剂中达到最大溶解度的溶液。
3. 电解质：在溶液或熔融状态下能导电的物质。
4. 非电解质：在溶液或熔融状态下不能导电的物质。
化学反应的热力学和热力学计算
化学反应的热力学和热力学计算一、热力学基本概念1.热力学系统：指在一定条件下，与外界有能量交换的物体或一组物体。
2.状态：描述系统某一时刻物理化学性质的参数集合，如温度、压力、体积、物质的量等。
3.状态变化：系统从一个状态变化到另一个状态的过程。
4.过程：系统状态变化的方式，分为恒温恒压过程、恒温恒容过程等。
5.热量：由于温度差，系统与外界交换的能量。
6.功：系统与外界交换能量的过程。
二、热力学第一定律1.内容：能量守恒定律，系统内能的变化等于外界对系统做的功加上系统吸收的热量。
2.公式：ΔU = Q + W–ΔU：系统内能的变化–Q：系统吸收的热量–W：外界对系统做的功三、热力学第二定律1.内容：熵增原理，孤立系统的熵总是增加，直到达到最大值。
2.公式：ΔS = ΔS_system + ΔS_surroundings–ΔS：系统熵的变化–ΔS_system：系统熵的变化–ΔS_surroundings： surroundings熵的变化四、热力学第三定律1.内容：绝对零度不可达到，系统的熵在接近绝对零度时趋于定值。
2.公式：S = k_B * ln(W)–S：系统熵–k_B：玻尔兹曼常数–W：系统微观状态数五、化学反应热力学1.反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
2.反应焓变：化学反应的焓变化，表示为ΔH。
3.反应熵变：化学反应的熵变化，表示为ΔS。
4.吉布斯自由能变：化学反应的自由能变化，表示为ΔG。
5.公式：ΔG = ΔH - TΔS–ΔG：吉布斯自由能变–ΔH：反应焓变–T：温度（K）–ΔS：反应熵变六、热力学计算1.热量计算：根据反应物和生成物的摩尔焓差计算反应热。
2.熵变计算：根据反应物和生成物的摩尔熵差计算反应熵变。
3.自由能计算：根据反应物和生成物的摩尔自由能差计算反应吉布斯自由能变。
4.热力学平衡：在恒温恒压条件下，系统达到热力学平衡状态，此时反应物和生成物的浓度不再发生变化。
化学热学知识点总结
化学热学知识点总结一、热力学基本概念热力学是研究物体内部能量和物质间能量相互转化的物理学科，并且研究物体内能量的传递和扩散规律以及热现象的规律。
热力学研究的主要对象是热、功和能量。
热是由于温度差引起的能量传递。
功是由于力的作用引起的能量转化。
能量是物体具有的使其能够进行工作的物理量（如物体的动能、势能、内能等）。
热力学的热、功和能量是相互联系、相互转化的。
二、状态函数状态函数是在描述过程时与路径无关的，只与初始和终了状态有关的函数。
例如，压强、温度、体积等。
状态函数的改变与路径无关，只与初末状态有关，与路径无关意味着状态函数的变化值与过程取向无关，所以状态函数的变化必须是由初末状态决定的。
状态函数的改变与路径无关因为它们的改变只与初末态有关。
但对于某些状态函数来说，虽然它与系统的性质本身无关，但是它的改变却能使心理特性发生变化。
三、热力学定律热力学定律是热力学的基本规律，它描述了能量的转化和传递规律。
热力学定律包括零法则、第一定律、第二定律、第三定律。
零法则：如果两个系统与第三个系统分别处于热平衡状态，那么这两个系统之间也一定处于热平衡。
第一定律：能量守恒，即能量不能被创造或消灭，只能从一个物体转移到另一个物体，或从一个形式转化为另一形式。
它也可以表述为：系统的内能增量等于系统所吸收的热量与所作的功的代数和。
第二定律：热能不可能自发地从低温物体传递到高温物体，热力学过程不可逆的方向是从低温物体向高温物体传递热量的方向。
第三定律：当温度接近绝对零度时，是熵趋于常数。
这意味着，不可能通过有限数量次的操作使任何系统冷却至绝对零度。
四、热力学方程热力学方程是描述物质热力学性质的方程，其中包括理想气体状态方程、范德华方程等。
理想气体状态方程为P = nRT。
范德华方程为（P + a/V^2)(V - b) = RT。
热力学方程不仅可以用于计算压强、温度、体积等参数的关系，还可以从中推导出其他热力学性质的关系。
大一化学热力学知识点总结
大一化学热力学知识点总结热力学是研究物质热现象和能量转化规律的科学，广泛应用于化学、物理、材料等学科领域。
作为大一化学学习的重要内容之一，热力学知识点对我们理解化学反应、能量转化等过程起着重要的指导作用。
本文将就大一化学热力学中的几个重要知识点进行总结。
一、热力学基本概念1. 系统和环境：热力学研究的对象称为“系统”，系统的外部称为“环境”。
系统和环境之间通过能量和物质的交换来实现平衡。
2. 热力学状态函数：热力学状态函数与体系的状态有关，与路径无关。
常见的热力学状态函数有内能、焓、熵等。
3. 系统的热力学工作：系统对环境做功或由环境对系统做功，即为热力学工作。
二、热力学定律1. 热力学第一定律：能量守恒定律，即能量不会凭空产生或消失，只能从一种形态转化为另一种形态。
2. 热力学第二定律：热量不会自发地从冷物体传递给热物体，也不会自发地执行不可逆过程。
三、热力学过程1. 等容过程：在等容过程中，体积保持不变，系统对环境做功为零，根据热力学第一定律，内能的变化等于吸热量。
2. 等压过程：在等压过程中，压强保持不变，系统对环境做的是等于外界对系统所做的压力乘以体积的功。
根据热力学第一定律，焓的变化等于吸热量。
3. 等温过程：在等温过程中，温度保持恒定，系统通过吸热和放热来保持温度不变。
根据热力学第二定律，无法实现百分之百的等温过程。
4. 绝热过程：在绝热过程中，系统与环境没有热量的交换。
根据热力学第一定律，绝热过程中内能的变化只与做功相关。
四、常见的熵变计算1. 熵变计算公式：ΔS = ∫(dQ/T)熵变等于系统吸热或放热与温度之比的积分。
2. 熵增原理：孤立系统总是趋向于增加熵，不可逆过程的熵增大于零。
五、热力学平衡热力学平衡是指系统达到稳定状态，不再发生宏观可观测的变化。
平衡可以分为稳定平衡、亚稳定平衡和不稳定平衡。
六、热力学函数1. 内能：内能是系统的总能量，包括系统的热能、势能和动能。
2. 焓：焓是系统的热力学函数，等于系统的内能与压力乘以体积之和。
物理化学重要知识点总结及其考点说明
物理化学重要知识点总结及其考点说明
一、化学热力学
1、化学热力学的定义：化学热力学是研究化学反应中物质的热量及能量变化的学科。
2、热力学三定律：第一定律：能量守恒定律；第二定律：热力学第二定律确定有序
能可以被有度能转化；第三定律：热力学第三定律始终指出热力学反应的可能性和温度有关。
3、焓的概念：焓是衡量物质的热力学状态的量，它是物质的热力学特性连续变化的
测量，是物质拥有的热量能量，也可以视为物质拥有的有序能。
4、热力学平衡：热力学平衡是指在不变的温度、压力和其他条件下，恒定的化学反
应发生，直至反应物和生成物的物质形式和化学结构保持不变，热量吸积也变得稳定，这
种状态称为热力学平衡。
二、物理化学
1、物理化学的概念：物理化学是一门融合了物理学和化学的学科，通过应用物理方法，来研究化学性质的变化和分子间的作用及反应，其研究具有多学科的性质。
2、气体的特性：气体的物理性质有很多，如压强、体积、温度、熵、焓等。
质量和
体积的关系为：在一定温度下，气体的质量和体积都成正比。
3、溶质的溶解度：溶解度是衡量溶质溶解在溶剂中的性质，它是指在一定温度、压
力下，溶质在溶剂中的最高溶解量。
溶质的溶解度与温度，压强及溶剂特性有关。
4、化学均衡：化学均衡是指在特定温度和压强下，混合物中物质的各种浓度比例，
产物与原料之间的反应紊乱程度，变化状态的一种稳定平衡状态。
化学反应热力学的关键知识点与解题技巧
化学反应热力学的关键知识点与解题技巧一、引言化学反应热力学作为化学的基础分支之一，研究化学反应中所涉及的能量变化，对于理解和预测化学反应的发生与进行具有重要意义。
本文旨在介绍化学反应热力学的关键知识点与解题技巧，以帮助读者更好地掌握这一领域的基础知识。
二、热力学基本概念1. 热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，表明能量在物质间的转化过程中，总是保持不变的。
化学反应中，反应物的能量转化为产物的能量，总能量守恒。
2. 系统与环境热力学中将研究对象称为系统，系统与环境之间通过热量、物质和功进行能量交换。
在化学反应中，反应容器即为系统，容器外的一切为环境。
3. 热力学函数热力学函数是描述系统在不同状态下的能量变化的函数，其中最常见的是焓(H)、自由能(G)和熵(S)。
焓表示了系统的热能，自由能则是系统可进行做功的能量，熵则是系统的无序程度。
三、化学反应热力学的关键知识点1. 焓变（ΔH）焓变是指化学反应中反应物与产物之间焓的差别，可通过ΔH来表示。
ΔH为正表示反应为吸热反应，ΔH为负则表示反应为放热反应。
2. 熵变（ΔS）熵变是指化学反应中系统的熵发生的变化，可用ΔS表示。
ΔS为正表示反应的混乱程度增加，ΔS为负则表示反应的混乱程度减小。
3. 自由能变（ΔG）自由能变是指化学反应中系统自由能的变化，用ΔG表示。
ΔG为负表示反应为自发进行的，在适当条件下反应将发生，ΔG为正则表示需要外界输入能量才能进行。
四、解题技巧1. 利用热力学函数判断反应性质通过计算ΔH、ΔS和ΔG的数值，可以判断反应的放热性、熵变以及自发性。
如果ΔG为负，反应为自发进行的；ΔG为正，反应不自发进行；ΔG为零，反应达到平衡态。
2. 利用热力学函数计算标准生成焓变和反应熵变通过已知反应物和产物的标准生成焓和反应熵的数值，可以计算出反应的标准生成焓变（ΔH°）和反应的标准熵变（ΔS°）。
3. 应用吉布斯-Helmholtz方程解题吉布斯-Helmholtz方程是描述自由能与温度关系的方程，利用这一方程可以计算反应在不同温度下的自由能变化。
高一化学热力学知识点汇总
高一化学热力学知识点汇总在高中化学学习的过程中，热力学是一个重要的分支。
它研究能量转化和反应的驱动力，对于理解化学反应的发生机制和热能的利用具有重要意义。
本文将对高一化学热力学的知识点进行汇总。
1. 系统和环境热力学中的研究对象称为“系统”，其周围的一切称为“环境”。
系统和环境之间通过能量交换来维持动态平衡，可以分为开放系统、封闭系统和孤立系统。
2. 热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，在化学反应中意味着反应系统的能量可以从热、功或物质转移中改变，但总能量守恒。
3. 焓和焓变在化学反应中，系统的能量转化通常以焓为单位进行计量。
焓（H）定义为系统的内能（U）加上压力（P）和体积（V）的乘积，即H = U + PV。
焓变（ΔH）是指反应前后系统的焓差值，即ΔH = H反应后 - H反应前。
4. 焓变的测定测定焓变可以通过实验方法或计算方法进行。
实验方法包括量热计法、煅烧法和稳态流量法等。
计算方法则是通过热力学数据（如标准生成焓）和化学方程式进行计算。
5. 热容和比热容热容（C）是指物体或系统吸收或放出一定量的热量时，其温度变化的程度。
比热容（c）是指单位质量物质温度上升1摄氏度所吸收的热量。
6. 熵和熵变熵（S）是描述系统的无序程度的物理量，是热力学中的基本概念之一。
熵变（ΔS）是指反应前后系统熵差值，可以用来判断化学反应的进行方向。
7. 熵变的计算熵变的计算可以通过ΔS = ΣnS生成物 - ΣnS反应物来进行。
其中Σn表示各物质的摩尔数，S表示各物质的标准摩尔熵。
8. Gibbs自由能和自由能变Gibbs自由能（G）是用来判断反应是否进行的重要物理量，其定义为G = H - TS，其中H为焓，T为温度，S为熵。
自由能变（ΔG）是指反应前后系统的自由能差值。
9. 自由能变和反应的进行方向根据ΔG的正负值可以判断反应是否进行。
当ΔG < 0时，反应是自发进行的；当ΔG > 0时，反应是不自发进行的；当ΔG = 0时，反应处于平衡状态。
中考化学热力学知识点归纳
中考化学热力学知识点归纳热力学是化学中一个重要的分支，它研究物质系统与能量之间的关系。
在中考化学中，热力学的知识点主要包括以下几个方面：1. 热力学基本概念：- 温度：表示物体冷热程度的物理量。
- 热量：在热传递过程中传递的能量。
- 热能：物体内部分子运动的能量。
2. 热化学方程式：- 热化学方程式表示化学反应中能量变化的方程式。
- 需要标明反应物和生成物的状态，以及反应的焓变。
3. 能量守恒定律：- 能量既不能被创造，也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式，或从一个物体转移到另一个物体。
- 在任何封闭系统中，能量的总量是恒定的。
4. 焓变：- 焓变（ΔH）是系统在恒压条件下发生化学反应时能量的变化量。
- 吸热反应的焓变为正，放热反应的焓变为负。
5. 热力学第一定律：- 第一定律是能量守恒定律在热力学过程中的表述，即系统吸收的热量等于系统内能的增加量加上对外做的功。
6. 热力学第二定律：- 第二定律表述了能量转换的方向性，即自发过程总是向着熵增加的方向进行。
7. 熵：- 熵是表示系统无序程度的物理量。
- 熵增加通常与系统变得更加无序相关。
8. 热力学第三定律：- 第三定律指出，在绝对零度下，所有完美晶体的熵为零。
9. 热力学过程：- 等温过程：系统温度保持不变的过程。
- 等压过程：系统压力保持不变的过程。
- 等容过程：系统体积保持不变的过程。
- 绝热过程：系统与外界没有热量交换的过程。
10. 化学反应的热效应：- 吸热反应：需要吸收热量才能进行的反应。
- 放热反应：在反应过程中释放热量的反应。
结束语：热力学在化学中的应用非常广泛，它不仅帮助我们理解化学反应中的能量变化，还对材料科学、环境科学等领域有着重要的影响。
掌握热力学的基本概念和原理，对于深入理解化学现象和进行科学探究具有重要意义。
希望以上的知识点归纳能够帮助同学们在中考化学中取得优异的成绩。
初二化学热力学知识点总结
初二化学热力学知识点总结一、热力学基本定律热力学基本定律包括零法和第一法。
零法是指在恒温条件下，两个物体和第三者达到热平衡时，它们的温度相等；第一法是指热力学系统中能量守恒的法则，即热力学系统的内能变化等于系统所吸收或放出的热量与对外所做的功之和。
二、内能内能是热力学系统的内部能量总和，包括分子的动能和势能。
内能的变化有两种形式，一种是热量对内能的影响，即Q=△U+W，其中Q表示热量（热量由高温物体传递到低温物体时，高温物体的内能减少，低温物体的内能增加）；△U表示内能的变化；W表示对外所做的功。
另一种是化学反应对内能的影响，即△U=△U化学反应+△U压力变化。
其中，△U化学反应表示化学反应的内能变化，△U压力变化表示压力的变化对内能的影响。
三、焓焓是一个物质在一定条件下的内能和对外所做的功（P△V）之和。
在常见条件下，焓变化可以表示为△H=△U+P△V，其中，△U表示内能的变化；P△V表示对外所做的功。
焓在化学反应中有广泛的应用，可以用来描述燃烧反应的热效应、热化学反应的热效应等。
四、物质的热化学性质在化学反应中，物质的热化学性质是指物质在化学反应中吸收或放出的热量。
常见的热化学性质包括燃烧反应的热效应、溶解反应的热效应、物质的燃烧热、升华热等。
热化学性质的研究可以帮助我们了解化学反应过程中的热变化情况，对控制化学反应、提高化学反应的效率有着重要的意义。
以上就是初中化学热力学知识点的简要总结，热力学是一个复杂的科学领域，需要我们在学习过程中认真对待，深入理解相关概念和原理，才能更好地掌握化学知识。
希望同学们在学习过程中能够勤加练习，多做相关的习题，加深对热力学知识的理解和掌握。
高一化学热力学知识点归纳
高一化学热力学知识点归纳热力学是研究物质的热现象和能量转化规律的科学，对于高中化学学科而言，热力学是一个重要的内容。
在高一化学学习中，我们首次接触了热力学的基本概念和理论，下面对几个重要的热力学知识点进行归纳。
1. 系统与热力学参数在热力学中，我们将研究对象称为系统。
系统可以是一个物体、一瓶气体、一个化学反应容器等等。
热力学参数是用来描述系统状态的指标，包括温度、压强、体积、物质的摩尔数等。
这些参数可以在热力学计算中起到重要的作用。
2. 热力学第一定律热力学第一定律也称为能量守恒定律，它指出能量从一种形式转化为另一种形式时，总能量守恒。
在化学反应中，热力学第一定律可以表示为ΔU = q + w，其中ΔU表示系统的内能变化量，q表示热量的变化量，w表示对外界做功的变化量。
3. 热容与比热容热容是物体在温度变化时吸收或释放的热量与温度变化之比。
比热容则是单位质量物质在温度变化时吸收或释放的热量与温度变化之比。
热容和比热容是描述物体热性质的重要参数，通常用符号C表示。
4. 熵的概念熵是描述系统无序程度的物理量，用符号S表示。
熵的增加意味着系统的无序性增加，熵的减小意味着系统的有序性增加。
熵在热力学中是一个重要的概念，它与能量转化、自发性过程等有密切的关系。
5. 热力学第二定律热力学第二定律是热力学中的基本规律之一，它包含了熵增定律和热力学箭头。
熵增定律指出，在自发过程中，系统的熵总是增加的。
热力学箭头则指出热量只能从高温物体传递到低温物体，不可能反向传递。
6. 等温过程、绝热过程和绝热指数在热力学中，等温过程指的是系统保持恒定温度的过程，绝热过程指的是系统与外界没有热交换的过程。
绝热指数则是指绝热过程中理想气体的压强与体积之比的幂指数，通常用符号γ表示。
对于单原子理想气体来说，γ等于5/3；对于双原子理想气体来说，γ等于7/5。
7. 热力学循环热力学循环是指一系列热力学过程组成的闭合路径，常见的热力学循环包括卡诺循环、斯特林循环和朗肯循环等。
化工热力学专业知识点总结
化工热力学专业知识点总结一、物质的热力学性质1.热力学状态方程：描述热力学系统状态的方程，可以通过实验数据拟合得到，常见的有理想气体状态方程、范德华方程等。
2.热力学过程：系统经历的状态变化过程，包括等温过程、等容过程、绝热过程等，这些过程可以通过热力学定律进行定量描述和分析。
3.热力学势函数：用来描述系统稳定状态的函数，常见的有焓、内能、吉布斯函数等。
4.相变热力学性质：液相、气相、固相之间的相互转化过程，包括液气平衡、固液平衡等。
5.热力学平衡条件：系统达到热力学平衡的条件，包括热平衡、力学平衡、相平衡等。
二、热力学定律1.热力学第一定律：能量守恒定律，即能量既不会凭空消失，也不会凭空产生，只会在不同形式之间进行转化。
2.热力学第二定律：热不能自发地从低温物体传递到高温物体，这是宇宙中熵增加的基本规律。
3.热力学第三定律：当温度趋近于绝对零度时，系统的熵趋于常数，这是绝对零度不可能实现的热力学定律。
化工热力学不仅包含了上述物质的热力学性质和热力学定律，还涉及到一些实际的应用技术和工程问题。
例如，化工过程中的热力学分析、热力学循环、热能利用、燃烧热力学等内容。
下面我们来重点介绍一些与化工工程实际相关的热力学知识点。
三、热力学循环1.卡诺循环：理想可逆循环过程，由等温膨胀、绝热膨胀、等温压缩和绝热压缩四个过程组成，是热机效率的理论极限。
2.汽轮机循环：以水蒸气为工质的循环，包括理想朗肯循环、实际朗肯循环、再热朗肯循环等。
3.制冷循环：以制冷剂为工质的循环，包括制冷机、空调机、冷冻机等。
四、燃烧热力学1.燃烧过程：燃烧是一种复杂的热力学过程，包括燃烧反应机理、燃料燃烧热值、燃烧平衡等内容。
2.燃烧产物：燃料燃烧的产物包括二氧化碳、水蒸汽、一氧化碳、氨气、硫化物等，这些产物的生成与燃烧条件密切相关。
3.燃烧效率：燃料的利用效率，可以通过燃烧反应焓变来计算。
五、化工热力学应用1.热力学分析：化工反应器设计、炼油装置设计、化工装备热力计算等都需要进行热力学分析。
大一基础化学热力学知识点
大一基础化学热力学知识点热力学是化学中一个非常重要的分支，它研究物质的能量转化和传递规律，揭示了化学反应背后的能量变化和物质转化的动力学。
本文将介绍大一基础化学中的一些重要的热力学知识点。
一、热力学系统的分类根据系统与周围环境的能量和物质交换情况，热力学系统可以分为开放系统、闭合系统和孤立系统。
开放系统即与周围环境存在能量和物质的交换，闭合系统则只有能量交换而无物质交换，而孤立系统既没有能量交换也没有物质交换。
二、状态函数与过程函数状态函数是与系统当前状态有关的函数，不受过程的影响，如温度、压力、体积等；过程函数则是与过程有关的函数，其值取决于系统经历的过程，如吸热、放热、做功等。
三、内能、焓与熵内能是系统所拥有的全部能量的总和，表示为U。
焓是在恒压条件下系统所做的最大有用功，表示为H。
熵是系统的无序程度，表示为S。
四、热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律的表达形式，它指出能量可以从一种形式转化为另一种形式，但能量的总量在转化过程中保持不变。
即系统所吸收的热量与所做的功之和等于系统内能的增量。
五、热容和焓的计算热容是指单位质量物质的温度升高一度时所吸收或放出的热量，表示为C。
计算热容时可以利用热容公式，即C=q/ΔT，其中q是所吸收或放出的热量，ΔT是温度变化。
而焓的计算则可以利用焓变公式，即ΔH=ΔU+PΔV，其中ΔU表示内能变化，P表示压强，ΔV表示体积变化。
六、自由能和吉布斯自由能自由能是热力学系统可用做有效外部功（即用以驱动其他过程）的能量，表示为A。
而吉布斯自由能是系统在等温等压条件下可做的最大非体积功，表示为G。
自由能和吉布斯自由能的变化可以用来预测反应的进行方向。
七、熵的变化与能量传递根据熵增原理，孤立系统中熵的变化总是趋于增大，即系统的无序程度增加。
熵的变化与能量传递有密切关系，当一个系统吸收热量时，其熵会增加，而放热会导致熵减少。
八、温度、压力和反应平衡温度和压力是影响热力学反应平衡的重要因素。
高一化学热力学知识点归纳
高一化学热力学知识点归纳热力学是研究物质在能量转化和传递过程中的规律的科学，它是化学学科中非常重要的一个分支。
高一化学学习中，我们需要对热力学的基本概念和知识点进行归纳和总结，以便更好地理解和应用。
下面是对高一化学热力学知识点的归纳总结。
一、热力学基本概念1. 系统与环境：热力学研究的对象是系统。
系统是指研究所关注的物质或物质组成的集合体，与其外界存在着相互作用。
系统与其外界相互作用的部分称之为界面。
系统以外的部分称为环境。
2. 状态函数与过程函数：状态函数是指系统在某一特定状态下所具有的性质，如温度、压强、体积等。
过程函数是指随着系统状态的变化而变化的函数，如焓变、熵变等。
3. 等压、等温、等容过程：等压过程指系统的压强保持不变，等温过程指系统的温度保持不变，等容过程指系统的体积保持不变。
二、热力学定律1. 第一定律：也称能量守恒定律，它表明能量在系统和环境之间的转化和传递过程中一直保持不变。
即：ΔE = q + w，其中ΔE 表示系统内能的变化，q表示热量传递，w表示功。
2. 第二定律：也称熵增定律，它表明在自然界中，任何孤立系统都趋于熵增。
熵是对系统无序程度的度量，熵增意味着能量的转化和传递过程中发生的不可逆性。
三、热力学函数1. 温度：热力学系统的状态函数，是衡量系统内分子平均动能的物理量。
2. 压强：热力学系统的状态函数，是单位面积上的力的大小。
3. 内能：热力学系统的状态函数，是系统分子内部的能量。
4. 焓：热力学系统的状态函数，是内能和对外做功之和。
5. 熵：热力学系统的状态函数，是表示系统无序程度的物理量。
四、热力学过程1. 等温过程：在等温条件下进行的热力学过程，系统的温度保持不变。
2. 等压过程：在等压条件下进行的热力学过程，系统的压强保持不变。
3. 等容过程：在等容条件下进行的热力学过程，系统的体积保持不变。
五、热力学循环1. 卡诺循环：是以理想气体为工质的一种理论循环过程，由等温膨胀、绝热膨胀、等温压缩和绝热压缩四个过程组成。
普通化学第七版知识点总结
普通化学第七版知识点总结普通化学是一门涵盖广泛化学知识的基础学科，对于初学者理解化学的基本原理和概念至关重要。
以下是对普通化学第七版的知识点总结。
一、化学热力学基础1、热力学第一定律能量守恒定律在热力学中的应用，即ΔU ＝ Q ＋ W。
内能的变化（ΔU）等于吸收的热量（Q）与做功（W）的总和。
2、焓（H）定义为 H ＝ U ＋ PV，在恒压条件下，ΔH ＝ Qp，即反应的焓变等于恒压反应热。
3、熵（S）用于描述系统的混乱度，孤立系统的熵总是增加的（熵增原理）。
4、自由能（G）G ＝ H TS，通过自由能的变化（ΔG）可以判断反应的自发性，当ΔG ＜ 0 时，反应自发进行。
二、化学反应速率1、反应速率的表示通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2、浓度对反应速率的影响遵循质量作用定律，对于反应 aA ＋bB → cC ＋ dD，反应速率 v＝ kA^mB^n。
3、温度对反应速率的影响温度升高，反应速率加快，遵循阿伦尼乌斯公式 k ＝ A e^（Ea/RT)。
4、催化剂对反应速率的影响能改变反应历程，降低反应的活化能，从而加快反应速率。
三、化学平衡1、可逆反应与化学平衡在一定条件下，正逆反应速率相等时，体系达到化学平衡状态。
2、平衡常数对于反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，平衡常数 Kc ＝ C^cD^d ／ A^aB^b。
3、影响化学平衡的因素浓度、温度、压力等的改变会导致平衡的移动，遵循勒夏特列原理。
四、溶液中的离子平衡1、酸碱平衡酸碱质子理论，酸是能给出质子的物质，碱是能接受质子的物质。
2、水的离子积（Kw）在一定温度下，Kw ＝ H+OH，常温下 Kw ＝ 10×10^－14。
3、酸碱的解离平衡酸或碱在溶液中的解离程度用解离常数（Ka 或 Kb）表示。
4、缓冲溶液能够抵抗少量外来酸碱或稀释的影响，保持 pH 相对稳定。
5、沉淀溶解平衡溶度积（Ksp）与离子浓度的关系可以判断沉淀的生成和溶解。
高中化学知识点总结化学反应的热力学与反应的能量变化
高中化学知识点总结化学反应的热力学与反应的能量变化高中化学知识点总结：化学反应的热力学与反应的能量变化导言：化学反应是物质发生变化的过程，而这个过程伴随着能量的变化。
热力学是研究能量转化和传递的学科，在化学反应中，热力学可以用来描述反应的能量变化。
本文将总结高中化学中涉及到热力学和反应能量变化的重要知识点。
一、热力学基础概念1. 系统和环境：在热力学中，研究的对象称为系统，系统周围的一切称为环境。
系统和环境之间可以通过能量、质量和物质进行交换。
2. 热力学第一定律：热力学第一定律又称能量守恒定律，它表明能量在系统和环境之间可以相互转化，但总能量守恒不变。
3. 热力学第二定律：热力学第二定律描述了自然界中能量转化的方向性，它表明自发发生的过程总是朝着能量逐渐耗散、混乱增加的方向进行。
二、化学反应热力学参数1. 反应焓变：化学反应中，物质的焓发生变化，称为反应焓变。
反应焓变可以通过实验测量得到，通常以ΔH表示。
2. 反应焓变的分类：- 生成焓变（ΔHf）：在标准状态下，生成1mol物质所释放或吸收的焓变。
- 反应焓变（ΔHr）：反应物与生成物在化学反应过程中所释放或吸收的焓变。
- 燃烧焓变（ΔHc）：1mol物质在完全燃烧时所释放的焓变。
3. 热化学方程式：热化学方程式描述了化学反应过程中的热力学信息，反应焓变可以从热化学方程式中推导得到。
三、能量变化与反应热力学条件1. 系统的能量变化：化学反应可以引起系统能量的变化，根据系统能量的变化情况，反应可以分为吸热反应和放热反应。
2. 吸热反应和放热反应：- 吸热反应：当反应过程中系统从环境吸收能量，即ΔH为正值时，称为吸热反应。
- 放热反应：当反应过程中系统向环境释放能量，即ΔH为负值时，称为放热反应。
3. 热力学条件与反应性质：根据反应焓变的正负值，可以判断反应过程的放热性质和吸热性质，进而预测反应是否会进行。
四、热力学计算与应用1. 定义标准状态：标准状态是指在特定条件下，纯物质的一种特定状态。
初中化学化学反应热力学知识点归纳
初中化学化学反应热力学知识点归纳化学反应热力学是研究化学反应中能量的变化和转化的一门科学。
在初中化学课程中，我们主要学习了热力学的基本概念和常见知识点。
下面，我将对初中化学化学反应热力学知识点进行归纳，以帮助大家更好地理解和掌握这一部分内容。
1. 系统与周围环境在研究化学反应热力学时，我们通常将研究对象称为系统，而与它发生相互作用、对其进行能量传递的其他物质称为周围环境。
系统和周围环境之间的能量传递通过热传递、功和物质传递进行。
2. 系统的内能变化系统的内能是指系统中分子之间相对位移、转动和振动等所具有的能量。
在化学反应中，系统的内能可能发生变化。
当化学反应发生时，如果系统的内能增加，我们称该反应为吸热反应；相反，若系统的内能减少，则称该反应为放热反应。
3. 焓变与反应热焓变是指化学反应过程中，系统的焓（enthalpy）发生的变化。
焓变可以用来描述各种化学反应的热效应。
当焓变为正值时，说明反应是吸热反应，从周围环境吸收热量；反之，若焓变为负值，则说明反应是放热反应，向周围环境释放热量。
反应热是指化学反应在恒压条件下，系统与周围环境之间传递或交换的热量。
反应热是系统对外界做的功和系统的内能变化之和，即反应热 = 化学反应所对外界做的功 + 系统的内能变化。
4. 燃烧反应的热效应燃烧是指物质与氧气发生化学反应，产生大量能量的过程。
常见的燃烧反应包括燃料的燃烧和腐蚀的发生。
燃料的燃烧是指有机物质在氧气存在下发生的氧化反应，产生二氧化碳和水等化合物，同时释放大量热能。
腐蚀是指金属与氧气或其他能够接受电子的物质发生反应，使金属表面发生氧化或其他化学变化的过程。
燃烧反应的热效应是指燃料在燃烧过程中产生的热量。
燃烧反应通常会伴随有热量释放，因此属于放热反应。
利用燃烧反应的热能，我们可以进行取暖、烹饪和驱动发动机等实际应用。
5. 反应热的测定反应热可以通过实验手段进行测定。
常见的测定方法有恒温演示法、恒压量热法和绝热演示法。
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(4平衡常数的表达式必须与反应方程式一一对应
3、平衡常数的意义
(1平衡常数是反应进行程度的标志
(2平衡常数是温度的单值函数,是反应的特征常数
(3平衡常数指明了在一定温度下可逆反应建立平衡的条件
对于任一可逆反应:dD gG bB aA +=+,平衡时,各物质浓度符合: b a d
g c c c c c c c c K ]/(B []/(A []/(D []/(G [θθθθθ
=其中:c一定是平衡浓度若c为任意状态浓度:b a d
g c c c c c c c c Q ]
/(B[]/(A[]/(D[]/(G[θθθθ=——反应商则:⎪⎩
⎪⎨⎧=>><<—平衡建立的条件—反应处于化学平衡状态平衡浓度
产物浓度反应向逆方向进行,(平衡浓度产物浓度反应向正方向进行,(. . . θθθK Q K Q K Q与自由能判据的关系:
CO(g
(gO C(s221
=+ (1 (gCO (gO CO(g221
=+ (2
(gCO (gO C(s22=+ (3达平衡时:21
] (O[(COθ2θ
θ
1p p p p K =, 21
] (O[](CO[ (COθ2θθ2θ2p p p p p p K ⋅=
θ2θ
2θ3
(O (COp p p p K =可以看出:(1+(2=(3
θp p — —相对分压,这样用相对浓度或相对分压表示的平衡常数,叫
标准平衡常数。
2、标准平衡常数一般如果不作说明,我们提到的平衡常数都是指标准平衡常数。
★注意:(1平衡浓度、平衡分压
(2对有纯固体或纯液体参加的反应,纯固体或纯液体的浓度视为常数1,不
出现在平衡常数的表达式中
(3溶液中的组分一定用相对浓度θc表示;气相一定要用相对分压θp p表
根据多重平衡规则,可以由已知反应的平衡常数求未知反应的平衡常数。
四、化学平衡的移动
在一定条件下建立的化学平衡,一旦条件改变,平衡就会被打破,发生移动,直到在新条件下建立新的平衡。这些影响移动的因素包括:浓度、压力和温度。
1、浓度对化学衡的影响
在一定温度下,增加反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动;相反,减小反应物浓度或增大产物浓度,平衡向逆反应方向移动。
升高温度,平衡向吸热方向移动;降低温度,平衡向放热反向移动。
影响平衡移动的因素可以概括为吕.查理德里原理(1884.法:如果改变平衡体系的任一个条件,如温度、压力或浓度,平衡就向能减弱改变的方向移动。
当反应进行到某一程度,恰好逆正υυ=,反应物和产物的浓度都不再随时间而改变。那么,可逆反应的这种状态,就称为化学平衡。
2、化学平衡
正逆反应速率相等时,反应体系所处的状态,称为化学平衡状态。
特点:(1逆正υυ=
(2动态平衡;
(3有条件的、相对的平衡(——条件改变,平衡改变。
大量的实验表明:在一定条件下,处于化学平衡状态的体系,各物质浓度之间遵守一定的定量关系。这就是平衡常数关系式。
2、压力对化学平衡的影响
压力对化学平衡的影响是针对有气体参加的反应而言的。一般改变压力是通过改变反应体系的体积来实现的。
规律:在一定温度下,增加体系总压力,平衡向气体分子数减小的方向移动;减小体系总压力,平衡向气体分子数增大的方向移动。对反应前后气体分子数相等的反应,改变压力不会引起平衡移动。
3、温度对化学平衡的影响
第一章化学反应的方向和限度
第二节化学反应的程度和化学平衡
一可逆反应和化学平衡
1、可逆反应
在同一条件下,既能向一个方向进行,又能向相反方向进行的反应,称为可逆反应。插入视频文件:可逆反应与化学平衡.swf
严格地说,可以认为所有的化学反应都具有一定的可逆性,从微观的角度来看,反应物分子可以发生有效碰撞,结合成产物分子;同时,产物分子也可以发生碰撞,再结合成反应物分子:反应物⇔产物。
θ3
θ2θ1K K K =⋅ (某一组分的浓度或分压同时满足几个平衡关系式
通过归纳总结,人们发现多重平衡体系的各个平衡体系之间遵守如下规律:
体系中某一反应是其他反应之和,则该反应的平衡常数等于其它反应的平衡常数之积,
简单说:反应相加,则平衡常数相乘;相反,反应式相减,则平衡常数相除——多重平衡规则。
根据热力学的推导, G ∆与Q之间存在下列关系:
Q RT G G lg 303. 2θ+∆=∆ ——热力学等温方程。
当反应达平衡时:θ
, 0K Q G ==∆则:0lg 303. 2lg 303. 2θθθ=+∆=+∆=∆K RT G Q RT G G
∴ RT G K K RT G 303. 2lg lg 303. 2θ
逆向自发
:反应不能自发进行(自发:反应自发进行(正向0( 0( 0(θθθG K Q G K Q G K Q 5、有关平衡常数的计算
(略三多重平衡
在实际的生产过程中,还经常会遇到一个体系中几个相互关联的反应同时存在的情况,当整个体系处于平衡状态时,就存在着多重平衡的问题。比如碳的燃烧,就是一个多重平衡体系,实际上存在着这样几个反应:
θ
θθ∆-=→-=∆ 4、标准平衡常数与标准吉布斯函数变的关系
RT G K 303. 2lg θ
θ
∆-=根据这个公式,可以由θ
G ∆来计算反应的标准平衡常数。
再把这个关系式带回到热力学等温方程中去,得到: θ
θθlg 303. 2lg 303. 2lg 303. 2lg 303. 2K Q RT Q RT K RT Q RT G G =+-=+∆=∆则:⎪⎩⎪⎨⎧<∆=<∆><∆<:反应处于平衡状态
(B
(A(D(Gp b a d g p p p p K ⋅⋅= (p :平衡分压★注意:K c、K p一般都有单位,但习惯上不写; K c一般不等于K p。
为了统一和计算方便,规定在平衡常数的表达式中,凡是溶液中的浓度都除以标准态浓度:3θdm mol 1-⋅=c , θc ——相对浓度;若是气体分压,都除以标准态压力:Pa 101325θ=p ,
二平衡常数
1、平衡常数
可逆反应在一定温度下达到平衡时,产物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比是一个常数,这个常数就叫做平衡常数。
:平衡浓度
浓度平衡常数— c K c c c c K b a d g c ( (B(A(D(GdD
gG bB aA c ⋅⋅=+=+
如果是气体反应,可以用平衡时各组分气体的分压来代替浓度,这时,平衡常数叫做压力平衡常数: