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1、精选优质文档-倾情为你奉上 第一章【理想气体的能与焓只是温度的函数，与体积或压力的变化无关，所以对理想气体定温过程：dU=0，dH=0，U=0，H=0变温过程：U=nCv,mT；H=nCp,mT节流膨胀：（特点）绝热、定焓，Q=0，H=0，无论是理想气体还是实际气体均成立】1.理想气体的状态方程可表示为： pV=nRT2.能量守恒定律：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。3.第一定律的数学表达式：U=Q+W；对微小变化：dU=Q +W（因为热力学能是状态函数，数学上具有全微分性质，微小变化可用dU表示；Q和W不是状态函
2、数，微小变化用表示，以示区别。）4.膨胀作功：自由膨胀：W=0；等外压膨胀：W=-P外(V2-V1)=P2（V1-V2）； 可逆膨胀：W=nRT ln=nRT ln；多次等外压膨胀，做的功越多。5.功与变化的途径有关。不是状态函数。 可逆膨胀，体系对环境作最大功；可逆压缩，环境对体系作最小功。6. 恒温恒压的可逆相变 W=(恒温恒压的可逆相变,气体符合理想气体方程)7. 焓的定义式：H=U+PV，等压效应，焓是容量性质。8. 理想气体的热力学能和焓仅是温度的函数：在恒温时，改变体积或压力，理想气体的热力学能和焓保持不变。还可以推广为理想气体的Cv,Cp也仅为温度的函数。9. 等压热容Cp：，
3、等容热容Cv：; 10. 理想气体的Cp与Cv之差： 或 ;单原子分子系统：，双原子分子系统： , 11. 绝热过程的特点：绝热压缩，使体系温度升高，而绝热膨胀，可获得低温。12. 绝热过程方程式： 理想气体绝热可逆： 13. 绝热功的求算：理想气体绝热可逆过程的功：绝热状态变化过程的功： 【适用于定组成封闭体系的一般绝热过程，不一定是可逆过程。】14. 焦汤系数定义：若0，经节流膨胀后，气体温度降低。（随着压力的降低气体温度也降低）；若0，经节流膨胀后，气体温度升高。（随着压力的降低气体温度升高）；若=0，经节流膨胀后，气体温度不变。（随着压力的降低气体温度不变）。此时的温度称为转化温度15
4、.等压热效应与等容热效应的关系： 或 ；n是生成物与反应物气体物质的量之差值，并假定气体为理想气体。16.标准摩尔生成焓：在标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下1mol物质的反应的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓，用表示，生成焓仅是个相对值，相对于稳定单质的焓值等于零，没有规定温度，一般298.15 K时的数据有表可查。17. 由生成焓求反应焓：，VB为计量方程中的系数，对反应物取负值，生成物取正值。18. 标准摩尔燃烧焓：在标准压力下，反应温度时，物质B完全氧化成相同温度的指定产物时的焓变称为标准摩尔燃烧焓，用表示，所指定产物如CO2、H2O等的标准摩尔燃烧焓，在任何温度T时
5、，其值均为零。用这种方法可以求一些不能由单质直接合成的有机物的生成焓。19. 由燃烧焓求反应焓：化学反应的焓变值等于各反应物燃烧焓的总和减去各产物燃烧焓的总和，其公式如下：20. 基尔霍夫定律的积分式：若Cp与温度无关，若Cp与温度有关，Cp,m=a+bT+cT2 ；rCp=a+bT+cT2； 如有物质发生相变，就要进行分段积分。微分式 第二章Q、W、U、H、A：单位J；S：单位J/K；：单位J/K/mol；：单位KJ/mol1.自发过程的共同特征：功可以无条件地全部转化为热, 热不能无条件地全部转化为功而不引起其他变化,热功转化具有方向性。1. 热力学第二定律的两种经典表述克劳修斯：不可能把
6、热从低温物体传到高温物体，而不引起其它变化；开尔文：不可能从单一热源取出热使之完全变为功，而不发生其它的变化。2. 卡诺循环AB：等温可逆膨胀，U1=0，W1=-Q1 =nRTA ln;BC：绝热可逆膨胀，Q2=0，W2=U2=nCv,m(TC-TA);CD：等温可逆压缩，U3=0，W3=-Q3=nRTC ln; DA：绝热可逆压缩，Q4=0，W4=U4=nCv,m(TA-TC)。整个循环：U=0，Q=Q1+Q3，W=W1+W3（Q1是体系所吸的热，为正值；Q2是体系所放的热，为正值） 所以 W=W1+W3=nRTA ln+nRTC ln=nR(TA-TC) ln 3. 热机效率 【1】 冷冻
7、系数 4. 卡诺定理所有工作于同温热源和同温冷源之间的热机，可逆机的效率最大。卡诺热机的效率只与两个热源的温度有关，而与工作性质无关；即所有工作于同温热源与同温冷源之间的可逆机 ，其热机效率都相等。5. 卡诺循环的热温商：热效应与温度商值的加和等于零，即（任意可逆循环） =适用于卡诺循环 ” 号为不可逆过程；“=” 号为可逆过程dSiso0 “” 号为自发过程；“=” 号为处于平衡状态Siso=S（体系）+S（环境）0 “”为自发过程；“=”为可逆过程10. 简单物理变化过程的熵变任意物质（l,s,g各物质的物系)的等温可逆过程：理想气体等温变化：若可逆，； 若不可逆：设计一始终态相同的可逆过
8、程，仍用上式求解。等容、等压过程：等容过程 ；等压过程 P、V、T同时变化过程：这种情况一步无法计算，要分两步计算，有三种分步方法：（等温+等压）；（等温+等容）（等压+等容）+没有相变的两个恒温热源之间的热传导 首先要求出终态温度T： 注意(求T)：绝热恒容过程用U=UA+UB=0;绝热恒压过程用H=HA+HB=0;11. 相变过程的熵变可逆相变过程的熵变：定温定压可逆相变过程Qr=H相变 不可逆相变过程的熵变：要设计可逆相变过程进行求算12. 混合过程的熵变： 13. 化学反应的熵变：在标准压力下，298.15 K时，根据化学反应计量方程，可以计算反应进度为1 mol时的熵变值求反应温度T
9、时的熵变值14. 环境的熵变： S孤=S系+S环0可自发。（用熵作为判据时，体系必须是孤立体系，也就是说必须同时考虑体系和环境的熵变）15. 热力学第二定律阐明的不可逆过程的本质：一切不可逆过程都是向混乱度增加的方向进行，而熵函数可以作为体系混乱度的一种量度。（熵函数与系统的微观状态数有关）16. 玻尔兹曼公式：S=k ln17. 热力学第三定律：在0 K时，任何纯物质的完整晶体（只有一种排列方式），其熵等于零。同一物质，当温度升高时，其熵值增大。（量热熵）同一物质的气、液、固三态相比，熵值递减。一个分子中，原子数目越多，熵值越大；支链越多，其熵值越大。（构型熵）气相反应中，分解反应熵增大；加
10、成与聚合反应熵减小18.规定熵：；20K以下，要用德拜公式计算：CVCP=T3升温过程有相变要分段计算：19. 几个函数的定义式：焓H=U+PV，H=Qp（等压无相变）亥姆霍兹函数(功函)A=U-TS，A=Wmax（在等温、可逆条件下，它的降低值等于体系所作的最大功）吉布斯自由能G=H-TS或G=A+PV，G=Wf,max（等温、等压、可逆条件下，它的降低值等于体系所作最大非膨胀功）20. 四个基本公式：dU=TdS-PdV；dH=TdS+VdP；dA=-SdT-PdV；dG=-SdT+VdP21. 推导： 22. 麦克斯韦关系式：23.（定温过程）；G=0（可逆相变）24. 通常用基尔霍夫方
11、程求凝固过程中的热效应，S大于。25. 26. 由某一温度下的G求另一温度下的G：,则 第三章1. 混合物有气体混合物、液体混合物和固体混合物三类;而溶液则只有液体溶液和固体溶液两类。2. 对于一定量的多组分均相封闭系统，其容量性质（溶液体积V）不仅是T，P的函数，还是系统中各组分的物质的量nB的函数 Zf(T,P), Z=f(T,P,n). 多组分系统的容量性质不具有简单加和性。V(溶液)V(水)V(乙醇)3. 偏摩尔量的定义式：只有广度性质才有偏摩尔量，强度性质没有偏摩尔量。多组分系统的状态除了与系统的温度、压强有关以外，还与各组分的偏摩尔量有关。只有在等温、等压下的偏微商才是偏摩尔量。只
12、有均匀体系才有偏摩尔量，且偏摩尔量仅对各组分才有意义，说某系统的偏摩尔量是没有意义的。纯组分的偏摩尔量与其摩尔量相同，（多组分ZBZB,m）偏摩尔量是强度性质，是状态函数，它与系统的总量无关，而与系统的浓度有关。任何偏摩尔量都是T，P和组成的函数。4. 偏摩尔量的集合公式：5. B组分的化学式 所以化学势就是偏摩尔吉布斯自由能。6. 化学式的物理意义：物质的化学式是决定物质传递方向和限度的强度因素。7. 保持特征变量和除B以外的其他组分不变，某热力学函数随其物质的量nB的变化率称为化学势。8. 多组分多相平衡的条件:除系统中各相的温度和压力必须相同以外，各物质在各相中的化学势也必须相等。9.
13、化学势在化学平衡中的应用，化学式平衡；，正向反应；，逆向反应。10. B与ZB 的比较：相同点：都是组分B的物理量，都是状态函数，是浓度的函数，都是偏微商。不同点：ZB必须是等温、等压下的偏微商；B可以是不同条件下的偏微商，但只有偏摩尔自由能=化学势（GB=B）11.自发变化永远是向着化学势减小的方向进行。决定化学反应是否平衡的在因素是产物及反应物的化学势。12.理想气体化学势：=，（仅是温度的函数） 真实气体的化学势：（f=p）（f=p时是理想气体）13. 物质的量分数（摩尔分数）；质量摩尔浓度mB=；物质的量浓度cB=；14. 拉乌尔定律（只有稀溶液才满足）15. 液体混合物通性：对任一组
14、分应有；混合性质：理想溶液中,偏摩尔体积与纯态时的摩尔体积相等;偏摩尔焓与纯态时的摩尔焓相等。理想溶液是一个极限的概念。16. 理想溶液中物质的化学势：（通式，适用于任何溶液）；17. 理想溶液中物质B的标准态化学势：18. 亨利定律：；（Kx称为亨利定律常数，与温度、压力、溶剂和溶质的性质有关）19. 等温、等压时，纯溶剂A（xA=1）的化学势，称为溶剂标准态化学势。20. 关于标准态的说明：稀溶液中溶剂的标准态，是纯溶剂态，是真实态。溶质的标准态是参考态，是现实不存在的虚拟态。但在实际应用中，并不影响计算结果的准确性。化学势是状态函数，状态一定，溶质的化学势有定值，与参考态的选择无关。在状
15、态变化中，始、终态选择相同的参考态，对状态函数增值的计算无影响21. 稀溶液的依数性：蒸气压下降：（对于二组分稀溶液，加入非挥发性溶质B以后，溶剂A的蒸气压会下降）凝固点降低： （与溶质挥发与否无关，固相仅为纯溶剂）沸点升高： （沸点升高常数，只与物质A的性质有关） A溶质为非挥发的溶质为非挥发的B若溶质在溶液不解离：；若溶质在溶液可解离：，V为解离粒子数渗透压：=CBRT （只与溶质的浓度成正比，而与溶质的性质无关）22. 实际溶液：对拉乌尔定律和亨利定律都不适用的溶液，正常类型的正偏差或负偏差。23. 纯A的物质的量为nA，纯B的物质的量为nB，两者混合形成理想溶液，此混合过程：24. 活
16、度的求算理想溶液：；非理想溶液：； 第四章1.aA(g)+bB(g)=gG(g)+hH(g) 2.反应的和的求算方法 （）当时，0，正向反应；当时，0，逆向向反应；当时，0，反应平衡。 3.理想气体的经验平衡常数；4. 溶液中的 【aA(g)+bB(g)=gG(g)+hH(g)】理想溶液： 理想稀溶液： 非理想溶液（溶液浓度较大时）5. 分解压:指固体物质在一定温度下分解达平衡时，产物中气体的总压力。（针对分解反应而言的，若不是分解反应则没有分解压可言）6. 复相反应 【aA（s）=bB（g）+cC（g）】 分解压p=p（C）+p（B）【aA（s）+eE（g）=bB（s）+cC（g）】 7.
17、温度对平衡常数的影响 (=-RTlnK)；8. 其它因素对化学平衡的影响： （T一定，K为常数）0：；。 0，；0，。 第五章1. K=S-R-R(K：组分数，S：物种数，R：独立化学平衡数，R：独立浓度关系数)2. f=K-+2（f：自由度数，K：组分数，：相数，2：温度和压力）3. 液-气平衡：克-克方程：,（V=V（g）-V（l），一般将V（l）忽略不计），温度变化不太大时，（可用来求沸点）4. 固-气平衡：只需将上两式的蒸发热换为升华热即可熔化热5. 固-液平衡：（V（l）不可忽略不计）（为摩尔体积之差，等于V（l）-V（s）6. H2O的三相点：温度为273.16 K，压力为610.62 Pa，三相点是物质自身的特性，不能加以改变。（冰点是在大气压力下,水的气、液、固三相共存，改变外压，水的冰点也随之改变）7. 精馏结果只能得到纯A（或纯B） 和恒沸混合物8. 热分析法 步冷曲线：出现转折点，f=1；出现水平线段，f=09. 溶解度法主要绘制水-盐系统相图10. 在冬天，为防止路面结冰，撒上盐，实际用的就是冰点下降原理。11.详见课件 专心-专注-专业
