反应速率常数 反应速率常数k计算公式

热力学第一定律

ΔU=Q+W (表示热力学能不仅是温度的函数，改变值与变化途径无关)

等压体积功：W= -p(V2-V1)，导致内能变化dU=dQ – pdV

准静态过程：当系统在膨胀和压缩过程中，内外压力趋于无限小，此过程为准静态过程。在此过程中，系统做最大功，而环境对系统做最小功，两者数值相等但符号相反。

焓: H=U+pV；ΔH=Qp。推导过程简述了系统在等压过程中热能的转换与焓的增加关系。焓与热力学能都只与温度有关，与p、V无关。等容过程中，ΔU=Qv，计算公式为ΔH=Qv-pΔV。

ΔrHθm：在标准态下（特定温度和压力），反应进度为1mol时的反应热称为标准摩尔焓变。

ΔfHθm：在标准压力下，由稳定单质生成1mol纯净物的焓变称为该纯净物的标准摩尔生成焓。

ΔcHθm：单位量1mol的物质完全氧化为同温下的指定产物时的标准摩尔焓变，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。

热力学第二定律

熵（S）: 熵是状态函数，反映了质点运动的混乱程度。系统混乱度越大，熵值也越大。任何纯净的完美晶体在绝对零度时的熵值为零。判据：ΔS≥0， =0可逆，>0不可逆。

Helmholtz自由能（A）：在等温过程中，一个封闭系统所能做的最大功等于其Helmholtz自由能的减少。判据：A=U-TS，ΔA≤0适用于等温、等容不做其他功的情况。

Gibbs吉布斯（G）：在等温、等压条件下，一个封闭系统所能做的最大非膨胀功等于其Gibbs自由能的减少。判据：G=H-TS，ΔG≤0适用于等温、等压不做其他功的情况。

偏摩尔量：在均匀的多组分系统中，某些容量性质不等于各纯组分之和，但各组分广度性质的偏摩尔量与其物质的量之乘积具有加和性。

相律：f+Φ=（S-R-R’）+2，其中C= S-R-R’称为组立组分数，表达了相平衡的基本规律。

关于电解质溶液、可逆电池的电动势、化学动力学、表面物理化学等相关内容将分别涉及到电解质浓度、电极电势、反应速率、表面张力等概念和公式，但具体内容较多，这里不一一列举。