1樓：匿名使用者
真空自由膨脹：q、w為零，u、h不變，△s=nrin(v2/v1)，△g=-△st。
絕熱可逆膨脹：q為零，w=cv△t=△u，△h=cp△t，s不變，△g=s△t+△h。
等溫可逆膨脹：q=-w=nrtin(v2/v1)（w為外界對系統做功），u、h、s、g均不變。
等壓可逆膨脹：w=-p△v，△u=cv(p/nr)△v，q=△u-w，△h=cp(p/nr)△v，s不變。△g=s△t+△h。
2樓：匿名使用者
1.焓變△h：即物體焓的變化量。
焓是物體的一個熱力學能狀態函式，即熱焓。焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統狀態的狀態函式，δh(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。
一個系統中的熱力作用，等於該系統內能加上其體積與外界作用於該系統的壓強的乘積的總和。
即h=u+pv
解讀為： 焓=流動內能+推動功，
其中u表示熱力學能，也稱為內能，即系統內部的所有能量；
p是系統的壓強，v是系統的體積 。
所以：δh=δu+δ（pv）
在恆壓條件下，δh(焓變)數值上等於恆壓反應熱。
2.△u：物體中所有分子做熱運動的動能和分子勢能的總和叫做物體的熱力學能，也叫做內能。熱力學能與動能、勢能一樣，是物體的一個狀態量。
改變物體內能的方式有兩個：做功（w）和熱傳遞（q）。一般情況下，如果物體跟外界同時發生做功和熱傳遞的過程，那麼物體熱力學能的增量等於外界對物體做功加上物體從外界吸收的熱量，即：
δu=q+w
3樓：戀在遠方
△h：反應熱，負值是放熱反應，正值是吸熱反應
在大學《物理化學》中q,u,h,w,到底是什麼關係
4樓：匿名使用者
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
h，u，w，q的關係式是什麼
5樓：諮詢霍老師
真空自由膨脹
：q、w為零，u、h不變，
△s=nrin(v2/v1)，△g=-△st絕熱內可逆膨脹：q為零，w=cv△t=△u，△h=cp△t，s不變，△g=s△t+△h
等溫可逆膨脹：q=-w=nrtin(v2/v1)（w為外容界對系統做功），u、h、s、g均不變
等壓可逆膨脹：w=-p△v，△u=cv(p/nr)△v，q=△u-w，△h=cp(p/nr)△v，s不變，
△g=s△t+△h
6樓：七叔耶
真空自由膨脹：來q、源w為零，
u、h不變，△
bais=nrin(v2/v1)，△
dug=-△st
絕熱可逆膨zhi脹：q為零，w=cv△t=△u，△h=cp△t，s不變，△g=s△t+△h
等溫可逆膨脹：q=-w=nrtin(v2/v1)（w為外dao界對系統做功），u、h、s、g均不變
等壓可逆膨脹：w=-p△v，△u=cv(p/nr)△v，q=△u-w，△h=cp(p/nr)△v，s不變，
△g=s△t+△h
7樓：飛廉奔屬
你好 你說的是物理嗎
物理化學qp與△h的關係
8樓：
因為 q=△h+wt，而dwt=-vdp，故，當p=常數時，dp=0，故 qp=△h。即在等壓條件下，△h=qp 成立。
9樓：
在恆壓下，且有其他功的情況下，qp = △h - wf
恆壓下，無其他功的情況下，qp = △h
物理化學，為什麼有時候公式寫成δu=q+w，又有時候寫成δu=q－w，具體怎麼解釋啊 ?
10樓：假面
熱力學第一定律基本公式是δu=q+w，三項都以研究體系為準，δu指體系熱力學能變化，q指體系專吸屬熱，w指外界對體系做功。寫成δu=q-w時，顯然指的是體系對外界做功。
物體內能的增加等於物體吸收的熱量和對物體所作的功的總和 。即熱量可以從一個物體傳遞到另一個物體，也可以與機械能或其他能量互相轉換，但是在轉換過程中，能量的總值保持不變。
11樓：exo不偷井蓋
q=w=uit=u2／r t=i2rt.我想問的是居然這些公式都相等——注意，它們相等的條件就是：在純電阻電路中才相等！對於電感性電容性電路（如電動機）它們是不相等的！！
物理化學中關於△h的一個疑問
12樓：鵝子野心
δh是化學反應
焓變copy，焓是物體的一個熱力學能狀態函式，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是狀態函式，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
物理化學難題，大學物理化學難題
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