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1、物化公式归纳 第一章 化学热力学基础 公式总结1.体积功We = PeV2热力学第一定律的数学表达式U = Q + W3n mol 理想气体的定温膨胀过程途径1 : 向真空膨胀Pe = 0 ,W1=0 途径2: 一次恒外压膨胀 Pe = P2 途径3: 无限缓慢膨胀 Pe = P1 dP=P .定温可逆时： Wmax=-Wmin= 4.焓定义式 H = U + PV在封闭体系中，W= 0，体系发生一定容过程Qv = U 在封闭体系中，W= 0，体系发生一定压过程Qp = H2 H1 = H 5.摩尔热容 Cm ( JK-1mol-1 ):定容热容 CV （适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变
2、化、 W=0 定容过程适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）定压热容 Cp （适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W=0 的定压过程适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）单原子理想气体： Cv,m = 1.5R , Cp,m = 2.5R双原子理想气体： Cv,m = 2.5R , Cp,m = 3.5R多原子理想气体： Cv,m = 3R , Cp,m = 4RCp,m = Cv,m + R 6.理想气体热力学过程U 、H 、Q 、W和S 的总结过程UHQWS自由膨胀0000定温可逆00-W定压定容07.定义:fHm(kJmol-1)- 标准摩尔生成焓H焓变； rHm反应
3、的摩尔焓变 rHm298K时反应的标准摩尔焓变；fHm(B)298K时物质B的标准摩尔生成焓； cHm(B) 298K时物质B的标准摩尔燃烧焓。8.热效应的计算由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变rHm = BfHm ,B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变rHm = -BcHm ,B 9.Kirchhoff（基尔霍夫）方程rHm (T2) = rHm (T1) +如果Cp 为常数，则rHm (T2) = rHm (T1) + Cp ( T2 - T1)10.热机的效率为 对于卡诺热机= 可逆循环过程 ”号表示不可逆过程 , “ = ” 号表示可逆过程“ T ”环境温度 ,
4、对可逆过程也是体系温度. )13.熵增原理 (孤立体系的熵永不减少)S孤立 0 不可逆过程, 自发过程= 可逆过程, 体系达平衡.对于封闭体系S孤立 = S封闭 + S环境 0 不可逆过程, 自发过程= 可逆过程, 体系达平衡14.定温定压的可逆相变15.化学反应熵变的计算rSm = BSm ,B 16.rH m和rSm与温度的关系：rH m (T2) = rH m (T1)+rS m (T2) = rS m (T1) +第二章 自由能、化学势和溶液 公式1第一和第二定律的联合公式为2吉布斯自由能定义式G = U + PV TS = H TSGHT S（G-体系的状态函数, ( J ) , 绝
5、对值无法测量）3在定温定压下，有如下关系：G=W最大4吉布斯自由能判据 反方向为自发过程5判断过程方向及平衡条件的总结状态函数体系应用条件判 据S隔离任意过程DS 0 自发过程= 0 可逆过程, 平衡S封闭任意过程DS体 + DS环 0 自发= 0 可逆, 平衡G封闭定温定压W=0 0 反方向自发F封闭定温定容不做其它功 0 反方向自发6定压下对任意相变或化学变化7定温物理变化DG的计算（W0的封闭体系）. 理想气体定温过程. 纯液体或纯固体的定温过程. 定温定压可逆相变 dG = -SdT + VdP dT0 dP0DG T , P, W = 0。定温定压不可逆相变必须设计可逆过程来求算,
6、由于G定温条件下的计算公式简单, 因此设计定温变压可逆途径求解.而计算不可逆相变的DH 和DS 时 , 是设计定压变温可逆途径进行求解.8化学反应DG的计算化学反应 r Gm的计算。由物质的fGm求算rGm = BfGm ,B。由反应的rHm 和rSm 求算rGm = rHm - TrSm。估计该反应能自发进行的最高温度 0 反方向为自发过程9在指定压力下温度对反应自发性的影响HSG=H-TS反应的自发性+在任意温度下反应均可自发+任意温度下反应都不能自发+低温时高温时在低温下反应不能自发在高温下反应能自发进行低温时高温时在低温下反应能自发进行在高温下反应不能自发进转折温度T = H /S10
7、偏摩尔量的定义式:条件：定温定压（Z代表任一广度性质 ）对于纯物质的均相系统，偏摩尔量即为该物质的摩尔量11偏摩尔量的集合公式12化学势定义式13化学势（偏摩尔吉布斯自由能）集合公式在一定的温度, 压力和浓度的条件下,多组分体系处于一定的状态, 体系的吉布斯自由能可用下式计算纯组分：14.化学势与温度的关系15.化学势与压力的关系16.化学势判据在定温、定压、W=0 的封闭体系中 反方向为自发过程17.化学势判据与相平衡设在定温、定压、W=0 的条件下, 有dni mol 的 i 物质从a相转移到b相，dG T, P, W=0 = (i-i)dni(1)若i i 则 dG i 则 dG 0 ;
8、物质从相的转移是自发过程;(3)若i= i 则 dG = 0 ; 体系处于相平衡状态.18.化学势判据与化学平衡对定温、定压、W= 0 ，且x = 1mol 的化学反应 aA + bB gG + hH 0 , 逆反应方向自发( 定T , 定P , W = 0 的封闭体系 , 化学反应方向与限度的判据. 由化学势高的物质自发生成化学势低的物质)19.气体的化学势与标准态物质化学势表示式标准态标准态符号备注单组分理想气体T、P下的理想气体P为该理想气体的压力混合理想气体之B组分T和分压为P下的纯 B 组分的理想气体状态.PB为B种理想气体的分压单组分实际气体T、P下的理想气体 f为逸度混合实际气体
9、之B组分T、P下, 具有理想气体性质的纯气体状态( 假想状态)fBBPB理想溶液混合物中组分B各组分遵守Raoult忽略压力对PB*的影响稀溶液溶剂T、P下, 纯溶剂状态该溶剂遵守Raoult定律稀溶液溶质T, P时, 仍然符合Henry定律的液态纯溶质(假想状态)该溶质遵守Henry定律非理想溶液中的组分BT、P下, 纯溶剂状态T, P时, 仍然符合Henry定律的液态纯溶质(假想状态)溶剂不遵守Raoult定律溶质不遵守Henry定律20.拉乌尔定律 (PA,PA*分别表示定温时稀溶液中的溶剂的饱和蒸气压与该温度时的纯溶剂的饱和蒸气压,xA是溶液中溶剂的摩尔分数).溶液的蒸气压下降Dp =
10、p*-p = p* - p*xA =p*(1-xA)= p*xB.溶液沸点升高Dtb = tbtb* = Kb. bB (Kb沸点上升常数，与溶剂有关。)(tb*纯溶剂的沸点, vapHm 溶剂的摩尔蒸发焓).溶液的凝固点降低Dtf = tf*tf = Kf bB (Kf凝固点下降常数，与溶剂性质有关。)(tf*纯溶剂的凝固点, fusHm溶剂的摩尔熔化焓)难挥发非电介质稀溶液依数性总结溶液的依数性公式单位溶液蒸汽压下降Dp = p*xBkPa溶液沸点升高Dtb = Kb bB溶液凝固点下降Dtf = Kf bB溶液渗透压= bBRTkPa第三章 公式归纳1C = S R RC组分数S物种数R
11、体系中独立的化学平衡数R- 体系中独立的浓度关系数 ( 只有在同一相中才能用此条件)2相律f = C P + 2(只适用于平衡体系，式中 “2”指的是温度和压力)另外：f* = C P + 1 定温过程或定压过程f* = C P 定温和定压过程（ f* - 条件自由度）3单组分体系f = C P + 2=3P4.水的相图：(1) 相区- 面 AOB面气态水的单相区。P = 1 f = 2 AOC面液态水的单相区。P = 1 f = 2 BOC面固态水的单相区。P = 1 f = 2(2) 相线OA线水的饱和蒸气压曲线，水和水蒸气两相平衡共存，P = 2 , f = 1 ;OB线冰的饱和蒸气压曲线，冰与水蒸气两相平衡共存， P = 2 , f = 1 ; OC线冰的熔点曲线，冰和水两相平衡共存，P = 2 , f = 1 ; （3）三相点O点三相点，液、固、气三相平衡， P = 3 , f = 05.Clapeyron 方程 （适用条件- 任何纯物质的任意两相平衡.
