导图社区 物理化学--热力学第一定律
这是一篇关于物理化学--热力学第一定律的思维导图。主要从热容、热力学第一定律的应用、热化学基本概念、化学反应热效应的计算等来概括热力学第一概念的。
编辑于2021-12-04 10:09:14这个专题主要写了药物的抗肿瘤药类和抗菌药类。整理了药理学后面的十来章,知识点还蛮多。写了每个药物的机制、分类、代表药物、不良反应等等。根据学校的期末考试大纲整理的。
这些药物主要是镇痛药,解热镇痛药,利尿药,作用于呼吸系统、消化系统的药物,这些药物都是各自独立的,没有能够归在一起的类别,写了每个药物的机制、代表药物、不良反应等等。根据药大教学日历整理的。
是期末考前根据老师的考纲整理的,里面都基本上是治疗心脏类疾病的药物,主要是抗高血压药,治疗心力衰竭、抗心律失常、抗心绞痛药及抗动脉粥样硬化药,都整理了分类及其代表药物,机制、临床应用、不良反应等知识点。只适用于药学生,不适用于医学生,侧重点不一样,我临床同学说的。
社区模板帮助中心,点此进入>>
这个专题主要写了药物的抗肿瘤药类和抗菌药类。整理了药理学后面的十来章,知识点还蛮多。写了每个药物的机制、分类、代表药物、不良反应等等。根据学校的期末考试大纲整理的。
这些药物主要是镇痛药,解热镇痛药,利尿药,作用于呼吸系统、消化系统的药物,这些药物都是各自独立的,没有能够归在一起的类别,写了每个药物的机制、代表药物、不良反应等等。根据药大教学日历整理的。
是期末考前根据老师的考纲整理的,里面都基本上是治疗心脏类疾病的药物,主要是抗高血压药,治疗心力衰竭、抗心律失常、抗心绞痛药及抗动脉粥样硬化药,都整理了分类及其代表药物,机制、临床应用、不良反应等知识点。只适用于药学生,不适用于医学生,侧重点不一样,我临床同学说的。
第一章
热容
C=δQ/dT, 单位:J/K
对于组成不变的均相封闭体系,W'=0,设体系吸热δQ,温度升高了dT
热容本身随温度变化,采用导数形式表示,否则为平均热容
只有在定容或定压下热容有一定的数值
热容与途径有关,不是状态函数。
比热容
规定物质的数量为1g(1kg)的热容
单位:J/(K*g)或J/(K*kg)
Cm 摩尔热容
规定物质的数量为1mol的热容
单位:J(K*mol)
Cp、Cv属于广度性质
Cp 等压热容
ΔH=Qp=∫CpdT
Cv 等容热容
ΔU=Qv=∫CvdT
Cp,m、Cv,m属于强度性质
热力学第一定律的应用
应用于理想气体
理想气体的内能和焓
盖.吕萨克-焦耳实验
在温度一定时,气体的内能是一定值,与体积或压力无关
只适用于理想气体
U=U(T,V)
只是温度的函数
H=U+PV
只是温度的函数,与体积或压力无关
理想气体的Cp与Cv
都只是温度的函数
表达式
理想气体
dU=CvdTdH=CpdT
实际气体
封闭系统,w'=0
dU=CvdT=QvdH=CpdT=Qp
理想气体的Cp与Cv之差
Cp-Cv=nRCp,m-Cv,m=R
不同理想气体的Cv,m值
单原子分子 1.5R
双原子分子 2.5R
多原子分子 3R
理想气体的绝热过程(Q=0)
绝热膨胀,体系温度降低;反之升高
可逆和不可逆过程
可逆
γ=Cp/CV;K均为常数
使用条件:理想气体、绝热可逆过程、W'=0、热容C与温度无关
理想气体
等温可逆
绝热可逆
绝热状态变化的功
可逆
或W=Cv(T2-T1)
不可逆
应用于实际气体
节流膨胀
1.绝热筒,气体通过慢,并维持一定压差2.经过一定时间达到稳定状态后,可以测得T1≠T2,通常情况下,节流膨胀后温度都将发生变化
等焓过程ΔH=0,不可逆过程Q=0
焦耳—汤姆逊系数
>0,经节流膨胀后,气体温度降低=0,经节流膨胀后,气体温度不变<0,经节流膨胀后,气体温度升高
1.经节流过程后,气体温度随压力的变化率2.体系的强度性质3.dp<0
工业应用:获得低温和气体液化
热化学基本概念
化学反应热效应
封闭体系,W'=0,发生化学反应,产物和反应物T相同,体系吸收或放出的能量
ΔrH(Qp)
等压热效应等容热效应
理想气体:ΔH=ΔU+ΔnRT(Δn=产物-反应物)
反应进度ξ
ξ=Δn/V
计量系数V
<0 反应物>0 产物
物理意义
ξ=1mol表示化学反应按计量方程式进行了一个单位的反应
引起的焓变称为摩尔焓变
引起的热力学变化称为摩尔热力学能变
计算反应热、化学平衡、反应速率
热化学方程式
书写要求
正确写出反应的计量方程式
注明参加反应的各物质的状态(ag水溶液;sln溶液)
注明反应的温度和压力,(温度为298.15K,省略;整个反应在标准状态下进行,加注θ)
热化学方程式表示 按给定的计量方程式从反应物完全生成生成物
压力的标准态
气体:压力为pθ的理想气体,规定为100kPa
固体、液体:压力为pθ的纯固体或纯液体
化学反应热效应的计算
直接测量
杜瓦瓶,ΔH;弹式量热器,ΔU
Hess定律(盖斯定律)
实质:反应热只与始终态有关,与途径无关
前提:W'=0;定容或定压
应用:利用容易测定的反应热计算不容易测定的反应热
标准摩尔生成焓
标准摩尔生成焓
最稳定单质:标准摩尔生成焓=0
化合物:由最稳定单质合成标准状态下1mol物质的焓变为标准摩尔生成焓
标准摩尔燃烧焓
标准摩尔焓变=反应物的燃烧焓—产物的燃烧焓
在标准压力下,指定反应温度;1mol物质B完全燃烧成相同温度的指定产物的焓变为标准摩尔燃烧焓
规定完全燃烧产物:标准摩尔燃烧焓=0(O2、N2、H2O、CO2、HX、SO2)
离子摩尔生成焓
标准摩尔反应焓=产物的离子摩尔生成焓—反应物的离子摩尔生成焓
标准压力下,在无限稀薄的水溶液中,H+的摩尔生成焓=0
熔解热和稀释热
溶解热
积分摩尔溶解热
微分摩尔溶解热
稀释热
积分摩尔稀释热
微分摩尔稀释热
基尔霍夫定律
相变化要分段计算
焓
反应热
前提:封闭系统,W'=0
Qv 等容反应热
ΔV=0,W=∫-PedV=0
ΔU=Qv+W=Qv
体系的热效应全部用来改变体系的内能
Qp 等压反应热
ΔU=Qp+W=Qp-PΔV
Qp= Δ(U+PiV)=ΔH
焓
H=U+pVH=H(T,P)
焓是状态函数无法确定绝对值不是能量,不遵守能量守恒定律等压,无非体积功的前提下,Qp更容易测定
等压反应中,体系的热效应全部用来改变体系的焓
可逆过程和体积功
功
体系与环境之间除热以外交换的其他能量可分为体积功(W)和非体积功(W')
体积功(W)
体系与环境之间因体积变化而交换的能量
功与变化途径有关
总体积公式:W=∫V2 V1-PedV
Pe=0 自由膨胀 δW=-PedV=0
等压过程
δW=-PedV=-P2dVW=∫V2 V1 -P2dV=-P2(V2-V1)
等容过程
W=0
等温可逆过程
W=∫V2 V1-PedV≈-∫V2 V1 PidVW=-nRTlnV2/V1(PV=nRT)
等温过程
Pe=0 自由膨胀 δW=-PedV=0
Pe≠0
恒定外压膨胀 Pe=P2
δW=-PedV=-P2dVW=∫V2 V1 -P2dV=-P2(V2-V1)
多次恒定外压膨胀
外压比内压小一个无穷小的值 Pe=Pi-dp(准静态过程)
1、在过程进行的每一瞬间,体系都接近与平衡状态2、整个过程可以看成是由一系列极接近平衡的状态所构成
W=∫V2 V1-PedV=-∫V2 V1 PidVW=-nRTlnV2/V1(PV=nRT)
准静态过程
在过程进行的每一瞬间,体系都接近与平衡状态
整个过程可以看成是由一系列极接近平衡的状态所构成
准静态膨胀过程中,体系对环境做功最大;准静态压缩过程中,环境对体系做功最小。
可逆过程
体系经过某一过程从状态(1)变成过程(2)后,使体系和环境都完全复原,成为可逆过程,反之为不可逆过程(理想过程,是科学的抽象)
满足条件
状态变化时体系和环境始终无限接近于平衡态
系统进行可逆过程,完成任一有限量变化需无限长时间
体系变化一个循环后,体系和环境均恢复,变化过程中无任何耗散效应
可逆过程中,体系对环境作最大功,环境对体系作最小功,效率最高
近似可逆过程
熔点熔化、沸点蒸发、“可逆”电池的充放电、平衡化学反应
可逆相变体积功
可逆相变
物质的相变化,在一定温度和一定压力下可以可逆地进行。如液体的蒸发、固体的升华、固体的熔化、固体的晶体转变等
W=∫V2 V1-PidV =-PΔV
液体可逆蒸发
条件:体积相差变化很大(V1<<Vg)
W=-PΔV=-P(Vg-V1)≈-PVg=-nRT
适用:液体的蒸发、固体的升华
热力学第一定律
热(heat) Q
体系与环境之间由于存在温差而传递的能量
规定
系统吸热:Q>0
系统放热:Q<0
单位:焦耳(J)
功(work)W
除热之外,体系与环境之间被传递的其他形式的能量
分类
体积功W:体积变化而产生(气体参与的化学反应)
非体积功W':电功,表面功,机械功等
规定
系统对环境做功,W>0
环境对系统做功,W<0
单位:焦耳(J)
都不是状态函数,其数值大小与变化途径有关
热力学能(内能)U
体系内各种形式能量的总和
U = εt (平动) + εr(转动能) + εv(振动能)+ εe (电子运动能)+ εn (核能)+ V(分子间位能)……
Note: 不包括体系整体的动能和位能
单位:焦耳(J)
封闭体系
组成恒定的均相封闭体系
U=U(T,V,n1,n1……)
含n钟物质的均相封闭平衡体系仅需n+2种性质
纯物质单相密闭体系
U=U(T,V)
能量的转化和守恒定律
dU=δW+δQ or ΔU=W+Q
两种表述
第一类永动机不能制成
自然界的一切物质都具有能量,能量以不同的形式存在,可以从一种形式转化为另一种形式,在转化过程中不生不灭,能量总值不变
数学表达式
ΔU=W+Q
对微小变化:dU=δW+δQ
U为状态函数,广度性质。绝对值不可知,数学上具有全微分性质,微小变化可用dU表示;Q和W不是状态函数,微小变化用δ表示,以示区别。
热力学基本概念
体系
敞开体系
封闭体系
孤立体系
体系和环境的关系
有物质交换和能量交换
有能量交换
无物质交换,无能量交换
做题要区分开来
系统
描述体系状态的物理量,又称热力学变量
广度性质
又称为容量性质,它的数值与体系的物质的量成正比,具有加和性。体积(V)、质量(m)、内能(U)、熵(S)
强度性质
它的数值取决于体系自身的特点,与体系的数量无关,不具有加和性。温度(T)、压力(P)、密度(ρ)、粘度(η)、浓度(c)、折光率(n)
广度性质╱广度性质=强度性质
广度性质X强度性质=广度性质
热力学平衡态
热平衡
力平衡
化学平衡
相平衡
状态和状态函数
状态
体系所有宏观性质的综合表现
宏观性质: 温度(T),压力(P),体积(V),物质的量(n),密度(ρ),粘度(η),热力学能(U),熵(S),吉布斯自有能(G)……
状态的确定
1.含n种物质的均相体系指定n+2种系统性质:
2.纯物质单相密闭系统.可以看作任意两个状态性质的函数。Z=f(p,V)…
状态函数
描述体系状态的物理量
常见的状态函数(状态量)
P T V U H S G等
非状态函数(过程量)
Q、W
特征
1.状态的单值函数
改变量只取决于系统的始态和终态。与具体的过程无关
状态函数的微小变化,在数学上是全微分
状态函数的相关性:状态函数的加、减、乘、除也是状态函数
状态方程
状态函数之间的定量关系式
各种过程
等温
在环境温度恒定的情况下,始、终态的温度相同且等于环境温度的过程 T始=T终=T环
等压
在环境压力恒定的情况下,始、终态的压力相同且等于环境压力的过程p始=p终=p环
等容
在变化过程中,始终态体积不变的过程 ΔV = 0
循环
体系从某一状态开始,经过一系列的变化,又恢复到原来状态的过程。
热力学概论
热力学(Thermodynamics)是研究宏观系统在能量转换过程中所遵循的规律的科学
基本内容
研究变化中的能量效应、变化的方向和限度
方法
1.研究物质的宏观结构2.只需知道系统的起始状态和最终状态以及过程进行的外界条件,无需知道过程机理及物质结构3.研究的变量没有时间概念,不涉及速率问题
局限性
不涉及微观结构(Microscopic)和反应机制(Mechanism)
化学热力学
化学热力学(chemical thermodynamics)是将热力学的基本原理应用于研究化学现象及与化学有关的物理现象
研究内容
第一热力学定律:化学变化及相变化热效应第二热力学定律:变化中方向和限度。化学平衡、相平衡第三热力学定律:化学平衡的计算