导图社区 热力学
这是一篇关于热力学的思维导图，主要内容包括：术语，热力学第二定律，热力学第一定律，热一(封闭系统)。总结细致全面，适合做复习资料。
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热力学
术语
系统
敞开系统
封闭系统（热力学研究领域）
隔离系统
环境
宇宙
状态
状态函数
只与始、终态有关，与途径无关（p、v、n、T、U、H）
过程
始态-终态
定温过程（T始=T终=T环）
定压过程（P始=P终=P环）
过程中P、T随便变化
定容过程（从始至终V不变）
循环过程（始状函=终状函）
途径
具体方式
相
组成
纯物质
均匀混合物
分类
单相/均相
多相/非均相
热力学第二定律
反应进行的方向及程度
热力学第一定律
反应过程中吸收或放出的热量
热一(封闭系统)
能量交换
热Q
系ç环 +Q
系环 -Q
功W
变化
系ç环 +W
系环 -W
体积功
特殊：定容过程DV=0，W=0
非体积功
不是状态函数（与途径有关）
热一
热力学能U(状态函数)
定义：系统从始态到终态的热力学能变
DU=Q+W DU系统=—DU环境（能量守恒）
实质：能量守恒和转化定律
特殊情况： ①隔离系统：ΔV=0，ΔT=0，ΔU=0 ②循环过程：ΔU=0（U状态函数）
反应热
定容反应热QV（在定容且不做非体积功下）
ΔV=0，W=0→ΔU=QV
QV状函,因U是状函（Q本身不是）
定压反应热QP（在定压且不做非体积功下）
QP=ΔH(H=U+PV)
H是状函
ΔH<0 放热
ΔH>0 吸热
U与T有关，H与T有关（joule实验）
ΔrUm与ΔrHm
定义
ΔrUm：当反应进度=1mol时，系统从始态到终态热力学能的变化
ΔrHm：当反应进度=1mol时，系统从始态到终态焓的变化
反应热与反应进度z有关
aA+ bB →yY+ zZ
n(B)化学计量系数
反应物 -a、-b
产物 +y、+z
用反应物和产物中的任何物种计算z都是相同的
V与化学计量系数有关
关系
无气体
ΔrUm≈ΔrHm（H=U+PV）
有气体（理想气体）
条件：同T、P
QV=QP-PΔV ΔrUm=ΔrHm-ΔnRT ∆rUm = ∆rHm − ∑ vB(g)RT
Δn=∑ vB(g)即系数之和
热化学方程式
规则
①标注聚集状态（s、l、g）
②配平方程式和ΔrHmQ
x与化学计量系数有关，也与ΔrHmQ有关
③标注T
标准状态
气体：T，pQ = p = 100 kPa
液、固体：T，pQ下，纯物质
溶液、溶质 B：bB= b Q= 1 mol/kg cB= cQ = 1 mol/L
ΔH(状函)
ΔfHmQ(KJ/mol)
定义：单质生成1mol物质B的焓变
ΔfHmQ(参考态单质，T) = 0
反应
反应物：参考状态最稳定单质
产物：1mol目标物（vB=+1）
数值及稳定性
ΔfHmQ>0 吸热 正值越大，越不稳定
ΔfHmQ<0 放热 负值越大，越稳定
多数化合物的生成焓<0小于稳定单质
应用
求ΔrHmQ
判断化合物的稳定性
ΔcHmQ(KJ/mol)
定义：1mol物质完全燃烧生成指定产物的焓变
ΔcHmQ(指定产物) = 0
反应物：1mol物质（vB=-1）
产物：指定产物
Hess定律
一步ΔH=多步ΔH
ΔrHmQ正=—ΔrHmQ逆
ΔrHmQ的计算
ΔfHmQ
ΔrHmQ=ΔfHmQ产—ΔfHmQ反
概要
ΔcHmQ
ΔrHmQ=ΔcHmQ反—ΔcHmQ产
