心智圖資源庫 物理化學
熱力學第一定律、熱力學第二定律知識點大綱,公式使用條件總結,熱力學第一定律,也稱為能量守恆定律,表明能量不能被創造或破壞,只能從一種形式轉化為另一種形式。
編輯於2023-12-20 21:02:44이것은 (III) 저산소증-유도 인자 프롤릴 하이드 록 실라 제 억제제에 대한 마인드 맵이며, 주요 함량은 다음을 포함한다 : 저산소증-유도 인자 프롤릴 하이드 록 실라 제 억제제 (HIF-PHI)는 신장 빈혈의 치료를위한 새로운 소형 분자 경구 약물이다. 1. HIF-PHI 복용량 선택 및 조정. Rosalasstat의 초기 용량, 2. HIF-PHI 사용 중 모니터링, 3. 부작용 및 예방 조치.
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物理化學
熱力學第一定律
熱力學基本概念
三種系統: 開放式系統:交換物質和能量 密閉系統:交換能量 隔離系統:沒有物質和能量交換
系統的狀態性質的變化數值,不因變化途徑的不同而異
可逆過程,系統要達到熱平衡、機械平衡(內外壓相等)、相平衡、化學平衡
熱力學第一定律:能量守恆 dU=δQ δW——△U=Q W
符號規定: Q:系統吸熱“ ”放熱“-” W:系統對外做功“-”外界對系統做功“ ”
Q與W均不是狀態函數
體積功:δW=-P外·dV→W=
等壓過程:P始=P終=P外=常數 W=-P·△V 等容過程:W=0 自由膨脹、真空膨脹:W=0(P外=0) 理想氣體等溫可逆膨脹
熱的計算:非體積功為零
dU=Cv·dT 、dH=Cp·dT Qv=△U(在等容條件下) Qp=△H(在等壓條件下)
理想氣體:Q與H和壓力、體積無關,可由下式直接求得
同時除以n,得到摩爾定壓熱容和定容熱容,且
在理想氣體中的應用(體積功均為零)
等溫過程:△T=0得,△U=0,△H=0 外壓恆定:W=-P外·△V 可逆過程:Q=-W
等容過程:dV=0 W=0
等壓過程:
W=△U-Q W=-P外·△V=-nR△T
絕熱過程:Q=0 W=
熱化學
反應進度:
等壓反應熱的計算
等壓反應熱和等容反應熱的關係
反應焓與溫度的關係-基爾霍夫方程
在一定壓力下不發生相變有
熱力學第二定律
熵的定義:狀態函數(J/K)
只有可逆過程的熱溫熵等於熵變;不可逆過程的熵變透過設計可逆過程計算
克勞修斯不等式
;>不可逆,=可逆
熵增加原理和熵判據(判斷過程的方向和極限問題)
絕熱系統:不可逆過程是自發過程,或者,環境對系統做功的非自發過程,所以dS>0不可判斷反應方向 隔離系統:dS≥0
熵增加原理:熵永不減少
dS隔離=dS系統 dS環≥0
熵變的計算
可逆過程以定義式計算(物理過程) 熵是狀態函數△S=S末-S初(化學反應)
物理過程的熵變
環境的熵變
系統的熵變
理想氣體的等溫過程
等壓變溫過程
等容變溫過程
適用於可逆過程與不可逆過程
理想氣體PVT均變化(三種路徑)
先等T-後等P
先等T-後等V
先等V-後等P
相變過程的熵變
可逆相變:在相變溫度及其對應的壓力下的相變(等溫等壓條件)
不可逆相變:設計可逆路徑(例如先透過等壓升溫,再利用可逆相變,最後再透過等壓降溫可逆過程
化學反應的熵變
任意溫度下熵變計算
A與G函數
A=U-TS 等溫條件下,A的減少量等於封閉系統所能做的最大功 G=H-TS 等溫等壓條件下,G的減少量等於封閉系統所能做的最大非體積功
計算方法: 利用定義式 利用物理意義 用二者之間的關係 化反利用G是狀態函數的性質和△fG求得
熱力學基本公式
使用條件:可逆或不可逆PVT過程,化學反應或相變反應處於可逆過程(等溫等壓非體積功為零)