AP化学 - 单元6：热力学

热力学第一定律

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能量守恒定律：系统内能的变化等于传入的热量与对系统做的功之和 (ΔE = q + w)。

焓变 (ΔH)

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在恒定压力下，系统吸收或释放的热量。也称为反应热。

吸热反应 (Endothermic)

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从周围环境吸收热量的反应 (ΔH > 0)，导致环境温度下降。

放热反应 (Exothermic)

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向周围环境释放热量的反应 (ΔH < 0)，导致环境温度上升。

标准生成焓 (ΔH°f)

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在标准状态下，由其最稳定形式的元素生成1摩尔化合物时的焓变。

赫斯定律 (Hess's Law)

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化学反应的总焓变仅取决于始态和终态，与反应所经的途径无关。

用键能计算焓变

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ΔH ≈ Σ(断裂键的键能) - Σ(形成键的键能)。

量热法 (Calorimetry)

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通过测量温度变化来确定化学反应或物理过程中热量变化的实验技术。

量热法核心公式

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q = mcΔT (q=热量, m=质量, c=比热容, ΔT=温度变化)。

比热容 (Specific Heat Capacity, c)

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将1克物质的温度升高1摄氏度(或1开尔文)所需的热量。

熵 (Entropy, S)

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衡量一个系统无序程度或混乱程度的物理量。

热力学第二定律

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对于任何自发过程，宇宙的总熵 (ΔS_universe) 总是增加的。

吉布斯自由能 (Gibbs Free Energy, G)

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一个热力学势，可用于确定一个化学反应在恒温恒压下是否能自发进行。

吉布斯自由能方程

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ΔG = ΔH - TΔS

反应自发性的判断 (根据ΔG)

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ΔG < 0: 自发过程
ΔG > 0: 非自发过程
ΔG = 0: 反应处于平衡状态

自发过程 (Spontaneous Process)

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在没有外界持续能量输入的情况下能够发生的过程。