物化公式歸納

1、物化公式歸納 第一章 化學熱力學基礎 公式總結1.體積功 We = PeV 2熱力學第一定律的數(shù)學表達式 U = Q + W3n mol 理想氣體的定溫膨脹過程途徑1 : 向真空膨脹Pe = 0 ,W1=0 途徑2: 一次恒外壓膨脹 Pe = P2 途徑3: 無限緩慢膨脹 Pe = P1 dP=P .定溫可逆時： Wmax=-Wmin= 4.焓定義式 H = U + PV在封閉體系中，W= 0，體系發(fā)生一定容過程Qv = U 在封閉體系中，W= 0，體系發(fā)生一定壓過程 Qp = H2 H1 = H 5.摩爾熱容 Cm ( JK-1mol-1 ): 定容熱容 CV （適用條件 :封閉體系、無相變

2、、無化學變化、 W=0 定容過程適用對象 : 任意的氣體、液體、固體物質 ） 定壓熱容 Cp （適用條件 :封閉體系、無相變、無化學變化、 W=0 的定壓過程適用對象 : 任意的氣體、液體、固體物質 ）單原子理想氣體： Cv,m = 1.5R , Cp,m = 2.5R雙原子理想氣體： Cv,m = 2.5R , Cp,m = 3.5R多原子理想氣體： Cv,m = 3R , Cp,m = 4RCp,m = Cv,m + R 6.理想氣體熱力學過程U 、H 、Q 、W和S 的總結過程UHQWS自由膨脹0000定溫可逆00-W定壓定容07.定義:fHm(kJmol-1)- 標準摩爾生成焓H焓變；

3、 rHm反應的摩爾焓變 rHm298K時反應的標準摩爾焓變；fHm(B)298K時物質B的標準摩爾生成焓； cHm(B) 298K時物質B的標準摩爾燃燒焓。8.熱效應的計算由物質的標準摩爾生成焓計算反應的標準摩爾焓變 rHm = BfHm ,B 由物質的標準摩爾燃燒焓計算反應的標準摩爾焓變 rHm = -BcHm ,B 9.Kirchhoff（基爾霍夫） 方程rHm (T2) = rHm (T1) +如果 Cp 為常數(shù)，則rHm (T2) = rHm (T1) + Cp ( T2 - T1)10.熱機的效率為 對于卡諾熱機 = 可逆循環(huán)過程 ”號表示不可逆過程 , “ = ” 號表示可逆過程

4、“ T ”環(huán)境溫度 , 對可逆過程也是體系溫度. )13.熵增原理 (孤立體系的熵永不減少)S孤立 0 不可逆過程, 自發(fā)過程 = 可逆過程, 體系達平衡 .對于封閉體系 S孤立 = S封閉 + S環(huán)境 0 不可逆過程, 自發(fā)過程 = 可逆過程, 體系達平衡 14.定溫定壓的可逆相變15.化學反應熵變的計算 rSm = BSm ,B 16.rH m和rSm與溫度的關系：rH m (T2) = rH m (T1) + rS m (T2) = rS m (T1) +第二章 自由能、化學勢和溶液 公式1第一和第二定律的聯(lián)合公式為2吉布斯自由能定義式G = U + PV TS = H TSG HT S

5、（G-體系的狀態(tài)函數(shù), ( J ) , 絕對值無法測量 ）3在定溫定壓下，有如下關系： G=W最大4吉布斯自由能判據(jù) 反方向為自發(fā)過程5判斷過程方向及平衡條件的總結狀態(tài)函數(shù)體系應用條件判 據(jù)S隔離任意過程DS 0 自發(fā)過程= 0 可逆過程, 平衡S封閉任意過程DS體 + DS環(huán) 0 自發(fā)= 0 可逆, 平衡G封閉定溫定壓W=0 0 反方向自發(fā)F封閉定溫定容不做其它功 0 反方向自發(fā)6定壓下對任意相變或化學變化7定溫物理變化DG的計算（W0的封閉體系）. 理想氣體定溫過程. 純液體或純固體的定溫過程. 定溫定壓可逆相變 dG = -SdT + VdP dT0 dP0 DG T , P, W =

6、0。定溫定壓不可逆相變必須設計可逆過程 來求算, 由于G定溫條件下的計算公式簡單, 因此設計定溫變壓可逆途徑 求解.而計算不可逆相變的 DH 和 DS 時 , 是設計定壓變溫可逆途徑進行求解.8化學反應DG的計算化學反應 r Gm的計算。由物質的fGm求算 rGm = BfGm ,B。由反應的rHm 和 rSm 求算 rGm = rHm - TrSm 。估計該反應能自發(fā)進行的最高溫度 0 反方向為自發(fā)過程9在指定壓力下溫度對反應自發(fā)性的影響HSG=H-TS反應的自發(fā)性+在任意溫度下反應均可自發(fā)+任意溫度下反應都不能自發(fā)+低溫時高溫時在低溫下反應不能自發(fā)在高溫下反應能自發(fā)進行低溫時高溫時在低溫下

7、反應能自發(fā)進行在高溫下反應不能自發(fā)進轉折溫度T = H /S10偏摩爾量的定義式:條件：定溫定壓（Z代表任一廣度性質 ）對于純物質的均相系統(tǒng)，偏摩爾量即為該物質的摩爾量11偏摩爾量的集合公式12化學勢定義式13化學勢（偏摩爾吉布斯自由能）集合公式在一定的溫度, 壓力和濃度的條件下,多組分體系處于一定的狀態(tài), 體系的吉布斯自由能可用下式計算 純組分：14.化學勢與溫度的關系15.化學勢與壓力的關系16.化學勢判據(jù)在定溫、定壓、W=0 的封閉體系中 反方向為自發(fā)過程17.化學勢判據(jù)與相平衡設在定溫、定壓、W=0 的條件下, 有dni mol 的 i 物質從 a相轉移到 b 相，dG T, P, W

8、=0 = (i -i)dni(1)若 i i 則 dG i 則 dG 0 ; 物質從相的轉移是自發(fā)過程;(3)若 i = i 則 dG = 0 ; 體系處于相平衡狀態(tài).18.化學勢判據(jù)與化學平衡對定溫、定壓、W= 0 ，且 x = 1mol 的化學反應 aA + bB gG + hH 0 , 逆反應方向自發(fā)( 定T , 定P , W = 0 的封閉體系 , 化學反應方向與限度的判據(jù). 由化學勢高的物質自發(fā)生成化學勢低的物質)19.氣體的化學勢與標準態(tài)物質化學勢表示式標準態(tài)標準態(tài)符號備注單組分理想氣體T、P下的理想氣體P為該理想氣體的壓力混合理想氣體之B組分T和分壓為P下的純 B 組分的理想氣體

9、狀態(tài).PB為B種理想氣體的分壓單組分實際氣體T、P下的理想氣體 f為逸度混合實際氣體之B組分T、P下, 具有理想氣體性質的純氣體狀態(tài)( 假想狀態(tài))fBBPB理想溶液混合物中組分B各組分遵守Raoult忽略壓力對PB*的影響稀溶液溶劑T、P下, 純溶劑狀態(tài)該溶劑遵守Raoult定律稀溶液溶質T, P時, 仍然符合Henry定律的液態(tài)純溶質(假想狀態(tài))該溶質遵守Henry定律非理想溶液中的組分BT、P下, 純溶劑狀態(tài)T, P時, 仍然符合Henry定律的液態(tài)純溶質(假想狀態(tài))溶劑不遵守Raoult定律溶質不遵守Henry定律20.拉烏爾定律 (PA,PA*分別表示定溫時稀溶液中的溶劑的飽和蒸氣壓與

10、該溫度時的純溶劑的飽和蒸氣壓,xA是溶液中溶劑的摩爾分數(shù)).溶液的蒸氣壓下降Dp =p*-p = p* - p*xA =p*(1-xA)= p*xB.溶液沸點升高Dtb = tbtb* = Kb. bB (Kb沸點上升常數(shù)，與溶劑有關。)(tb*純溶劑的沸點, vapHm 溶劑的摩爾蒸發(fā)焓).溶液的凝固點降低 Dtf = tf*tf = Kf bB (Kf凝固點下降常數(shù)，與溶劑性質有關。)(tf*純溶劑的凝固點, fusHm溶劑的摩爾熔化焓)難揮發(fā)非電介質稀溶液依數(shù)性總結溶液的依數(shù)性公式單位溶液蒸汽壓下降Dp = p*xBkPa溶液沸點升高Dtb = Kb bB溶液凝固點下降Dtf = Kf

11、bB溶液滲透壓= bBRTkPa第三章 公式歸納1C = S R RC組分數(shù)S物種數(shù) R 體系中獨立的化學平衡數(shù) R- 體系中獨立的濃度關系數(shù) ( 只有在同一 相中才能用此條件)2相律f = C P + 2 (只適用于平衡體系，式中 “2” 指的是溫度和壓力)另外：f* = C P + 1 定溫過程或定壓過程 f* = C P 定溫和定壓過程 （ f* - 條件自由度） 3單組分體系f = C P + 2=3P4.水的相圖：(1) 相區(qū)- 面 AOB面氣態(tài)水的單相區(qū)。P = 1 f = 2 AOC面液態(tài)水的單相區(qū)。P = 1 f = 2 BOC面固態(tài)水的單相區(qū)。P = 1 f = 2(2) 相

12、線OA線水的飽和蒸氣壓曲線，水和水蒸氣兩相平衡共存，P = 2 , f = 1 ;OB線冰的飽和蒸氣壓曲線，冰與水蒸氣兩相平衡共存， P = 2 , f = 1 ; OC線冰的熔點曲線，冰和水兩相平衡共存，P = 2 , f = 1 ; （3）三相點O點三相點，液、固、氣三相平衡， P = 3 , f = 05.Clapeyron 方程 （適用條件- 任何純物質的任意兩相平衡. ）T, P- 為可逆相變時的溫度和壓力. DHm - 定溫、定壓可逆相變時的摩爾相變熱. DVm - 定溫、定壓可逆相變時的摩爾體積變化對 l g 對 s g 6.Clausius Clapeyron方程其定積分式7.

13、二組分雙液體系f = C P + 2 = 4 P 8二組分雙液體系圖定溫，p-x圖, pA=pA*xA pB=pB*xB p=pA+pBc是總壓與溶液組成的關系線,稱為液相線p與x呈線性函數(shù)關系蒸氣相組成:yA=pA/p=(pA*xA)/pyB=pB/p=(pB*xB)/p9杠桿規(guī)則: 物系點M，相點P，Q，聯(lián)結線PQ，系統(tǒng)溫度Tb,總組成XB,M,物質的量ng, nl, n總互比量第四章 化學平衡1.化學平衡的條件(適用條件-定T,P,W= 0的封閉體系化學反應方向與限度的判據(jù))aA + bB gG + hH 0 , 逆反應方向自發(fā) 2.化學反應定溫式 （cq=1mol.L-1；分壓以Pa或

14、kPa為單位代入，pq=105Pa=100kPa；） (1)理想氣體反應分壓商化學反應定溫式 (rGm (T) 所求狀態(tài)（任意）下反應的自由能變rGm(T)標準狀態(tài)下反應的自由能變 Q所求狀態(tài)（任意）下的分壓商（反應商）)QP KP ，則 rGm KP ，則 rGm 0 反應向左自發(fā)進行QP = KP ，則 rGm = 0 反應達到平衡在反應達到平衡時, DrGm = 0 (2)溶液中的反應 若溶質的濃度用 m 表示, 其中 (3)實際溶液 ( 溶質參加反應 )用活度代替濃度即可.(4)多相反應反應體系中, 氣體是理想氣體, 液體和固體是純物質,則平衡常數(shù)的表達式中只出現(xiàn)氣體的分壓和溶液濃度.

15、例：CO2 (g) + H2 (g) = CO (g) + H2O (l)3.標準平衡常數(shù)的計算(1)對氣相反應或純物質間發(fā)生的反應（ rGm = BfGm ,B rGm = rHm - TrSm ） ()對稀溶液中的反應（ ）5.- Vant Hoff 公式第五章 電解質溶液1Faraday定律 Q = nF Q - 通入溶液的總電量 ( c ) ; F - 1mol電子所帶的電量（ Faraday常數(shù)） F = Le = 96485 c/mol n - 在陰極或陽極上發(fā)生電極反應、 只含單位元電荷的物質的摩爾數(shù). 也是陰極或陽極上轉移的電子的摩爾數(shù)。 2含單位元電荷的物質3離子的電遷移 對

16、只有一種正負離子的電解質 U+ U- U+ +U- = U+U-對給定的溶質、溶劑，在一定的溫度和濃度下，離子的遷移速率只與電場強度有關： 4電導 5電導率l / A - 電導池常數(shù) 6摩爾電導率 （C - 電解質的濃度 ） 7Kohlrausch（科爾勞施）離子獨立移動定律 如 H2SO4 弱電解質 8測弱電解質的離解度 9求難溶鹽的電導率 k (鹽) ： k (鹽) = k (溶液) - k (H2O) 10求難溶鹽的溶解度 C (molm-3),（把溶液看作是 無限稀的溶液）：1112某強電解質Mn+An-的濃度為 b 13離子強度14DebyeHuckel（德拜休克爾）極限定律 公式適

17、用條件: I 0.01 molkg-1 公式適用條件: 0.01 I 0.1 molkg-1 第六章 原電池1比較原電池:（）陽極 氧化反應 ( + ) 陰極 還原反應電解池:（）陰極 還原反應 ( + ) 陽極 氧化反應2可逆電極 （1）金屬電極 （ ）例：銅電極對活潑金屬，Li、Na、K等，通常將金屬溶解在Hg中，形成汞齊。例（2）非金屬電極( 也稱氣體電極)例：（3）金屬和金屬難溶鹽電極例：（4）氧化還原電極（惰性電極插入某種元素不同氧化態(tài)的離子溶液中）例：3電池電動勢標準電動勢 電極反應- Nernst方程 （= 8.314 J / Kmol 純固體、純液體, a = 1 ; 理想氣體

18、 a用 (P / Pq ) 代替 ; 稀溶液 a 用 (b/ bq ) 代替. ）對于反應： -Nernst方程（若電池反應中的物質有純固體和純液體, 則其 a = 1; 若有理想氣體, 則用 P/Pq 代替公式中對應的活度 ;若是稀溶液, 則用 b / bq 代替公式中對應的活度 。）4電池電動勢與電池反應 DrGm的關系n - 電池反應中轉移的電子的摩爾數(shù)，也是電極上發(fā)生反應的含單位元電荷的物質的摩爾數(shù)。E - 可逆電池的電動勢。( v )F - Faraday常數(shù)，96485 c / mol 5. E0 DrGm 0 電池反應可以自發(fā)進行 E = 0 DrGm 0 平衡； E 0 DrG

19、m 0 電池反應不可以自發(fā)進行 6. 7. 298K: Eq= 0.059 lgKq n8.濃差電池例9.求PH醌氫醌電極將醌氫醌電極與甘汞電極組成原電池:甘汞電極醌氫醌飽和的PH待測液Pt第八章 動力學1化學反應速率對定容條件下的化學反應 aA + dD gG + hH化學反應速率2化學反應速率方程（動力學方程）：對基元反應: a A + b B + 產物質量作用定律a + b + -反應級數(shù)零級反應 r=k ，k的量綱為mol.L-1.s-1一級反應 r=kc，k的量綱為s-1；二級反應 r=kc2 ， k的量綱為(molL -1)-1 s-13. 經驗速率方程復合反應 a A + b B

20、 + 產物經驗速率方程 k - 速率常數(shù)；有量綱。 nA、nB。 - A物質、B物質的分級數(shù)。 n = nA + nB + - 反應級數(shù)； 4 簡單級數(shù)反應的特征（重要）級數(shù)類型K的量綱速率公式積分式直線關系T1/21A Pt-1ln(a-x)t2nA P(只有一種反應物)c-1.t-1tA+B P(A和B初始濃度相等)c-1.t-1tA+B P(A和B初始濃度不相等)c-1.t-1t0A Pc.t-1xt5. vant Hoff 經驗規(guī)律： 溫度每升高10，反應速率大約增加24倍 =24Arrhenius經驗公式（1）. 微分形式 （2）. 不定積分形式 （3）. 定積分形式 （4）. 指數(shù)

21、形式 C - 積分常數(shù)T：KR = 8.314 J / KmolEa - 活化能 (J / mol) ; A- 指前因子或頻率因子（與k 的單位相同） 6- 活化分子的平均能量；- 反應物分子的平均能量; J / mol- 1mol具有平均能量的分子變成活化分子所需要的最低能量; J / mol復合反應及近似處理（作參考，會自己推導）一對峙反應（可逆反應）1-1級反應達平衡時A、B的平衡濃度：二平行反應A物質消耗的總反應速率為：積分得：三連串反應反應四 鏈反應。第十章 液體表面 1 比表面 或2表面功 s - 是在定溫、定壓、組成不變的條件下，增加單 位表面積時體系的Gibbs自由能的增量，稱作 比表面自由能，簡稱為表面能，單位為：J / 3.4Laplace公式 對球形液面： 對