物理化学

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 过 程WQΔUΔH理想气体自由膨胀理想气体等温可逆－nRTln （V 2/V 1）； －nRTln （p 1/p 2） nRTln （V 2/V 1）；nRTln （p 1/p 2）0 0等 容任意物质0 ∫nCv.mdT ∫nCv.mdT ΔU+V Δp 理想气体 0 nCv.m △T nCv.m △T nCp.m △T 等 压任意物质－P ΔV ∫nCp.mdT ΔH －p ΔV Qp 理想气体－nR ΔT nCp.m △TnCv.m △T nCp.m △T 理 想 气 体 绝 热过 程 Cv.m(T 2－T 1)；或nCv.m △TnCp.m △T可逆 (1/V 2γ-1－1/ V 1γ-1)p 0V 0γ/(γ－1)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--=111122 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 ΔV2、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。

物理化学概念1.电化学: 研究电能和化学能相互转化及转化过程中有关规律的科学.2.原电池: 将两支电极插入电解质溶液中形成的,能自发地在两极分别发生氧化和还原反应,使化学能转化为电能的装置.3.电解池: 将接有外电源的两支电极插入电解质溶液中,迫使两极分别发生氧化和还原反应,将电能转变为化学能的装置.4.正极: 电极电势较高的电极.5.负极: 电极电势较低的电极.6.阴极: 发生还原反应的电极.7.阳极: 发生氧化反应的电极.8.离子迁移规律: 在电场的作用下,阳(正)离子总是向阴极迁移,阴(负)离子总是向阳极迁移.9.电极反应规律: 在阳极,电极电势愈负(小)的电对,愈先发生氧化反应;在阴极,电极电势愈正(大)的电对,愈先发生还原反应.10.电流传导规律: 整个电流在溶液中的传导是由阴、阳离子的移动而共同承担的.11.法拉弟定律: (1).通电于电解质溶液后,在电极的两相界面上发生化学变化的物质的量与通入的电量成正比,与一式量该物质发生反应时,参加反应的电子数成反比.(2).通电于串联电解池,在各电极上发生反应的物质的物质的量与其氧化数的变化值的乘积都相同. Fz Q n j j =; FQ z n z n z n z n z n B B A A j j =+====...2211 12.离子迁移数: 离子j 所传导的电流(量)与总电流(量)之比. QQ I I t j j j == 13.摩尔电导率: 把含有1mol 电解质的溶液置于相距为单位距离的两个平行电极之间时所具有的电导. c V Λm m κκ==14.柯尔劳施离子独立运动(迁移)定律: 在无限稀溶液中,离子彼此独立运动,互不影响,无限稀释电解质的摩尔电导率等于无限稀释时阴、阳离子的摩尔电导率之和. ∞--∞++∞+=,,m m m v v Λλλ(化学计量单元),∞-∞+∞+=,,m m m Λλλ(类元电荷计量单元)15.离子强度: 溶液中各离子的浓度与其价数的平方的乘积之和的一半.∑=221j j z m I 16.可逆电池: 将化学能以热力学可逆的方式转化为电能的装置称为可逆电池.包括化学反应可逆和能量交换可逆两个方面.17.可逆电极:(1).第一类电极: 将金属浸入含该金属离子的溶液中构成的电极.包括金属电极、卤素电极和气体电极(2).第二类电极: 在金属上覆盖一层该金属的难溶盐后浸入含该难溶盐阴离子的溶液中构成的电极.包括金属-难溶盐电极、金属-难溶氧化物电极和难溶氧化物-难溶盐电极(3).氧化-还原电极:18.氢标还原电极电势: 规定标准氢电极的电极电势为0V .以标准氢电极为负极,指定电极为正极组成的电池的电动势.18.液体接界电势: 在两种不同的电解质溶液或同种电解质但浓度不同的溶液的界面间产生的电势差.它是由于离子的扩散速率不同造成的,是不可逆的.也称扩散电势.19.分解电压: 使某电解质溶液能连续不断地进行分解时所需(必须)的最小外加电压.20.极化: 在有电流流过电极时,电极的电极电势偏离平衡电极电势的现象.21.超电势: 在某一电流密度下,电极的电极电势与其平衡电极电势的差值的绝对值.22.速率方程: 表示化学反应的反应速率与浓度等参数间的关系式, 或浓度与时间等参数间的关系式.也称动力学方程.前者是微分速率方程,后者是积分速率方程.23.反应速率: 单位时间单位体积内发生的化学反应的反应进度 或 单位体积内,反应进度随时间的变化率. tc v t V r j jd d 1d d 1⋅=⋅=ξ(恒容) 24.反应机理/反应历程: 表示一个总包(复杂)反应所经历的具体途径的若干基元反应的有序集合。

一.名词解释1.离子迁移数：是指在一电解质溶液中各种离子的导电份额或者导电百分数。

2.独立组分数：用以确定平衡体系中所有各相组成所需的独立物质的最少数目称为独立组分数。

3.摩尔燃烧焓：是指1mol有机化合物在指定温度标准大气压下完全燃烧生成稳定的产物时的反应热。

4.等电点：蛋白质所带的正负电荷数相等即净电荷为0时的pH称为蛋白质的等电点。

5.扩散：物质从高浓度区自发向低浓度区迁移，使其分布趋向均匀的过程称为扩散。

6.对峙反应：也称可逆反应，是指在正方向和逆方向上可以同时进行的反应，且正逆反应速率的大小可相比拟。

7.可逆过程：是指系统内部及系统与环境之间每一瞬间都接近于平衡态的过程。

8.摩尔电导率：表示在两个相距1m的平行电极间，1mol电解质溶液所具有的电导。

9.HLB值：即亲水亲油平衡值，用来表示表面活性物质的亲水性和亲油性的相对强弱。

10.乳状液转型：是指在外界某种因素的作用下，乳状液由O/W型变成W/O型，或者由W/O型变成O/W 型的过程。

11原子发射光谱：是指由物质内部运动的原子和分子受到外界能量后而得到的光谱。

12.自由度：在不引起旧相消失和新相生成的前提下，可以在一定范围内变动的独立变量如浓度温度压力的数目称为自由度。

13.离子选择电极：是指具有离子感应膜，可以把溶液中某种离子的活度转换成相应电势的电极，它是某离子的指示电极。

14.负吸附：溶液的表面张力随着溶质的加入儿升高，表面过剩为负，称为负吸附。

15.吸附平衡：当气体分子在吸附剂表面聚集与逃离吸附剂表面两个过程的速率相等时，体系达到平衡，称为吸附平衡。

16.乳状液：是由一种或几种液体以小液滴的形式分散于另一种与其互不相容的液体中形成的多相分散体系。

二.简答题1.简述可逆过程的特点.（1）可逆过程是由一连串无限接近平衡态额微小变化组成，因变化的动力和阻力相差为一无穷小量，因而过程进行得无限缓慢。

（2）若循原过程相反的方向无限缓慢变化，可使体系与环境同时恢复原状。

名词解释1.热：由系统与环境之间的温度差而引起的能量传递。

2.功：系统与环境之间其他一切被传递的能量称为功。

3.热力学能：是系统中物质的所有能量的总和。

4.热容：在无化学反应和相变化且非体积功为零的条件下，封闭系统吸收的热δQ与温度的升高dT成正比，比例系数为系统的热容，用C表示。

5.系统：将一部分物质从其他部分划分出来，作为研究的对象，称为系统。

6.环境：与系统密切相关的物质和空间称为环境。

7.敞开系统：系统环境之间既有物质的交换，又有能量的传递。

8.封闭系统：系统与环境之间没有物质的交换，只有能量的传递。

9.孤立系统：系统与环境之间既无物质的交换，也无能量的传递。

10.电子导体：也称为第一类导体，通过自由电子的定向迁移来实现其导电的目的。

11.离子导体：也称为第二类导体，依靠正、负离子的定向迁移来实现其导电的目的。

12.电解池：将电能转化为化学能的装置叫电解池。

13.原电池：将化学能转化为电能的装置叫原电池。

14.化学动力学：研究反应速率和各种因素（例如浓度、压力、温度）对反应速率的影响。

15.基无反应：由反应物微粒（分子、原子或自由基等）一步直接生成产物的反应。

16.总包反应：由多个基无反应组成的反应称为总反应。

17.反应速率：化学反应进行的快慢程度，用单位时间内反应物或生成物的物质的量表示。

18.催化作用：一种或多种少量的物质，能使化学反应的速率显著增大，而这些物质本身在反应前后的数量及化学性质都不改变。

19.自催化作用：催化剂可以是有意识的加入反应体系的，也可以是在反应过程中自发产生的。

后者是一种或几种反应产物的中间产物，称为自催化剂，这种现象称为自催化作用。

20.相界面：将两种分开的界面21.表面张力：在液体表面存在一种使液面收缩的力，称表面张力。

22.液面铺展：液体在另外一种与其不互溶的液体表面自动展开成膜的过程。

23.胶束：当浓度增加到一定程度时，表面活性剂分子的疏水基通过疏水相互作用缔合在一起而远离水环境向内、亲水基朝向水中向外形成了多分子聚集体，称为胶束。

物理化学的主要内容包括
：
1. 动力学：运动的原理，能的定义，熵的概念，热力学，动力学等。

2. 化学平衡：溶液的溶解度、能量障碍及改变，静态及动态平衡，平
衡常数及平衡常数的改变，萃取平衡，反应化学平衡，皿热反应等。

3. 电离和离子竞争：电解反应、离子竞争、活性空穴及电荷构型的调节，吸附反应及calvin- wheeler竞争，体系电荷分布及滴定反応等。

4. 化学催化：催化原理及作用机制，原位及连续催化，非权衡催化反
应的特性，络合催化，分子催化等。

5. 固体表面和电场：表面状态及表面电荷，消散电荷谱，电场及偏振，极化材料及表面电荷型复合物等。

6. 分子量和热力学：分子量及其热力学特性，热力学不平衡性及能量
分配，分子结构，热量放射，热电材料等。

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：1221ln 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 =⎰21d p T T T C3、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 p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、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 BB m r ∑=∂∆∂ν。

一、测量⒈长度L：主单位:米；测量工具:刻度尺；测量时要估读到最小刻度的下一位；光年的单位是长度单位。

⒉时间t：主单位:秒；测量工具:钟表；实验室中用停表。

1时＝3600秒，1秒＝1000毫秒。

⒊质量m：物体中所含物质的多少叫质量。

主单位：千克；测量工具：秤；实验室用托盘天平。

二、机械运动⒈机械运动：物体位置发生变化的运动。

参照物：判断一个物体运动必须选取另一个物体作标准，这个被选作标准的物体叫参照物。

⒉匀速直线运动：①比较运动快慢的两种方法：a 比较在相等时间里通过的路程。

b 比较通过相等路程所需的时间。

②公式：1米／秒＝3.6千米／时。

三、力⒈力F：力是物体对物体的作用。

物体间力的作用总是相互的。

力的单位：牛顿（N）。

测量力的仪器：测力器；实验室使用弹簧秤。

力的作用效果：使物体发生形变或使物体的运动状态发生改变。

物体运动状态改变是指物体的速度大小或运动方向改变。

⒉力的三要素：力的大小、方向、作用点叫做力的三要素。

力的图示，要作标度；力的示意图，不作标度。

⒊重力G：由于地球吸引而使物体受到的力。

方向：竖直向下。

重力和质量关系：G=mg m=G/gg=9.8牛／千克。

读法：9.8牛每千克，表示质量为1千克物体所受重力为9.8牛。

重心：重力的作用点叫做物体的重心。

规则物体的重心在物体的几何中心。

⒋二力平衡条件：作用在同一物体；两力大小相等，方向相反；作用在一直线上。

物体在二力平衡下，可以静止，也可以作匀速直线运动。

物体的平衡状态是指物体处于静止或匀速直线运动状态。

处于平衡状态的物体所受外力的合力为零。

⒌同一直线二力合成：方向相同：合力F=F1+F2 ;合力方向与F1、F2方向相同；方向相反：合力F=F1-F2，合力方向与大的力方向相同。

⒍相同条件下，滚动摩擦力比滑动摩擦力小得多。

滑动摩擦力与正压力，接触面材料性质和粗糙程度有关。

【滑动摩擦、滚动摩擦、静摩擦】7．牛顿第一定律也称为惯性定律其内容是：一切物体在不受外力作用时，总保持静止或匀速直线运动状态。

第一章热力学第一定律选择题1．热力学第一定律ΔU=Q+W 只适用于（）(A) 单纯状态变化(B) 相变化(C) 化学变化(D) 封闭物系的任何变化答案：D 2．关于热和功, 下面的说法中, 不正确的是(A) 功和热只出现于系统状态变化的过程中, 只存在于系统和环境间的界面上(B) 只有在封闭系统发生的过程中, 功和热才有明确的意义(C) 功和热不是能量, 而是能量传递的两种形式, 可称之为被交换的能量(D) 在封闭系统中发生的过程中, 如果内能不变, 则功和热对系统的影响必互相抵消答案：B 2．关于焓的性质, 下列说法中正确的是（）(A) 焓是系统内含的热能, 所以常称它为热焓(B) 焓是能量, 它遵守热力学第一定律(C) 系统的焓值等于内能加体积功(D) 焓的增量只与系统的始末态有关答案：D。

因焓是状态函数。

3．涉及焓的下列说法中正确的是（）(A) 单质的焓值均等于零(B) 在等温过程中焓变为零(C) 在绝热可逆过程中焓变为零(D) 化学反应中系统的焓变不一定大于内能变化答案：D。

因为焓变ΔH=ΔU+Δ(pV)，可以看出若Δ(pV)＜0则ΔH＜ΔU。

4．下列哪个封闭体系的内能和焓仅是温度的函数（）(A) 理想溶液(B) 稀溶液(C) 所有气体(D) 理想气体答案：D 5．与物质的生成热有关的下列表述中不正确的是（）(A) 标准状态下单质的生成热都规定为零(B) 化合物的生成热一定不为零(C) 很多物质的生成热都不能用实验直接测量(D) 通常所使用的物质的标准生成热数据实际上都是相对值答案：A。

按规定，标准态下最稳定单质的生成热为零。

6．dU=CvdT及dUm=Cv,mdT适用的条件完整地说应当是（）(A) 等容过程(B)无化学反应和相变的等容过程(C) 组成不变的均相系统的等容过程(D) 无化学反应和相变且不做非体积功的任何等容过程及无反应和相变而且系统内能只与温度有关的非等容过程答案：D 7．下列过程中, 系统内能变化不为零的是（）(A) 不可逆循环过程(B) 可逆循环过程(C) 两种理想气体的混合过程(D) 纯液体的真空蒸发过程答案：D。

第0章绪论§0.1 物理化学的定义、形成和发展1. 物理化学的定义化学变化种类繁多，但从本质上说都是原子或原子团的重新组合。

在原子或原子团重新组合的过程中，总是伴随着温度、压力、体积等物理性质的变化和热效应、光效应、电效应等物理现象的发生；反过来，物理性质的变化和物理效应对化学反应发生、进行和限度均可产生重要的影响。

科学发展的经验证明，深入探讨化学现象和物理现象之间的关系，是揭示化学变化规律的重要途径。

物理化学便是借助化学现象和物理现象之间的联系，利用物理学原理和数学手段研究化学现象基本规律的学科。

2. 物理化学的形成和发展俄国科学家罗蒙诺索夫(M. V. Lomomnocov,1771~1765)在十八世纪中叶首先使用了“物理化学”这个名词，但物理化学学科是在1804年道尔顿（J. Dalton, 1766~1844）提出原子论、1811年阿佛伽德罗（A. A vogadro，1776~1886）建立分子论、以及热力学第一定律、第二定律建立并应用于化学过程之后才得以形成。

一般认为，1887年德国科学家奥斯瓦尔德（W. Ostwald,1853~1932)和荷兰科学家范霍夫（J. H. van't Hoff, 1852~1911）创办《物理化学杂志》是物理化学成为一个学科的标志。

进入二十世纪后，随着现代物理学、数学、计算机科学的进展和现代测试方法的大量涌现，物理化学的各个领域均取得了突飞猛进的发展。

量子力学的创立和发展，使物理化学的研究由宏观进入微观领域；飞秒激光技术和交叉分子束技术的出现，使化学动力学的研究由静态扩展到动态；不可逆过程热力学理论、耗散结构理论、协同理论及突变理论的提出，使化学热力学的研究由平衡态转向非平衡态；低能离子散射、离子质谱、X-射线、紫外光电子能谱等技术的发展，促进了界面化学、催化科学的研究；而共振电离光谱、原子力显微镜和扫描隧道显微镜等技术的发展，促进了纳米材料和纳米结构的研究。

1、热力学三大系统：（1）敞开系统：有物质和能量交换；（2）密闭系统：无物质交换，有能量交换；（3）隔绝系统（孤立系统）：无物质和能量交换。

2、状态性质（状态函数）：（1）容量性质（广度性质）：如体积，质量，热容量。

数值与物质的量成正比；具有加和性。

（2）强度性质：如压力，温度，粘度，密度。

数值与物质的量无关；不具有加和性，整个系统的强度性质的数值与各部分的相同。

特征：往往两个容量性质之比成为系统的强度性质。

系统的状态性质的改变量只取决于系统的始态和终态，而与系统变化的具体途径无关，那么状态性质的微小变化，在数学上应当是全微分。

第一章热力学第一定律:能量守恒任意系统在状态一定时，系统内部能量是定值，亦即系统内部的能量是状态性质。

系统内部的能量叫’“热力学能”或者“内能”U由于U是状态性质，所以dU在数学上是全微分，系统的热力学能可以看做是任意两个状态性质的函数，如看做事T和V的函数，那么根据多元全微分2．功和热的概念：当系统的状态发生变化并引起系统的能量发生变化时，这种能量的变化必须依赖于系统和环境之间的能量传递来实现。

一种叫热，另一种叫功。

体积功某过程进行之后系统恢复原状的同时，环境也能恢复原状而未留下任何永久性的变化，则该过程称为“热力学可逆过程”同理，环境没有完全复原，则称为“热力学不可逆过程”。

非可逆过程中：因为压缩时的P外大于膨胀时P外，因此，恢复到原状，环境将有功的损失，综上：热力学可逆过程特征1：可逆过程进行时，系统始终无限接近平衡态。

2：可逆过程进行时，过程的推动力与助力只相差无穷小；3：系统进行可逆过程时，完成任一有限量变化均需要无限长时间；4：在定温的可逆过程中，系统对环境(膨胀)所做之功为最大功；环境对系统所做之功为最小功。

热力学第一定律数学表达式：微分积分4、热力学第一定律的数学表达式：∆U = Q + W Q为吸收的热（+），W为得到的功（+）。

1.5焦耳理想气体自由膨胀实验说明W=0，Q=0，△H=0，△U=012、在通常温度下，对理想气体来说，定容摩尔热容为：单原子分子系统,V m C =32R 双原子 ,V m C =52R 多原子分子 ,V m C 632R R ==定压摩尔热容：单原子分子系统,52p m C R =双原子分子（或线型分子）系统 ,,p m V m C C R -=,72p m C R =多原子分子（非线型）系统,4p m C R = 可以看出：,,p mV m C C R -=14、在发生一绝热过程时，由于0Q δ=，于是dU Wδ=理想气体的绝热可逆过程，有：,V m nC dT pdV =- ⇒ 22,11lnln V m T V C R T V =- 21,12ln ,ln V m p V C Cp m p V ⇒= ,,p mV mC pV C γγ=常数 =>1.15、-焦耳汤姆逊系数：J T T =()H pμ∂∂- J T μ-＞0 经节流膨胀后，气体温度降低；J T μ-＜0 经节流膨胀后，气体温度升高； J T μ-=0 经节流膨胀后，气体温度不变。

热力学第一定律1、热力学第一定律：△U=Q+W2、体积功：（1）气体向真空膨胀：W=0（2）气体恒外压膨胀：W=—P外*△V（3）外压比内压差无限小膨胀：W=—∫p*dV 若气体为理想气体时，W=—nRTln(p1/p2)=—nRTln(v2/v1)(4)可逆相变的体积功：W=—nRT3、定容及定压下的热：（焓）△H=△U+△(PV)4、定压下：Q=△H=nCp,m*△T定容下：Q=△U=nCv,m*△T （Cp,m=Cv,m+R）5、理想气体的绝热过程：pV＾γ=常数（γ=Cp,m/Cv,m)6、实际气体的节流膨胀（等焓膨胀）△H=07、定容与定压反应热：△H=△U+RT△n (Qp=Qv+RT△n)8、反应进度ζ：ζ=（n2-n1）/v9、任意一反应的反应焓等于产物生成焓之和减去反应物生成焓之和任意一反应的反应焓等于反应物燃烧焓之和减去产物燃烧焓之和10、反应焓与温度的关系（基尔霍夫方程）：△H2-△H1=△Cp(T2-T1)热力学第二定律1、克劳休斯不等式：△S>=Q/T2、卡诺热机的效率：η=（T2-T1)/T23、定温过程的熵变：△S=nRln(p1/p2)4、定压熵变：△S=nCp,m*ln(T2/T1)5、定容熵变：△S=nCv,m*ln(T2/T1)6、绝热可逆过程为等熵过程（△S=0)7、定温定容系统：亥姆霍兹函数A=U—TS8、定温定压系统：吉布斯函数G=H—TS=A+pV (可逆相变：△G=0)9、热力学函数之间的关系：dU=TdS-p*dVdH=TdS+VdpdA=-SdT-p*dVdG=-SdT+Vdp10、吉布斯-亥姆霍兹公式：（△G/T2)-(△G/T1)=△H(1/T2-1/T1)。

什么是物理化学
物理化学是一门研究物理和化学之间相互关系的学科，它涉及到物质的性质、结构、状态以及能量等方面的研究。

物理化学在很大程度上依赖于实验，通过实验手段来探索和验证物理化学规律。

物理化学的发展可以追溯到19世纪初，当时科学家们开始注意到化学反应过程中的一些物理现象，如热量、电能等。

随着科学技术的不断进步，物理化学得到了迅猛发展，研究领域也逐渐拓展。

物理化学的主要研究内容包括：
1.物质的结构与性质：研究物质的组成、构造、性质以及它们之间的相互关系。

这包括原子、分子和晶体等的基本结构，以及物质在不同条件下的性质表现。

2.化学反应：研究化学反应的机理、动力学、热力学等方面。

这有助于揭示反应过程中物质的转化规律，以及能量的转换和传递。

3.能量与物质转化：研究物质在不同形式间的能量转换，如化学能、热能、电能等。

这涉及到能量守恒定律的应用，以及能量高效利用的技术创新。

4.材料科学：研究材料的制备、性能、应用及其与物理、化学原理的联系。

这包括新型材料的研发，以及材料在工程、生物、能源等领域的应用。

5.环境与催化：研究环境污染的成因、监测、治理技术，以及催化剂的作用原理和应用。

这有助于解决当今社会面临的环境问题，以
及提高化学工业的绿色化水平。

物理化学在科学技术的发展中发挥着重要作用，为人类社会的进步提供了有力支持。

通过研究物理化学原理，我们可以更好地理解和利用自然界中的物质和能量，为人类的可持续发展创造条件。

物理化学主要公式及使用条件1.气体混合物（1） 组成摩尔分数 y B (或x B ) = ∑AA B /n n体积分数/y B m,B B *=V ϕ∑*AVy Am,A式中∑AA n 为混合气体总的物质的量。

Am,*V 表示在一定T ，p 下纯气体A 的摩尔体积。

∑*AAm,A Vy 为在一定T ，p 下混合之前各纯组分体积的总和。

（2） 摩尔质量∑∑∑===BBBB B BB mix //n M n m M y M式中 ∑=BB m m 为混合气体的总质量，∑=BB n n 为混合气体总的物质的量。

上述各式适用于任意的气体混合物。

（3） V V p p n n y ///B B B B*=== 式中p B 为气体B ，在混合的T ，V 条件下，单独存在时所产生的压力，称为B 的分压力。

*BV 为B 气体在混合气体的T ，p 下，单独存在时所占的体积。

2.道尔顿定律 p B = y B p ，∑=BB p p上式适用于任意气体。

对于理想气体 V RT n p /B B =第二章 热力学第一定律1. 热力学第一定律的数学表示式W Q U +=∆或 'amb δδδd δdU Q W Q p V W =+=-+ 规定系统吸热为正，放热为负。

系统得功为正，对环境作功为负。

式中 p amb 为环境的压力，W ’为非体积功。

上式适用于封闭体系的一切过程。

2. 焓的定义式3. 焓变（1） )(pV U H ∆+∆=∆式中)(pV ∆为pV 乘积的增量，只有在恒压下)()(12V V p pV -=∆在数值上等于体积功。

（2） 2,m 1d p H nC T ∆=⎰此式适用于理想气体单纯pVT 变化的一切过程，或真实气体的恒压变温过程，或纯的液体、固体物质压力变化不大的变温过程。

4. 热力学能(又称内能)变此式适用于理想气体单纯pVT 变化的一切过程。

（有相变或化学变化时，T 不变，但理想气体的热力学能改变值不为0）5. 恒容热和恒压热V Q U =∆p Q H =∆ (d 0,'0)p W ==6. 热容的定义式 （1）定压热容和定容热容δ/d (/)p p p C Q T H T ==∂∂δ/d (/)V V V C Q T U T ==∂∂（2）摩尔定压热容和摩尔定容热容,m m /(/)p p p C C n H T ==∂∂ ,m m /(/)V V V C C n U T ==∂∂pVU H +=2,m 1d V U nC T∆=⎰上式分别适用于无相变变化、无化学变化、非体积功为零的恒压或恒容过程。

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： W =nRT 1221ln ln p p nRT V V =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 =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容 热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T HC ∂∂=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 p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、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 mr θθν∆=∆∑ 反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。

物理化学公式大全物理化学是研究物质及其性质与能量变化之间关系的学科。

在物理化学的学习与研究过程中，掌握一些重要的公式是十分关键的。

下面是物理化学公式的大全，帮助你更好地理解和运用这些公式。

1. 热力学公式1.1 热力学第一定律dU = dq + dw其中，dU表示系统内能的变化，dq表示系统吸收的热量，dw表示系统对外界所做的功。

1.2 热力学第二定律（卡诺循环）η = 1 - Tc / Th其中，η表示卡诺循环的热效率，Tc表示循环过程中的低温热源温度，Th表示循环过程中的高温热源温度。

1.3 熵变ΔS = ∫dq / T其中，ΔS表示熵变，dq表示吸收的热量，T表示温度。

2. 电化学公式2.1 奥姆定律I = U / R其中，I表示电流强度，U表示电压，R表示电阻。

2.2 法拉第定律I = nFv其中，I表示电流强度，n表示电离物质的摩尔数，F表示法拉第常数，v表示电离的速率。

2.3 电解质溶液中浓度的关系c = n / V其中，c表示溶液的浓度，n表示溶质的物质的量，V表示溶液的体积。

3. 量子化学公式3.1 玻尔模型电子能级En = - 13.6 / n²其中，En表示第n个电子能级的能量。

3.2 库仑势能E = - (Z × e²) / (4πε₀r)其中，E表示两个带电粒子之间的库仑势能，Z表示电荷的量子数，e表示元电荷，ε₀表示真空介电常数，r表示两个带电粒子的距离。

4. 动力学公式4.1 反应速率常数k = A × e^(-Ea / RT)其中，k表示反应速率常数，A表示指前因子，Ea表示活化能，R 表示气体常数，T表示温度。

4.2 阿伦尼乌斯方程k = Z × f(ΔE)其中，k表示反应速率常数，Z表示碰撞频率，f(ΔE)表示碰撞激活因子，ΔE表示碰撞能量。

5. 其他公式5.1 时间-位移关系x = v₀t + 1/2at²其中，x表示位移，v₀表示初始速度，t表示时间，a表示加速度。