物理化学章节总结.doc

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1、化学热力学基础总结1.概念：系统与环境、相、广度性质和强度性质、状态与状态函数（定，变，数学处理）、平衡态（热、力、相、化学平衡）过程：dT=0、dp=0、dV=0、δQ=0、循环、对抗恒外压、真空膨胀、可逆与不可逆过程2.热力学函数及其增量：W、Q、ΔU、ΔH、Cpm、Cvm、ΔS、ΔA、ΔG、T、P；理想气体模型及U、H特点————真实气体及对应状态原理；3.功——系环之间因粒子的有序运动而交换的能量，与途径有关，非状态函数体积功计算：，符号规定：系统对环境作功Ｗ＜０(1)等容过程dV=0W=0(2)自由膨胀p外=0W=0(3)对抗恒外压(4)可逆过程(5

2、)等温可逆理想气体(6)理想气体绝热过程，其中(7)等温等压、理想气体摩尔反应4.热——系环之间因粒子无规则运动而交换的能量，与途径有关，非状态函数(1)等温、可逆、理想气体——dT=0、、(2)等压过程(dp=0,W’=0)(3)等容过程(dV=0,W’=0)(4)绝热过程Q=0(5)dT=0、dP=0、W’=0、可逆相变——不可逆相变——，其中5.热力学第一定律及其应用能量守恒（封闭系统）与热容关系式,,热一律应用：(1)PVT变化a理想气体等温可逆b理想气体等温不可逆c理想气体绝热可逆Q=0；；；关键点：T2求解，依据———理想气体绝热可逆过程方程d理想

3、气体绝热不可逆Q=0,，关键点：T2求解，依据———理想气体状态方程和热力学第一定律e真实气体节流膨胀(2)相变化dT=0dP=0W’=0可逆相变化,不可逆相变=可逆相变+物理升降温过程(3)化学变化盖斯定律——各反应的线性组合反应焓与温度的关系6.热力学第二定律反应的方向与限度(1)卡诺循环：a热仅能部分地转化为功，可逆膨胀对外做功Wmax,可逆压缩，外对系统做功Wminb热机效率与工质无关c可逆热机效率最高，循环过程热温商之和等于0，，(2)熵（状态函数）——熵变（可逆过程热温商）可逆，则，是等熵过程。绝热过程：不可逆，即dS>0，是熵增过程。推广：虚拟孤

4、立系统（系统+环境）(3)熵判据：(4)熵本质：混乱度7.计算与应用(1)单纯PVT变化理气等温过程pg,dT=0理气等压过程pg,dP=0理气等容过程pg,dV=0理气PVT同时改变，过程设计组合理想气体绝热，可逆过程，不可逆过程根据状态函数法进行过程设计，关键点：T2求解，依据——理想气体状态方程和热力学第一定律(2)相变化可逆：不可逆：虚拟过程：可逆相变+可逆PVT过程(3)化学变化为标准熵（即以为基准的相对熵）热力学第三定律：0K各纯物质完美晶体的熵为零8.亥姆赫兹函数、吉布斯函数及判据计算：a封闭系统任何过程b封闭系统等温过程c封闭系统绝热可逆dPV

5、T变化，dT=0,W’=0,e不可逆相变化，过程虚拟可逆变化+pVT变化9.麦克斯韦关系式微分前面的系数为一阶偏导数；二阶偏导数与微分次序无关化学平衡总结1.偏摩尔量，数量极大的多组分系统中，１molB对系统容量性质X的贡献。2.化学势自发性判据：ΔS(总)、ΔA、ΔG；化学势判据：单组分系统，若>，则A自发由α相→β相多组分系统（相变化、化学变化）3.理想气体化学势（G绝对值不可知，选基准Pө、T下纯理想气体化学势μө，μ*=Gm*）；；纯组分；多组分4.化学反应的方向、限度与标准平衡常数；；；平衡时=0；分压商判据：5.标准平衡常数计算获取由有关化学反应关

6、联计算电动势应用：根据、计算平衡组成及转化率→→6.温度对的影响——范特荷夫等压方程；；符号性质符号性质判断温度对化学平衡的影响7.各种因素对化学平衡的影响——定性与定量分析分压、浓度，Ky随Pe的变化趋势取决于的符号Pe恒定，Kn随的变化趋势取决于的符号8.同时反应：若反应<3>=<1>+<2>，则，若反应<4>=<1>-<2>，则，9.实际气体化学势对压力进行校正——逸度与逸度因子，对比状态原理，牛顿图，非常数,平衡组成，转化率等相平衡总结1.多组分系统：混合物——理想混合物；溶液——稀溶液——理想稀溶液；2.多组分系统热力学性质：理想体系：溶剂——拉乌尔

7、定律；溶质——亨利定律；均是蒸汽压-液相组成关系稀溶液性质：四个依数性——蒸汽压降低、沸点升高、凝固点降低、渗透压；化学势：已知理想气体化学势，相平衡，则，代入与液相组成相关的压力P(拉、亨),求解各组分的化学势。理想体系采用浓度计算：；真实体系采用活度计算：；注意选取基准3.相律：f=(S-R-R’)-P+b=C-P+b=总变量数-关联变量数=独立变量数其它非独立变量均是独立变量的函数。4.单组分系统相图：C=1分析要点：点、线、区对应的相态、相数、自由度数及自由度单组分两相平衡线，两相线：f=C-P+b=1-2+2=1(TorP)则T，P之间存在联系———

8、—克拉配龙方程、克克方程克佩方程：可逆