物理化学

热力学第一定律、热力学第二定律知识点大纲，公式使用条件总结，热力学第一定律，也称为能量守恒定律，表明能量不能被创造或破坏，只能从一种形式转化为另一种形式。

物理化学

• 热力学第一定律
  • 热力学基本概念
    • 三种系统： 敞开系统：交换物质和能量 密闭系统：交换能量 隔绝系统：没有物质和能量交换
    • 系统的状态性质的变化数值，不因变化途径的不同而异
    • 可逆过程，系统要达到热平衡、机械平衡（内外压相等）、相平衡、化学平衡
  • 热力学第一定律：能量守恒 dU=δQ+δW——△U=Q+W
    • 符号规定： Q：系统吸热“+”放热“-” W：系统对外做功“-”外界对系统做功“+”
      • Q与W均不是状态函数
  • 体积功：δW=-P外·dV→W=
    • 等压过程：P始=P终=P外=常数 W=-P·△V 等容过程：W=0 自由膨胀、真空膨胀：W=0（P外=0） 理想气体等温可逆膨胀
  • 热的计算：非体积功为零
    • dU=Cv·dT 、dH=Cp·dT Qv=△U（在等容条件下） Qp=△H（在等压条件下）
      • 理想气体：Q与H和压力、体积无关，可通过下式直接求得
    • 同时除以n，得到摩尔定压热容和定容热容，且
  • 在理想气体中的应用（体积功均为零）
    • 等温过程：△T=0得，△U=0，△H=0 外压恒定：W=-P外·△V 可逆过程：Q=-W
    • 等容过程：dV=0 W=0
    • 等压过程：
      • W=△U-Q W=-P外·△V=-nR△T
    • 绝热过程：Q=0 W=
  • 热化学
    • 反应进度：
    • 等压反应热的计算
    • 等压反应热和等容反应热的关系
    • 反应焓与温度的关系——基尔霍夫方程
      • 在一定压力下不发生相变有
• 热力学第二定律
  • 熵的定义：状态函数（J/K）
    • 只有可逆过程的热温熵才等于熵变；不可逆过程的熵变通过设计可逆过程计算
  • 克劳修斯不等式
    • ；＞不可逆，=可逆
  • 熵增加原理和熵判据（判断过程的方向和限度问题）
    • 绝热系统：不可逆过程是自发过程，或者，环境对系统做功的非自发过程，所以dS＞0不可判断反应方向 隔离系统：dS≥0
    • 熵增加原理：熵永不减少
    • dS隔离=dS系统+dS环≥0
  • 熵变的计算
    • 可逆过程用定义式计算（物理过程） 熵是状态函数△S=S末-S初（化学反应）
    • 物理过程的熵变
      • 环境的熵变
      • 系统的熵变
        • 理想气体的等温过程
        • 等压变温过程
        • 等容变温过程
        • 适用于可逆过程和不可逆过程
        • 理想气体PVT均变化（三种路径）
          • 先等T-后等P
          • 先等T-后等V
          • 先等V-后等P
        • 相变过程的熵变
          • 可逆相变：在相变温度及其对应的压力下的相变（等温等压条件）
          • 不可逆相变：设计可逆路径（比如先通过等压升温，再利用可逆相变，最后再通过等压降温可逆过程
    • 化学反应的熵变
      • 任意温度下熵变计算
  • A与G函数
    • A=U-TS 等温条件下，A的减少量等于封闭系统所能做的最大功 G=H-TS 等温等压条件下，G的减少量等于封闭系统所能做的最大非体积功
    • 计算方法： 利用定义式 利用物理意义 用二者之间的关系 化反利用G是状态函数的性质和△fG求得
  • 热力学基本公式
    • • 使用条件：可逆或不可逆PVT过程，化学反应或相变反应处于可逆过程（等温等压非体积功为零）