熱力學第一定律
功：δw＝δwe＋δwf
（1） 膨脹功 δwe＝p外dv 膨脹功為正，壓縮功為負。
（2） 非膨脹功δwf＝xdy
熱 q：體系吸熱為正，放熱為負。
熱力學第一定律： △u＝q—w 焓 h＝u＋pv
理想氣體的內能和焓只是溫度的單值函式。
熱容 c＝δq/dt
（1） 等壓熱容：cp＝δqp/dt＝ （h/t）p
（2） 等容熱容：cv＝δqv/dt＝ （u/t）v
等壓熱容與等容熱容之差：
（1）任意體系 cp —cv＝[p＋（u/v）t]（v/t）p
（2）理想氣體 cp —cv＝nr
理想氣體絕熱可逆過程方程：
pvγ＝常數 tvγ-1＝常數 p1-γtγ＝常數 γ＝cp/ cv
理想氣體絕熱功：w＝cv（t1—t2）＝（p1v1—p2v2）
理想氣體多方可逆過程：w＝（t1—t2）
熱機效率冷凍係數：β＝－q1/w
可逆製冷機冷凍係數：β＝
焦湯係數： μj－t＝＝－
實際氣體的δh和δu：
δu＝＋ δh＝＋
化學反應的等壓熱效應與等容熱效應的關係：qp＝qv＋δnrt
當反應進度 ξ＝1mol時， δrhm＝δrum＋rt
化學反應熱效應與溫度的關係：
熱力學第二定律
clausius不等式：
熵函式的定義：ds＝δqr/tboltzman熵定理：s＝klnω
helmbolz自由能定義：f＝u—ts gibbs自由能定義：g＝h－ts
熱力學基本公式：
（1） 組成恆定、不作非膨脹功的封閉體系的熱力學基本方程：
du＝tds－pdv dh＝tds＋vdp
df＝－sdt－pdv dg＝－sdt＋vdp
（2） maxwell關係：
（3） 熱容與t、s、p、v的關係：
cv＝t cp＝t
gibbs自由能與溫度的關係：gibbs－helmholtz公式 ＝－
單組分體系的兩相平衡：
（1）clapeyron方程式：＝ 式中x代表vap，fus，sub。
（2）clausius－clapeyron方程式（兩相平衡中一相為氣相）：＝
（3）外壓對蒸汽壓的影響： pg是在惰性氣體存在總壓為pe時的飽和蒸汽壓。
吉不斯－杜亥姆公式：sdt－vdp＋＝0
du＝tds－pdv＋ dh＝tds＋vdp＋
df＝－sdt－pdv＋ dg＝－sdt＋vdp＋
在等溫過程中，乙個封閉體系所能做的最大功等於其helmbolz自由能的減少。等溫等壓下，乙個封閉體系所能做的最大非膨脹功等於其gibbs自由能的減少。
統計熱力學
波茲曼公式：s＝klnω
一種分布的微觀狀態數：定位體系：ti＝n！ 非定位體系：ti波茲曼分布：＝
在a、b兩個能級上粒子數之比：＝
波色－愛因斯坦統計：ni＝ 費公尺－狄拉克統計：ni＝
分子配分函式定義：q＝ －i為能級能量
q＝ －i為量子態能量
分子配分函式的分離：q＝qnqeqtqrqv
能級能量公式：平動：εt＝
轉動：εr＝ 振動：εv＝
分子配分函式表示式：平動：當所有的平動能級幾乎都可被分子到達時
一維：qt＝ 二維：qt＝a 三維：qt＝
轉動：線性qr為轉動特徵溫度
非線性qr＝
振動：雙原子分子qv＝＝ ＝為振動特徵溫度
多原子線性：qv＝ 多原子非線性：qv＝
電子運動：qe＝（2j＋1） 原子核運動：qn＝（2sn＋1）
熱力學函式表示式：
f＝－ktlnqn（定位f＝－ktln（非定位）
s＝klnqn＋nkt（定位） s＝kln＋nkt（非定位）
g＝－ktlnqn＋nktv（定位）
g＝－ktln＋nktv（非定位）
u＝nkt2h＝nkt2＋nktv
p＝nktcv＝
一些基本過程的δs、δg、δf的運算公式（wf＝0）
一些基本過程的w、q、δu、δh的運算公式（wf＝0）
溶液－多組分體系體系熱力學在溶液中的應用
溶液組成的表示法：（1）物質的量分數：（2）質量摩爾濃度：（3）物質的量濃度： （4）質量濃度
拉烏爾定律亨利定律：
化學勢的各種表示式和某些符號的物理意義：
氣體：（1）純理想氣體的化學勢標準態：任意溫度，p＝pφ＝101325pa。μφ（t）為標準態時的化學勢
（2）純實際氣體的化學勢標準態：任意溫度，f＝pφ且復合理想氣體行為的假想態（即p＝pφ，γ＝1），μφ（t）為標準態時的化學勢。
（3） 混合理想氣體中組分b的化學勢因為所以不是標準態時的化學勢，是純b氣體在指定t、p時的化學勢。
溶液：（1） 理想溶液組分的化學勢
所以不是標準態時的化學勢而是溫度為t、溶液上方總壓為p時，純液體b的化學勢。
（2） 稀溶液中各組分的化學勢
溶劑： 不是標準態時的化學勢而是溫度為t、溶液上方總壓為p時，純溶劑a的化學勢。
溶質：，，均不是標準態時的化學勢，均是t，p的函式，它們分別為：當xb＝1，mb＝1molkg－1，cb＝1moldm－3時且服從亨利定律的那個假想態的化學勢。
（4） 非理想溶液中各組分的化學勢
溶劑： 不是標準態的化學勢，而是aa,x＝1即xa＝1，γa＝1的純組分a的化學勢。
溶質：，，均不是標準態時的化學勢，均是t，p的函式，它們分別為：當ab,x＝1，ab,m＝1，ab,c＝1時且服從亨利定律的那個假想態的化學勢。
（4）活度a的求算公式：
蒸汽壓法：溶劑aa＝γaxa＝pa /pa * 溶質：ab＝γbxb＝pa /kc
凝固點下降法：溶劑
gibbs－duhem公式從溶質（劑）的活度求溶劑（質）的活度。
（5）理想溶液與非理想溶液性質：
理想溶液
非理想溶液：
超額函式：
溶液熱力學中的重要公式：
（1） gibbs－duhem公式
（2） duhem－margule公式： 對二組分體系：
稀溶液依數性：
（1）凝固點降低：
（2）沸點公升高：
（3）滲透壓：
化平衡學
化學反應親和勢：a＝－
化學反應等溫式：
平衡常數的表示式：
溫度，壓力及惰性氣體對化學平衡的影響：
電解質溶液
法拉第定律：q＝nzf m＝
t＋＝＝＝＝＝
r+為離子移動速率，u+( u－)為正（負）離子的電遷移率（亦稱淌度）。
近似濃度不太大的強電解質溶液）
離子遷移數：tb1
電導：g＝1/r＝i/u＝ka/l
電導率：k＝1/ρ 單位：s·m-1 莫爾電導率：λm＝kvm＝k/c 單位s·m2·mol－1
科爾勞烏施經驗式：λm＝
離子獨立移動定律：＝
奧斯特瓦兒德稀釋定律：＝
平均質量摩爾濃度：＝
平均活度係數：＝ 平均活度：＝＝
電解質b的活度：ab＝＝
m+＝v+mb m－＝v－mb
離子強度：i＝
德拜－休克爾公式：lg＝－a|z＋z-－|
可逆電池的電動勢及其應用
（δrg）t,p＝－wf,max （δrgm）t,p＝zef
nernst equation：若電池反應為 cc＋dd＝gg＋hh
e＝eφ－
標準電動勢eφ與平衡常數kφ的關係：eφ＝
還原電極電勢的計算公式：＝
計算電池反應的有關熱力學函式變化值：＝
＝－zef＋ qr＝t＝
zf zf＝
電極書面表示所採用的規則：負極寫在左方，進行氧化反應（是陽極），正極寫在右方，進行還原反應（是陰極）
電動勢測定的應用：
(1) 求熱力學函式變數δrgm、δrgmφ、、及電池的可逆熱效應qr等。
(2) 求氧化還原反應的熱力學平衡常數kφ值：kφ＝ eφ＝e＝
(3) 求難溶鹽的溶度積ksp、水的離子積kw及弱酸弱鹼的電離常數等。
(4) 求電解質溶液的平均活度係數和電極的值。
(5) 從液接電勢求離子的遷移數。pt,h2(p)|hcl(m)|hcl(m』)| h2(p),pt
1－1價型：ej＝e＝ec＋ej＝
**型：mz+az－(m1)|mz＋az－(m2) ej＝
(6) 利用醌氫醌電極或玻璃電極測定溶液的ph
電解與極化作用
e分解＝e可逆＋δe不可逆＋ir
δe不可逆＝η陰＋η陽
η陰＝（φ可逆－φ不可逆）陰 η陽＝（φ不可逆－φ可逆）陽
φ陽，析出＝φ陽，可逆＋η陽陰，析出＝φ陰，可逆－η陰
η＝a＋blnj
e（實際分解）＝e（理論分解）＋η（陰）＋η（陽）＋ir
對電解池，由於超電勢的存在，總是使外加電壓增加而多消耗電能；對原電池，由於超電勢的存在，使電池電動勢變小而降低了對外作功的能力。
在陰極上，（還原）電勢愈正者，其氧化態愈先還原而析出；同理，在陽機上，則（還原）電勢愈負者其還原態愈先氧化而析出。（需外加電壓小）
高中物理化學公式大全
注意都是在什麼條件下用比較好？在什麼條件不知或不需要知道或者也用不到時，該用哪個公式？4 初速為零的勻加速直線運動，在1s 2s 3s ns內的位移之比為12 22 32 n2 在第1s 內 第 2s內 第3s內 第ns內的位移之比為1 3 5 2n 1 在第1公尺內 第2公尺內 第3公尺內 第n公...
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姓名 劉珍 學號 24102701902 序號 24 系別 南湖工程 班級 10製藥 指導老師 張建策 實驗日期 3月7日 實驗一 恆溫槽效能測試 一 實驗目的 1.了解恆溫槽的構造及恆溫原理，初步掌握其裝配和除錯的基本技術。2.繪製恆溫槽靈敏度曲線，學會分析恆溫槽的效能。3.掌握水銀接點溫度計，繼...