物理化學h應該怎麼算

❶ 物理化學中,G,U,H,A,S所代表的含義

G表示吉布斯自由能G=H-TS；A表示霍姆亥茲自由能A=U-TS；S是混亂度的量度，S=∫δQ／T；U表示熱力學能，本身無實際意義，但ΔU表示熱力學能的改變，ΔU=W+Q。

G代表吉布斯函數，或吉布斯自由能。S代表熵，△S即熵變。H代表焓。A代表亥姆霍茲函數。U代表熱力學溫度。

A：亥姆霍茲自由能A=U-TS；G：吉布斯自由能G=H-TS；H：焓H=U+pV；S：熵S=(積分)dbarQ+S_0=[(積分)(C_p/T*dT)-(eV/eT)_p*dp]+S_0(e表示偏導，中括弧內為積分項)。相應公式可以根據pv=nRT等及實際情況變換出很多類型。

(1)物理化學h應該怎麼算擴展閱讀：

因為吉布斯自由能G雖然是在熱力學第一定律和第二定律的基礎上，在定溫定壓條件下經過一定的熱力學推導而定義的一個熱力學狀態函數，但並不是只有在定溫定壓條件下的系統才有吉布斯自由能，也不是只有在定溫定壓下系統狀態發生變化時才有吉布斯自由能變△G，

而是在任意條件下，當系統處於一定狀態時就有確定的吉布斯自由能G，當系統的狀態發生改變時就有吉布斯自由能變△G的存在，無論是簡單的狀態變化過程，還是復雜的化學變化過程和相變化過程都是如此。

△G可用於判斷定溫定壓下各種熱力學過程自發進行的方向和限度，而在實際過程中常遇到的各種熱力學過程往往是在定溫定壓條件下進行的。因此，雖然熱力學判據較多，如熵判據，亥姆霍茲自由能判據等。而吉布斯自由能變△G作為判據更為有利和方便。

❷ △h三個計算公式是什麼

△h三個計算公式：

△h=ΔU+pΔV。

△h在等壓且只做體積功條件下△h=Q。

△h=∑E（生成物）－∑E（反應物），其中∑E表示物質具有的總能量等。

△h是化學反應焓變，焓是物體的一個熱力學能狀態函數，焓變即物體焓的變化量。在恆溫恆壓的條件下，化學反應過程中吸收或放出的熱量稱為反應熱，用△h表示，單位kJ·mol-1。

△h的物理意義：

可以理解為恆壓和體積功為零的特殊條件下，Q=ΔH，即反應的熱量變化。因為只有在此條件下，焓才表現出它的特性。例如恆壓下對物質加熱，則物質吸熱後溫度升高，ΔH>0，所以物質在高溫時的焓大於它在低溫時的焓。又如對於恆壓下的放熱化學反應，ΔH<0，所以生成物的焓小於反應物的焓。

在化學反應中，因為H是狀態函數，所以只有當產物和反應物的狀態確定後，ΔH才有定值。

在發生化學反應時,首先要吸收能量,使反應物的化學鍵破壞,這一過程需要吸收反應物鍵能那麼多的能量.然後再形成新的化學鍵,這一過程是釋放能量的,釋放的能量為生成物的鍵能。

所以當△H小於0,是一個放熱過程,吸收的能量小於釋放的能量。

反之就是△H大於0,就是吸熱過程。

❸ 在大學《物理化學》中Q,U,H,W,到底是什麼關系

Q即熱量，是系統與環境之間由於溫度的不同導致兩者之間交換的能量。
W即功，是除了溫度不同導致的能量交換以外的其他一切形式所交換的能量。
以上兩者單位均為焦耳J
U即熱力學能也叫內能，是系統內部的一切能量，包括系統內分子的平動能，轉動能，振動能，電子結合能，原子核能等。它的絕對值是無法確定的，但根據能量守恆定律，可知系統熱力學能的變化 deltaU=Q+W
H即焓，是系統的熱力學能與系統的壓力體積乘積之和，即H=U+pV

❹ 物理化學Cvm怎麼算

偏導熱力學能除偏導溫度，在恆容的條件下，理想氣體單原子分子1.5R，理想氣體雙原子分子2.5R。

摩爾定壓熱容為定壓熱容除以物質的量。物理化學和分子物理學以及原子物理學和核物理學的量。SI單位：J/(mol·K)。摩爾定壓熱容也指在沒有化學變化、相變化以及氣體壓強不變時，1mol氣體溫度的改變數為1K時熱量的變化。

若系統發生不恆壓的單純pVT變化過程．該過程中系統△H的計算也要用到Cp,m，現分理想氣體、凝聚態物質(液體、固體)兩種情況予以討論。

①理想氣體 由焓的定義及理想氣體狀態方程有H=U+pV=U+nRT，因理想氣體的熱力學能U僅僅是T的函數，故理想氣體的H=U+nRT也僅僅是T的函數。

❺ 物理化學中恆容時△H如何變化

因為 H=U+P*V（其中H為焓，P為體系壓力，V為體積），
所以有dH=d(U+P*V)=dU+P*dV+V*dP (全微分)
由於恆容，dV=0。故有dH=dU+V*dP
即：△H=△U+V*△P
對於理想氣體體系而言，PV=nRT，V*△P=nR*△T（恆容時），且熱力學能U（內能U）只是溫度的函數。即有：
△H=△U+nR*△T
密閉體系中，nR是常數。故H只是溫度T的函數--------H(T)，
恆容時，焓變△H只與溫度T有關，溫度升高，體系的焓增大；反之，焓值降低。

❻ 物理化學公式

公式如下：

物理量（單位） 公式 備注 公式的變形；
速度V（m/S） v= S：路程/t：時間；

重力G (N） G=mg m：質量 g：9.8N/kg或者10N/kg；

密度ρ （kg/m3） ρ=m/V m：質量 V：體積；

合力F合 （N） 方向相同：F合=F1+F2；
方向相反：F合=F1—F2 方向相反時，F1>F2；
浮力F浮；
(N) F浮=G物—G視 G視：物體在液體的重力；

浮力F浮；
(N) F浮=G物 此公式只適用；
物體漂浮或懸浮；
浮力F浮；
(N) F浮=G排=m排g=ρ液gV排 G排：排開液體的重力；
m排：排開液體的質量；
ρ液：液體的密度；
V排：排開液體的體積；
(即浸入液體中的體積)；
杠桿的平衡條件 F1L1= F2L2 F1：動力 L1：動力臂；
F2：阻力 L2：阻力臂；
定滑輪 F=G物；
S=h F：繩子自由端受到的拉力；
G物：物體的重力；
S：繩子自由端移動的距離；
h：物體升高的距離；
動滑輪 F= （G物+G輪）；
S=2 h G物：物體的重力；
G輪：動滑輪的重力；
滑輪組 F= （G物+G輪）；
S=n h n：通過動滑輪繩子的段數；
機械功W；
（J） W=Fs F：力
s：在力的方向上移動的距離；
有用功W有；
總功W總 W有=G物h；
W總=Fs 適用滑輪組豎直放置時；
機械效率 η= ×100%；

功率P
（w） P=；
W：功；
t：時間；；
壓強p；
（Pa） P=
F：壓力；
S：受力面積；
液體壓強p；
（Pa） P=ρgh ρ：液體的密度；
h：深度（從液面到所求點
的豎直距離）；
熱量Q；
（J） Q=cm△t c：物質的比熱容 m：質量；
△t：溫度的變化值；
燃料燃燒放出；
的熱量Q（J） Q=mq m：質量；
q：熱值；

❼ 物理化學中關於△H的一個疑問

ΔH是化學反應焓變，焓是物體的一個熱力學能狀態函數，焓變即物體焓的變化量

公式簡介

ΔH=ΔU+pΔV 在只做體積功條件下 ΔH=-Q

焓的物理意義可以理解為恆壓和只做體積功的特殊條件下，Q=-ΔH，即反應的熱量變化。因為只有在此條件下，焓才表現出它的特性。例如恆壓下對物質加熱，則物質吸熱後溫度升高，ΔH>0，所以物質在高溫時的焓大於它在低溫時的焓。又如對於恆壓下的放熱化學反應，ΔH<0，所以生成物的焓小於反應物的焓。

在化學反應中，因為H是狀態函數，所以只有當產物和反應物的狀態確定後，ΔH才有定值。

在發生化學反應時,首先要吸收能量,使反應物的化學鍵破壞,這一過程需要吸收反應物鍵能那麼多的能量.然後再形成新的化學鍵,這一過程是釋放能量的,釋放的能量為生成物的鍵能.

所以當△H小於0,是一個放熱過程,吸收的能量小於釋放的能量

反之就是△H大於0,就是吸熱過程

❽ 物理化學裡面簡並度如何計算

關鍵在於要把什麼叫簡並搞清楚。最簡單的情況是這樣：當能量確定後，我能夠找到N個獨立的運動狀態，則這個能級就稱為N重簡並，或者說簡並度為N。

例如對一維寬度為a的無限深方勢阱，其能量表達式為

En=(n²π²h²)/(2ma²)..(1)(其中h應該帶靶，表示h/2π）

相應的波函數是

Ψn(x)=Asin(nπx/a).......(2)

其中A是歸一化常數。

表面上看，對於一個確定的能級En（與n²有關），可以有±n兩個值，但是，當你把±n代入（2）後發現，兩個波函數是線性相關的，不滿足互相獨立的要求，因此沒有簡並。（或者稱為簡並度為1）

另一個類似的例子是平面轉子，能級為

En=(m²h²)/(2I)..(1)(其中h應該帶靶，表示h/2π，I是轉動慣量）

對應的波函數是Asinmx及Bcosmx

當m≠0時，一個能級與兩個狀態對應。故是2度簡並。

本樓與樓上的區別在於樓上的兩個波函數是線性相關，本樓是線性無關。在計算簡並度時，只有線性無關的才算數，線性相關的不能算數。

例如空間轉子，系統的哈密噸量是

H=L²/2I....(1)，（I是轉動慣量）

解S。方程後得到系統的能量

El=l(l+1)h²,...(l=0,1,2,3,...)...(2)

相應的波函數是
Ψ(θ,φ)=Ylm(θ,φ)..........(3)
m=0,±1±2，...,±l......(4)（注意l是L的小寫）l及m都應該是下標。

當l=0（基態）波函數只能取Yoo沒有簡並；
當l=1，m可以取-1，0，1三個值，此時對應的三個波函數
Y1-1,Y10,Y11線性無關，因此，l=1這個能級有三度簡並；
當l=2時m可取-1,-1,0,1,25個數值，且對應的波函數線性無關，故l=2這個能級有5度簡並。

❾ 化學反應ΔH怎麼計算

1 最基本的公式：
ΔH= ∑E（生成物）－∑E（反應物），其中∑E表示物質具有的總能量。 
2 根據蓋斯定律計算
ΔH = ΔH 1+ΔH 2 （分步反應，化學反應熱是各步驟反應熱之和）
3 根據吉布斯自由能計算
ΔG=ΔH-TΔS （ΔG是吉布斯自由能，ΔS是熵變，T溫度，適合等溫等壓的平衡態封閉系統）
物理化學裡面還有一些計算公式。

❿ 物化問題：在化學反應下ΔS、ΔG、ΔA、ΔH計算問題

首先，一個物質的摩爾熵的符號是 SmΘ，沒有 △。
一個反應的熵變才是 △rSmΘ

無論是何種狀態函數，總是 生成物 - 反應物
△rHmΘ = △fHmΘ(C) - △fHmΘ(A) - △fHmΘ(B)（△fHmΘ是標准摩爾生成焓）
△rSmΘ = SmΘ(C) - SmΘ(A) - SmΘ(B)（SmΘ是標准摩爾熵）
△rGmΘ = △fGmΘ(C) - △fGmΘ(A) - △fGmΘ(B)（△fGmΘ是標准摩爾生成吉布斯自由能變）

值得注意的是，如果知道 標准摩爾燃燒焓 △cHmΘ，則 反應的焓變 = 反應物 - 生成物

△rHmΘ = △cHmΘ(A) + △cHmΘ(B) - △cHmΘ(C)