基础化学热力学基础思维导图

制作不易，用心工匠，主要内容有热力学系统和状态函数、能量守恒和化学反应热、嫡和Gibbs自由能、重要记忆点、热力学定律。

化学热力学基础

• 热力学系统和状态函数
  • 系统的划分
    • 按组分分
    • 按物质和能量分
  • 状态函数
    • 强度性质
      • 特点、物理量
    • 广度性质
      • 特点、物理量
  • 过程
    • 等温过程
    • 等压过程
    • 等容过程
    • 绝热过程
    • 循环过程
  • 热和功
    • W功 和 Q热 正负号的意义
    • 体积功
      • 计算公式
        • W=—P外*（V2-V1)
    • 可逆膨胀过程
      • 系统对外做功最大
• 能量守恒和化学反应热
  • 封闭系统和开放系统的热力学第一定律的数学表达式
    • 等压反应热效应
      • Qp=H2-H1
    • 等容反应热效应
      • U2-U1=Qv+P(V2-V1)=Qv
  • 反应进度、热化学方程式与标准状态
    • 反应进度
      • 反应进度=（n1-n2）/Vj（化学计量数）
        • 反应进度皆为正，反应物化学计量数为负，生成物化学计量数为正
      • 含义
    • 标准状态
      • p=100kPa T=298.15K
  • 盖斯定律和反应热的计算
    • 盖斯定律
      • 一个化学反应在不做体积功和等压（等容）的条件下，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热都是相同的
    • 标准摩尔生成焓计算反应热
      • 意义：稳定单质生成1mol物质B的焓变
      • 与反应热的关系
        • Hm=摩尔formation（生成物）之和-摩尔formation（反应物）之和
          • 记忆方法：f（风）生（声）
    • 标准摩尔燃烧焓计算反应热
      • 意义：1molB完全燃烧氧化生成标准状态的指定稳定产物时的反应热
      • 与反应热的关系
        • Hm=摩尔combustion（反应物）之和-摩尔combustion（生成物）之和
• 熵和Gibbs自由能
  • 自发过程及其特征
    • 特征
      • 具有一定的限度
      • 具有做功的能力
      • 单向性
    • 自发反应的推动力
      • 混乱度
      • 热效应
  • 系统的熵
    • 熵与温度的关系
      • 系统吸热熵增加，系统散热熵减少
    • ▲S与温度的关系
      • ▲S与温度成反比：低温时，吸收一定量的热引起混乱度较大的变化；高温时，吸收一定量的热引起混乱度略微增加
    • ▲S总与平衡的关系
      • 大于0
        • 自发过程
      • 小于0
        • 非自发过程，其逆过程自发
      • 等于0
        • 平衡
  • 系统的Gibbs自由能
    • ▲G=▲H-T▲S
    • Gibbs自由能变化与非体积功
      • ▲G=W非体积功，最大
    • Gibbs自由能判断化学反应方向
      • 标准摩尔生成Gibbs自由能
        • 定义：在标准状态下由最稳定单质生成1mol某物质的自由能
        • 计算：▲G=Gm（生成物）之和-Gm（反应物）之和
• 重要记忆点
  • 重要常数R
    • 8.314J/mol/K
• 热力学定律
  • 第零定律
    • 若A温度和C温度相同，C温度和B相同，则A温度和B 相同
  • 第一定律
    • 能量守恒与转化定律
      • 公式形式：U2-U1=Q+W
  • 第二定律
    • 隔离系统内发生的是绝热过程，在隔离系统内发生的任何自发过程熵总是增加，直至平衡态时熵值最大，不再变化，熵变为零
  • 第三定律
    • 纯净物质的完整晶体（无任何缺陷和杂质）在0K下质点的排列和取向都一致时熵值为零
• 要加入化学计量数
• 涉及的公式
  • Gm变=-RTlnK
  • PV=nRT
• 联系
  • Qp=Qv+RT(n1-n2)
  • 前后物质的量没有变化时，Qp=Qv