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∆=∆∑
反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：
)(])([,p B C T H m p B
B m r ∑=∂∆∂ν。
第二章 热力学第二定律
一、基本概念
自发过程与非自发过程 二、热力学第二定律
1、热力学第二定律的经典表述
克劳修斯，开尔文，奥斯瓦尔德。实质：热功转换的不可逆性。
2、热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式）
“=”可逆；“＞”不可逆
三、熵
1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理
2
3、熵的物理意义：系统混乱度的量度。
4、绝对熵：热力学第三定律
5、熵变的计算
（1）理想气体等温过程：
（2
（3
（4）理想气体pTV 都改变的过程：
2
1
12,ln
ln p p nR T T nC S m p +=∆
（5
（6）化学反应过程：)298,()298(B S S m B m r ∑=∆θθν
四、赫姆霍兹函数和吉布斯函数
1、定义：A=U-TS ；G=H-TS
等温变化：ΔA=ΔU -TΔS ；ΔG=ΔH -TΔS
2、应用：不做其他功时，ΔA T ,V ≤0 ；自发、平衡 ΔG T ,V ≤0 ；自发、平衡
3、热力学基本关系式
d A =-S d T -V d p ；d G =-S d T +p d V
4、ΔA 和ΔG 的求算 （1）理想气体等温过程
用公式：ΔA=ΔU -TΔS ；ΔG=ΔH -TΔS
用基本关系式：d A =-S d T -V d p ；d G =-S d T +p d V （2）可逆相变过程
ΔA=ΔU -TΔS =W =-nRT ；ΔG =0 （3）化学反应过程的ΔG
标准熵法：ΔG=ΔH -TΔS 标准生成吉布斯函数法：
)298,()298(B G G m f B m r θ
θ
ν∆=∆∑
（4）ΔG 与温度的关系
ΔG=ΔH -TΔS ，设ΔH 、ΔS 不遂温度变化。
五、化学势
1、化学式的定义和物理意义
)(,,)(B c c n p T B
B n G ≠∂∂=μ
；在T 、p 及其他物质的量保持不变
的情况下，增加1molB 物质引起系统吉布斯函数的增量。
2、化学势的应用
在等温等压不作其他功时，∑B B μν＜0自发；＝0平衡；＞逆向自发
3、化学时表示式
理想气体：
)/ln(θ
θμμp p RT += 纯固体和纯液体：θ
μμ=
第三章 化学平衡
一、化学平衡常数与平衡常数表达式
如：Zn+2HCl(aq)=H 2+ZnCl 2（aq ）
)
HCl ()]ZnCl (][/)H ([222
c c p p K θ
θ= 二、 标准平衡常数的求算
θθK RT T G m r ln )(-=∆
三、 范特荷夫等温方程
θ
θ
θ
θ
K J RT J RT T G T G m r m r /ln ln )()(=+∆=∆
四、平衡常数与温度的关系
θ
θ
θ
m r m r m r S T H T G ∆-∆=∆)(；θ
θK
RT T G m r ln )(-=∆
五、各种因素对平衡的影响
分压、总压、惰性气体、温度。
第四章 液态混合物和溶液
一、拉乌尔定律和亨利定律
1、拉乌尔定律
p A =p *x A ；p A =p *a x ,A
适用于液态混合物和溶液中的溶剂。 2、亨利定律
p B =k x,B x B =k b,B b B =k %,B [%B ] ； p B =k x,B a x,B =k b,B a b,B =k %,B a %,B 适用于溶液中的溶质。
二、液态混合物和溶液中各组分的化学势
1、理想液态混合物
x RT T mix p T x ln )(),,(+=θμμ
标准态为：同温下的液态纯溶剂。 2、真实液态混合物
x x a RT T mix p T ln )(),,(+=θμμ
标准态为：同温下的液态纯溶剂。 3、理想稀溶液
溶剂：A A x A x RT T sln p T ln )(),,(+=θ
μμ
标准态为：同温下的液态纯溶剂。
溶质：B B x B x RT T sln p T ln )(),,(+=θ
μμ
标准态为：同温下x B =1且符合亨利定律的溶质（假想状态）。
4、真实溶液
溶剂：A x A x A a RT T sln p T ,,ln )(),,(+=θ
μμ ；a x,A =f x,A x ;
标准态为：同温下的液态纯溶剂。
溶质：B x B x B a RT T sln p T ,ln )(),,(+=θ
μμ ; a x,B =γx,B x B ;
标准态为：同温下x B =1且符合亨利定律的溶质（假想状态）。
B b B b B a RT T sln p T ,,ln )(),,(+=θ
μμ; a b,B =γb,B b B ;
标准态为：同温下b B =1且符合亨利定律的溶质（假想状态）。
B B
B a RT T sln p T %,%,ln )(),,(+=θ
μμ; a %,B =γ%,B [%B]; 标准态为：同温下[B%]=1且符合亨利定律的溶质（一般为假想状态）。 三、各种平衡规律
1、液态混合物的气液平衡
p A =p *A
a x,A ; p A =p *A
a x,A ; p=p A +p B 2、溶液的气液平衡
p A =p *A
a x,A ；p B =k x,B a x,B =k b,B a b,B =k %,B a %,B ；p=p A +p B 3、理想稀溶液的凝固点降低
4、分配定律
5、化学平衡
6、西弗特定律：[O%]=K θ(p (O 2)/P θ)0.5
第五章相平衡
一、相律
1、物种数、独立组分数、相数、自由度数
2、相律公式f=C-φ+2
二、单组分系统
1、克-克方程
2、水的相图
三面、三线、一点。
三、双组分系统
1、相律分析
根据f=C-φ+1（一般固定压力），φ=2,f=1；φ=3,f=0
2、杠杆规则
3、步冷曲线
四、典型相图
1、Mg-Ge相图
2、Na-K相图
3、Ag-Cu相图
第六章 电解质溶液
一、电解质溶液的电导
1、电导
G =1/R ; 单位：S(西门子) 2、电导率
G =κA /l 或κ=G l /A ; 单位：S/m 3、摩尔电导率
Λm =κ/c
4、无限稀释摩尔电导率
∞--∞++∞+=ΛΛΛm νν
5、离子的电迁移
l
E U ∆=++υ ；-
++
--+++++=+===
U U U I I Q Q t υυυ ；1=+-+t t
二、电解质溶液的活度
1、电解质的化学势（电解质溶液的浓度用m B 或b B 表示）
B B B a RT ln +=θ
μμ
;)
(;)(;/)(;/1/1/1ννννννθ
ννννγγγγ-+-+-+-+±-+±±±-+±±⋅=⋅=⋅=⋅==m m m m m a a a a a B 2、离子强度
∑=2
2
1B
B z m I
3、德拜—休克尔极限公式
I z z ||5093.0lg -+±-=γ ；适用于25℃时的极稀水溶液。
第七章 电化学
一、可逆电池的构成
电池反应互为逆反应；充放电时电流无穷小。
二、可逆电池热力学
1、;zFE G m
r -=∆C/mol 96500;=-=∆F zFE
G m r θθ 23、m r m r m r S T G H ∆+∆=∆
4
、m r r S T Q ∆= ；电池反应做了其他功。
三、能斯特方程
1、电池反应的能斯特方程
2、电极反应的能斯特方程
)H ()O (lg 0592.0a a z E E +=++θ ；不常用
四、可逆电极的种类
1、第一类电极
金属电极；气体电极
2、第二类电极
难溶盐电极；难溶氧化物电极
3、氧化还原电极
五、电极电势的应用
1、测定电池反应的热力学函数
2、测定电解质的±γ
3、测定溶液的pH 值
4、浓差定氧
六、极化现象和超电势
1、浓差极化
电极反应速度比离子迁移速度快造成的。
2、电化学极化
电极反应速度比电子移动速度慢造成的。
3、极化结果
e i E E -=η；对阳极η总为正；对阴极η总为负。
七、金属腐蚀与防护
1、金属腐蚀
电化学腐蚀：析氢腐蚀，吸氧腐蚀
2、金属防护
阴极保护法：牺牲阳极法，外加电流法。 阳极保护法：钝化。
涂层保护法：热镀、电镀、有机涂层。
第八章 表面现象
一、表面吉布斯函数
1、产生
表面分子与内部分子的差别。
2、定义及单位
B n p T A G ,,)(∂∂=σ ；J/m 2或N/m ；因此又称表面张力。
3、影响因素
物质本性、温度、相邻相、溶质的种类。
4、表面热力学
在温度、压力、组成不变的情况下，σσAd dA dG += 缩小表面积和降低表面张力为自发方向。
二、弯曲液面的表面现象
1、附加压力
r p /2σ=∆
2、饱和蒸气压
r K p p r /)ln(0
= 3、毛细管现象
gR h ρθσcos 2=
三、新相生成与介安状态
1、过饱和蒸汽与人工降雨
2、过冷现象与晶种
3、过饱和溶液与种盐
4、过热现象与沸石
5、淬火与回火
四、固体表面的吸附作用
1、物理吸附与化学吸附
范德华力与化学键力；又无选择性；单分子层与多分子层。
2、吸附曲线
等温线（判断单多层）；等压线（判断吸附类型）、等量线（求吸附热）
3、吸附等温式 弗伦德里希：n kp m V a == 朗格谬尔：bp bp V V +=∞1
五、溶液表面的吸附
1、溶液的表面张力
各类溶质对表面张力的影响。
2、吉布斯吸附公式
T c RT c
)(∂∂-=Γσ
六、润湿现象
1、接触角θ
θ=0°，完全润湿；θ＜90°，润湿；θ＞90°，不润湿； θ=180°，完全不润湿。
2、杨氏方程
θσσσcos g l l s g s ---+=
七、表面活性剂
1、定义
溶于水后能显著降低水的表面张力的物质。
2、分类
离子型、非离子型。
3、结构特点
一端亲水基一端亲油基。
4、应用
乳化、去污（增溶）、浮选、改变润湿角。
第九章化学动力学基础
一、关于反应速率的基本概念
1、反应速率的表示
2、反应速率的测定
测定不同时刻的浓度（化学法、物理法），作c~t曲线，t时刻切线的斜率即为t时的反应速率。
3、基元反应和非基元反应
一步完成的反应为基元反应，基元反应遵守质量作用定律。是否基元反应只能通过实验确定。
4、速率方程与速率常数
质量作用定律是速率方程的特殊形式，对于非基元反应也有类似的式子。
速率常数仅与温度和催化剂有关，而与浓度无关。
5、反应级数
速率方程中浓度幂之和称之。基元反应一定为正整数，非基元反应可为0或小数。
二、浓度对反应速率的影响
1、一级反应
微分式：A A kc dt dc =- ——与浓度的一次方成正比；
k 的单位为时间-1； 积分式：kt c c =0ln ——以ln c ~t 作图得一直线； 半衰期：k t 2ln 2/1= ——与起始浓度无关。
2、二级反应与准一级反应 微分式：2kc dt dc =- ——与浓度的二次方成正比；
k 的单位为浓度-1时间-1； 积分式：kt c c =-011 ——以1/c ~t 作图得一直线； 半衰期：02/11
kc t = ——与起始浓度的一次方成反比。
准一级反应：对于A+B==Y+Z ，当A 大大过量或B 大大过量时，可按一级反应处理。
3、反应级数的测定
尝试法：将一组c ~t 数据代入不同积分公式求k ，若k 为常数则所代公式正确；
作图法：将一组c ~t 数据按ln c ~t 、1/c ~t 等作图，若得直线可判定反应级数；
半衰期法：根据n Kc t -=12/1得K c n t lg lg )1(lg 2/1+-=，
以2/1lg t ~c lg 作图可得直线，从斜率可求n 。
微分法：根据n kc =υ得k c n lg lg lg +=υ，以υlg ~c
lg 作图可得直线，斜率即为n 。
四、温度对反应速率的影响
1、阿仑尼乌斯公式 微分式：2ln RT E dT k d a =
2、活化能
活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。
第十章 复合反应动力学
一、复合反应基本类型
1、平行反应
A A c k k dt dc )(21+=- ；21k k c c c
B =
2、对行反应
B A A c k c k dt dc 11--=- ；11,,-==k k c c K e A e B c
3、连串反应
A A c k dt dc 1=- ；
B A B c k c k dt dc 21-= ；B c c k dt
dc 2= 二、复合反应机理近似处理方法
1、平衡态法
反应物与中间物达成平衡。
2、稳态法
中间物的浓度维持微小量不变。
三、链反应与爆炸半岛
1、链反应
分为直链反应和支链反应；链引发、链传递、链终止。
2、爆炸半岛
常见可燃气体在空气中的爆炸限。
第一章气体的pvT关系 一、理想气体状态方程 pV=（m/M）RT=nRT （1.1） 或pV m=p（V/n）=RT （1.2） 式中p、V、T及n的单位分别为P a、m3、K及mol。V m=V/n称为气体的摩尔体积，其单位为m3·mol。R=8.314510J·mol-1·K-1称为摩尔气体常数。 此式适用于理想，近似于地适用于低压下的真实气体。 二、理想气体混合物 1．理想气体混合物的状态方程（1.3） pV=nRT=（∑ B B n）RT pV=mRT/M mix （1.4） 式中M mix为混合物的摩尔质量，其可表示为 M mix def∑ B B y M B (1.5) M mix=m/n=∑ B B m/∑ B B n （1.6） 式中M B为混合物中某一种组分B 的摩尔质量。以上两式既适用于各种 混合气体，也适用于液态或固态等均 匀相混合系统平均摩尔质量的计算。 2.道尔顿定律 p B=n B RT/V=y B p （1.7） P=∑ B B p (1.8) 理想气体混合物中某一种组分B 的分压等于该组分单独存在于混合气 体的温度T及总体积V的条件下所具 有的压力。而混合气体的总压即等于 各组分单独存在于混合气体的温度、 体积条件下产生压力的总和。以上两 式适用于理想气体混合系统，也近似 适用于低压混合系统。
3.阿马加定律 V B*=n B RT/p=y B V （1.9） V=∑V B* （1.10） V B*表示理想气体混合物中物质B 的分体积，等于纯气体B在混合物的温度及总压条件下所占有的体积。理想气体混合物的体积具有加和性，在相同温度、压力下，混合后的总体积等于混合前各组分的体积之和。以上两式适用于理想气体混合系统，也近似适用于低压混合系统。 三、临界参数 每种液体都存在有一个特殊的温度，在该温度以上，无论加多大压力，都不可能使气体液化，我们把这个温度称为临界温度，以T c或t c表示。我们将临界温度T c时的饱和蒸气压称为临界压力，以p c表示。在临界温度和临界压力下，物质的摩尔体积称为临界摩尔体积，以V m,c表示。临界温度、临界压力下的状态称为临界状态。 四、真实气体状态方程 1.范德华方程 （p+a/V m2）(V m-b)=RT (1.11) 或（p+an2/V2）(V-nb)=nRT (1.12) 上述两式中的a和b可视为仅与气体种类有关而与温度无关的常数，称为范德华常数。a的单位为Pa·ｍ６·mol，b的单位是m3mol.-1。该方程适用于几个兆帕气压范围内实际气体p、V、T的计算。 2.维里方程 Z(p，T)=1+Bp+Cp+Dp+…（1.13） 或Z(V m, ,T)=1+B/V m+C / V m2 +D/ V m3 +… （1.14）
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（V1-V2）=-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 此式适用于理想气体单纯p VT 变化的一切过程，或真实气体的恒压变温过程，或纯的液、固态物质压力变化不大的变温过程。 3. 内能变 (1)△U=Qv 式中Qv 为恒热容。此式适用于封闭系统，W`=0、dV=0的过程。 △ U=?2 1 ,v T T m dT nC =） （12,v T -T m nC 式中m C ,v 为摩尔定容热容。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。 4. 热容 （1） 定义
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 =
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 -?=
化学方程式大全 （1）单质与氧气的反应： 1. 镁在空气中燃烧：2Mg + O2 点燃2MgO 2. 铁在氧气中燃烧：3Fe + 2O2 点燃Fe3O4 3. 铜在空气中受热：2Cu + O2 加热2CuO 4. 铝在空气中燃烧：4Al + 3O2 点燃2Al2O3 5. 氢气中空气中燃烧：2H2 + O2 点燃2H2O 6. 红磷在空气中燃烧：4P + 5O2 点燃2P2O5 7. 硫粉在空气中燃烧：S + O2 点燃SO2 8. 碳在氧气中充分燃烧：C + O2 点燃CO2 9. 碳在氧气中不充分燃烧：2C + O2 点燃2CO （2）化合物与氧气的反应： 10. 一氧化碳在氧气中燃烧：2CO + O2 点燃2CO2 11. 甲烷在空气中燃烧：CH4 + 2O2 点燃CO2 + 2H2O 12. 酒精在空气中燃烧：C2H5OH + 3O2 点燃2CO2 + 3H2O 二．几个分解反应：
13. 水在直流电的作用下分解：2H2O 通电2H2↑+ O2 ↑ 14. 加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3 加热2CuO + H2O + CO2↑ 15. 加热氯酸钾（有少量的二氧化锰）：2KClO3 ==== 2KCl + 3O2 ↑ 16. 加热高锰酸钾：2KMnO4 加热K2MnO4 + MnO2 + O2↑ 17. 碳酸不稳定而分解：H2CO3 === H2O + CO2↑ 18. 高温煅烧石灰石：CaCO3 高温CaO + CO2↑ 三．几个氧化还原反应： 19. 氢气还原氧化铜：H2 + CuO 加热Cu + H2O 20. 木炭还原氧化铜：C+ 2CuO 高温2Cu + C O2↑ 21. 焦炭还原氧化铁：3C+ 2Fe2O3 高温4Fe + 3CO2↑ 22. 焦炭还原四氧化三铁：2C+ Fe3O4 高温3Fe + 2CO2↑ 23. 一氧化碳还原氧化铜：CO+ CuO 加热Cu + CO2 24. 一氧化碳还原氧化铁：3CO+ Fe2O3 高温2Fe + 3CO2 25. 一氧化碳还原四氧化三铁：4CO+ Fe3O4 高温3Fe + 4CO2四．单质、氧化物、酸、碱、盐的相互关系 （1）金属单质 + 酸 -------- 盐 + 氢气（置换反应）26. 锌和稀硫酸Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
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 +++=
《物理化学学习要点》 热力学第一定律 一、 本章框架 二、 本章要求 1、 了解热力学基本概念：系统、环境、功、热、平衡状态、状态函数、可逆过程等； 2、 明确热力学第一定律和热力学能的概念； 3、 明确焓、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓和燃烧焓的定义； 4、 熟练掌握在理想气体单纯pVT 变化、相变化及化学变化过程中计算热、功、△U 、 △H 的原理和方法； 三、考核要求： 1．热力学概论 1.1 热力学的目的、内容和方法 （了解） 1.2 热力学的一些基本概念 1.2.1 体系与环境，体系的性质 （理解） 温过程 压过程 容过程 pVT 都变化过程 热过程 逆相变过程 可逆相变过程 准摩尔反应焓 准摩尔燃烧焓 准摩尔生成焓 等温反应 流膨胀
1.2.2 热力学平衡态和状态函数（理解） 2．热力学第一定律 2.1 热和功（掌握） 2.2 热力学能（掌握） 2.3 热力学第一定律的表述与数学表达式（应用） 3．体积功与可逆过程 3.1 等温过程的体积功（应用） 3.2 可逆过程与最大功（理解） 4．焓与热容 4.1 焓的定义（了解） 4.2 焓变与等压热的关系（应用） 4.3 等压热容和等容热容（理解） 5．热力学第一定律对理想气体的应用 5.1 理想气体的热力学能和焓（掌握） 5.2 理想气体的C p与C v之差（理解） 5.3 理想气体的绝热过程（掌握） 6．热力学第一定律对实际气体的应用 6.1 节流膨胀与焦耳-汤姆逊效应（了解） 7．热力学第一定律对相变过程的应用（掌握） 8．化学热力学 8.1 化学反应热效应 8.1.1 等压热效应与等容热效应（掌握） 8.1.2 反应进度（了解） 8.2 赫斯定律与常温下反应热效应的计算 8.2.1 赫斯定律（应用） 8.2.2 标准摩尔生成焓与标准摩尔燃烧焓（掌握） 8.3 标准反应焓变与温度的关系—基尔霍夫定律（应用） 四、重要概念 1、系统与环境；
物理化学中的重要知识点 物理化学是研究物质的性质和变化规律的学科，涉及到许多重要的知识点。本文将介绍物理化学中的一些重要知识点，包括热力学、量子力学、化学动力学和电化学等方面。 一、热力学 热力学是研究能量转化和能量传递的学科。其中，热力学第一定律是能量守恒定律，它表明能量可以从一种形式转化为另一种形式，但总能量保持不变。热力学第二定律则是关于熵的定律，它表明自然界中熵总是增加的。熵是描述系统无序程度的物理量，熵增加意味着系统的无序程度增加。 二、量子力学 量子力学是描述微观粒子行为的理论。其中，波粒二象性是量子力学的基本概念之一，它表明微观粒子既可以表现出波动性，又可以表现出粒子性。不确定性原理是量子力学的另一个重要概念，它表明在同一时间内，无法准确测量粒子的位置和动量。量子力学还包括波函数、薛定谔方程和量子力学算符等内容。 三、化学动力学 化学动力学是研究化学反应速率和反应机理的学科。反应速率是描述反应进行快慢的物理量，它受到反应物浓度、温度和催化剂等因素的影响。化学反应速率可以通过实验测量得到，然后可以根据速率方程推导出反应机理。反应机理包括反应的中间体和过渡态等内容，它们对于理解反应过程和控制反应速率具有重要意义。 四、电化学 电化学是研究电荷传递和电化学反应的学科。电化学反应包括电解和电池反应两种类型。电解是指通过外加电势将化学物质分解成离子的过程，而电池反应则是指通过化学反应产生电能的过程。电化学反应可以通过电化学电位和电流来描述，
其中电化学电位是描述电化学反应进行方向和程度的物理量，电流则是描述电荷传递的物理量。 总结： 物理化学中的重要知识点包括热力学、量子力学、化学动力学和电化学等方面。热力学研究能量转化和能量传递，量子力学描述微观粒子行为，化学动力学研究反应速率和反应机理，电化学研究电荷传递和电化学反应。这些知识点对于理解物质的性质和变化规律具有重要意义，也为实际应用提供了理论基础。通过学习和掌握这些知识点，我们可以更好地理解和应用物理化学的原理和方法。
千里之行，始于足下。 物理化学知识点总结 物理化学是研究物质的性质和变化的化学分支学科，它主要关注物质的能 量变化和动力学过程。以下是对物理化学的一些重要知识点的总结： 1. 原子结构：物理化学研究了原子和分子的结构和性质。原子由原子核和绕核电子组成，原子核由质子和中子组成，而电子以不同能级分布在原子核周围。 2. 分子结构：分子由原子通过共用电子键连接而成。物理化学研究了分子之间的化学键和键的性质，包括共价键、离子键和金属键等。 3. 热力学：热力学研究了能量的转化和传递。其中包括能量的热力学函数，如内能、焓和自由能，以及热力学定律，如热力学第一定律和第二定律。 4. 热力学平衡：物理化学研究了热力学系统在不同条件下达到平衡的过程。热力学平衡可以通过熵增准则来判断。 5. 化学动力学：化学动力学研究了化学反应的速率和反应机理。它考虑了反应速率受到物质浓度、温度和催化剂等因素的影响。 6. 反应平衡：物理化学研究了化学反应达到平衡的过程。平衡常数可以通过化学反应的热力学数据来计算。 7. 电化学：电化学研究了物质的化学反应与电荷转移之间的关系。它包括电解质溶液的电导性、电解过程和电化学电池等。 第1页/共2页
锲而不舍，金石可镂。 8. 量子化学：量子化学研究了原子和分子的量子力学行为。它使用数学方法来描述和预测原子和分子的结构和性质。 9. 分子光谱学：分子光谱学研究了分子与电磁辐射的相互作用。它包括红外光谱、紫外光谱和核磁共振谱等。 10. 表面化学：表面化学研究了物质与表面的相互作用。它涉及表面吸附、催化反应和表面电化学等。 这些是物理化学中的一些重要知识点，掌握这些知识可以帮助我们理解和 解释化学现象和过程。
物理化学是探索物质基本特性和相互作用的一门学科，它以实验和理论为基础，深入研究物质的结构、性质和变化规律。在物理化学领域中，有三个基石性知识点，它们分别是量子力学、热力学和动力学。本文将逐步介绍这三个基石知识点。 一、量子力学量子力学是物理化学的重要基石之一。它研究微观世界中的粒子行为，包括原子、分子和基本粒子等。量子力学的基本概念包括波粒二象性、不确定性原理和波函数等。波粒二象性指的是微观粒子既可以表现为粒子，也可以表现为波动。不确定性原理指出，我们无法同时准确地确定一个粒子的位置和动量。波函数是描述粒子状态的数学函数，它可以用来计算粒子的性质。 量子力学的应用非常广泛，如原子和分子的结构、光谱学、核反应等都离不开 量子力学的理论支持。量子力学为我们揭示了微观世界的奇妙，也为现代科学和技术的发展提供了坚实的理论基础。 二、热力学热力学是研究能量转化和系统性质的学科。它研究物质的热力学性质，包括热力学平衡、热力学函数和热力学循环等。热力学的基本概念包括温度、热量、功、熵等。 热力学研究的重点是热力学平衡状态下的性质。热力学函数是描述系统性质的 函数，常见的热力学函数有内能、焓和自由能等。热力学循环是指在一系列热力学过程中，系统经历的状态变化最终回到初始状态的过程。 热力学的应用非常广泛，如工程热力学、化学热力学、生物热力学等都是热力 学的重要应用领域。热力学为我们理解能量转化和系统行为提供了重要的理论基础。 三、动力学动力学是研究物理化学过程的学科。它研究物质变化的速率和机理，包括反应速率、反应机理和动力学模型等。动力学的基本概念包括反应速率常数、反应级数和速控步骤等。 动力学研究的重点是反应的速率和机理。反应速率常数是描述反应速率与反应 物浓度关系的参数。反应级数是指反应速率与反应物浓度的关系，常见的反应级数有一级反应、二级反应等。速控步骤是指在反应机理中起决定性作用的反应步骤。 动力学的应用非常重要，如化学反应工程、生物反应动力学等都需要动力学的 理论支持。动力学为我们理解物质变化的速率和机理提供了重要的理论基础。 综上所述，量子力学、热力学和动力学是物理化学的三大基石知识点。量子力 学研究微观粒子的行为，热力学研究能量转化和系统性质，动力学研究物质变化的速率和机理。这三个知识点相互联系，共同构成了物理化学这门学科的基础。通过对这三个知识点的深入学习和理解，我们可以更好地理解物质的基本特性和相互作用规律。
物理化学复习知识点归纳 物理化学作为化学的一个主要分支，关注物质的物理性质、化学反应、能量转化等方面的研究。下面将对物理化学的基本知识点进行归纳和复习。 1.原子结构和化学键： -定义：原子是化学物质中最小的粒子，由质子（正电荷）、中子 （中性）和电子（负电荷）组成。 -原子核：由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，中子 数可以影响同位素的形成。 -电子壳层结构：分为K、L、M等壳层，每个壳层能容纳的电子数量 有限，遵循2n^2的规律（n为壳层编号）。 -原子键：包括离子键、共价键和金属键。离子键由离子间的电荷作 用力形成，共价键由相互共享电子形成，金属键由金属原子之间的电子云 相互作用形成。 2.分子的构象和反应动力学： -构象：指分子在空间中的排列方式，由键角和键长决定。分子的构 象决定了其物理和化学性质。 -电离平衡：涉及酸碱反应的平衡，Kw表示了水的离子化程度和酸碱 强度。 -化学动力学：研究化学反应的速率和机理。反应速率受温度、浓度、反应物的结构和催化剂等因素影响。 3.热力学和热化学：
-热力学：研究物质能量转化和热平衡的学科。包括物质的内能、焓、熵、自由能等概念。 -熵：表示体系的无序度，体系越有序，熵值越小。熵的增加是自然 趋势，反映了热力学第二定律。 -热化学：研究化学反应中能量变化的学科。包括焓变、标准焓变、 热容、热效应等概念。 -反应热力学：研究反应的方向和热效应。根据吉布斯自由能的变化 可以判断反应是否自发进行。 4.量子化学： -波动粒子二象性：根据波粒二象性原理，微观粒子既可以表现出粒 子性质，也可以表现出波动性质。 -波函数和波动函数：描述微观粒子在空间中的波动性质和定域性质。波函数的平方可以给出粒子出现在一些空间区域的概率。 -氢原子的定态：薛定谔方程描述了电子在氢原子中的定态和能级。 以上是物理化学的一些基本知识点的归纳和复习。在复习过程中，建 议结合教材和课堂笔记，注重理解和记忆重点概念和公式，同时通过做习 题和实践操作巩固知识。理解关键概念和原理，掌握运用物理化学的方法 和理论解决问题的能力，是复习的关键。
大学物理化学知识点归纳 一、物理化学的基本概念 物理化学是研究物质的性质和变化规律的学科，它融合了物理学和化学的理论与方法，对于理解和探索物质世界具有重要意义。 二、物理化学的热力学 1. 热力学基本概念：热力学研究物质在不同温度、压力和组成条件下的能量转化和热效应。 2. 热力学第一定律：能量守恒定律，描述了物质的内能和热交换之间的关系。 3. 热力学第二定律：能量的不可逆性原理，描述了自然界中能量转化的方向和过程的规律。 4. 熵的概念：熵是衡量系统混乱程度的物理量，与物质的排列和有序程度相关。 5. 自由能与平衡：自由能是描述系统稳定性和反应方向的指标，平衡状态下自由能取最小值。 三、物理化学的动力学 1. 动力学基本概念：动力学研究物质内部结构与变化之间的关系，以及反应速率和反应机理等问题。
2. 反应速率与速率常数：反应速率描述了反应速度的快慢，速率常 数与反应机理密切相关。 3. 反应平衡与化学平衡常数：反应平衡是指在一定条件下反应物与 生成物浓度保持不变的状态，化学平衡常数决定了反应的平衡位置。 4. 反应机理与活化能：反应机理描述了反应的详细步骤和中间产物，活化能是指反应过程中所需的最小能量。 四、物理化学的量子化学 1. 量子化学基本概念：量子化学研究微观粒子（如电子）在原子和 分子尺度下的性质和行为。 2. 波粒二象性：微观粒子既具有波动性又具有粒子性，具体表现为 波粒二象性。 3. 波函数与薛定谔方程：波函数是描述微观粒子状态的数学函数， 薛定谔方程描述了波函数的演化和微观粒子的运动规律。 4. 量子力学的应用：量子力学提供了解释原子和分子结构、光谱学 和化学键性质等的理论基础。 五、物理化学的电化学 1. 电化学基本概念：电化学研究物质在电解质溶液中的电荷转移和 电极反应等现象。 2. 电解与电解质：电解是指将化学物质转化为离子的过程，电解质 是能够在溶液中导电的化合物。
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)。
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
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）
考研必备物理化学核心知识点 考研必备物理化学核心知识点 物理化学是化学学科的一门重要分支，它涉及到物质的化学性质和物理性质之间的联系，是化学科学的基础。对于准备参加考研的同学来说，掌握物理化学的核心知识点至关重要。 一、热力学基础 热力学是物理化学的核心内容之一，主要研究的是物质的热性质和能量转化。以下是热力学的几个重要概念： 1、状态函数：描述物质状态的各种性质，如压力、体积、温度等。 2、热力学第一定律：能量守恒定律，即在一个封闭系统中，能量不能创造或消失，只能转化。 3、热力学第二定律：熵增原理，即在一个封闭系统中，系统的熵只能增加或保持不变，而不能减少。 4、热力学第三定律：绝对零度不能达到原理，即物质只能在有限的时间内接近绝对零度，但不能达到。 二、化学动力学 化学动力学是研究化学反应速率和反应机理的学科。以下是化学动力
学的几个重要概念： 1、反应速率：描述反应的快慢程度。 2、反应机理：描述反应的具体步骤和中间产物。 3、活化能：描述反应所需的最小能量。 4、催化剂：能够加速反应速率的物质。 三、物质结构 物质结构是研究物质内部结构和性质的学科。以下是物质结构的几个重要概念： 1、原子结构：原子由质子、中子和电子组成，原子核由质子和中子组成。 2、分子结构：分子由两个或更多的原子组成，分子中的电子分布决定了分子的性质。 3、晶体结构：晶体由许多分子或原子按照一定规律排列而成，不同的晶体结构具有不同的物理性质。 四、电化学 电化学是研究电和化学反应之间的相互关系的学科。以下是电化学的几个重要概念：
1、原电池：将化学能转化为电能的装置。 2、电解：将电能转化为化学能的装置。 3、离子电导：离子在电场的作用下迁移，传递电荷。 4、法拉第电解定律：描述在电解过程中，通过电解池的电量与所产生的化学反应的量之间的关系。 五、表面现象和胶体化学 表面现象和胶体化学是研究表面现象和胶体性质的学科。以下是该部分的几个重要概念： 1、表面张力：描述液体表面抵抗形变的能力。 2、吸附：表面物质在表面上的聚集现象。 3、胶体：微小颗粒分散在液体或气体中形成的体系，具有独特的物理和化学性质。 4、凝胶：胶体颗粒连接形成的具有空间网络结构的体系，具有广泛的用途。 以上是物理化学的一些核心知识点，这些知识点不仅在考研中占据重要地位，对于日后的化学学习和研究也具有基础性的意义。因此，建议同学们在备考过程中要深入理解这些知识点，并在实际应用中加以