第二章热力学第一定律
内容摘要
热力学第一定律表述
热力学第一定律在简单变化中的应用 热力学第一定律在相变化中的应用
热力学第一定律在化学变化中的应用 一、热力学第一定律表述
U Q W ∆=+ dU Q W δδ=+
适用条件：封闭系统的任何热力学过程 说明：1、amb W p dV W '=-+⎰
2、U 是状态函数，是广度量
W 、Q 是途径函数 二、热力学第一定律在简单变化中的应用----常用公式及基础公式
2、基础公式
热容 C p .m =a+bT+cT 2 (附录八) ● 液固系统----Cp.m=Cv.m ● 理想气体----Cp.m-Cv.m=R ● 单原子: Cp.m=5R/2 ● 双原子: Cp.m=7R/2 ● Cp.m / Cv.m=γ
理想气体
• 状态方程 pV=nRT
• 过程方程 恒温:1122p V p V =
• 恒压: 1122//V T V T = • 恒容: 1122/ / p T p T = • 绝热可逆: 1122 p V p V γγ= 111122 T p T p γγγγ--=
1111
22 TV T V γγ--= 三、热力学第一定律在相变化中的应用----可逆相变化与不可逆相变化过程
1、 可逆相变化 Q p =n Δ
相变
H m
W = -p ΔV
无气体存在: W = 0
有气体相,只需考虑气体,且视为理想气体
ΔU = n Δ
相变
H m － p ΔV
2、相变焓基础数据及相互关系 Δ
冷凝H m (T) = －Δ蒸发H m (T) Δ凝固H m (T) = －Δ熔化H m (T) Δ
凝华
H m (T) = －Δ
升华
H m (T)
(有关手册提供的通常为可逆相变焓)
3、不可逆相变化 Δ
相变
H m (T 2) = Δ
相变
H m (T 1) +∫Σ(νB C p.m )dT
解题要点： 1.判断过程是否可逆;
2.过程设计,必须包含能获得摩尔相变焓的可逆相变化步骤;
3.除可逆相变化,其余步骤均为简单变化计算.
4.逐步计算后加和。
四、热力学第一定律在化学变化中的应用 1、基础数据 标准摩尔生成焓 Δf H
θm,B
(T) （附录九） 标准摩尔燃烧焓 Δc H
θ
m.B
(T)（附录十）
2、基本公式
反应进度 ξ=△ξ= △n B /νB = (n B -n B.0) /νB 由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓 Δr H θm.B (T)= ΣνB Δf H θm.B (T) 由标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓 Δr H θ
m.B
(T)=-ΣνB Δc H θm.B (T)
(摩尔焓---- ξ=1时的相应焓值)
恒容反应热与恒压反应热的关系
Q p =Δr H Q v =Δr U Δr H =Δr U + RT ΣνB (g) Kirchhoff 公式
微分式 d Δr H θ
m (T) / dT=Δr C p.m
积分式 Δr H θ
m (T 2) = Δr H θ
m (T 1)+∫Σ(νB C p.m )dT
本章课后作业：
教材p.91-96（3、4、10、11、16、17、38、20、23、24、28、30、33、34）
第三章 热力学第二定律
内容摘要
1、导出三个新的状态函数——熵、亥姆霍兹函数、吉布斯函数
2、过程方向和限度的判断依据——熵判据；亥氏函数判据；吉氏函数判据
3、熵变、亥氏函数变、吉氏函数变计算——简单变化、相变化、化学变化
4、热力学函数归纳——热力学基本方程
一、卡诺循环（热功转换的理论模型）
1、 卡诺循环的组成
1、恒温可逆膨胀 Q 1 = —W 1= nRT 1 ln (V 2/V 1)
2、绝热可逆膨胀 Q ’=0 W ’=nC v.m (T 2—T 1)
3、恒温可逆压缩 Q 2 = —W 2 = nRT 2 ln (V 4/V 3)
4、绝热可逆压缩 Q ’’ = 0 W ’’ = nC v.m (T 1—T 2)
∵ △U = 0 (V 2/V 1) = —(V 4/V 3)
∴ －W = Q = Q 1 + Q 2
2、热机效率 通式 12
11
= -
=
+W Q Q Q Q η 可逆热机 12
2111
= -
==1-Q Q T W Q Q T η+ 讨论：1、可逆热机效率只取决于高、低温热源的温度 2、低温热源和高温热源温度之比越小，热机效率越高 3、温度越高，热的品质越高 结论：1、卡诺热机效率最大
2、卡诺循环的热温商之和等于零 ∑（Q/T ）=0
3、卡诺定理
“在高低温两个热源间工作的所有热机中，以可逆热机的热机效率为最大。” 由卡诺定理 ir r η≤η 得出
2211
Q T Q T ≤- 整理后可得： ＜0 不可逆循环
＝0 可逆循环
上式适用与任何工质和任何变化的循环过程。
4、卡诺定理推论
在高温、低温两个热源间工作的所有可逆热机，其热机效率必然相等，与工质及其变
{Q (
)0T
δ≤∑
化的类型无关。
二、热力学第二定律
1、自发过程及其特点
一个自发过程发生之后，不可能使体系和环境都恢复到原来状态而不留下任何影响。 2、自发过程的共同特征
1、自发过程具有作功能力，是热力学的不可逆过程的。
2、任何体系都是自发地倾向平衡的。
3、反自发过程的进行，必须借助外力。 3、热力学第二定律文字表述
1、 克劳修斯说法：不可能把热从低温物体传给高温物体而不产生其它影响。
2、 开尔文说法：不可能从单一热源吸取热量使之完全转变为功而不产生其它影响。
（即：第二类永动机不可能实现）
4、克劳修斯不等式（热力学第二定律数学表达式）
>
过程不可逆
= 过程可逆
5、熵增原理及熵判据
熵增原理——隔离系统发生不可逆过程时熵值增大；发生可逆过程时，熵值不变；隔离系统不可能发生熵值减小的过程。
熵判据： > 不可逆，自发
= 可逆，平衡
（注意与克劳修斯不等式的区别）
三、熵变计算
计算依据——熵（S ）的定义式：
r
Q dS T
δ=
r Q δ——可逆过程热
T ——系统温度
熵是系统的状态函数，是广度量。单位——1J K -。
对应的量有： 规定熵()B S T ——1
1J mol
K --
标准摩尔熵()m S T θ
——1
1J mol
K --
熵是系统混乱程度的度量。混乱程度越大，熵值越大。
{
{
{
{
dS dS dS =≥系统环境隔离+0S S S ∆=∆∆≥系统环境隔离+0
dS Q T
δ≥
1、单纯PVT 变化熵变的计算
① 恒温过程 Qr W S T T -∆=
= 理想气体恒温过程：2112
ln ln V P S nR nR V P ∆== ② 恒压过程 2,1ln p m T S nC T ∆= 或 ()2dT S n a bT cT T ∆=++⎰
③ 恒容过程 2
,1
ln
v m T S nC T ∆= ④ 理想气体绝热过程： 22,11ln
ln v m T V S nC nR T V ∆=+ 或：21,12ln ln p m T p
S nC nR T p ∆=+ 或：22,,11
ln
ln p m v m V p S nC nC V p ∆=+ 2、相变过程的熵变计算
①可逆相变：m
n H S T
∆∆=
相变 ②不可逆相变：分解过程并分别计算 简单变化过程
可逆相变过程
3、化学反应熵变计算
①热力学第三定律：()
,00m S K *
=完美晶体 ②热力学标准状态下：()r m B m B
S S B θ
θν
∆=
∑
③任意温度时：设计过程，使其包含 简单变化过程
298K 时的化学反应过程 （可逆相变过程）
四、 Helmholtz 函数和 Gibbs 函数
1、函数定义式：Helmholtz 函数 —— A=U –TS
Gibbs 函数 —— G=H-TS
2、 判据： 亥氏函数判据 ,0T V
A ∆≤ ＜——不可逆，自发
吉氏函数判据 ,0T p G ∆≤ ＝——可逆，平衡
3、 ΔA 和ΔG 的计算
简单变化
{
{
{
A=U-T S
G=H-T S
∆∆∆∆∆∆}
{
dG SdT Vdp
=-
+可逆相变 恒温过程 化学反应
五、Clapeyron 方程（表明了纯物质二相平衡时温度与压力之间的关系。）
温度随压力的变化率（Clapeyron 方程） m m H dp
dT T V βαβ
α∆=∆ （推导中用到的热力学基本方程——dG=-SdT+Vdp ）
Clapeyron 方程的应用—— 1、固
平衡
液、固
平衡
固：fus m fus m
V dT
dP T H ∆=∆；
trs m trs m V dT dP T H ∆=∆ 积分后得到 ()2
211ln fus m fus m
V T p p T H ∆=-∆ （假设Δfus H=常数）
()2211ln trs m trs m
V T
p p T H ∆=-∆ （假设Δtrs H=常数）
2、液平衡气、固平衡
气： vap m vap m H dP dT T V ∆=∆ ； vap m vap m
H dP dT T V ∆=
∆ 积分后得到 2
12111ln
vap m H p p R T T ∆⎛⎫=-- ⎪⎝⎭
或 2
12111ln sub m H p p R T T ⎛⎫∆=-- ⎪⎝⎭
1ln vap m H p C R T ∆=-+
或 1
ln sub m H p C R T
∆=-+
六、热力学基本方程
一共8个状态函数,其中3个是辅助函数（P.V.T ）
相互之间关系如下： H ＝U ＋pV
A ＝U －TS
G ＝H －TS d U T d S p d V
=-
热力学基本方程是热力学中重要的公式，有着广泛的应用，应掌握公式的应用条件及用法（对函数进行积分计算）。
热力学第二定律学习主线
假设
vap m sub m H H ∆=∆=气体为理想气体常数常数
{
}
p T
G G S V T p ⎛⎫∂∂⎛⎫
=-= ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭
热力学函数的归纳
本章课后作业：
教材p.143-150（3、4、9、15、19、21、23、24、31、36、38、47、48）
第四章 多组分系统热力学
内 容 摘 要
一、偏摩尔量
1、定义式 ,,C
B B T p n X X n ⎛⎫∂= ⎪
∂⎝⎭（下角标为具备的条件；X 为状态函数的广度量） 2、常见的偏摩尔量
偏摩尔体积 偏摩尔热力学能 偏摩尔焓 偏摩尔熵 偏摩尔亥姆霍兹函数 偏摩尔吉布斯函数
3、偏摩尔量的集合公式 B B B
X n X =∑
上式表明：在一定的温度、压力下，某混合物系统的任一广度量等于形成该混合物系统的各组分在该组成下的偏摩尔量与其物质的量的乘积之和。 4、偏摩尔量之间的关系与热力学函数之间的关系及热力学基本方程完全相同。 二、化学势
1、化学势——偏摩尔吉布斯函数，定义为
2、多组分单相系统热力学公式
3、化学势判据
多组分单相系统 ＜——不可逆，自发 ＝——可逆，平衡 （适用条件：dT=0、dp=0、δW ’=0） 三、稀溶液的基本定律
1、拉乌尔定律 *A A A p p x = *
A p ：同温度下液体纯A 的饱和蒸汽压。
2、亨利定律 ：亨利系数。数值和单位取决
于温度和B 的浓度。
四、稀溶液的依数性（常用于测定溶质的摩尔质量；且适用于溶质不挥发的稀溶
,,C B B T p n V V n ⎛⎫∂= ⎪∂⎝⎭,,C
B B T p n U U n ⎛⎫∂= ⎪∂⎝⎭,,
C B
B T p n H H n ⎛⎫
∂= ⎪∂⎝⎭,,C B B T p n S S n ⎛⎫∂= ⎪∂⎝⎭,,C
B
B T p n A A n ⎛⎫∂= ⎪∂⎝⎭,,C
B B T p n G G n ⎛⎫
∂= ⎪
∂⎝⎭{
,,C
B B B T p n G G n μ⎛⎫
∂== ⎪∂⎝⎭B B B
dG SdT Vdp dn μ=-++∑0B B B
dn μ≤∑,,,B x B B B c B B
B b B B
p k x p k c p k b ===,,,x B c B b B k k k 、、
液）
1、溶剂蒸气压下降 **
A A A A
B p p p p x =-=
2、沸点升高 *b b b b B T T T K b =-=
3、凝固点降低 *f f f f B T T T K b =-=
4、渗透压 B c RT ∏= 五、理想液态混合物
1、理想液态混合物——所有组份在全部浓度范围内均服从拉乌尔定律。
()*
==B B B B p p p x ∑∑
对于二组分理想液态混合物 **
=+A A B B p p x p x
2、理想液态混合物气液平衡组成的计算
液相*=B B B
p p x 气相=B B p y p 则 *
=B B
B p x y p
六、理想气体组分的化学势
推导依据：d dG SdT Vdp μ==-+
1、纯理想气体 ()()*ln p pg g RT p θθμμ⎛⎫
=+ ⎪⎝⎭
2、理想气体混合物中任一组分 ()()ln B B B p pg g RT p θ
θμμ⎛⎫=+ ⎪⎝⎭
θμ——标准化学势（
，具有理想气体性质的纯气体） 本章课后作业：
教材p.192-195（2、3、5、7、20、27）
100p kPa
θ=
第五章 化学平衡
内 容 摘 要
设：化学反应通式为 aA bB gG hH +=+
一、化学反应等温方程式及其用途
用途——判断化学反应的方向和限度：p
J K θ< 反应自发进行；
p J K θ
> 反应反自发进行； p J K θ
= 反应达到平衡。 二、平衡常数的表达及其相互关系
理想气体反应及有凝聚态物质参加的理想气体反应
()
()()
()
////B
g h
G H B b
a A B p p p P p K p p p p p νθθθθθθ⎛⎫=
=∏ ⎪⎝⎭
()()
()()
////B
g
h
G H B c b
a
A B C C C C C K C C C C C θθνθ
θθθ⎛⎫=
=∏ ⎪⎝⎭
()B
g h
G H y B a b
A B y y K y y y ν==∏ ()B
g h G H n B a b
A B
n n K n n n ν==∏ ()()()
///B
B
B
C y n B K K C RT p
K p p
K p p n νννθ
θ
θ
θθθ
∑∑∑===∑
其中：B p 、B C 、B y 、B n 为反应达平衡时各组分的相应参数；
100p kpa θ= 3310001C mol m mol dm θ--=⋅=⋅
三、平衡常数的计算 ln r m G RT K θ
θ
∆=- exp r m G K RT θ
θ
⎛⎫
∆=- ⎪⎝⎭
四、标准摩尔反应吉氏函变r m G θ
∆的计算
方法1、 ()r m B
f m G G θ
θ
ν
∆=
∆∑ （基础数据——f m
G θ∆） 方法2、 r m r m r m
G H T S θθθ∆=∆-∆ （基础数据——f m H θ
∆、m S θ
） 方法3、 由相关反应进行代数计算。
五、平衡计算——平衡转化率α、平衡组成()
n x 平平的计算
常用公式： ()
()()
()
////B
g h
G H B b
a
A B
p p p P p K p p p p
p
νθθθ
θθθ⎛⎫=
=∏ ⎪⎝⎭
(
)
()()
///B
B
B
C y n B K K C RT p K p p K p p n νννθ
θθ
θθθ∑∑∑===∑
六、不同温度时平衡常数的计算
ln ln ln r m r m p p G G RT J RT K RT J θθ
∆=∆+=-+
常用公式 2
12111ln r m H K K R T T θθ
θ⎛⎫∆=-- ⎪⎝⎭
1ln r m H K C R T θ
θ
∆=-
+ lg A K B T
θ
=-+
七、K θ
、r m G θ∆、r m H θ∆、r m S θ
∆与反应温度T 之间的关系
要求掌握：已知一个关系式求另外的关系式。
常用公式：ln r m G RT K θ
θ∆=-
2
ln r m
H d K dT RT
θ
θ∆= ,r m r m r m p n
G G H T T ∂∆⎛⎫
∆=∆+ ⎪∂⎝⎭
,r m r m p n
G S T ∂∆⎛⎫
=-∆ ⎪∂⎝⎭
八、平衡移动的影响因素
1、 温度因素： 2
ln r m
H d K dT RT
θ
θ∆= 吸热反应，0r m H θ
∆>，随着T 的升高，K θ增大；
放热反应，0r m H θ∆<，随着T 的升高，K θ
减小；
既不放热也不吸热，0r m H θ∆=，温度对平衡没有影响。
2、压力因素： (
)
/B
y K K p p
νθ
θ∑=
温度不变，K θ
=常数，则有()
/B
y K p p
νθ∑=常数
0B ν∑>时，p 增大，y K 减小，平衡左移； 0B ν∑<时，p 增大，y K 增大，平衡右移；
0B ν∑=时，p 改变不影响平衡的移动，即y K K θ
=。
3、惰性组分的影响 (
)
/B
n B
K K p p n νθ
θ
∑=∑
加入惰性组分，B n ∑增大；
温度不变，K θ
=常数，则有B
n B p K p n νθ∑⎛⎫= ⎪∑⎝⎭
常数；
0B ν∑>时，B n ∑增大，n K 增大，平衡右移；
0B ν∑<时，B n ∑增大，n K 减小，平衡左移；
0B ν∑=时，加入惰性组分不影响平衡的移动，即n K K θ=。
本章课后作业：
教材p. 223-225（3、4、9、12、16、17）；p.148（40）
第七章 电化学
内 容 摘 要
一、电解质溶液
1、法拉弟定律： Q zF ξ= 或 （F=96485库仑/摩尔）
用途：⑴计算电解一定量的物质，电极上所需通过的电量；
⑵计算通过一定的电量，在电极上参加反应的物质的量。
2、电解质溶液的导电性质
⑴电导G ： 1/G R = 单位：S 或 1-Ω ⑵电导率（比电导）κ： /G l A κ=⋅ 单位：S ·m -1 ⑶摩尔电导率m Λ与κ的关系： m Λ=κ/C 单位：S ·m 2·mol -1
3、(科尔劳施)离子独立运动定律： ,,m m m νν∞∞∞
++--Λ=Λ+Λ
4、离子活度、活度因子与溶液浓度的关系： /a b b θγ±±±±=
其中 1
()a a a ννν+-±+-=；1
()νννγγγ+-±+-=； 1
()b b b ννν
+-±+-= ； ννν+-=+ （理清各符号的含义） 二、可逆电极过程（原电池）
1、原电池各电极性质：正极——阴极，电极反应——还原反应； 负极——阳极，电极反应——氧化反应。
2、可逆电池的条件：⑴充、放电反应互为可逆；
⑵能量转换可逆，电流无限小。
重要的可逆电池——韦斯顿标准电池（掌握电池图示及电池反应）
3、可逆电动势的计算： (/)i i J p p νθ=∏
(/)i i J p p νθ=∏
()i i J a ν=∏
离子和气体共存时，离子用活度，气体用分压；纯液体纯固体的活度=1a 。
E E E +-=- E E E θθθ
+-
=- （ b 氧化态 + ze = r 还原态 ）
4、各类可逆电极的特点及书写通式：
⑴第一类电极——电极浸在与电极材料具有相同离子的溶液中 金属电极 M +z | M
常见类型 气体电极 溶液 | G （p ），Pt
{
()()ln b
r a RT E E zF a θ
+-+-=+氧化态还原态
M m It zF
=ln RT E E J zF
θ
=-
卤素电极 X -1 | X 2 ，Pt
⑵第二类电极——以金属与该金属难溶盐（或难溶氧化物）为电极，电解质
溶液中含有该难溶盐相同负离子
金属—金属难溶盐电极 负离子溶液 | 金属难溶盐，金属 重要电极——Ag-AgCl 电极 Cl -1 | AgCl , Ag 甘汞电极 Cl -1 | Hg 2Cl 2 , Hg 金属—金属难溶氧化物电极
⑶氧化还原电极——电极材料为惰性金属，参加电极反应的物质处于同一溶液中。
(提醒：要掌握各类可逆电极的图示符号，写出相应的电极反应，用能斯特方程计算其电极电势，了解重要电极的主要用途)
5、电池反应的的热力学计算（Δm H 、ΔM S 、ΔM G 、K ○）公式：
r m G zFE ∆=- ( 热力学标准状态下：r m G zFE θθ∆=-)
()()//r m r m p p S G T zF E T ∆=-∂∆∂=∂∂ r m r m r m H G T S ∆=∆+∆
()/r r m p Q T S zFT E T =∆=∂∂
6、原电池的设计——由电池反应写出电池图示，步骤如下： ⑴写出二个电极反应；
⑵从三类可逆电极中选择与电极反应相对应的电极； ⑶根据电池图示的书写规则写出图示。
三、不可逆电极过程（电解池）
1、分解电压（E 分解）——使电解连续进行的最低外加电压。 理论上 E 分解 = E 反 实际情况 E 分解 > E 反
2、极化作用及其分析： 极化作用是导致E 分解
与 E 反不相等的主要原因，浓差极化和电化学极化产
生
的结果都使正极电势更正，负极电势更负。
{
ln RT E K zF
θθ=
E
分解 - E
反
= η（超电压）
η = η阳 + η阴η阳—阳极超电势；η阴—阴极超电势3、电解池极化电极电势的计算与应用：
E
阳= E
+
+ η
阳
E
阴
= E
-
- η
阴
E
分解 = E
阳
- E
阴
应用——阳极（正极）极化电势小的物质优先反应（优先析出）；
阴极（负极）极化电势大的物质优先反应（优先析出）。
本章课后作业：
教材p.355-359（1、5、7、13、14、16、17、22、24、25、28、29）
第十章 界面现象
内 容 摘 要
一、基本概念
1、比表面 s
s A a m
=
（㎡·㎏-1） 2、表面张力、比表面功、比表面吉氏函数（符号相同，数值相等，单位相同，意义不同）
表面张力 γ ——引起液面表面收缩的单位长度上的力。（N ·m -1） 比表面功 γ ——使液体增加单位表面时环境所需作的可逆功。（J ·m -2） 比表面吉氏函数 γ ——系统增加单位面积时所增加的吉布斯函数。（J ·m -2）
几乎所有物质都有γ>0,而/s dG dA γ=，根据吉氏函数判据：
0,0s dA dG <<，面积缩小过程自发进行； 0,0s dA dG >>，面积增大过程反自发进行。
3、弯曲液面的附加压力和拉普拉斯方程 附加压力——
由于表面张力的作用，在弯曲表面下的液体或气体与在平面下情况不同，
设在液面上有一小面积AB ，沿AB 的四周，AB 以外的表面对AB 面有表面张力作用，力的方向沿周界处与表面相切，若液面是水平的，则表面张力γ也是水平的，当平衡时，沿周界的表面张力互相抵消，此时液体表面内外的压力相等，而且等于表面上的外压P 0。
若液面是弯曲的，则沿AB 的周界上的表面张力γ不是水平的，平衡时，表面张力将有一合力（附加压力），当液面为凸形时，附加压力指向液体内部,当液面为凹形时，附加压力指向液体外部。 拉普拉斯方程——
2/p r γ∆= （适用于气体中的小液滴和液体中的小气泡） 4/∆=p r γ （适用于空气中的小气泡）
p ∆（图中P S ）为附加压力；γ为表面张力；r 为曲率半径。
5、常见的亚稳状态：过饱和蒸气、过热液体、过冷液体、过饱和溶液。 二、拉普拉斯方程的应用——最大泡压法测液体表面张力的原理。
三、开尔文公式——微小液滴的饱和蒸气压：22ln m
r V p M RT p r r
γγρ==
应用开尔文公式解释下列现象： 1) 微小液滴的饱和蒸气压 2) 晶体颗粒的溶解度
3) 一系列过饱和现象（亚稳状态） 四、固体表面
1、物理吸附与化学吸附
吸附的原因：固体表面存在表面张力，但固体不具有流动性，无法以缩小表
{
面积来降低自身能量，而是吸附气体或液体分子，使之覆盖表面，从而达到降低能量的的目的。
吸附的本质：固体表面分子对气体分子产生作用力。根据作用力的性质，吸附分为“物理吸附”和“化学吸附”。
2、等温吸附（只要求掌握固体对气体的吸附） 1）基本术语
● 吸附剂与吸附质：固体——吸附剂
气体——吸附质
● 吸附平衡：一定温度与压力下，吸附速度 = 解吸速度。 ● 平衡吸附量（吸附量）：达吸附平衡时，单位质量吸附剂所吸附的气体的
量。
（mol ·kg -1或m 3·kg -1）
● 吸附等温线：在恒温条件下，描述吸附量与吸附质平衡分压之间关系的
曲线。
5种类型常见（教材第167页）
2）弗罗因德利希公式——吸附经验式（适用于中压情况）
a n V kp = k 、n —— 经验常数，由实验测定。
上式取对数：lg lg lg a V n p k =+ 在一系列平衡分压下，可测得相对应的平衡吸附量，以lgV a 对lgP 作图，得到一直线，斜率即为n ，由截距求得k 。
3）朗缪尔吸附等温式（与教材第167页第一种类型的等温线吻合） 基本假设：
吸附是单分子层的；
被吸附的分子之间无作用力； 表面是均匀的； 吸附达动态平衡。
表达式一： 1bp
bp
θ=+ b —吸附系数。
覆盖率——θ=（已被吸附质覆盖的固体表面积）/（固体总的表面积）
平衡时，对应覆盖率为θ时的吸附量为V a ;
θ→1时，吸附量→饱和值a
m V （饱和吸附量）
即 /a a
m V V θ=
表达式二： 1a a
m bp V V bp =+ 或 1111a a a m m
V V b p V =⋅+（直线方程）
a
m V 和b 均为常数，可以由直线方程的斜率和截距计算得到。 朗缪尔吸附等温式讨论：（第一类等温线）
低压区：p 很小，则有bp 《1，1+b p = 1，a a
m V bV p =（直线）； 高压区：p 很大，则有bp 》1，1+b p = b p ，a a m V V =（水平线） 中压区：（公式原形）
4）BET 吸附公式——多分子层吸附理论 常数：c ——与吸附过程热效应有关的常数； ——单层吸附饱和时的吸附质（气体）体积。 C 和a
m V 的求取：①将上式改写成直线方程 ()**11a a a m m p c p V cV p
V p p -=+-
②斜率1a
m c cV -=
， 截距 ，联立求出C 和a
m V 。 ③a
m V =1/（斜率+截距）
本章课后作业：
教材p.503-505（2、6、9、10、15）
{
()()()***/1/11/a
a m c p p V V p p c p p =⎡⎤-+-⎣⎦a
m V 1a m V =
第十一章 化学动力学
内容摘要
一、化学反应速率的表示 1、定义式 B B dC v dt
ν=
速率v 的量纲——[浓度][时间]-1
2、用反应物或生成物描述的反应速率之间的关系
对于反应 aA bB yY zZ +=+ 1111A B Y Z
dC dC dC dC v a dt b dt y dt z dt =-
=-==
二、化学反应速率方程（动力学方程） 1、通式 A A B dC kC C dt
αβ
-
= k ——速率常数 n=α+β——反应级数 2、速率方程的确定
基元反应——应用质量作用定律 直接写出，且反应级数=反应分子数 非基元反应——由实验测定
三、各级反应速率方程及特征（结合p.523表11.2.1进行复习） 1、零级反应
微分式 0A
dC k dt
-
= 积分式 ① .00A A C C k t -=-
② .00A C k t α=
特征 ① 0k 的单位：[浓度][时间]-1
；
② 直线关系：0.0A A C k t C =-+（斜率-0k ，截距.0A C ） ③ 半衰期：.0
10
2
2A C t k =
2、一级反应
微分式 1A
A dC k C dt
-
= 积分式 ① 1.0
ln A A C
k t C =-
② 1ln(1)k t α-=-
特征 ① 1k 的单位：[时间]-1
；
② 直线关系：1.0ln ln A A C k t C =-+（斜率-1k ，截距.0ln A C ） ③ 半衰期：11
2
0.693
t k =
3、二级反应
{
微分式 2
2A A dC k C dt -
= 积分式 ① 2.0
11
A A k t C C -=
②
2.0(1)
A k t C α
α=-
特征 ① 2k 的单位：[浓度]-1
[时间]-1
；
② 直线关系：
2.011A A k t C C =+
（斜率2k ，截距.0
1
A C ） ③ 半衰期：12.0
2
1
A t k C =
4、一级反应、二级反应速率方程的建立（试差法、半衰期法） 四、温度对反应速率的影响 1、范特霍夫规则 10
24T T
k k += 2、阿累尼乌斯方程
微分式
2ln a E d k
dT RT
= 不定积分式 ln ln a E k A RT =-+ ln A k B T ⎛⎫
=+ ⎪⎝⎭
定积分式 21
2111ln
T a T k E k R
T T ⎛⎫=-
- ⎪⎝⎭
指数式 a E RT
k Ae -= 3、结论：
①同温度时，活化能小的反应，速率常数大； ②活化能大的反应对温度更敏感。 4、可逆反应活化能与恒容反应热的关系
五、典型复合反应总速率的确定
1、反应独立共存原理：某一基元反应的速率常数以及服从的基本动力学规律不因其它基元反应的存在与否而受影响。
2、对行反应——正向和逆向同时进行，且速率均不能忽略的反应。
设正逆均为一级的对行反应 11
k k A
B -
其特点为：①总速率=正反应速率-逆反应速率
②正逆反应达平衡时，正反应速率=逆反应速率
③该反应的基本特征符合简单一级反应的特征。
3、平行反应——一种或多种反应物能同时平行的进行不同的独立的反应。
设均为一级的平行反应 1
k
A B −−
→ 2
k
A C −−
→ 其特点为：①A 物质的总消耗速率=∑各反应速率。
②该反应的基本特征符合简单一级反应的特征。
③级数相等的平行反应，产物浓度之比等于速率常数之比，即
1
2
B C C k C k =。 4、连串反应——前一步的生成物是下一步的反应物，如此连续进行的反应。
设均为一级的平行反应 12
k k
A B C −−→−−→
其特点为：①B 生成的净速率=A 的消耗速率-B 的消耗速率。 ②连串反应的总速率取决与速率常数最小的步骤，即这个最慢的基元反应就
是整个反应的速率控制步骤。
本章课后推荐作业：
教材p.602-607（1、3、4、6、11、13、17、25、32、34）
第一章 热力学第一定律 一、基本概念 系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。 二、基本定律 热力学第一定律：ΔU =Q +W 。 焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式 1、体积功的计算 δW = －p e d V 恒外压过程：W = －p e ΔV 可逆过程：12 21ln ln p p nRT V V nRT W == 2、热效应、焓 等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功） 等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功） 焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV ) 焓与温度的关系：ΔH =⎰2 1 d p T T T C 3、等压热容与等容热容 热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=
定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p 热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2 四、第一定律的应用 1、理想气体状态变化 等温过程：ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =－Q =⎰-p e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V 可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2, W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p 不可逆绝热过程： Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2, W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p 2、相变化 可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ； Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W 3、热化学 物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。 摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν∆=∆∑
第二章热力学第一定律 一、热力学基本概念 1.状态函数 状态函数,是指状态所持有的、描述系统状态的宏观物理量，也称为状态性质或状态变量.系统有确定的状态，状态函数就有定值；系统始、终态确定后，状态函数的改变为定值；系统恢复原来状态，状态函数亦恢复到原值。 2.热力学平衡态 在指定外界条件下，无论系统与环境是否完全隔离,系统各个相的宏观性质均不随时间发生变化,则称系统处于热力学平衡态。热力学平衡须同时满足平衡（△T=0)、力平衡（△p=0）、相平衡（△μ=0）和化学平衡（△G=0）4个条件. 二、热力学第一定律的数学表达式 1.△U=Q+W 或dU=ΔQ+δW=δQ—p amb dV+δW` 规定系统吸热为正，放热为负.系统得功为正，对环境做功为负。式中p amb为环境的压力,W`为非体积功。上式适用于封闭系统的一切过程. 2．体积功的定义和计算 系统体积的变化而引起的系统和环境交换的功称为体积功.其定义式为:
δW=-p amb dV （1） 气体向真空膨胀时体积功所的计算 W=0 （2） 恒外压过程体积功 W=p amb （V 1—V 2）=-p amb △V 对于理想气体恒压变温过程 W=—p △V=—nR △T （3） 可逆过程体积功 W r =⎰2 1 p V V dV (4）理想气体恒温可逆过程体积功 W r =⎰2 1 p V V dV =—nRTln(V 1/V 2）=—nRTln （p 1/p 2） （5）可逆相变体积功 W=-pdV 三、恒热容、恒压热，焓 1.焓的定义式 H def U + p V 2．焓变 (1）△H=△U+△（pV) 式中△（pV)为p V 乘积的增量，只有在恒压下△（pV)=p(V 2—V 1)在数值上等于体积功。 （2）△H=⎰2 1 ,T T m p dT nC
一、基本概念 1.系统与环境 敞开系统：与环境既有能量交换又有物质交换的系统。 封闭系统：与环境只有能量交换而无物质交换的系统。（经典热力学主要研究的系统） 孤立系统：不能以任何方式与环境发生相互作用的系统。 2.状态函数：用于宏观描述热力学系统的宏观参量，例如物质的量n、温度T、压强p、 体积V等。根据状态函数的特点，我们把状态函数分成：广度性质和强度性质两大类。 广度性质：广度性质的值与系统中所含物质的量成正比，如体积、质量、熵、热容等，这种性质的函数具有加和性，是数学函数中的一次函数，即物质的量扩大a倍，则相应的 广度函数便扩大a倍。 强度性质：强度性质的值只与系统自身的特点有关，与物质的量无关，如温度，压力，密度，摩尔体积等。 注：状态函数仅取决于系统所处的平衡状态，而与此状态的历史过程无关，一旦系统的状态确定，其所有的状态函数便都有唯一确定的值。 二、热力学第一定律 热力学第一定律的数学表达式：
对于一个微小的变化状态为： dU= 公式说明：dU表示微小过程的内能变化，而δQ和δW则分别为微小过程的热和功。它们之所以采用不同的符号，是为了区别dU是全微分，而δQ和δW不是微分。或者说dU与过程无关而δQ和δW却与过程有关。这里的W既包括体积功也包括非体积功。 以上两个式子便是热力学第一定律的数学表达式。它们只能适用在非敞开系统，因为敞开系统与环境可以交换物质，物质的进出和外出必然会伴随着能量的增减，我们说热和功是能量的两种传递形式，显然这种说法对于敞开系统没有意义。 三、体积功的计算 1.如果系统与环境之间有界面，系统的体积变化时，便克服外力做功。将一定量的气体装 入一个带有理想活塞的容器中，活塞上部施加外压。当气体膨胀微小体积为dV时，活塞便 向上移动微小距离dl，此微小过程中气体克服外力所做的功等于作用在活塞上推力F与活塞上移距离dl的乘积 因为我们假设活塞没有质量和摩擦，所以此活塞实际上只代表系统与环境之间可以自由移动的界面。因此推力F实际上是作用于环境，而由产生的外力则作用于系统，两者属于作用 力与反作用力，若A代表活塞的体积，则，积分得到 2 1 外 d V V W p V =-? 2.如果系统体积膨胀对环境做功，则W<0。环境对系统做功体积压缩,则W>0。 3.若膨胀过程分为无穷多步完成，其中每一步都可以看成是一个平衡态，则可逆膨胀做功计算公式为： 由上可知，功与变化的途径有关。可逆膨胀，系统对环境做功最多；可逆压缩，环境对系统做的功最小。热力学的一个过程，其中每一个步骤都可以在相反方向进行而不在环境中引起其他变化，我们称这样的过程叫可逆过程。 思考：有人说可逆过程可以理解成可以逆向进行的过程？ 为什么热力学中计算体积功时不用内压用外压?
第一章气体的pvT关系 ⑴波义尔定律：当n、T一定时，PV=常数 ⑵盖-吕萨克定律：当n、P一定时，V/T=常数 ⑶阿伏伽德罗定律：当T、P一定时，V/n=常数 ●⑷理想气体状态方程：PV=（m/M）RT= nRT或者或PVm=p（V/n）=RT R=8.314mol-1·K-1称为摩尔气体常数；T为华氏温度 ⑸摩尔分数：X B=n B/n总 ●⑹道尔顿定律：P B=P总X B;P总=P分 ⑺实际气体状态方程：PV=znRT（z为压缩因子） ●⑻理想气体特征：①分子间无相互作用力②分子本身不占有体积 第二章热力学第一定律 热力学第一定律（能量守恒定律） ●⑴系统： ①隔离系统：无能量、无物质交换 ②★封闭系统：有能量、无物质交换（热力学基础；热力学研究对象） ③敞开系统：有能量、有物质交换 ●⑵状态函数：P、V、T、U、H、G、A、S (P、T、C p, m、C V，m 为强度量，其他均为广度量) 状态函数特征：①有可微分性，能计算②只与始末状态有关 ●途径函数：Q、W ●⑶热：系统从环境中吸热（Q＞0）；系统对环境做功（W＜0） ●⑷热力学能：△U=Q+W（封闭系统）；U只是温度T的函数；只与首末有关 非体积功的计算 ①气体向真空膨胀时体积功所的计算W=0 ②恒外压过程体积功W=-p（V2-V1）=-p△V ③对于理想气体恒压变温过程W=-p△V=-nR△T
④可逆过程体积功W=-p（v2-v1） ●⑤理想气体恒温可逆过程体积功 W=-p（v2-v1）或者W=-nRTln(V1/V2)或者W=nRTln（p2/ p1）⑥理想气体绝热可逆过程体积功W=-p（v2-v1）=（-） γ= C p, m /C V，m（双原子气体为1.4） T2/T1=(V1/V2) 的γ-1次方；T2/T1=(P1/P2)的（γ-1）/γ次方；P2/P1=(V1/V2)的γ次方 ●⑦恒温膨胀可逆功最大，系统对环境作最大功；恒温可逆压缩，环境对系统做最小功 ⑧可逆相变体积功W=-pdV 恒热容、恒压热，焓 ⑴焓定义：H=U + PV ⑵焓变：△H=△U+△(pV) 式中△(pV)为p V乘积的增量，只有在恒压下△(pV)=p(V2-V1)在数值上等于体积功。 ⑶△H=（恒压变温） 此式适用于理想气体单纯p VT变化的一切过程 ⑷内能变：U==（-） 此式适用于n、C V,m恒定，理想气体单纯p、V、T变化的一切过程。 ★⑸摩尔恒压热熔与摩尔恒容热熔关系 C p, m =R+ C V，m 大多数情况下（单原子分子C vm=3/2R C pm=5/2R 双原子分子C vm=5/2R C pm=7/2R ） ●⑹不做非体积功的恒容过程（单纯PVT变化，恒容热） Q v=△U= ●⑺不做非体积功的恒压过程（单纯PVT变化，恒压热） Q p=△H= ⑻由标准摩尔生成焓求标准摩尔反应焓变 =
物化生科目的知识点总结与归纳通过几年的学习和实践，我们对物化生科目的知识点有了一定的了解。在整理和归纳这些知识点时，我们可以根据不同的学科特点和学习方法分类整理。下面将对物化生科目的知识点进行总结和归纳。 一、物理知识点总结与归纳 物理是研究自然界中物质运动规律的学科。在学习和掌握物理知识时，我们可以按照力学、热学、光学、电磁学等分支进行分类。 1. 力学知识点 力学是研究物体运动和受力规律的学科，包括物体的运动状态、牛顿定律、万有引力定律等。 - 运动和力的概念 - 牛顿三大定律 - 动能、势能与机械能守恒定律 - 圆周运动和万有引力定律 2. 热学知识点 热学研究热现象和热力学规律，包括热量、温度、热传导、热膨胀等内容。 - 热平衡和热传导 - 热力学第一定律和第二定律
- 热机效率和热能转化 3. 光学知识点 光学研究光的传播和光与物质的相互作用规律，包括光的反射、折射、干涉等现象和光的本质理论。 - 光的传播和光的本质 - 光的反射和折射 - 光的干涉和衍射 4. 电磁学知识点 电磁学研究电荷与磁场的相互作用以及电磁波的传播规律，包括电荷和电场、电流和磁场、电磁感应等内容。 - 电荷和电场 - 电流和磁场 - 电磁感应和电磁波 二、化学知识点总结与归纳 化学是研究物质结构、性质及其变化规律的学科。在学习和掌握化学知识时，我们可以按照无机化学、有机化学、物理化学等分支进行分类。 1. 无机化学知识点
无机化学主要研究无机物质的结构、性质及其变化规律，包括常见元素、化合物的命名法、化学键、配位化合物等内容。 - 元素周期表及其规律 - 化学键和离子键 - 配位化合物和配位理论 2. 有机化学知识点 有机化学主要研究含碳的化合物的结构、性质及其变化规律，包括有机官能团、有机化合物的命名法、有机反应机理等内容。 - 有机官能团和有机化合物 - 有机化合物的命名法 - 有机反应机理和有机合成 3. 物理化学知识点 物理化学是研究物质性质与宏观、微观结构之间的关系的学科，包括化学反应动力学、化学平衡、溶液和表面现象等内容。 - 反应速率和化学反应动力学 - 化学平衡和平衡常数 - 溶液的性质和表面现象 三、生物学知识点总结与归纳
考研物理化学知识点详解 物理化学是研究物质性质和变化规律的科学，准备考研物理化学需 要系统地掌握一定量的知识点。本文将详细解析考研物理化学的一些 重要知识点，帮助考生更好地准备考试。 1. 原子结构 原子结构是物理化学的基础，包括原子的组成和结构。原子由质子、中子和电子组成，其中质子和中子位于原子核中，电子以轨道的形式 分布在核外。原子的电子结构决定了元素的性质和化学行为。考生需 要掌握元素周期表的排列规律，了解电子能级和电子排布规则。 2. 化学键 化学键是原子之间的相互作用，决定了物质的结构和性质。主要有 离子键、共价键和金属键等。离子键是由带正电荷的阳离子和带负电 荷的阴离子之间的吸引力形成的。共价键是通过两个原子间共享电子 而形成的，可以形成分子。金属键是由金属中自由移动的电子形成的，使金属具有良好的导电性和导热性。 3. 化学反应动力学 化学反应动力学研究反应速率和机理。反应速率受到反应物浓度、 温度、催化剂等因素的影响。考生需要了解反应速率方程和速率常数 的计算方法，掌握反应级数和反应速率与浓度的关系。此外，还需要 了解催化剂对反应速率的影响和作用机制。
4. 平衡化学 平衡化学研究反应达到动态平衡时的条件和性质。考生需要掌握平衡常数的计算方法，了解平衡常数与反应条件的关系。同时，需要了解化学平衡原理和平衡常数与反应热力学的关系。 5. 热力学 热力学研究物质的能量转化和热力学性质。考生需要了解热力学基本定律，包括能量守恒定律、熵增定律和自由能变化定律。此外，还需要了解焓、熵、自由能等热力学函数的计算方法，了解它们与化学反应的关系。 6. 电化学 电化学研究化学与电能之间的相互转化和相关现象。考生需要掌握电解质溶液的电导性、电解过程的倒数规律和电动势等基本概念。此外，还需要了解电化学反应中的原理和相关方程式，包括伏安定律、纳氏方程和电极电位。 7. 配位化学 配位化学研究中心原子或离子与配位体之间的相互作用和复合物的性质。考生需要了解配位键和配合物的形成原理，了解常见的配位数和几何构型。同时，还需要了解配位反应的平衡和速率以及配位化合物的性质和应用。 8. 量子化学
物理化学知识点归纳 物理化学是研究物质的物理性质、结构和化学反应规律的一门科学。下面是一些常见的物理化学知识点的归纳，供参考。 1. 热力学：热力学是研究物质能量转化和平衡状态的一门科学。常见的概念包括热力学系统、热力学过程、热力学参数等等。 2. 热力学第一定律：热力学第一定律是能量守恒定律在热力学中的表现，即能量不能被创造或被毁灭，只能由一种形式转化为另一种形式。 3. 热力学第二定律：热力学第二定律是研究热转移方向的一条基本规律。它表明热能是从高温体传向低温体的过程，而不是相反的方向。 4. 热力学第三定律：热力学第三定律是指在绝对零度下，所有物质的熵为0，这也是指物质在0K时达到的最低可能状态。 5. 理想气体状态方程：理想气体状态方程是PV=nRT，其中P为压强，V为体积，n为物质的物质量，R为气体常数，T为绝对温度。 6. 相图和相变：相图是物质在不同温度和压力下的物态图，相变则是物质在不同条件下从一种物态转化为另一种物态的过程。 7. 热力学循环：热力学循环是指暴露在高温和低温环境中的系统，在一定数值条件下的能量转移过程。常见的热力学循环有卡诺循环、斯特林循环等。 8. 反应动力学：反应动力学是研究化学反应速率和反应过程进展的一门科学。常见的概念包括反应速率常数、反应级数等等。 9. 活化能：活化能是指化学反应中反应物转化为生成物所需要的最小能量。它可以用来描述化学反应难度和速率的大小。 10. 化学平衡和平衡常数：化学平衡是指化学反应达到动态平衡状态，反向反应速率等于正向反应速率时的状态。平衡常数可以用来量化反应平衡状态的强弱。 11. 热力学稳定性：热力学稳定性是指物质在一定条件下保持稳定状态的能力。它是物质稳定性的一个基本特征，也可以用来判断化学反应的可行性。 12. 溶液化学：溶液化学是研究物质在溶液中的相互作用和化学反应的一门科学。常见的概念包括溶解度、电解质、非电解质等等。 13. 离子产生平衡常数：离子产生平衡常数是指在水溶液中一种弱电解质的分解到离子和离子再结合的平衡常数。
考研物理化学知识点解析 考研是许多大学生迈向研究生阶段的重要关卡，物理化学作为考研 的一门必修科目，对于学生而言是一个重要的挑战。在本文中，我将 对物理化学考研的知识点进行解析和讲解，帮助考生更好地应对考试。 一、物理化学的基础概念 在物理化学的学习中，我们首先需要了解一些基础概念。物理化学 是研究物质与能量的关系，它涵盖了热力学、动力学、量子力学等多 个方面的知识。在考研中，常见的物理化学知识点包括粒子运动、统 计力学、电化学等。 二、物理化学的核心知识点 1. 热力学 热力学是物理化学的基础，它研究物质的热现象和能量转化。在考 研中，需要掌握热力学的基本概念，如热力学系统、态函数、热力学 第一定律等。此外，还需要了解气体状态方程、焓、熵等重要概念。 2. 动力学 动力学研究物质的运动和变化规律。在考研中，需要重点掌握反应 速率、速率常数、平衡常数等概念。此外，还需要了解化学反应动力 学的基本原理，如反应机理、活化能等。 3. 量子力学
量子力学是物理化学的重要分支，它研究微观粒子的运动和性质。在考研中，需要了解量子力学的基本原理，如波粒二象性、不确定性原理等。重点掌握波函数、算符、本征值等概念。 4. 电化学 电化学是研究电与化学反应之间的关系。在考研中，需要了解电化学反应的基本原理，如电解质溶液的电导、电位差、电极反应等。此外，了解电池电解池的构成和原理，以及电化学方法的应用也是考研中的重点。 三、物理化学的学习方法 1. 理论与实践相结合 物理化学是一门理论与实践相结合的学科，理论的学习需要通过实验进行验证和实践。在学习过程中，要注重理论知识的掌握，同时进行实验操作和实践探究。 2. 多维度的学习 物理化学的学习需要全面掌握各个知识点，要将知识点串联起来，形成一个完整的知识体系。在学习过程中，要注重整体性的理解和把握，从宏观到微观，从理论到实践，形成多维度的学习模式。 3. 做好题目的训练
初中物理化学知识点汇总 物理和化学是初中学习中的两门重要科学学科。物理研究物体的性质、运动和变化规律，而化学则关注物质的组成、性质和变化过程。在这篇文章中，我们将总结初中物理和化学学科的一些重要知识点。 一、物理知识点汇总 1. 运动和力学 - 运动的描述：位置、位移、速度和加速度 - 牛顿第一定律：惯性和惯性系 - 牛顿第二定律：力、质量和加速度的关系 - 牛顿第三定律：作用力和反作用力 - 简谐振动：周期、频率和振幅 - 动量守恒：碰撞和爆炸事件中的动量变化 - 弹力和斜面上的力 2. 热学 - 温度和热量的度量：摄氏度、热容量和热传导 - 热传递：传导、对流和辐射 - 热膨胀：材料的体积变化 - 热平衡和热力学定律 3. 光学
- 光的传播：折射、反射和传播速度 - 光的成像：凸透镜和凹透镜 - 颜色和光谱：光的分解和色彩形成 - 光的波粒二象性和光子 4. 电学 - 电荷和电场 - 静电力和电场力 - 电流和电路 - 基本电器元件：电阻、电容和电感 - 直流电和交流电 - 电磁感应和电动机原理 二、化学知识点汇总 1. 物质的性质和变化 - 物理性质：颜色、形状、温度和密度 - 化学性质：可燃性、腐蚀性和氧化性 - 物质的分类：元素、化合物和混合物 - 物质的变化：化学反应、化学方程式和化学平衡 2. 原子结构和化学键 - 原子的基本结构：质子、中子和电子
- 原子的电子排布：能级、电子壳和轨道 - 化学键的形成：离子键、共价键和金属键 - 分子和化合物 3. 溶液和电解 - 溶解和溶液的浓度 - 晶体的结构和溶解度 - 酸碱中和和盐的形成 - 电解过程和电解质 4. 化学反应 - 反应速率和化学平衡 - 酸碱中和反应和氧化还原反应 - 酸、碱和盐的性质 - 电化学反应和电池原理 以上只是初中物理和化学知识的部分内容，但包含了许多重要的知识点。掌握这些知识点对于学生在学习上建立牢固的基础非常重要，也为进一步学习高中和大学提供了坚实的基础。 初中物理化学知识的学习不仅需要理论知识的掌握，还需要通过实验来加深对知识点的理解。通过实验，学生可以观察和验证物理和化学原理，培养科学探究的能力。
第一章 理想气体 1、理想气体：在任何温度、压力下都遵循PV=nRT 状态方程的气体。 2、分压力：混合气体中某一组分的压力。在混合气体中，各种组分的气体分子分别占有相同的体积(即容器的总空间)和具有相同的温度。混合气体的总压力是各种分子对器壁产生撞击的共同作用的结果。每一种组分所产生的压力叫分压力，它可看作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生的压力B P 。 P y P B B =，其中∑=B B B B n n y 。 分压定律：∑=B B P P 道尔顿定律：混合气体的总压力等于与混合气体温度、体积相同条件下各组分单独存在时所产生的压力的总和。 ∑=B B V RT n P ) /( 3、压缩因子Z Z=)(/)(理实m m V V 4、范德华状态方程 RT b V V a p m m =-+ ))((2 nRT nb V V an p =-+))((22 5、临界状态(临界状态任何物质的表面张力都等于0) 临界点C ——蒸气与液体两者合二为一，不可区分，气液界面消失； 临界参数： (1)临界温度c T ——气体能够液化的最高温度。高于这个温度，无论如何加压 气体都不可能液化； (2)临界压力c p ——气体在临界温度下液化的最低压力； (3)临界体积c V ——临界温度和临界压力下的摩尔体积。 6、饱和蒸气压：一定条件下，能与液体平衡共存的它的蒸气的压力。取决于状
态，主要取决于温度，温度越高，饱和蒸气压越高。 7、沸点：蒸气压等于外压时的温度。 8、对应状态原理——处在相同对比状态的气体具有相似的物理性质。 对比参数：表示不同气体离开各自临界状态的倍数 (1)对比温度c r T T T /= (2)对比摩尔体积c r V V V /= (3)对比压力c r p p p /= 9、r r r c r r r c c c T V p Z T V p RT V p Z =⋅= 10、压缩因子图：先查出临界参数，再求出对比参数r T 和r p ，从图中找出对应的Z 。 11、阿玛格定律：B B Vy V = p RT n V B B /= 12、单原子理想气体 R C m p 25,= ,双原子理想气体R C m p 27,= 第二章 热力学第一定律 1、热力学第一定律：自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和不变，△U=Q+W （适用于非开放系统）。 2、 广度性质（有加和性）：U,H,S,G,A,V 系统的某一性质等于各部分该性质之和 强度性质（无加和性）：P,T 系统中不具加和关系的性质 3、恒容热：U Q v ∆=(dV=0,W ’=0) 恒压热：H Q p ∆=(dP=0,W ’=0)，非体积功不为0时'W H Q p -∆=
物理化学知识点总结[物理化学知识点归纳] 热力学第一定律...............................................................................（1）第二章热力学第二定律. (3) 第三章化学势 (7) 第四章化学平衡 (10) 第五章多相平衡 (12) 第六章统计热力学基础 (14) 第七章电化学 (16) 第八章表面现象与分散系统 (20) 第九章化学动力学基本原理 (24) 第十章复合反应动力学 (27) 物理化学知识点归纳 根据印永嘉物理化学简明教程第四版编写，红色的公式要求重点掌握，蓝色的公式掌握。 第一章热力学第一定律 本章讨论能量的转换和守恒，其目的主要解决变化过程的热量，求功的目的也是为了求热。1. 热力学第一定律 热力学第一定律的本质是能量守恒定律，对于封闭系统，其数学表达式为 ∆U =Q +W 微小过程变化：d U =δQ +δW 只作体积功：d U =δQ −p e d V 理想气体的内能只是温度的函数。2. 体积功的计算： δW V =−p 外d V W V =−∫p 外d V V 1V 2 外压为0（向真空膨胀，向真空蒸发）：W V =0；恒容过程：W V =0
恒外压过程：W V =−p 外(V 2−V 1) 恒压过程：W V =−p (V 2−V 1) 可逆过程：W V =− ∫ V 2 V 1 p d V （主要计算理想气体等温可逆、绝热可逆过程的功） 3. 焓和热容 由于大多数化学反应是在等压下进行的，为了方便，定义一个新的函数焓： H =U +pV 焓是状态函数，是广度性质，具有能量，本身没有物理意义，在等压下没有非体积功的热效应等于焓的改变量。等容热容：C V = δQ V ⎛∂U ⎛=⎛⎛ d T ⎛∂T ⎛V 等压热容：C p = δQ p ⎛∂H ⎛=⎛⎛ d T ⎛∂T ⎛p 对于理想气体：C p −C V =nR 4. 理想气体各基本过程中W 、Q 、∆U 、∆H 的计算 5. 焦耳-汤姆逊系数 µ=⎛ ⎛∂T ⎛1⎛∂H ⎛ =−⎛⎛⎛，用于判断气体节流膨胀时的温度变化。p C p ∂∂⎛⎛H ⎛T p ⎛ 6. 热效应的计算 不做非体积功的等压过程：Q p =∆H 不做非体积功的等容过程：Q V =∆U 化学反应等压热效应与等容热效应的关系：Q p −Q V =∆n g RT 由标准摩尔生成焓求标准摩尔反应焓变：∆r H m =
物理化学性质知识点总结 一、物理化学简介 1.1 物理化学概述 物理化学是一门研究物质性质与变化规律的学科，它涉及了物理学和化学两个学科的知识 内容，主要研究物质的结构、性质和变化规律。 1.2 物理化学的研究内容 物理化学的研究内容主要包括热力学、动力学、量子化学等。热力学涉及了物质的热性质 和热力学变化规律，动力学涉及了物质的反应速率和反应机理，量子化学涉及了物质微观 结构及其性质。 二、物理化学性质 2.1 物理性质 物理性质是指物质不发生化学变化时所表现的特征。包括颜色、形状、密度、熔点、沸点、溶解度等。 2.2 化学性质 化学性质是指物质在与其他物质发生化学反应时所表现的特征。包括变色、起泡、放热、 吸热、发光、产生气体等。 2.3 热性质 热性质是指物质在升温或降温过程中所表现的特征。包括热容、热传导率、热膨胀系数等。 2.4 光学性质 光学性质是指物质对光的吸收、反射、透射和折射等特征。包括透明、半透明、不透明等。 2.5 电性质 电性质是指物质在电场中所表现的特征。包括导电性、绝缘性、介电常数等。 三、物理化学性质的研究方法 3.1 物理化学性质的测定方法 物理化学性质的测定方法主要包括物理测定与化学测定两种。物理测定主要通过实验测定 物质的物理性质，如密度、熔点、沸点等；化学测定主要通过化学反应测定物质的化学性质，如酸碱中和反应、氧化还原反应等。
3.2 物理化学性质的计算方法 物理化学性质的计算方法主要包括经验计算和理论计算两种。经验计算主要通过实验数据和经验公式进行计算得出结果；理论计算主要通过物理化学理论和计算方法进行计算得出结果。 3.3 物理化学性质的表征方法 物理化学性质的表征方法主要包括图像表征和数据表征两种。图像表征主要通过图像像照片、电子显微镜图片等进行表征；数据表征主要通过数据统计、图表分析等进行表征。 四、物理化学性质的应用 4.1 物理化学性质在工业中的应用 物理化学性质在工业中有着广泛的应用，如物质的分离、纯化、合成等等。 4.2 物理化学性质在生活中的应用 物理化学性质在生活中也有很多应用，如食品加工、环境污染治理、新能源开发等。 4.3 物理化学性质在科研中的应用 物理化学性质在科研中也有很多应用，如材料研究、新药开发、环境保护等。 五、物理化学性质的发展趋势 5.1 物理化学性质研究方法的创新 随着科学技术的发展，物理化学性质研究方法也在不断创新，如新材料的研究方法、新反应机制的研究方法等。 5.2 物理化学性质应用领域的拓展 随着社会经济的发展，物理化学性质的应用领域也在不断拓展，如新能源开发、环境污染治理、生物医药等。 5.3 物理化学性质研究内容的深化 随着科学理论的不断深化，物理化学性质的研究内容也在不断深化，如微观结构理论的深入研究、新颖反应机制的发现等。 六、结语 物理化学性质是物质的重要特征，研究物理化学性质对于深入了解物质的本质和规律具有重要意义。希望通过本文的介绍，能够对物理化学性质有一个更加全面和深入的了解。
第二章热力学第一定律 1． 系统 ①隔离系统（孤立系统）：没有物质和能量交换 ②封闭系统：只有能量交换 ③敞开系统（开放系统）：既有物质交换，又有能量交换 2． 状态函数分类 ①广度量（广度性质）：与物质数量成正比，有加和性，数学上是一次齐函数 ②强度量（强度性质）：与物质数量无关的性质，不具有加和性 *任何两个广度性质之比得出的物理量则为强度量 3．过程分类 ①恒温过程：T=T 环境=定值 ②恒压过程：P=P 环境=定值（过程中压强均相等且不变） ③等压过程：P 1 = P 2 = P amb = 常数 ④恒容过程：V=定值 ⑤绝热过程：系统与环境无热交换，Q=0 ⑥循环过程：系统从始态出发经一系列变化又回到始态的过 ⑦自由膨胀过程（向真空膨胀）：P amb （环境压强）=0 ，δW=0 ⑧可逆过程：将推动力无限小、系统内部及系统与环境之间在无限接近平衡条件下进行的过程。即P amb =P 系统+dp ，且d p ≈0 4．功和热 （1）功：途径函数 ①体积功 W=⎰ -2 V 1 V am b dV p ，系统得到环境所作功，W ＞0；系统对环境作功，W ＜0 ②可逆功W=⎰ - 2 V 1 V pdV （2）热：途径函数，若系统从环境吸热，Q ＞0；若系统向环境放热，Q ＜0 5．热力学能（内能）：指系统内部的所有粒子全部能量的总和，包括系统内分子平动、转动、振动能和势能等，即内能，用U 表示，U=f （T,V ），则有：dV )V U (dT )T U ( dU T V ∂∂+∂∂= *理想气体时，U=f （T ），恒温过程，0)V U ( T =∂∂，即△U=0
物理化学每章总结 第1章 热力学第一定律及应用 1．系统、环境及性质 热力学中把研究的对象（物质和空间）称为系统，与系统密切相关的其余物质和空间称为环境。根据系统与环境之间是否有能量交换和物质交换系统分为三类：孤立系统、封闭系统和敞开系统。 2．热力学平衡态 系统的各种宏观性质不随时间而变化，则称该系统处于热力学平衡态。必须同时包括四个平衡：力平衡、热平衡、相平衡、化学平衡。 3．热与功 (1) 热与功的定义 热的定义：由于系统与环境间温度差的存在而引起的能量传递形式。以Q 表示，Q>0 表示环境向系统传热。 功的定义：由于系统与环境之间压力差的存在或其它机、电的存在引起的能量传递形式。以W 表示。W>0 表示环境对系统做功。 (2) 体积功与非体积功 功有多种形式，通常涉及到是体积功，是系统体积变化时的功，其定义为：V p W d δ e -= 式中pe 表示环境的压力。 对于等外压过程 )(1 2e V V p W --= 对于可逆过程，因e p p =，p 为系统的压力，则有 V p W V V d 2 1 ⎰ -= 体积功以外的其它功，如电功、表面功等叫非体积功，以W ′表示。 4．热力学能 热力学能以符号U 表示，是系统的状态函数。若系统由状态1变化到状态2，则过程的热力学增量为 1 2U U U -=∆ 对于一定量的系统,热力学能是任意两个独立变量的状态函数,即),(V T f U = 则其全微分为 V V U T T U U T V d d d ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂= 对一定量的理想气体，则有 0 =⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂T V U 或 U =f （T ） 即一定量纯态理想气体的热力学能只是温度的单值函数。 5．热力学第一定律及数学表达式 (1) 热力学第一定律的经典描述 ① 能量可以从一种形式转变为另一种形式,但在转化和传递过程中数量不变 ② “不供给能量而可连续不断做功的机器称为第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。 (2) 数学表达式 对于封闭系统，热力学第一定律的数学表达式为W Q U δδd += 或 W Q U +=∆ 即封闭系统的热力学能的改变量等于过程中环境传给系统的热和功的总和。 6．焓 焓以符号H 表示，是系统的状态函数。定义为pV U H += 对于一定量的系统，焓是任意两个独立变量的状态函数，即),(p T f H = 则其全微分为 p p H T T H H T p d d d ⎪ ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂= 对一定量的理想气体，则有0=⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂p T H 或 H =f （T ） 即一定量纯态理想气体的焓只是温度的单值函数。 7．可逆过程 能通过原来过程的反方向变化而使系统恢复到原来状态，同时环境中没有留下任何永久性变化的过程，称为热力学可逆过程；反之，称为不可逆过程。 可逆过程有如下特征： (1) 可逆过程是由一连串连续的无限接近平衡态的过程所构成，整个过程是无限缓慢的。 (2) 只要以相同手续循沿着原来途径进行一个逆过程，可使系统和环境同时恢复原状。 (3) 在等温可逆过程中，系统对环境所做功为最大功，环境对系统所做功为最小功。 8．热容 (1) 热容的定义 在没有非体积功的条件下，若一定量的物质在不发生相变或化学变化的情况下，吸热δQ 后， 其温度由T 升至T ＋d T ，该δQ 与d T 的比值称为该物质的热容C 。 T Q C d δ= (2) 等容摩尔热容m ,V C 若n mol 某物质在等容条件下由温度T 升到T ＋d T 所吸收的热为 δQ V ，则等容摩尔热容为 V V V V T U T U n T n Q C ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂== m m ,1d δ (3) 等压摩尔热容m ,p C 若n mol 某物质在等压条件下由温度T 升到T ＋d T 所吸收的热为δQp ，则等压摩尔热容为 p p p p T H T H n T n Q C ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂= = m m ,1d δ (4) 理想气体m ,V C 和m ,p C 关系 R C C V p =-m ,m , (5) 热容与温度关系的经验式 2m ,cT bT a C p ++= 或 32m ,dT cT bT a C p +++=
物理化学:定义、公式、实验方法和相关实例 物理化学是一门研究化学物质在物理变化和化学变化中的性质和行为的科学。它是化学的一个重要分支，涉及到化学反应、物质结构、性质预测等方面。本文将总结一些重要的物理化学知识点，包括一些定义、公式、实验方法和相关实例。 一、化学反应动力学 化学反应动力学是研究化学反应速率和反应机制的科学。它涉及到反应速率常数、反应机理、活化能等概念。其中，反应速率常数是描述反应速率和反应物浓度的关系的一个参数，阿累尼乌斯方程和速率定律是其重要的公式。反应机理是描述反应过程的详细步骤的模型，其中包括了中间产物和反应通道。活化能则是用来描述反应过程中的能量障碍的参数。 二、物质结构 物质结构是研究化学物质分子结构和原子排列的科学。它涉及到分子键、分子轨道、晶体结构等概念。其中，分子键是描述分子中原子之间的相互作用力的类型和强度的参数，包括离子键、共价键和金属键等。分子轨道是描述分子中电子分布和运动的模型，包括分子中的电子能量和波函数。晶体结构是描述晶体中原子或分子的排列方式和对称性的模型。 三、物态和相态 物态和相态是研究物质在不同温度和压力下的状态和性质的科学。它涉及到物态方程、相图、相变等概念。其中，物态方程是描述物质在不同状态下的体积、压力和温度的关系的公式，包括理想气体状态方程和真实气体状态方程。相图是描述物质在不同温度和压力下的相态的图形，包括单相区和多相区。相变是描述物质在相态变化过程中的能量和熵的变化的过程。 四、表面和胶体 表面和胶体是研究物质表面的性质和行为的科学。它涉及到表面张力、表面活性剂、胶体等概念。其中，表面张力是描述物质表面张力大小和方向的性质的参数，与物质的分子结构和分子间相互作用有关。表面活性剂是能够降低物质表面张力的化学物质，广泛应用于洗涤剂、化妆品等领域。胶体是直径在1-100纳米的微小粒子悬浮在液体或气体中形成的体系，具有独特的性质和用途，如胶体金等。
化学物理重要知识点总结 一、热力学 1. 热力学基本概念 热力学是研究物质在各种物理过程中所表现出的热现象和热性质的一门学科。它是研究物 质状态和状态变化过程的基本规律的科学。 2. 热力学系统的基本概念 热力学系统是指对物质进行热学研究时所根据需要确定的一定范围内的物质。热力学系统 包括封闭系统、开放系统和孤立系统。 3. 热力学过程 热力学过程是指系统的状态随时间变化而发生的物理变化过程。热力学过程包括绝热过程、等温过程、等容过程和等压过程。 4. 热力学定律 热力学定律包括热力学第一定律和热力学第二定律。热力学第一定律是指能量守恒定律， 热力学第二定律是指所有系统在不受外力干扰的情况下都趋向于平衡状态。 5. 热力学函数 热力学函数是热力学系统状态的特性参数。常见的热力学函数包括内能、焓、自由能和吉 布斯能。 6. 热力学平衡 热力学平衡是指系统各个部分处在相同的温度、压力和化学势以及物理状态下的平衡状态。 7. 热力学系统的状态方程 热力学系统的状态方程是系统物理状态的数学表达式。常见的热力学系统状态方程包括理 想气体状态方程、准压缩性气体状态方程和范德瓦尔斯气体状态方程。 8. 热力学过程中的工作 热力学过程中的工作是指系统对外界的功。常见的的工作包括体积功和非体积功。 9. 热力学熵 热力学熵是系统内部无序程度的度量，是评价系统混乱程度的指标。热力学熵具有增大趋 势定律和熵最大原理。
10. 热力学的应用 热力学在实际工程中有许多应用，例如燃烧、发动机、制冷技术、空气动力学和化学反应 等方面的应用。 二、量子化学 1. 基本概念 量子化学是研究原子、分子等微观粒子的能级结构、性质和相互作用的一门学科。它是研 究原子分子电子结构和化学反应过程的基本理论。 2. 量子力学基本原理 量子力学是描述微观粒子的运动和相互作用所遵循的规律的理论。它包括波粒二象性、不 确定关系、按我们知道的基本原理和狄拉克方程等内容。 3. 原子结构 原子结构是指原子内部的构造和电子排布方式。原子结构包括玻尔模型、量子力学描述等。 4. 分子结构 分子结构是指分子内部原子的排列方式和相互作用情况。分子结构包括几何构型、化学键、分子轨道和平面三角形构型等。 5. 分子光谱 分子光谱是研究分子在电磁辐射照射下发生的光谱现象。分子光谱包括紫外-可见吸收光谱、红外吸收光谱和拉曼散射光谱等。 6. 化学反应动力学 化学反应动力学是分子反应中速率和机理的研究。化学反应动力学包括速率常数、反应级数、反应速率方程和反应动力学模型等。 7. 分子碰撞理论 分子碰撞理论是分子碰撞过程的理论研究。分子碰撞理论包括碰撞频率、碰撞截面、原子 间相互作用和散射过程等。 8. 量子化学的应用 量子化学在实际工程中有许多应用，例如原子分子光谱、化学反应动力学、电子结构计算、分子动力学模拟等方面的应用。 三、动力学
Human life rushes like a flood, without encountering islands and reefs, it is difficult to arouse beautiful waves.悉 心整理助您一臂（页眉可删） 物理化学知识点 五里河化学都是理科学科，在初中开始，我们才接触这两门学科，以下是物理化学知识点，欢迎大家学习! 物理知识点【1】 一、质点的运动(1)------直线运动 1)匀变速直线运动 1.平均速度V平=s/t(定义式) 2.有用推论Vt2-Vo2=2as 3.中间时刻速度Vt/2=V平=(Vt+Vo)/2 4.末速度Vt=Vo+at 5.中间位置速度Vs/2=[(Vo2+Vt2)/2]1/2 6.位移s=V平 t=Vot+at2/2=Vt/2t 7.加速度a=(Vt-Vo)/t {以Vo为正方向，a与Vo同向(加速)a0;反向则a0｝ 8.实验用推论s=aT2 {s为连续相邻相等时间(T)内位移之差｝
9.主要物理量及单位:初速度(Vo):m/s;加速度(a):m/s2;末速度(Vt):m/s;时间(t)秒(s);位移(s):米(m);路程:米;速度单位换算：1m/s=3.6km/h。 注： (1)平均速度是矢量; (2)物体速度大,加速度不一定大; (3)a=(Vt-Vo)/t只是量度式，不是决定式; (4)其它相关内容：质点、位移和路程、参考系、时间与时刻〔见第一册P19〕/s--t图、v--t图/速度与速率、瞬时速度〔见第一册P24〕。 2)自由落体运动 1.初速度Vo=0 2.末速度Vt=gt 3.下落高度h=gt2/2(从Vo位置向下计算) 4.推论Vt2=2gh 注: (1)自由落体运动是初速度为零的匀加速直线运动，遵循匀变速直线运动规律; (2)a=g=9.8m/s210m/s2(重力加速度在赤道附近较小,在高山处比平地小，方向竖直向下)。
物化重点知识点总结 1、导体分为:电子导体，离子导体。 2、迁移数受温度和离子浓度影响，与外加电场无关。 3、电导测定的应用:检验水的纯度，计算弱电解质的电离度和平衡常数，测定难溶盐的溶解度，电导滴定。 4、组成可逆电池的必要条件:电极上的化学反应可向正反方向进行，电池接近平衡状态工作。 5、可逆电池的三种类型:金属与其离子构成，金属与其难溶盐构成，氧化还原电极。 6、标准电动势与书写无关，标准吉布斯自由能和标准平衡常数与书写有关。 7、盐桥的作用:减小液接电势。制备要求:电子迁移数接近1:1，电解质浓度足够大，不能与溶液中离子沉淀。 8、电动势测定的应用:求电解质溶液的平均活度因子，求难溶盐的活度积和水的离子积，测溶液的pH。 9、极化类型:浓差极化，电阻极化，电化学极化。 10、氢离子放电理论:迟缓放电理论，复合理论。 11、金属的腐蚀:化学腐蚀，电化学腐蚀。防腐措施:非金属保护层，金属保护，电化学防护，加缓蚀剂，制成合金。 12、质量作用定律只适用于基元反应。反应级数不是整数的一定是非基元反应。 13、常见的一级反应:衰变，水解，五氧化二氮分解。
常见的二级反应:皂化，二聚，碘化氢分解合成，甲醛热分解。 常见的零级反应:表面催化反应，酶催化反应。 14、稳态近似:自由基浓度不随时间变化。 15、范霍夫近似规律:温度升高10K，反应速率增加2-4倍。 16、碰撞理论:硬球模型。只有碰撞能大于反应阈能才是有效碰撞。 过渡态理论:势能面。只有能量大于过渡态能量反应才能发生。中间产物叫活化络合物。 17、光化学定律:只有被分子吸收的光才发生光化学反应，初级过程一个光子只能活化一个分子。 18、量子产率:反应速率与光强之比。 19、根据相数不同，催化反应可以分为均相催化和多相催化。 20、催化剂毒物:能够使催化剂失活的杂质。 21、催化剂特点:降低反应活化能，反应前后物理性质改变，不影响平衡，有特殊的选择性。 22、表面张力与化学键的关系:金属键＞离子键＞极性共价键＞非极性共价键 23、正吸附:超量为正，增加溶质浓度，表面张力减小。 负吸附:超量为负，增加溶质浓度，表面张力增大。 24、表面活性剂的效率越高，能力越低。 25、表面活性剂的重要作用:润湿作用，起泡作用，增溶作用，乳化作用，洗涤作用。 26、物理吸附可以是单层吸附，也可以是多层吸附。化学吸附只能是