物化复习1---热一律热二律

....热力学第一定律一、热力学研究特点：宏观性、只重视研究对象的始态和终态；无时间观点二、系统的分类：敞开系统，关闭系统，隔绝系统三、系统的性质:广度性质,强度性质关系：1.两个广度性质之比为强度性质；2.强度性质与广度性质之积为广度性质。四、划分：状态,状态函数,状态方程状态函数的特点：状态函数是系统状态的单值函数。当系统由某一状态变化到另一状态时，系统中状态性质的更改就只取决于系统的始态和终态，而与系统变化的途径无关。若系统变化经历一循环后又从头恢复到原态，则状态函数必然恢还原值，其改变值为零。状态函数的微小变化在数学上是全微分。状态函数的会合仍是状态函数。五、热力学平衡态涵：热平衡，力学平衡，相平衡，化学平衡。反响时，达平衡后，系统组成不随时间而变。六、过程：等温过程，等压过程，等容过程，绝热过程，循环过程途经：达成某一过程的详细步骤称为途经七、功和热1热：系统吸热，则Q>0；系统放热，则Q<0。单位是J或kJ。2功：系统对环境做功，则W<0；系统从环境得功，则W>0。单位：J或kJ。功的分类：膨胀功，非膨胀功热量和功不是状态函数3膨胀功的计算：W＝-pe×ΔV几种不同过程的膨胀功：等容过程：即过程中dV＝0，则δW＝-pe×dV＝0等外压过程：即过程中外压恒定不变，则W＝∫-pe×dV＝-pe×(V2－V1)（3）自由膨胀过程：即过程中p＝0，则W＝-pe×dV＝0e八、热一律的经验 表 关于同志近三年现实表现材料材料类招标技术评分表图表与交易pdf视力表打印pdf用图表说话 pdf 达热力学第一定律就是能量守恒定律。隔绝系统中，能量的形式能够转变，但能量的总值不变。不供给能量而可连续不断对外做功的第一类永动机是不可能造成的九、热力学能(U)特点：为系统的状态函数：U=UB－UA；包括系统中一切形式的能量；拥有能量的量纲；是系统的广度性质。十、热一律的数学表达式U=U2－U1＝Q+W合用条件：关闭系统一切过程的能量衡算对隔绝系统，Q＝W＝0，则U＝0。十一、热力学可逆过程的特点：可逆过程是一系列连续平衡过程（准静态过程quasistaticprocess）只需循原来过程的反方向进行，可使系统恢还原状，而在环境中无损耗。在可逆过程中，系统做最大功；环境做最小功。注：不拥有以上特点的一确实际过程都是热力学不可逆过程。热力学不可逆过程的特点：最大特点是过程老是偏离平衡，若系统恢还原态，环境却留下了印迹。1/8....十二、等容热：对只做膨胀功的关闭系统，当dV=0，则pedV=0，热力学第一定律的表达式可写为：QV=UＷ’=0时，关闭系统经一等容过程，系统所吸收的热全部用于增加系统的热力学能。十三、等压热：对只做膨胀功的关闭系统，如果系统的变化是等压过程：即p1=p2=pe=常数，UQppeVQppeV2V1U2U1Qpp2V2p1V1QpU2p2V2U1p1V1(2)十三、焓（H）H＝U＋pV焓的特点：无法确定系统焓的绝对值；是状态函数；拥有能量的量纲；是系统的广度性质没有切实的物理意义。平等压过程H=Qp，十四、热容(C):QCdT比热容：1千克物质的热容。单位：J/kg·K摩尔热容(Cm)：1摩尔物质的热容。单位：J/mol·K热容的特点：除与系统的性质、质量、温度围相关外，还与过程相关。十五、等容热容（C）VCVQV或CVUTVdT即：等容热容就是在等容条件下，热力学能随温度增加的变化率。dUCVdTUQVCVdT用途：计算无化学变化、相变化，且W’＝0的关闭系统热力学能的变化值。十六、等压热容（Cp）CpQp或CpHTpdT即：等压热容就是在等压条件下，焓随温度增加的变化率。dHCpdTHQpCpdT用途：计算无化学变化、相变化，且W’＝0的关闭系统焓的变化值。十七、理想气体的热力学能和焓只是温度的函数，不随其体积与压力而变。理想气体的C与C也只是温度的函数Vp十八、理想气体C与C的关系：C－C=nR或：C－C=RVppVp,mV,m十九、在绝热过程中：dU＝CVdT＝δW绝热绝热可逆过程方程：若γ-1γ1-γγp,mV,mW’＝0，TV＝C（常数）(pV＝C’，pT＝C’’)γ＝C/C>1绝热不可逆过程方程：若W’＝0，则：CV(T2－T1)＝-pe(V2－V1)合用围：理想气体等外压膨胀的绝热不可逆过程二十、等容反响热（QV）：QV=U=(∑U)产物－(∑U)反响物等压反响热（Q）：Q=H=(∑H)产物－(∑H)反响物pp理想气体：Qp=QV+nRT凝集相：Qp≈QV即有气相，又有凝集相：Q=Q+n’RTpV2/8....n’只代表反响前后气体摩尔数的变化值，与固体和液体的摩尔数无关。二十一、摩尔反响焓变（rHm）和摩尔反响热力学能的变化（rUm）：反响进度为1mol时，惹起系统的焓变和热力学能的变化。二十二、热化学方程式的写法C（石墨）＋O2（g）＝CO2（g）rHθm=-393.5kJ 标准 excel标准偏差excel标准偏差函数exl标准差函数国标检验抽样标准表免费下载红头文件格式标准下载 反响热rHθm(T)：在标准压力（pθ=100kPa）和温度T下进行反响时的反响热。二十三、赫斯定律赫斯定律(Hess’slaw)：一化学反响，不论是一步达成，仍是分几步达成，其热效应老是相同。合用围：系统只做膨胀功；始态、终态温度完全相同；在等压下一步达成的过程，若分步达成时，每步也应在等压下进行。二十四、几种热效应1生成焓：在等温等压下，化学反响的反响热效应为：rH=(∑H)产物－(∑H)反响物2标准摩尔生成焓（standardmolarenthalpyofformationfHθm）：人们规定，在标准压力100kPa）与指定温度的标准状态下，由最稳定单质生成一摩尔某物质的反响热称为该物质的标准摩尔生成焓，或称标准摩尔生成热。3焚烧焓：物质完全焚烧（氧化）时的反响热称为焚烧热。4标准摩尔焚烧焓（standardmolarenthalpyofcombustionθcHm）：人们规定，在标准压力100kPa）与指定温度的标准状态下，一摩尔的有机物完全焚烧时放出的热量称为该物质的标准摩尔焚烧焓，或称标准摩尔焚烧热。二十五、反响热与反响温度关系基尔霍夫定律（微分式）：HCp1Tp当Cp>0时，T↑，Qp↑；当Cp<0时，T↑，Qp↓；当Cp=0时，Qp将不随T而变。基尔霍夫定律（定积分式）：H2d(H)H2H1T2CpdT2H1T1H2－H1＝Cp（T2－T1）温度变化围不大时：热力学第二定律一、自发过程拥有方向的单调性和限度。一切自发过程在热力学上都是不可逆的。自发过程拥有做功的能力。二、热力学第二定律凯尔文(Kelvin)表达法：人们不可能 设计 领导形象设计圆作业设计ao工艺污水处理厂设计附属工程施工组织设计清扫机器人结构设计 出这样一种机器，这种机器能循环不断地做功，它只是从单调热源吸取热量变为功而不惹起其他任何变化。（这种机器称为第二类永动机）克劳修斯(Clausius)表达法：热不能自动地从低温物体传到高温物体。三、1卡诺循环(Carnotcycle)：理想气体经等温膨胀、绝热膨胀、等温压缩、绝热压缩四步可逆过程组成的循环称为卡诺循环。2卡诺热机：按上述原理组成的热机称为卡诺热机。（又称可逆热机）3热机效率(efficiencyofheatengineη)：热机从高温热源吸热Q2，将其一部分转变为功W，而另一部分热Q1传给低温热源，则W与Q2之比称为热机效率。3/8....即：η＝-W/Q2ηR＝1－T1/T24卡诺定理(Carnottheorem)：在同一组热源之间工作的所有热机，可逆热机的效率最大。5卡诺循环：Q1/T1+Q2/T2=0Q/T称为热温商。四、熵(entropy),以S表示SS2S1def2QRdSdefQR1TT式中Q为可逆热,T为可逆换热Q时系统的温度.RR注意：熵是一个状态函数,是一个广度性质.熵的变化等于可逆过程(!)的热温商,单位J*K-1.在始、终态确定的条件下,分别经可逆途径和不可逆途径,熵变值必相等.五、克劳修斯不等式SδQTδQ：是实际过程热效应；T：是环境温度；＝：表示可逆过程，其系统和热源的温度是相同的；＞：表示不可逆过程，其系统和热源的温度有差别。六、熵变比热温商大的越多，过程的不可逆程度就越大。1熵增加原理：关于绝热系统所发生的变化，因δQ绝热＝0，则S绝热≥0＝：表示可逆过程。即：在绝热可逆过程中，系统的熵不变；＞：表示不可逆过程。即：在绝热不可逆过程中，系统的熵增加。结论：在绝热过程中系统的熵值永不减少。2熵作判据：关于隔绝系统所发生的变化，因δQ隔绝＝0，则S隔绝≥0＝：表示可逆过程；＞：表示不可逆过程。结论：S隔绝>0，自发；S隔绝＝0，达平衡。隔绝系统自发过程向着熵增加的方向进行，并一直进行到熵值不再改变为止。隔绝系统不可能出现总熵减少的变化，但关于其中一个子系统有可能熵减少。3熵作判据：S隔绝＝S系统＋环境≥0∵ΔS系统＋环境＝S系统＋S环境∴ΔS系统＋S环境≥0结论：对非隔绝系统来说，系统的熵变和环境熵变的总和大于零时，即为自发过程。4熵的特点：熵是系统的状态函数；熵变S是由可逆过程的热温商胸怀；熵是广度性质，拥有加和性；利用熵函数的变化能够判断过程的方向性。计算熵变的步骤系统由状态1变化至状态2的熵变可由下式计算：SS2S12δQR1T详细步骤如下：确定始态1和终态2；设计由1至2的方便的可逆过程；由上式计算S系统;注S环境可由下式计算：S环境＝－(∑δQ实际)/T环七、熵变的计算等温过程中熵变的计算4/8....理想气体等温过程：∵ΔU=0QR=-Wmax∴ΔS=QR/T=-Wmax/T=∫(pdV)/T=nRln(V2/V1)=nRln(p1/p2)又∵p1>p2∴ΔS=S低压－S高压>0结论：S低压>S高压S气>S液>S固理想气体的混淆过程：当每种气体独自存在时与混淆后的气体压力相等时，则混淆过程的熵变为：S混淆=－R(nAlnxA+nBlnxB)x=p/pB变温过程中熵变的计算等压过程：dS=(CpdT)/T；等容过程：dS=(CVdT)/T；若T2>T1，则有：S>0结论：S高温>S低温。八、熵的物理意义：熵是系统紊乱程度的胸怀S气>S液>S固；S高温>S低温；S低压>S高压；S混淆>0；自发变化的方向是从有序运动向着无序运动的方向进行，直到该条件下最杂乱的状态（其熵值最大的状态）。相反的过程，大量分子的无序运动不可能自发地变成有序运动，这就是自发过程不可逆的本质。九、熵与热力学概率（自学）十、亥姆霍兹自由能(F)F＝U－TS特点：拥有能量的量纲；是系统的状态函数。在等温条件下：-(dF)≥-δWT对有限变化有：-(F)T≥-W＝：为可逆过程；＞：为不可逆过程。结论：在等温过程中，一关闭系统所能做的最大功等于亥姆霍兹自由能的减少。即：-(F)T＝-Wmax亥姆霍兹自由能作判据：系统在等温等容，非膨胀功为零的条件下，则有(F)T、V、W’＝0≤0＝：为可逆过程（平衡）；＜：为自发不可逆过程（自发）。十一、吉布斯自由能(G)G＝H－TS特点：拥有能量的量纲；是系统的状态函数。在等温等压条件下：-(dG)T、p≥-δW’对有限变化有：-(G)T、p≥-W'＝：为可逆过程；＞：为不可逆过程。结论：在等温等压过程中，一关闭系统所能做的最大非膨胀功等于吉布斯自由能的减少。即：-(G)T、p＝-W’max吉布斯自由能作判据(G)T、p、W’＝0≤0＝：为可逆过程（平衡）；＜：为自发不可逆过程（自发）。小结：过程与限度的判断判据名称合用系统过程性质自发过程的方向数学表达式熵隔绝系统任何过程熵增加dS≥0亥姆霍兹自由能关闭系统等温等容且W’＝0亥姆霍兹自由能减小dF≤0吉布斯自由能关闭系统等温等压且W’＝0吉布斯自由能减小dG≤05/8....十二、热力学函数之间的关系H＝U+pVF＝U－TSG＝H－TS＝U－TS＋pV＝F＋pV十三、热力学第一定律和第二定律的结合公式：dU＝TdS－pdV(1)即：U=f(S、V)dH＝TdS+Vdp(2)即：H=f(S、p)dF＝-SdT－pdV(3)即：F=f(T、V)dG＝-SdT+Vdp(4)即：G=f(T、p)合用条件：W’＝0的关闭系统对应系数关系式：USHTSpUpFVVTHpFSGVpGSTTTp十四、G的计算函数G与熵同样，只有在可逆过程中方能计算。如果是在不可逆过程的G，则必须设计成一始、终态相同可逆过程来计算。详细步骤如下：确定始态1和终态2；设计由1至2的方便的可逆过程根据所设计的可逆过程计算其G理想气体的等温变化dGSdTVdp,dT0dGVdpp2p2GVdpp1p1nRTp2dpnRTlnpp1理想气体的混淆GpApBnARTlnnBRTlnpppApBxBpxA,pGnARTlnxAnBRTlnxBGmixniRTlnxi可逆相变过程：dGSdTVdpdT0,dp0G0不可逆相变过程：应该设计可逆过程来计算。十五、化学变化的G6/8....对一等温等压下的化学反响，则为：θθrGm=rHm-TrSθm结论：若反响为焓减和熵增过程，必然是自发过程；反之，若反响为焓增和熵减过程，必然不能自发进行；若为焓和熵均增过程（熵控），温度高有利自发进行；若为焓和熵均减过程（焓控），温度低有利自发进行。十六、G与温度的关系GT2GT1T2HT2T1T1T2dT若H在温度T1～T2围不随温度变化，则GT2GT111T2T1HT1T2十七、偏摩尔量XXiniT,p,nj代表系统随意广度性质偏摩尔量的特点：只有系统的广度性质才有偏摩尔量；只有在等温等压的条件下才称为偏摩尔量；偏摩尔量是一个强度性质；对纯物质而言，偏摩尔量与摩尔量相同偏摩尔量除与T、p相关外，还与系统的浓度相关。偏摩尔量的物理意义：在等温等压条件下，往无限大的系统中加入1molB物质所惹起系统广度性质X的变化量。在等温等压条件下，在一定浓度的有限量系统中，加入无限小量dnB的B物质，所惹起系统广度性质X随该组分量的变化率。十八、化学势(chemicalpotential)的定义式：GiGiniT,p,nj单位：J/mol判据：∑μidni（T，p一定，W’＝0）若其<0：为自发过程；若其=0：系统达到平衡。结论：物质的化学势是决定物质传达方向和限度的强度因素。其他表示法：iGFHUniT,p,njniT,V,njniS,p,njniS,V,nj十九、化学势在多相平衡中的应用：多种物质多相系统的平衡条件为，除系统中各相的温度和压力必须相同外，各物质在各相中的化学势亦必须相等。即：μαi=μβi==μρi如果有某物质在各相中的化学势不等，该物质必然要从化学势较大的相向化学势较小的相转移。二十、化学势在化学平衡中的应用：对随意化学反响，若：（∑νiμi）产物－（∑νiμi）反响物<0：正向反响自发进行；7/8....=0：反响达到平衡。结论：化学势代表物质参加化学反响的能力，其“势”的高低（或大小）决定着化学反响的方向和限度。二十一、纯态的理想气体的化学势：μ(T,p)=μθ(T)+RTln(p/pθ)μθ：标准化学势（标准态）；是等温、标准压力下，理想气体的化学势。p/pθ：为纯数。结论：上式是纯理想气体的化学势与同温度下标准化学势与其压力间的关系式。混淆理想气体的化学势：μi(T,p)=μθi(T)+RTln(pi/pθ)pi：理想气体混淆物中i气体的分压。μθi：标准化学势（标准态）；在温度T，pi＝pθ时纯理想气体i的化学势。二十二、拉乌尔定律(Raoult’slaw)：在等温下，稀溶液中溶剂i的饱和蒸气压pi等于同温度下纯溶剂的蒸气压p*i乘以溶液中溶剂的摩尔分数xi。其数学表示式为：pi＝p*ixi理想液态混淆物（理想溶液）定义：在一定温度下，溶液中随意物质在随意浓度下都恪守拉乌尔定律的溶液。理想液态混淆物的特点：溶液中各分子之间的相互作使劲均相等；混淆时，V＝0与H＝0；为一种极限观点。二十三、溶液中各组分的化学势lgθ(T)+RTln(pi/pθ)合用于任何溶液；μi=μi=μi溶液中任何物质i的化学势可用此物质在平衡蒸气中的化学势来表示。理想液态混淆物中各组分的化学势：μi=μ*i(T,p)+RTlnxi其中：μ*i(T,p)=μθi(T)+RTln(p*i/pθ)μ*i(T,p)：标准态的化学势（即纯液体的化学势）；是T、p的函数。理想液态混淆物的标准态：温度T、压力为饱和蒸气压的纯液体。二十四、稀溶液中溶剂（A）的化学势：μ=μ*(T,p)+RTlnxAμ*：纯溶剂的化学势；x：溶剂的摩尔分数。AAAA二十五、亨利定律(Henry’slaw)：在稀溶液中，一挥发性溶质的平衡分压与溶质在溶液中的摩尔分数成正比。即：pB＝kBxBkB：比率常数，与溶剂与溶质的性质均相关；pB：与溶液成平衡时，溶质的蒸气分压。应用亨利定律时须注意，溶质在气相和溶液中分子状态必须相同。如果在两相中溶质分子有聚合或离解现象时，应用时只能用其分子浓度。二十六、稀溶液中溶质（B）的化学势：μB=μ*B,x(T,p)+RTlnxB其中：xB—溶质的摩尔分数；μ*B,x(T,p)=μθB(T)+RTln(kx/pθ)μ*B,x(T,p)：标准态的化学势；是恪守亨利定律的溶质B处于纯态（即xB=1）时的化学势。稀溶液中溶剂A与溶质B的化学势拥有相同的形式。对非挥发性物质，上述公式也建立。化学势小结系统标准态μia气体(纯态或混淆)在pθ和T的纯理想气体μi=μθi+RTlnpi/pθfi/pθ溶液溶剂A在T、p时，x=1的纯A状态μ=μ*(T,p)+RTlnxAγxAAAAA溶质B在T、p时，x=1仍听从亨利μ=μ*B,x(T,p)+RTlnxBγB,##BBB定律的假想标准态8/8