华南理工大学 本科物理化学复习笔记(1)
物理化学期末复习重点总结

物理化学1第一章 1热力学是研究能量相互转换过程中所遵循的规律的科学.是12定律的基础。
一是研究化学变化和相变的热效应问题。
二是解决变化方向和限度问题及化学平衡相平衡的有关问题 2局限性:对微观无法解答,只反应微观粒子平均行为有统计意义,只研究体系变化可能性限度问题。
4状态函数:是体系状态的单值函数与体系形成和将来变化无关,变化仅取决于始终态,微小变化是全微分 准静态准静态压缩环境做功最少,环境对体系做最小功 可逆:状态1-2,体系环境都完全复原。
特点:体系无限接近平衡态,体系环境完全复原,体系在可逆中做最大功环境最小功 11盖斯定律:一个化学反应,不论一步还是几步热效应同 12生成热:元素单质化合成单一化合物的反应热(后面-前面) 第二章 热力学第一定律:能量守恒.不供给能量而可连续不断对外做的第一类永动机是不可能造成的.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,能量保持不变 1自发过程共同特征:不可逆性 1第二定律:1克劳修斯不可能把热量由低温物到高温无无其他变化2开尔文:不可能单一热源取出热全转为功无其他变化(第二类永动机不可造成) 2卡诺循环结论:可逆热机效率只与两热源温度有关 卡诺定理:在同一组热源之间工作的所有热机可你热机效率最大 3熵增原理:状态函数.在绝热过程中体系的熵值永不减少△S >=0(条件:绝热、孤立、自发) △S=Qr/T(熵变定义)基本公式 过程可逆热效应才能带(混合过程不可逆不行) 4亥姆霍兹函数:F=U-TS d F(T,V,W ’)<=0是定温定容和非体积功为0的条件下自发过程的判据 5吉不斯函数:G=H-TS d G(T,P,W ’)<=0:定温定压,体系G 减小等于可逆过程非体积功,不可逆则大于非体积功 dG=-SdT+Vdp 5化学势定义:是偏摩尔吉布斯函数,由高类相到低类,压力增,化学势增. 物理意义:决定物质传递方向和限度的强度因素 判据 TP 一定才有偏摩尔量 6拉乌尔:定温下,稀溶液中溶剂A 饱和蒸汽压pA 与溶剂在溶液中摩尔分数xA 正比 PA=PA*Xa 7亨利定律:定温稀溶液挥发性溶质的平衡分压pB 与该溶质在溶液中的浓度成正比pb=kbxb 8稀溶液依数性:蒸汽压下降,沸点升高,凝固点降低,渗透现象.本质是蒸气压下降(沸点高凝低渗透现象)生理盐水与血液等渗 眼药水与眼球组织等 第六章 4反应机理:反应物变为产物所经历的途径,又称反应历程 5基元反应:由反应物分子(或离子.原子.自由基等)直接作用生成新产物的反应 A+B=C 是简单反应基元反应双分子反应二级反应 是双分子反应一定是二级反应 10一级反应:反应速率与反应物浓度的一次方成正比的反应 特征:速率常数k 的数值与所用的浓度单位无关k 的量纲为【时间】-1 属于一级反应的有:放射性元素的蜕变。
《大学物理化学》知识点总结

第一章 理想气体1、理想气体:在任何温度、压力下都遵循PV=nRT 状态方程的气体。
2、分压力:混合气体中某一组分的压力。
在混合气体中,各种组分的气体分子分别占有相同的体积(即容器的总空间)和具有相同的温度。
混合气体的总压力是各种分子对器壁产生撞击的共同作用的结果。
每一种组分所产生的压力叫分压力,它可看作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生的压力B P 。
P y P B B =,其中∑=BBB B n n y 。
分压定律:∑=BB P P道尔顿定律:混合气体的总压力等于与混合气体温度、体积相同条件下各组分单独存在时所产生的压力的总和。
∑=BB V RT n P )/(3、压缩因子ZZ=)(/)(理实m m V V 4、范德华状态方程 RT b V V ap m m=-+))((2 nRT nb V Van p =-+))((225、临界状态(临界状态任何物质的表面张力都等于0)临界点C ——蒸气与液体两者合二为一,不可区分,气液界面消失; 临界参数:(1)临界温度c T ——气体能够液化的最高温度。
高于这个温度,无论如何加压 气体都不可能液化;(2)临界压力c p ——气体在临界温度下液化的最低压力; (3)临界体积c V ——临界温度和临界压力下的摩尔体积。
6、饱和蒸气压:一定条件下,能与液体平衡共存的它的蒸气的压力。
取决于状态,主要取决于温度,温度越高,饱和蒸气压越高。
7、沸点:蒸气压等于外压时的温度。
8、对应状态原理——处在相同对比状态的气体具有相似的物理性质。
对比参数:表示不同气体离开各自临界状态的倍数 (1)对比温度c r T T T /= (2)对比摩尔体积c r V V V /= (3)对比压力c r p p p /= 9、rr r c r r r c c c T Vp Z T V p RT V p Z =⋅=10、压缩因子图:先查出临界参数,再求出对比参数r T 和r p ,从图中找出对应的Z 。
《物理化学》知识点汇总

《物理化学》知识点汇总热力学系统:热力学系统是指热力学研究的对象,是物质或物质的集合体。
状态:状态是指热力学系统中物质的宏观性质及其变化的状态。
热力学第一定律:能量守恒定律在热力学中的表现形式,它说明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。
能量守恒:能量既不能被创造也不能被消失,它只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学第二定律:热力学中描述自然过程方向性的定律,它表明,在一个封闭系统中,自发过程总是向熵增加的方向进行。
熵增:在封闭系统中,自发过程总是向熵增加的方向进行,也就是说,系统总是朝着更大的混乱状态发展。
相平衡:在热力学中,相平衡是指不同物相之间达到的平衡状态。
化学平衡:在化学反应中,反应物和生成物之间达到的平衡状态。
化学动力学:研究化学反应速率以及反应机制的科学。
表面化学:研究表面吸附、表面反应等表面现象的化学分支。
胶体分散系:由一种或多种物质在另一种物质中分散而成的系统。
以上是《物理化学》中的一些重要知识点,这些知识点是理解物理化学概念和应用的基础。
在学习过程中,需要不断巩固和深化对这些知识点的理解,以更好地掌握物理化学这门学科。
《经济法基础》是会计专业技术资格考试中的一门科目,主要考察考生对经济法相关知识的掌握程度和应用能力。
考试内容涉及广泛,包括经济法的基本概念、市场主体、市场秩序、宏观调控、劳动法等。
考试形式为闭卷、笔试,考试时间为90分钟。
经济法的基本概念:经济法的定义、特征、原则等。
市场主体:各类企业、个体工商户、农村承包经营户等市场主体的设立、变更和终止的相关法律规定。
市场秩序:市场竞争、市场准入、市场退出等方面的法律规定。
宏观调控:产业政策、财税政策、货币政策等宏观调控手段的法律规定。
劳动法:劳动者的权利和义务,劳动合同的签订和履行,劳动安全卫生、社会保险等方面的法律规定。
经济法涉及的法律法规众多,需要考生具备较为扎实的法律基础。
考试内容涉及面广,考生需要全面掌握各个方面的知识。
华南理工大学 本科物理化学复习笔记(1)

本科物理化学复习提纲(I)(华南理工大学物理化学教研室葛华才,2004年6月)第一章气体一.一.重要概念理想气体,分压,分体积,临界参数,压缩因子,对比状态二.二.重要关系式(1) 理想气体:pV=nRT , n = m/M(2) 分压或分体积:p B=c B RT=p y B(3) 压缩因子:Z = pV/RT第二章热力学第一定律与热化学一、重要概念系统与环境,隔离系统,封闭系统,(敞开系统),广延量(加和性:V,U,H,S,A,G),强度量(摩尔量,T,p),功,热,内能,焓,热容,状态与状态函数,平衡态,过程函数(Q,W),可逆过程,节流过程,真空膨胀过程,标准态,标准反应焓,标准生成焓,标准燃烧焓二、重要公式与定义式1. 体积功:δW= -p外dV2. 热力学第一定律:∆U = Q+W,d U =δQ +δW3.焓的定义:H=U + pV4.热容:定容摩尔热容C V,m = δQ V /dT = (∂U m/∂T )V定压摩尔热容C p,m = δQ p /dT = (∂H m/∂T )P理性气体:C p,m- C V,m=R;凝聚态:C p,m- C V,m≈0理想单原子气体C V,m =3R/2,C p,m= C V,m+R=5R/25. 标准摩尔反应焓:由标准生成焓∆f H Bθ (T)或标准燃烧焓∆c H Bθ (T)计算∆r H mθ = ∑v B∆f H Bθ (T) = -∑v B∆c H Bθ (T)6. 基希霍夫公式(适用于相变和化学反应过程)∆r H mθ(T2)= ∆r H mθ(T1)+⎰21TT∆r C p,m d T7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式Q p-Q V = ∆r H m(T) -∆r U m(T) =∑v B(g)RT8. 理想气体的可逆绝热过程方程:p1V1♑= p2V2♑ ,p1V1/T1 = p2V2/T2,♑=C p,m/C V,m三、各种过程Q、W、∆U、∆H的计算1.解题时可能要用到的内容(1) 对于气体,题目没有特别声明,一般可认为是理想气体,如N2,O2,H2等。
物理化学总复习1

物理化学总复习1物理化学是一门研究物质的性质、结构和变化规律的学科,它融合了物理学和化学的原理和方法,对于理解化学反应、物质的状态和性质等方面具有重要意义。
以下是对物理化学的一些重要知识点的总复习。
一、热力学第一定律热力学第一定律,也称为能量守恒定律,其核心表述为:能量可以在不同形式之间转换,但总能量保持不变。
这一定律在物理化学中有着广泛的应用。
比如,在一个封闭系统中,如果有热量 Q 传递给系统,同时系统对外做功 W,那么系统的内能变化ΔU 就等于 Q W 。
这个公式清晰地展示了能量的转化关系。
理解热力学第一定律,对于分析各种热力学过程至关重要。
例如,在一个绝热过程中,Q = 0 ,那么系统内能的变化就完全取决于系统对外做功或者外界对系统做功。
二、热力学第二定律热力学第二定律揭示了自发过程的方向性。
常见的表述有克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出:热量不能自发地从低温物体传递到高温物体。
开尔文表述则表明: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。
通过熵的概念,可以更定量地理解热力学第二定律。
熵是一个系统混乱程度的度量。
在一个孤立系统中,熵总是增加的,这反映了自发过程总是朝着更加混乱、无序的方向发展。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出:绝对零度时,纯物质的完美晶体的熵值为零。
这一定律为确定物质的熵值提供了基准。
四、化学热力学在化学热力学中,我们经常关注化学反应的热力学性质,如反应的焓变、熵变和自由能变化。
通过计算反应的焓变,可以判断反应是吸热还是放热。
熵变则反映了反应前后系统混乱程度的变化。
而自由能变化(ΔG)是判断反应能否自发进行的重要依据。
当ΔG < 0 时,反应在给定条件下能够自发进行;当ΔG = 0 时,反应处于平衡状态;当ΔG > 0 时,反应不能自发进行。
五、多组分系统热力学多组分系统中,需要考虑溶质和溶剂的相互作用。
引入了偏摩尔量的概念来描述多组分系统中某一组分的性质。
华南理工大学《物理化学》48-1答案

大学《物理化学》48-1试卷参考答案一、选择题 ( 共 10题, 29分 )1. B 。
在298K 及标准态下,只有稳定相态的单质的生成焓才规定为零。
2. C 。
过冷水结成冰为自发过程,总熵变大于0。
3. C 。
非挥发性物质4. A 。
5. 虽然有3个反应, 但只有两个是独立的(任两个反应可组合出第3个反应) 即R =2, C = S - R - R ' = 5 - 2 - 0 = 3.6. B 。
反应=2×反应(3) + 反应(1)-反应(2)K p θ= [K p θ (3)]2·K p θ (1)/ K p θ(2)= (3.40)2 × (3.27) /3.1 8=11.897. D.8. B9. A10. A二 . 填空题:(共12分)1. Q p = Q V +∑v B RT =100kJ ·mol -1+(-1)×8.3145×10-3kJ ·K -1·mol -1×298.15K=102.5kJ ·mol -12. 降低,提高. 放热反应,△v B >0, 故降低温度,提高压力有利于反应向右移动。
3. △fus H m θ+ △vap H m θ。
升华过程可设想为s →l →g 过程。
4. 4. (0.5×17.0+0.5×57.4) cm 3·mol -1 = 37.2 cm 3·mol -15. 46. <90°7.直、支,热爆炸、支链反应8.控制时间三、三、计算题:(6小题,共 56分)1.解:W =-p ∆V =-p (V 2-V 1) =-pV 2+pV 1= -nRT 2+ nRT 1= nR (T 1-T 2)=1mol ×8.315J ·K -1·mol -1×(300K-600K)= -2494.5J∆U = nC V ,m (T 2-T 1) =1mol ×(30.00-8.315)J ·K -1·mol -1×(600K-300K)= 6506J ∆H = nC p ,m (T 2-T 1) =1mol ×30.00J ·K -1·mol -1×(600K-300K)= 9000JQ p = ∆H =9000J∆S = nC p ,m ln(T 2/T 1) =1mol ×30.00J ·K -1·mol -1×ln(600K/300K)= 20.79J ·K -1·mol -1由 S m θ(600K)=S m θ(300K)+∆S =(150.0+20.79)J ·K -1·mol -1=170.79J ·K -1·mol -1∆TS =n (T 2S 2-T 1S 1)=1mol ×(600K ×170.79J ·K -1·mol -1-300K ×150.0J ·K -1·mol -1)5.115..0105.055.010B *B A *A B *B B A B B =⨯+⨯⨯=+=+=x p x p x p p p p y=57474J∆G = ∆H -∆TS =9000J -57474J =-48474J2. 根据克-克方程可得∆vap H m = = = 42731 J ·mol -1 = 42.73 kJ ·mol -13. 假设尼古丁的摩尔质量为M B ,根据凝固点下降公式 △T f =K f b B则有 M B = 150 g ·mol -1可算出各原子数C :M r (B) w (C)/A r(C)= 150×0.72/12 = 9.0N :M r (B) w (N)/A r(N)= 150×0.1870/14 = 2.0H :M r (B) w (H)/A r(H)= 150×0.093/1 = 13.9所以分子式为 (C 9N 2H 14)4. A(g) = B(g) + C(g)平衡时的摩尔分数 y A y B y C453K 时 K θ = p B p C /(p A p θ)=( y B y C /y A )(p 总/ p θ)= y C y B /y A493K 时 K θ'= p’B p’C /(p’A p θ)=( y’B y’C /y’A )(p’总/ p θ)= 4 y’B y’C /y’A = 4×2 y B ×2y C /(y A /2) = 32 K θ所以 △ r H m = = 160885J ·mol -1 = 161 kJ ·mol-1 5. (1) 各相区的稳定相见相图(α、β 为固溶体,l 为液相,C 为不稳定化合物)。
华南理工大学物理化学考研复习经验与资料准备心得

华南理工大学物理化学考研复习经验与资料准备心得物理化学是华南理工大学很多专业考研都要考的专业科目,分外629物理化学(一)和852物理化学(二),例如化学与化工学院的物理化学、无机化学、分析化学、有机化学,以及材料科学与工程学院的高分子化学与物理考试科目为:629物理化学(一);化学与化工学院化学工程、化学工艺、生物化工、应用化学、工业催化、能源环境材料及技术、化学工程(专业学位),以及材料科学与工程学院的材料物理与化学、生物医学工程、生物医学工程(专业学位)等专业的考试科目为852物理化学(二)。
其中化学工程、应用化学、有机化学、材料物理与化学是化工比较热门的专业。
虽然物化一和二的考试参考书目和考纲是不同的,但是其实内容差不了多少。
先说一些数据,每年华工化学与华工学院的考研人数超过1200人,招生约240,其中保研人数约1/3,所以考研成功的概率约15%;而材料科学与工程学院的考研人数约1000人,招生270个左右,其中保研人数约1/3,所以考研成功的概率也仅20%,竞争压力是很大的。
尤其是热门专业的竞争更剧烈,录取率更低。
好了,看到这可能很多人已经犹豫要不要放弃或者转考其他学校了。
其实不必紧张,热门学校必然有值得你去拼搏的地方。
考研决心很重要,尽管很多人考研,但是真正认真备考坚持下来的并不多。
如果没有理由和动力去支撑自己的考研之路,是很难坚持走下去的。
我的理由之一就是实现我高考遗落的目标——华南理工大学。
我本科是普通二本学校,我考的是化学工程,初试总分402(政治75/英语68/数学128/物化134),排名第37位(前29名是保研的),处于中间偏上。
复试比较顺利,英语口语发挥得不是很好,分数比较低,我得了二等奖学金,不用交学费,挺爽的。
回想当时考研复习的时光,我经历了很多,其中有苦有乐,也有很多经验想和大家分享。
近来有师弟师妹问我复习经验,于是写下这篇心得,仅供各位参考。
本人q号二七二四二一二四零,若还有其他问题,可以跟我探讨一些,相互学习,共同进步(但是不要骚扰哦,呵呵)。
《物理化学》(南大第五版)知识点总结

W=ΔU= CV dT ;ΔH= Cp dT
不可逆绝热过程:Q=0 ; 利用 CV(T2-T1)=-pe(V2-V1)求出 T2, W=ΔU= CV dT ;ΔH= Cp dT 2、相变化 可逆相变化:ΔH=Q=nΔ_H; W=-p(V2-V1)=-pVg=-nRT ; ΔU=Q+W
B (T , p, sln ) b , B (T ) RT ln a b , B ; ab,B=γb,B bB;
标准态为:同温下 bB=1 且符合
亨利定律的溶质(假想状态) 。
B (T , p, sln ) %, (T ) RT ln a%, B ; a%,B=γ%,B[%B]; B
标准态为:同温下[B%]=1 且
符合亨利定律的溶质(一般为假想状态) 。 三、各种平衡规律 1、液态混合物的气液平衡
* pA=p * A ax,A ; pA=p A ax,A ; p=pA+pB
2、溶液的气液平衡
pA=p * A ax,A;pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B;p=pA+pB
r Gm (T ) RT ln K
[ p( H 2 ) / p ][c( ZnCl 2 )] c2 (H C l )
三、 范特荷夫等温方程
r Gm (T ) r Gm (T ) RT ln J RT ln J / K
四、平衡常数与温度的关系
B f Gm ( B,298)
(4)ΔG 与温度的关系 ΔG=ΔH-TΔS ,设 ΔH、ΔS 不遂温度变化。 五、化学势 1、化学式的定义和物理意义
B (
G ) T , p ,nc ( c B ) ;在 T、p 及其他物质的量保持不变的情况下,增加 1molB 物质引 n B
物理化学笔记

基本標準物質名稱 無水碳酸鈉 二水合乙二酸 乙二酸鈉
化學式 Na2CO3 H2C2O4‧2H2O Na2C2O4
標定對象 酸(p.17) 鹼或 KMnO4 KMnO4 (p.3,13)
P.S ! 標準溶液可以由其它標準溶液標定出來.
h鹽的定義 : 酸分子的氫離子 被金屬離子或銨 離子所取代.
e當量點 : 如酸鹼滴定中,加入的氫氯酸和氫氧化鈉完全反應之時 *當量點可用熱量滴定法準確測量.
*請參考測定揮發性液體的相對分子質量實驗
f氣體分壓與摩爾分數
某氣體的摩爾分數(χ1)是指
該氣體的摩爾數 氣體混合物的總摩爾數
道爾頓分壓定律
1)氣體混合物的總壓強是各氣體分壓的總和. 即 PT=P1+P2+P3+… 2)某種氣體的分壓等於氣體混合物總壓強與該氣體摩爾分數的乘積. P1=χ1×PT
*備註! 如果對氣體混合物加入氦氣,即使總壓強,分壓仍然不變. (與 p.15 連繫)
Exam Statistic : Chem AS 題目: 2000AS : 葡萄酒中二氧化硫用處及含量
過去數年 AL 實驗試滴定題(中文版)
AL 卷一乙部過去數年所考的滴定問題
1993 雙質子酸
1994 阿士匹靈
1995
1997 1999
硝(V)酸銀溶液 1996 乙二酸和 KMnO4 1995 滴定的指示劑的選用
f滴定終點 : 如酸鹼滴定中,指示劑在當量點附近變色之時.
g反滴定法: 將過量已知量的反應試劑 X 與不知量的反應物 Y 進行化學反應. 反應完結後,利用滴定找出剩餘試劑 X 的量,從此找出 X 與 Y 反應量和 Y 的量.
一些典型的滴定實驗
c I2 和 S2O32-的反應 : 用以滴定漂白水中,氯(I)酸鈉(次氯酸鈉)的有效成分 先利用氯(I)酸鈉與過量的碘化鉀在酸性溶液中反應,再用標準的硫化硫酸鈉溶 液滴定釋出的碘.有關的反應方程式如下:
物理化学笔记与考试指南

物理化学笔记与考试指南一、热力学基础。
(一)基本概念。
1. 系统与环境。
- 系统:被研究的对象,可以是物质的一部分,如一定量的气体、液体或固体。
- 环境:系统之外与系统密切相关的部分。
系统与环境之间可以有物质和能量的交换。
根据交换情况分为孤立系统(无物质和能量交换)、封闭系统(有能量交换无物质交换)和敞开系统(有物质和能量交换)。
2. 状态函数。
- 定义:其数值仅取决于系统的状态,而与系统到达该状态的途径无关。
如温度T、压力p、体积V、内能U等。
- 特点:状态函数的微小变化在数学上是全微分。
例如,对于理想气体pV = nRT,p、V、T都是状态函数。
3. 过程与途径。
- 过程:系统状态发生变化的经过。
常见的过程有等温过程(Δ T=0)、等压过程(Δ p = 0)、等容过程(Δ V=0)、绝热过程(Q = 0)等。
- 途径:实现过程的具体步骤。
例如,从同一始态到同一终态,可以有不同的途径。
(二)热力学第一定律。
1. 表达式。
- Δ U=Q + W,其中Δ U是系统内能的变化,Q是系统吸收的热量,W是环境对系统做的功。
2. 功的计算。
- 体积功W=-p_外Δ V(适用于等外压过程)。
对于理想气体的可逆过程,W = -nRTln(V_2)/(V_1)。
3. 热的计算。
- 等容热Q_V=Δ U(因为W = 0);等压热Q_p=Δ H,其中H = U + pV是焓。
(三)热化学。
1. 反应热的计算。
- 标准摩尔反应焓Δ_rH_m^θ的计算:- 由标准摩尔生成焓Δ_fH_m^θ计算:Δ_rH_m^θ=∑_iν_iΔ_fH_m^θ(产物)-∑_jν_jΔ_fH_m^θ(反应物),其中ν是化学计量数。
- 由标准摩尔燃烧焓Δ_cH_m^θ计算:Δ_rH_m^θ=-∑_iν_iΔ_cH_m^θ(产物)+∑_jν_jΔ_cH_m^θ(反应物)。
2. Hess定律。
- 化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热相同。
华南理工大学物理化学复习提纲1-6章

本科物理化学复习提纲(I)第一章气体一.一.重要概念理想气体,分压,分体积,临界参数,压缩因子,对比状态二.二.重要关系式(1) 理想气体:pV=nRT , n = m/M(2) 分压或分体积:p B=c B RT=p y B(3) 压缩因子:Z = pV/RT第二章热力学第一定律与热化学一、重要概念系统与环境,隔离系统,封闭系统,(敞开系统),广延量(加和性:V,U,H,S,A,G),强度量(摩尔量,T,p),功,热,内能,焓,热容,状态与状态函数,平衡态,过程函数(Q,W),可逆过程,节流过程,真空膨胀过程,标准态,标准反应焓,标准生成焓,标准燃烧焓二、重要公式与定义式1. 体积功:δW= -p外dV2. 热力学第一定律:∆U = Q+W,d U =δQ +δW3.焓的定义:H=U + pV4.热容:定容摩尔热容C V,m = δQ V /dT = (∂U m/∂T )V定压摩尔热容C p,m = δQ p /dT = (∂H m/∂T )P理性气体:C p,m- C V,m=R;凝聚态:C p,m- C V,m≈0理想单原子气体C V,m =3R/2,C p,m= C V,m+R=5R/25. 标准摩尔反应焓:由标准生成焓∆f H Bθ (T)或标准燃烧焓∆c H Bθ (T)计算∆r H mθ = ∑v B∆f H Bθ (T) = -∑v B∆c H Bθ (T)6. 基希霍夫公式(适用于相变和化学反应过程)∆r H mθ(T2)= ∆r H mθ(T1)+⎰21TT∆r C p,m d T7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式Q p-Q V = ∆r H m(T) -∆r U m(T) =∑v B(g)RT8. 理想气体的可逆绝热过程方程:p1V1♑= p2V2♑ ,p1V1/T1 = p2V2/T2,♑=C p,m/C V,m三、各种过程Q、W、∆U、∆H的计算1.解题时可能要用到的内容(1) 对于气体,题目没有特别声明,一般可认为是理想气体,如N2,O2,H2等。
华南理工大学物理化学复习提纲I.doc

物理化学复习提纲(I)(华南理工大学物理化学教研室)第1章热力学第一定律与热化学第2章热力学第二定律第5章多组分系统热力学第3章化学平衡第六章相平衡第七-十二章第1章热力学第一定律与热化学一、重要概念系统与环境,隔离系统,封闭系统,(敞开系统),广延量(加和性:V,U,H,S,A,G),强度量(摩尔量,T,p),功,热,内能,焓,热容,状态与状态函数,平衡态,过程函数(Q,W),可逆过程,节流过程,真空膨胀过程,标准态,标准反应焓,标准生成焓,标准燃烧焓二、重要公式与定义式1. 体积功:δW= -p外dV2. 热力学第一定律:∆U = Q+W,d U =δQ +δW3.焓的定义:H=U + pV4.热容:定容摩尔热容C V,m = δQ V /dT = (∂U m/∂T )V定压摩尔热容C p,m = δQ p /dT = (∂H m/∂T )P理性气体:C p,m- C V,m=R;凝聚态:C p,m- C V,m≈0理想单原子气体C V,m =3R/2,C p,m= C V,m+R=5R/25. 标准摩尔反应焓:由标准生成焓∆f H Bθ (T)或标准燃烧焓∆c H Bθ (T)计算∆r H mθ = ∑v B∆f H Bθ (T) = -∑v B∆c H Bθ (T)6. 基希霍夫公式(适用于相变和化学反应过程)∆r H mθ(T2)= ∆r H mθ(T1)+⎰21TT∆r C p,m d T7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式Q p-Q V = ∆r H m(T) -∆r U m(T) =∑v B(g)RT8. 理想气体的可逆绝热过程方程:p1V1♑= p2V2♑ ,p1V1/T1 = p2V2/T2,♑=C p,m/C V,m三、各种过程Q、W、∆U、∆H的计算1.解题时可能要用到的内容(1) 对于气体,题目没有特别声明,一般可认为是理想气体,如N2,O2,H2等。
恒温过程d T=0,∆U=∆H=0,Q=W非恒温过程,∆U = n C V,m ∆T,∆H = n C p,m ∆T单原子气体C V,m =3R/2,C p,m = C V,m+R = 5R/2(2) 对于凝聚相,状态函数通常近似认为只与温度有关,而与压力或体积无关,即∆U≈∆H= n C p,m ∆T2.恒压过程:p外=p=常数,无其他功W'=0(1) W= -p外(V2-V1),∆H = Q p =⎰21TT n C p,m d T,∆U =∆H-∆(pV),Q=∆U-W(2) 真空膨胀过程p外=0,W=0,Q=∆U理想气体(Joule实验)结果:d T=0,W=0,Q=∆U=0,∆H=0(3) 恒外压过程:例1:1mol 理想气体于27℃、101325Pa状态下受某恒定外压恒温压缩到平衡,再由该状态恒容升温到97 ℃,则压力升到1013.25kPa。
华南理工大学 本科物理化学复习笔记2

第七章 电化学一、重要概念阳极、阴极,正极、负极,原电池,电解池,电导L ,电导率κ,(无限稀释时)摩尔电导率Λ,迁移数t ,可逆电池,电池的电动势E ,电池反应的写法,分解电压,标准电极电位、电极的类型、析出电位,电极极化,过电位,电极反应的次序 二、重要定律与公式 1.电解质部分(1) 法拉第定律:对反应 氧化态+ z e -→ 还原态 n M = Q /zF = It / zF (2) 电导 G =1/R = A /l电导率: G (l/A ),(l/A )-称为电导池常数 摩尔电导率:☹m = c摩尔电导率与浓度关系:稀的强电解质☹m = ☹m ∞- A c(3) 离子独立定律:无限稀释溶液,电解质 -+-+-++→z z v v v v A C A C☹m ∞= v +☹m ∞,++ v - ☹m∞,-(4) 电导应用:i. 计算弱电解质的解离度和解离常数 对反应 HA H ++ A - 解离度 α = ☹m /☹m ∞平衡常数 K θ = [ α ☎ α✆] (c θ/c) ii. 计算难溶盐的溶解度难溶盐(电解质)溶液电导率的加和性: ☯溶液 ☯难溶盐 ☯水 → ☯难溶盐→ 摩尔电导率☹m ≈☹m ∞→ 溶解度c = ☯难溶盐 /☹m(5) 平均活度及活度系数:电解质-+-+-++→z z v v v v A C A C-+-+±==v v v a a a a ,-+-+±=v v vb b b ,v = v + + v - , a ±=γ±b ±/ b θ (6) 德拜-许克尔公式: I z Az ||lg -+±-=γ,其中 A =0.509(mol -1·kg)1/2 ,I = (1/2) ∑ b B Z B 22. 原电池 (1) 热力学 ∆ G = -zFE∆ S = -(∂G /∂ T )p = zF (∂ E /∂ T)p ∆ H =∆ G + T ∆ S = -zFE +zFT (∂ E /∂ T )p Q ir = T ∆ S =zFT (∂ E /∂ T )p (2) 能斯特方程∆ r G m θ = -zFE θ = -RT ln K θ∏-=B B θB ln va zF RT E E当T =298.15K 时,Vln 05916.0B B θB ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∏-=v a z E E (3) 电极电势对于还原反应: 氧化态+ z e -→ 还原态电极电势∏∏-=B B B B θBBln ((氧化态)(还原态)(电极)电极)v va a zF RTE E电池的电动势 E = E + - E - 电池的写法:负极 正极界面表示: ┆┆盐桥 ┆可分液相接触 | 不同相 ,无法区分的界面三、关键的计算题类型1.电解质溶液部分由摩尔电导率计算解离率、解离平衡常数以及迁移数相关的题型。
大学物理化学知识点归纳只是分享

⼤学物理化学知识点归纳只是分享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pV m =p (V/n )=RT (1.2)式中p 、V 、T 及n 的单位分别为P a 、m 3、K 及mol 。
V m =V/n 称为⽓体的摩尔体积,其单位为m 3·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=(∑BB n )RTpV=mRT/M mix (1.4)式中M mix 为混合物的摩尔质量,其可表⽰为M mix def∑BByM B(1.5)M mix =m/n= ∑BB m /∑BBn(1.6)式中M B 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 =n B RT/V=y B p (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V B *=n B RT/p=y B V (1.9)V=∑V B *(1.10)V B *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T c 或t c 表⽰。
大学 物理化学 笔记总结

第一章物理化学得定义,相变化(物质在熔点沸点间得转化)物理化学得基本组成:1化学热力学(方向限度)2化学动力学(速率与机理)3结构化学 物理化学得研究方法、热力学方法、动力学方法、量子力学方法 系统、环境得定义.系统得分类:开放系统,封闭系统,隔离系统 系统得性质:强度性(不可加),广延性(可加)。
系统得状态状态函数及其性质:1单值函数2仅取决于始末态3全微分性质。
热力学能、热与功得定义 热分:潜热,显热。
功分:膨胀功、非膨胀功。
热力学第一定律得两类表述:1第一类永动机不可制成。
2封闭体系:能量可从一种形式转变为另一种形式,但转变过程中能量保持不变。
、 恒容热、恒压热,焓得定义。
恒容热:①封闭系统② W f =0 ③We=0 恒压热:①封闭系统②W f =0 ③d p =0 理想气体得热力学能与焓就是温度得函数。
C , C V, C V ,m , C P , C P,m 得定义.△u =n C V ,m (T2-T 1) △H=n CP,m (T2—T1) C V ,m =a+bT+cT 2+…/ a+bT -1+c T-2+…单原子分子C V ,m =R C P,m=R 双原子分子C V ,m=R C P ,m =R单= 双= CP ,m - C V ,m =R R=8、3145J ·mol -1·k-1可逆过程定义及特点:①阻力与动力相差很小量②完成一个循环无任何功与热交换③膨胀过程系统对环境做最大功,压缩过程环境对系统做最小功 可逆过程完成一个循环 △u =0 W 、 Q 、△u 、△H 得计算①等容过程:W =0 Q =△u △u =n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P ,m (T 2—T 1)②等压过程:W =-P e(V 2-V1) Q=△H △u=n CV,m(T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2—T 1)③等温过程:W=-nRT ln Q=-W △u=△H=0④绝热可逆过程:W=n CV ,m (T 2-T 1) / Q =0 △u=n CV ,m(T 2—T 1) △H =n CP ,m (T 2—T 1) =() =() =()相变化过程中△H 及△u 得计算△u =△H —P△V =△H -nR T 见书1—10 化学计量系数 化学反应进度=(必与指定得化学反应方程对应) 化学反应热效应定义, 盖斯定律:一个化学反应,不管就是一步完成或就是经数步完成,反应得总标准摩尔焓变就是相同得,即盖斯定律。
2012华南理工大学材料物理化学 主要内容--复习要点

相变
成核生长相变 • 相变推动力(过冷度等) • 形核热力学(临界核胚尺寸及临界形核势垒) • 形核速率及生长速率 • 如何通过控制形核长大相变过程制备材料?
烧结
• 烧结的定义,易与之混淆的概念 • 烧结过程的认识
认识颈部对烧结的作用,通过固相烧结机理:重排、 扩散传质、晶粒长大、气孔排除了解烧结过程。了解晶界 在烧结中的作用,气孔如何排除,晶粒异常长大的原因及 防止
热力学应用-Φ 函数法
• 1.定义: • 热力学势函数Φ
'
T
GT HT0
T
一般T0取298K, • 由于热力学基本函数G和H都是状态函数,Φ函 数在相变点具有连续性,所以也是一连续的状态 函数,故而对于每一种物质有形成热力学势:
GT H 298 T T '
GT H 298 T T
• 对任一反应有: G H • T • ' R T ( R ' )生成物 - (R ' )反应物 • i i • 可得反应吉布斯函变为:
' R T R 298 R
T
' R GT =R H -TR T 298
固相反应
• 纯固相反应的特点和过程:以接触为条件,包括界面上化 学反应和扩散迁移过程,并在高温下进行。 • 没有液、气相参与的纯固相反应,只有H<0(放热)反应才 能进行-范特荷甫规则 • 动力学方程:以扩散控制的两个方程为主: 1). 杨德方程:F(G)=[1-(1-G)1/3]2=Kt 2). 金氏方程:F(G)=1-2/3G-(1-G)2/3=Kt 3). 两方程比较:了解运用范围和出现误差原因 几何模型不同,杨德用了平板模型结果,只适用于初相,金 氏可适用于全过程 • 分析影响固相反应各因素:化学组成、反应物活性、温度、 压力、气氛、主要了解颗粒度、活性影响。
大学课程《物理化学》各章节知识点汇总

A (p1V1)
p
D
A S1(等 温)C S2 (等容) B
S
S1
S2
nR ln
V2 V1
C T2
T1 V
dT T
A S '1(等温) D S '2(等压) B
S S '1 S '2 nR ln
p1 p2
C T2
T1 p
dT T
B (p2V2)
T2
C T1
V
dU TdS pdV
dH TdS Vdp (
dU TdS pdV
U S
V ,ni
T
,
U V
S ,ni
p
G U pV TS
dU dG pdV Vdp TdS SdT
dG SdT Vdp BdnB
B
dU TdS pdV BdnB
B
dU TdS pdV
U
nB
dnB
S ,V ,n j B
U B
某系统经一过程由状态1变为状态2之后,如果采用任何 方法都无法使系统和环境都完全复原,则该过程为不可 逆过程。
准静态压或膨胀过程,如果没有因摩擦而造成能量 损失等情况下就是一可逆过程。
可逆过程的主要特点: 1.可逆过程是以无限小的变化进行,系统始终无限接近 平衡态。 2.系统在可逆过程中作最大功,环境在可逆过程中作最 小功即可逆过程效率最高。
B
dH TdS Vdp BdnB
B
dF SdT pdV BdnB
B
dG SdT Vdp BdnB
B
纯理想气体的化学势
p
T
Gm p
T
Vm
d Vmdp
(T , p) (T ) RT ln p
物理化学大一知识点笔记

物理化学大一知识点笔记一、热力学1. 热力学基本概念- 系统与环境- 状态函数与过程函数- 热力学第一定律2. 理想气体状态方程- 环境压强与气体压强- 环境温度与气体温度- 理想气体状态方程及其推导3. 内能、焓和焓变- 内能的定义和性质- 焓的定义和性质- 焓变与热量的关系4. 熵和熵变- 熵的定义和性质- 熵增原理- 熵变与热量的关系5. 等温、绝热过程- 等温过程的性质和示意图- 绝热过程的性质和示意图- 理想气体的等温、绝热过程公式6. 热力学循环- 闭合系统的热力学循环- 热机效率和制冷系数- 卡诺循环和卡诺定理二、化学反应动力学1. 反应速率与反应级数- 反应速率的定义和表达式- 反应级数与反应速率的关系- 零级、一级和二级反应速率方程2. 碰撞理论- 碰撞理论的基本思想- 反应物分子碰撞的能量、角动量要求- 碰撞理论与反应速率的关系3. 简单化学反应动力学公式- 推导简单化学反应速率方程- 求解反应速率常数和反应级数- 缓慢反应和快速反应的判断4. 温度对反应速率的影响- 温度对反应速率的影响规律- 阿伦尼乌斯方程及其应用- 活化能和反应速率常数的关系5. 反应速率与浓度的关系- 工程级数和动力学级数的定义与区别- 工程级数和动力学级数的计算方法- 浓度对反应速率的影响规律6. 反应平衡和化学平衡常数- 反应平衡的条件- 平衡常数的定义和性质- 平衡常数与反应热力学的关系三、电化学1. 电化学基本概念- 电解质与非电解质- 电解和电极- 电池和电解槽2. 电解过程- 电解过程的基本方程- 电解过程的质量和电荷关系- 电解过程的电动势和电压3. 电池和电池电势- 电池的基本构成和工作原理- 电池的电动势和电动势方程- 电池电势和标准氢电极的关系4. 氧化还原反应- 氧化还原反应的基本概念- 氧化还原反应的电子转移和离子转移- 氧化还原反应的电子转移系数5. 电化学动力学- 过电位和极化现象- 极化曲线和电解过程的动力学- 电化学反应的速率方程和电流效率6. 腐蚀与防护- 金属腐蚀的基本机理- 腐蚀速率与电流密度的关系- 防腐涂层和电阻涂层的应用以上是物理化学大一知识点的笔记,涵盖了热力学、化学反应动力学和电化学三个方面的基础概念和公式。
物理化学课堂笔记

第一章:化学热力学一.绪论。
1.物理化学从化学现象与物理现象之间的联系着手,用物理学的理论和实验方法来研究化学变化,相变化及其P,V,T,物理变化本质。
了解物质的性质与其结构之间的关系规律的科学。
(简而言之就是用物理方法研究化学问题)其它定义:研究物质系统发生 pVT 变化、相变化和化学变化过程的基本原理,主要是平衡规律和速率规律以及与这些变化规律有密切联系的物质结构及性质(宏观性质、微观性质、界面性质和分散性质等)。
2.物理化学的基本组成①化学热力学:任一过程的方向和限度。
(研究化学反应的方向与限度。
例如:合成氨、人造金刚石、人造饼干等等。
)②化学动力学:任一过程的速度和机理(一个过程具体的每个步骤)。
(研究化学速率与反应机理,例H2与O2混合。
鞭炮。
4.电化学、表面化学、胶体化学。
)③结构化学:(研究物质结构与性质之间内在联系。
)3.研究方法①热动力学方法:以大量指点所构成的宏观系统为研究对象,直接从宏观实验和观察为基础,处理问题只关注起始和终止,不考虑宏观物体个别分子的行为不研究宏观系统个别粒子的结构及其变化的具体细节。
②统计力学方法:从宏观到微观的方法研究对象:大量粒子组成的宏观系统出发点:系统中微观粒子的性质(如质量、振动频率、转动惯量等)③量子力学方法:以量子力学为基础,以原子和分子为研究对象,揭示物质性质及其内在关系。
1-1基本性质(Basic Concept)1.系统和环境(System and Surrounding)①System: The materials of interest is defined as system.(研究的物质被定义为系统)Surrounding: The everything else is defined as surrounding.(其余的东西被定义为环境)②系统的分类(Classification of system)根据系统和环境,物质和能量交换方式,系统可分为敞开系统(Open),封闭系统(Closed),隔离系统(isolated)。
大学物理化学笔记总结

⼤学物理化学笔记总结第⼀章物理化学的定义,相变化(物质在熔点沸点间的转化)物理化学的基本组成:1化学热⼒学(⽅向限度)2化学动⼒学(速率与机理)3结构化学物理化学的研究⽅法、热⼒学⽅法、动⼒学⽅法、量⼦⼒学⽅法系统、环境的定义。
系统的分类:开放系统,封闭系统,隔离系统系统的性质:强度性(不可加),⼴延性(可加)。
系统的状态状态函数及其性质:1单值函数2仅取决于始末态3全微分性质。
热⼒学能、热和功的定义热分:潜热,显热。
功分:膨胀功、⾮膨胀功。
热⼒学第⼀定律的两类表述:1第⼀类永动机不可制成。
2封闭体系:能量可从⼀种形式转变为另⼀种形式,但转变过程中能量保持不变。
、恒容热、恒压热,焓的定义。
PV U H def+≡恒容热:①封闭系统② W f =0 ③W e =0 恒压热:①封闭系统②W f =0 ③d p =0 理想⽓体的热⼒学能和焓是温度的函数。
C, C V , C V,m , C P , C P,m 的定义。
△u =n C V,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1) C V,m =a+bT+cT 2+…/ a+bT -1+cT -2+… 单原⼦分⼦C V,m =23R C P,m =25R 双原⼦分⼦C V,m =25R C P,m =27R γ单=35 γ双=57 C P,m - C V,m =R R=·mol -1·k-1可逆过程定义及特点:①阻⼒与动⼒相差很⼩量②完成⼀个循环⽆任何功和热交换③膨胀过程系统对环境做最⼤功,压缩过程环境对系统做最⼩功可逆过程完成⼀个循环△u=0 ∑=0W ∑=0QW 、 Q 、△u 、△H 的计算①等容过程:W=0 Q=△u △u=n C V,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1)②等压过程:W=-Pe(V 2-V 1) Q=△H △u=n C V,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1) ③等温过程:W=-nRTln 12V V Q=-W △u=△H=0④绝热可逆过程:W=n C V,m (T 2-T 1) /??---1112111γγv v v p Q=0 △u=n C V,m (T 2-T 1)△H=n C P,m (T 2-T 1) 21p p =(12v v )γ 21T T =(12v v )1-γ 21T T=(21p p )γγ1-相变化过程中△H 及△u 的计算△u=△H-P △V=△H-nRT 见书1-10 化学计量系数ν化学反应进度??=BνBn ?(必与指定的化学反应⽅程对应)化学反应热效应定义,盖斯定律:⼀个化学反应,不管是⼀步完成或是经数步完成,反应的总标准摩尔焓变是相同的,即盖斯定律。
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华南理工大学本科物理化学复习笔记(1)本科物理化学复习提纲(I)(华南理工大学物理化学教研室葛华才,2004年6月)第一章气体一.一.重要概念理想气体,分压,分体积,临界参数,压缩因子,对比状态二.二.重要关系式(1) 理想气体:pV=nRT , n = m/M(2) 分压或分体积:p B=c B RT=p y B(3) 压缩因子:Z = pV/RT第二章热力学第一定律与热化学一、重要概念系统与环境,隔离系统,封闭系统,(敞开系统),广延量(加和性:V,U,H,S,A,G),强度量(摩尔量,T,p),功,热,内能,焓,热容,状态与状态函数,平衡态,过程函数(Q,W),可逆过程,节流过程,真空膨胀过程,标准态,标准反应焓,标准生成焓,标准燃烧焓二、重要公式与定义式1. 体积功:δW= -p外dV2. 热力学第一定律:∆U= Q+W,d U =δQ +δW3.焓的定义:H=U + pV4.热容:定容摩尔热容C V,m = δQ V /dT = (∂U m/∂T )V定压摩尔热容C p,m= δQ p /dT= (∂H m/∂T )P理性气体:C p,m- C V,m=R;凝聚态:C p,- C V,m≈0m理想单原子气体C V,m=3R/2,C p,m= C V,+R=5R/2m5. 标准摩尔反应焓:由标准生成焓∆f H Bθ(T)或标准燃烧焓∆c H Bθ (T)计算∆r H mθ = ∑v B∆f H Bθ (T) = -∑v B∆c H Bθ(T)6. 基希霍夫公式(适用于相变和化学反应过程)∆r H mθ(T2)= ∆r H mθ(T1)+⎰21T T∆r C p,m d T7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式Q p-Q V = ∆r H m(T) -∆r U m(T) =∑v B(g)RT 8. 理想气体的可逆绝热过程方程:p1V1♑= p2V2♑ ,p1V1/T1 = p2V2/T2,♑=C p,m/C V,m三、各种过程Q、W、∆U、∆H的计算1.解题时可能要用到的内容(1) 对于气体,题目没有特别声明,一般可认为是理想气体,如N2,O2,H2等。
恒温过程d T=0,∆U=∆H=0,Q=W非恒温过程,∆U = n C V,m ∆T,∆H = n C p,m ∆T单原子气体C V,m =3R/2,C p,m = C V,m+R = 5R/2(2) 对于凝聚相,状态函数通常近似认为只与温度有关,而与压力或体积无关,即∆U≈∆H= n C p,m ∆T2.恒压过程:p外=p=常数,无其他功W'=0 (1) W= -p外(V2-V1),∆H = Q p =⎰21T T n C p,m d T,∆U =∆H-∆(pV),Q=∆U-W(2) 真空膨胀过程p外=0,W=0,Q=∆U理想气体(Joule实验)结果:d T=0,W=0,Q=∆U=0,∆H=0(3) 恒外压过程:例1:1mol 理想气体于27℃、101325Pa 状态下受某恒定外压恒温压缩到平衡,再由该状态恒容升温到97 ℃,则压力升到1013.25kPa。
求整个过程的W、Q、∆U及∆H。
已知该气体恒定为20.92J mol-1 K-1。
的C V,m解题思路:需先利用理想气体状态方程计算有关状态:(T1=27℃, p1=101325Pa,V1)→(T2=27℃, p2=p外=?,V2=?)→(T3=97℃, p3=1013.25kPa,V3= V2) 首先计算功W,然后计算∆U,再计算Q,∆H。
3. 恒容过程:d V=0W=0,Q V =∆U =⎰21T T n C V,m d T,∆H=∆U+V ∆p4.绝热过程:Q=0(1) 绝热可逆过程W=⎰21T T-p d V = ∆U =⎰21T T n C V,d T,∆H=∆U+∆pVm理想气体:p1V ♑ = p2V ♑, p1V T1=p 2V T 2(2) 绝热一般过程:由方程W =⎰21T T -p 外d V = ∆ U = ⎰21T T n C V ,m d T 建立方程求解。
5.节流过程(等焓过程):∆ H =0,Q =0 焦耳-汤姆逊系数 μJ -T = (∂ T /∂p )H ,理想气体μJ -T =0,实际气体μJ -T ≠06. 相变过程S(α)→S(β):(1) 可逆相变(正常相变或平衡相变):在温度T 对应的饱和蒸气压下的相变,如水在常压下的0℃ 结冰或冰溶解,100 ℃ 时的汽化或凝结等过程。
由温度T 1下的相变焓计算另一温度下的相变焓T∆ H m θ(T 2)= ∆ H m θ(T 1)+⎰21T T ∆ C p ,m d T(2) 不可逆相变:利用状态函数与路径无关的特点,根据题目所给的条件,设计成题目给定或根据常识知道的(比如水的正常相变点)若干个可逆过程,然后进行计算。
例2:水在 -5℃ 的结冰过程为不可逆过程,计算时要利用0℃ 结冰的可逆相变过程,即 △H2O(l, 1 mol,-5℃,pθ) H2O(s,1 mol,-5℃,pθ)↓△H2△↑△H4H2O(l, 1 mol,0℃,pθ H2O(s,1 mol,0℃,pθ)7.化学过程:标准反应焓∆r H mθ的计算(1) 由298.15K时的标准摩尔生成焓或标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓,∆r H mθ=∑v B ∆f H mθ(B) =-∑v B ∆c H mθ(B)再利用基希霍夫公式计算另一温度T时的标准反应焓。
注意:生成反应和燃烧反应的定义,以及标准摩尔生成焓或标准摩尔燃烧焓存在的联系。
例如H2O(l)的生成焓与H2的燃烧焓,CO2的生成焓与C(石墨)的燃烧焓数值等同。
(2)一般过程焓的计算:基本思想是(1),再加上相变焓等。
(3)燃烧反应系统的最高温度计算:整个系统作为绝热系统看待处理由系统焓变∆H=0 建立方程计算。
第三章 热力学第二定律一、重要概念卡诺循环,热机效率,熵,摩尔规定熵,标准熵,标准反应熵,亥姆霍兹函数,吉布斯函数二、主要公式与定义式1. 热机效率: = -W / Q 1 =(Q 1+Q 2)/ Q 1 = 1 - T 2 / T 1 (T 2 , T 1 分别为低温,高温热源)2.卡诺定理:任何循环的热温熵小于或等于0 Q 1 / T 1 + Q 2 / T 2 ≤0克老修斯(R.Clausius) 不等式: ∆ S ≥⎰21δQ r / T 3.熵的定义式:dS = δQ r / T 4.亥姆霍兹(helmholtz)函数的定义式: A =U -TS5.吉布斯(Gibbs)函数的定义式:G =H -TS ,G =A +pV6.热力学第三定律:S *(0K ,完美晶体)= 07.过程方向的判据:(1) 恒T 、恒p 、W ’=0过程(最常用):d G <0,自发(不可逆);d G =0,平衡(可逆)。
(2) 一般过程:∆ S (隔离)>0,自发(不可逆); ∆不可不可S(隔离)=0,平衡(可逆)。
(3) 恒T、恒V、W ’=0过程:d A<0,自发(不可逆);d A=0,平衡(可逆)。
8.可逆过程非体积功的计算(1) 恒温可逆过程功:W r = ∆T A,W r ' = ∆T,V A,(2) 恒温恒压过程非体积功:W r' =∆T,p G9. 热力学基本方程(封闭系统,不需可逆)关键式:d U =T d S-p d V(源由:d U =δQ +δW,可逆过程:δQ r = T d S,δW r = p d V )其他式重点掌握:d G = -S d T + V d p( 来源:H=U+pV,G=H-TS,微分处理得) 恒压下:d G= -S d T和恒温:d G= -V d p 。
10. 克拉佩龙方程与克-克方程:任意相变S(α)→S(β) 的蒸气压p与T的关系(1)克拉佩龙方程:任意相变d p/d T =∆H m* / (T∆V m* )(2)克劳修斯-克拉佩龙方程:一相为气相且认为是理想气体;凝聚相为固相或液相的体积忽略,∆H m*近似与温度无关,则ln (p2/p1)=∆H m* (T2-T1) / RT1T2(3) 对于同一物质的相变,相变焓有如下的近似关系:∆升华H m* = ∆熔化H m* + ∆蒸发H m*三、∆S、∆A、∆G的计算1.∆S的计算(1)理想气体pVT过程的计算d S=δQ r / T=(d U-δW r)/T=(nC V,m d T-p d V)/T (状态函数与路径无关,理想气体:p=nRT/V)积分结果:∆S = nC Vln(T2/T1) +nR ln(V2/V1),m(代入:V=nRT/p)= nC p,m ln(T2/T1) + nR ln(p1/p2) (C p,m = C V,m +R)特例:恒温过程:∆S = nR ln(V2/V1)恒容过程:∆S =nC V,m ln(T2/T1)恒压过程:∆S =nC p,m ln(T2/T1)(2) 恒容过程:∆S =⎰21T T(nC V,m/T )d T(3) 恒压过程:∆S =⎰21T T(nC p,m/T )d T(4) 相变过程:可逆相变∆S =∆H/T;非可逆相变需设路径计算(5) 环境过程:认为是恒温的大热源,过程为可逆∆S = Q r(环)/T(环) = -Q(系)/T(环)(6) 绝对熵的计算:利用热力学第三定律计算的熵为绝对熵,过程通常涉及多个相变过程,是一个综合计算过程。
具体看书中有关部分。
(7) 标准摩尔反应熵的计算∆r S mθ = ∑v B S mθ (B,T)2.∆G的计算(1) 平衡相变或反应过程:∆G=0(2) 恒温过程:∆G=∆H-T∆S(3) 非恒温过程:∆G=∆H-∆T S =∆H-(TS2-T1S1)=∆H-(T2∆S-S1∆T)2诀窍:题目若要计算∆G,一般是恒温过程;若不是恒温,题目必然会给出绝对熵。
3.∆A的计算(1) 恒温恒容不做非体积功可逆过程:∆A=0(2) 恒温:∆A=∆U-T∆S=∆G-∆ (pV)(3) 非恒温过程:∆G=∆U-∆T S =∆U-(TS2-T1S1)=∆U-(T2∆S-S1∆T)2诀窍:题目若要计算∆A,一般是恒温过程;若不是恒温,题目必然会给出绝对熵。
4. 综合计算例例1. 1mol 理想气体从300K ,100kPa下等压加热到600K,求此过程的Q、W、∆U、∆H、∆S、∆G。
已知此理想气体300K时的S mθ=150.0J·K-1·mol-1,c p,m=30.00 J·K-1·mol -1。
(10分)解:W=-p∆V=-p(V2-V1) =-pV2+pV1= -nRT2+ nRT1= nR(T1-T2)=1mol×8.315J·K-1·mol-1×(300K-600K)= -2494.5J∆U=n c V,m(T2-T1) =1mol×(30.00-8.315)J·K-1·mol-1×(600K-300K)= 6506J∆H= n c p,m (T2-T1) =1mol×30.00J·K-1·mol -1×(600K-300K)= 9000JQ p= ∆H =9000J∆S=n c p,m ln(T2/T1) =1mol×30.00J·K-1·mol-1×ln(600K/300K)= 20.79J·K-1·mol-1由S mθ(600K)=S mθ(300K)+∆S=(150.0+20.79)J·K -1·mol-1=170.79J·K-1·mol-1∆TS =n(T2S2-T1S1)=1mol×(600K×170.79J·K-1·mol-1-300K×150.0J·K-1·mol-1)=57474J∆G= ∆H-∆TS=9000J-57474J =-48474J。