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第一章:化学热力学一．绪论。
1.物理化学从化学现象与物理现象之间的联系着手，用物理学的理论和实验方法来研究化学变化，相变化及其P，V，T，物理变化本质。
了解物质的性质与其结构之间的关系规律的科学。
（简而言之就是用物理方法研究化学问题）其它定义：研究物质系统发生 pVT 变化、相变化和化学变化过程的基本原理，主要是平衡规律和速率规律以及与这些变化规律有密切联系的物质结构及性质（宏观性质、微观性质、界面性质和分散性质等）。
2.物理化学的基本组成①化学热力学：任一过程的方向和限度。
（研究化学反应的方向与限度。
例如：合成氨、人造金刚石、人造饼干等等。
）②化学动力学：任一过程的速度和机理（一个过程具体的每个步骤）。
（研究化学速率与反应机理，例H2与O2混合。
鞭炮。
4.电化学、表面化学、胶体化学。
）③结构化学：（研究物质结构与性质之间内在联系。
）3.研究方法①热动力学方法：以大量指点所构成的宏观系统为研究对象，直接从宏观实验和观察为基础，处理问题只关注起始和终止，不考虑宏观物体个别分子的行为不研究宏观系统个别粒子的结构及其变化的具体细节。
②统计力学方法：从宏观到微观的方法研究对象：大量粒子组成的宏观系统出发点：系统中微观粒子的性质（如质量、振动频率、转动惯量等）③量子力学方法：以量子力学为基础，以原子和分子为研究对象，揭示物质性质及其内在关系。
1-1基本性质（Basic Concept）1.系统和环境（System and Surrounding）①System: The materials of interest is defined as system.（研究的物质被定义为系统）Surrounding: The everything else is defined as surrounding.(其余的东西被定义为环境)②系统的分类（Classification of system）根据系统和环境，物质和能量交换方式，系统可分为敞开系统（Open），封闭系统（Closed），隔离系统（isolated）。
物理化学下册笔记
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物理化学下册重点笔记
第X章热力学第二定律与熵
1. 热力学第二定律的表述
热力学第二定律指出，不可能把热量从低温物体传到高温物体而不引起其
他变化。
热力学第二定律的数学表达式为：$\Delta S \geq 0$，其中$\Delta S$为
熵变。
2. 熵的概念
熵是系统的无序度的量度。
对于封闭系统，有$\Delta S = \Delta Q/T$，其中$\Delta Q$为热量变化，T为绝对温度。
3. 熵增加原理
在封闭系统中，自发反应总是向着熵增加的方向进行。
熵增加原理是热力学第二定律的一个重要推论。
4. 熵与自然现象
熵增加原理可以解释许多自然现象，例如热传导、扩散等自发过程。
熵的概念也可以用来分析生命体系的演化过程，它是生命体系复杂性的来源之一。
5. 熵的物理意义
熵是系统内分子运动无序性的量度，它反映了系统微观状态数目的多少。
当系统从一种平衡态向另一种平衡态转变时，如果无序性增加，则$\Delta S > 0$；如果无序性减小，则$\Delta S < 0$。
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化学笔记物理知识点总结1. 原子结构原子是化学物质的基本单位，它由质子、中子和电子组成。
质子和中子构成了原子核，而电子围绕原子核运动。
原子的结构对于其化学性质具有重要影响。
量子力学理论说明了原子结构的特点，根据量子力学理论，原子的电子分布是以能级和轨道的形式存在的。
每个能级可以容纳一定数量的电子，而轨道则描述了电子在原子周围的运动轨迹。
原子的结构包括了原子核的构成、电子云的分布和外层电子的化学键参与能力等。
2. 化学键化学键是原子之间的相互作用力，分为离子键、共价键和金属键等。
其中，共价键是最为常见的一种化学键，其特点是原子间的电子对共享。
分子的共价键由化学键理论描述，即通过分子的轨道相互重叠形成的共价键。
分子轨道理论和价键理论是描述分子共价键形成和性质的重要理论。
另外，还有一些特殊的化学键，比如氢键、范德华力等，它们都对分子的性质和反应有着重要影响。
3. 溶液溶液是由溶剂和溶质形成的混合物，它们在物理上常常涉及到溶解度、溶解热、溶解过程等。
拉乌尔定律、亨利定律和亚雷尼乌斯定律等描述了在不同条件下溶解度的变化规律。
同时，溶液中的溶质和溶剂之间也存在相互作用力，这些相互作用力决定了溶解过程的进行以及溶液的性质。
4. 气体气体是物态之一，在化学反应和物质性质的研究中起着重要作用。
理想气体状态方程和气体的实际状态方程描述了气体的压强、体积、温度和物质的物态变化等。
而气体动力学理论则解释了气体分子运动的速度分布、压强和温度之间的关系等。
5. 化学反应动力学化学反应动力学描述了化学反应速率和反应过程。
在反应速率的研究中，涉及到速率定律、反应活化能和反应机制等。
化学反应速率的定义和表达式、反应过程中的活化能和反应过渡态的结构对于理解和控制化学反应有着重要意义。
以上介绍的一些物理知识是化学研究中的重要内容，它们为理解化学现象和探索新材料、新反应提供了基础。
通过物理知识的应用，可以更好地解释和预测化学过程，为化学领域的发展提供理论支持和技术奠定基础。
热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f（1） 膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。
（2） 非膨胀功δW f ＝xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （表面功）＝rdA 。
热 Q ：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律： △U ＝Q ＋W ＝Q —W e ＝Q —p 外dV （δW f ＝0） 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C ＝δQ/dT（1） 等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝ （∂H/∂T ）p （2） 等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝ （∂U/∂T ）v理想气体ΔU,ΔH 的计算： 对理想气体的简单状态变化过程：定温过程：Δ U =0； Δ H =0变温过程：对理想气体， 状态变化时 dH=dU+d(PV) 若理想气体的摩尔热容没有给出，常温下有：理想气体绝热可逆过程方程式:标准态：气体的标准态：在任一温度T 、标准压力 P 下的纯理想气体状态；液体(或固体)的标准态：在任一温度T 、标准压力下的纯液体或纯固体状态。
标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。
摩尔反应焓：单位反应进度(ξ=1mol)的反应焓变Δr H m 。
标准摩尔生成焓：一定温度下由热力学稳定单质生成化学计量数 νB=1的物质B 的标准摩尔反应焓，称为物质B 在该温度下的标准摩尔生成焓。
用 表示 (没有规定温度，一般298.15 K 时的数据有表可查)标准摩尔燃烧焓:一定温度下， 1mol 物质 B 与氧气进行完全燃烧反应，生成规定的燃烧产物时的标准摩尔反应焓，称为B 在该温度下的标准摩尔燃烧焓。
用 表示.单位：J mol-1为可逆过程中体积功的基本计算公式，只能适用于可逆过程。
计算可逆过程的体积功时，须先求出体系的 p~V 关系式，然后代入积分。
⎰-=21d V V V p W 2112ln ln p pnRT V V nRT W -=-=适用于理想气体定温可逆过程。
《物理化学》笔记第一章热力学第一定律二、热力学平衡n 如果体系中各状态函数均不随时间而变化，我们称体系处于热力学平衡状态。
严格意义上的热力学平衡状态应当同时具备三个平衡：2. 机械平衡：n 体系的各部分之间没有不平衡力的存在，即体系各处压力相同。
§2、热力学第一定律n 对于宏观体系而言，能量守恒原理即热力学第一定律。
n 热力学第一定律的表述方法很多，但都是说明一个问题¾能量守恒。
例如：一种表述为:n “第一类永动机不可能存在的”n 不供给能量而可连续不断产生能量的机器叫第一类永动机。
一、热和功热和功产生的条件：n 与体系所进行的状态变化过程相联系，没有状态的变化过程就没有热和功的产生。
符号表示：n 功W：体系对环境作功为正值，反之为负值。
n 热Q：体系吸热Q为正值，反之Q为负值。
二、热力学第一定律的数学表达式DU = Q－W （封闭体系）•如果体系状态只发生一无限小量的变化，则上式可写为：dU = dQ－dW （封闭体系）例1：设有一电热丝浸于水中，通以电流，如果按下列几种情况作为体系，试问DU、Q、W的正、负号或零。
（a）以电热丝为体系；（b）以电热丝和水为体系；（c）以电热丝、水、电源和绝热层为体系；（d）以电热丝、电源为体系。
解答：DU Q W（a）+ －－（b）+ －－（c）0 0 0（d）－－0三、膨胀功（体积功）：Wen 功的概念通常以环境作为参照系来理解，微量体积功dWe可用P外×dV表示：dWe = P外×dV式中P外为环境加在体系上的外压，即环境压力P环。
n 不同过程膨胀功：u （1）向真空膨胀We = P外×DV = 0u （2）体系在恒定外压的情况下膨胀We = P外×DVu （3）在整个膨胀过程中，始终保持外压P外比体系压力P小一个无限小的量dP此时，P外= P－dP，体系的体积功：We =∫V1V2 P外·dV =∫V1V2 （P－dP）dV= ∫V1V2 P dV此处略去二级无限小量dP·dV，数学上是合理的；即可用体系压力P代替P外。
物理化学下册笔记摘要：一、引言二、物理化学基本概念1.物理化学的研究对象2.物理化学的研究方法三、物理化学的核心理论1.热力学1.1 热力学第一定律1.2 热力学第二定律1.3 热力学第三定律2.动力学2.1 反应速率理论2.2 化学反应动力学2.3 物质传递过程动力学四、物理化学的应用领域1.化学工程2.能源与环境3.材料科学4.生命科学五、物理化学的发展趋势与前景一、引言物理化学作为化学的一个重要分支，研究内容涉及物质在各种条件下的性质、组成、结构、变化规律等。
物理化学在理论研究和实际应用中具有广泛的应用价值，为我国科学技术的发展作出了巨大贡献。
本文将简要介绍物理化学的基本概念、核心理论及其应用领域，并展望物理化学的发展趋势与前景。
二、物理化学基本概念物理化学的研究对象是物质，研究内容包括物质的组成、结构、性质、变化规律等。
物理化学的研究方法主要有实验方法和理论方法，其中实验方法包括测量、观察和模拟等；理论方法包括数学建模、逻辑推理和归纳等。
三、物理化学的核心理论物理化学的核心理论包括热力学和动力学。
热力学主要研究物质的宏观热力学性质，如热、功、熵等，以及它们之间的相互关系。
动力学主要研究物质微观粒子在各种条件下的运动、碰撞、反应等过程。
1.热力学热力学是物理化学的一个分支，主要研究物质的宏观热力学性质及其相互关系。
热力学主要包括三个定律：第一定律、第二定律和第三定律。
1.1 热力学第一定律热力学第一定律，又称能量守恒定律，表明能量在不同形式之间可以相互转化，但总能量守恒。
1.2 热力学第二定律热力学第二定律，又称熵增加原理，表明自然过程总是朝着熵增加的方向1.3 热力学第三定律热力学第三定律，又称绝对零度定律，表明在绝对零度时，物质的熵等于零。
2.动力学动力学是物理化学的另一个分支，主要研究物质微观粒子在各种条件下的运动、碰撞、反应等过程。
动力学主要包括反应速率理论、化学反应动力学和物质传递过程动力学。
物理化学下册笔记物理化学下册笔记第一章：化学动力学1. 化学反应速率- 化学反应速率的定义：反应物和产物的浓度变化与时间的关系- 反应速率的影响因素：浓度、温度、催化剂- 反应速率的表达式：速率常数、反应级数、速率方程式 - 反应速率的测定方法：连续监测法、瞬时速率法2. 反应动力学- 反应速率与反应物浓度的关系：零级反应、一级反应、二级反应- 反应速率与温度的关系：反应速率常数和温度的关系、活化能- 反应速率与催化剂的关系：催化剂的作用机理、催化剂对反应速率的影响3. 催化剂- 催化剂的定义：对反应速率有正向影响但不参与反应本身 - 催化剂的分类：同质催化和异质催化- 催化剂的作用机理：吸附、活化、解离、吸附活化- 催化剂的应用：工业催化、环境催化、生物催化4. 反应速率与平衡- 反应速率的平衡关系：正反应和逆反应的速率相等- 反应速率与平衡常数的关系：速率常数和平衡常数的比较 - 平衡常数的温度变化：温度对平衡常数的影响、吉布斯自由能第二章：电化学和电解质1. 电解质- 弱电解质和强电解质：电解质的溶解度、电离度- 离子强度和离子活度：电解质的离子间相互作用2. 电动势和电池- 电动势的定义：电势差和电场强度之间的关系- 更容易发生氧化反应的金属：活性金属和不活性金属- 电动势的测定方法：电动势表、电动势的测量电路- 电化学电池：原电池和电解池3. 女士电池- 干电池和蓄电池：原理和应用- 锌锰干电池、铅蓄电池、锂离子电池4. 电解和电分析- 电解的定义和过程：电解质在电场中发生化学变化的过程 - 电分析方法：电析、电沉积、电量法和电位法第三章：溶液和溶剂1. 溶液的溶解过程- 溶解的定义和过程：溶质和溶剂分子间相互作用- 溶解的热效应：热溶解和热效应，热溶剂和冷溶剂2. 溶质和溶剂的选择性溶解- 溶质和溶剂的极性：极性溶质在极性溶剂中溶解- 极性溶质和非极性溶剂的溶解：伦敦分散力和极性作用力3. 溶液浓度的表示- 溶液浓度的定义：质量浓度、物质浓度、体积浓度- 溶度和饱和度：可溶性和溶液的饱和点4. 溶液的溶解度和共存现象- 溶解度的定义：单位体积溶剂中最多可以溶解溶质的质量 - 共存现象：共沸、共熔、共晶、共溶等第四章：分子结构和化学键1. 分子的构象和立体异构体- 分子空间结构的确定：简单分子的构象分析- 立体异构体的分类：顺式异构体和反式异构体、旋光异构体2. 化学键的类型和特征- 化学键的定义和类型：共价键、离子键和金属键- 共价键的特征：原子轨道、杂化轨道和共价电子对3. 化学键的性质和反应- 化学键的性质：键长、键能和键级- 化学键的反应：键断裂和键形成的反应第五章：固体和晶体结构1. 固体的结构和性质- 固体的分类：晶体和非晶体- 固体结构的确定：晶体学和X射线衍射2. 晶体的结构类型- 离子晶体：离子间的排列和离子半径比- 配位数和配体：- 共价晶体：共价键的网络结构和共价半径比3. 固体的力学和热力学性质- 固体的力学性质：弹性模量和脆性、塑性和韧性 - 固体的热力学性质：热膨胀和热导率第六章：化学热力学1. 热力学的基本概念和能量转化- 系统和环境：孤立系统、封闭系统和开放系统 - 热力学态函数：内能、焓和吉布斯自由能2. 热力学第一定律和焓的计算- 热力学第一定律：能量守恒定律- 焓的计算：焓变和焓的标准反应焓3. 热力学第二定律和熵的计算- 热力学第二定律：熵的增加原理和不可逆过程- 熵的计算：熵变和熵的标准反应熵4. 热力学第三定律和自由能的计算- 热力学第三定律：绝对零度和熵的零值- 自由能的计算：自由能变和自由能的标准反应自由能总结：物理化学的下册内容主要涵盖了化学动力学、电化学和电解质、溶液和溶剂、分子结构和化学键、固体和晶体结构、化学热力学等方面的知识。
第七章 电化学一、重要概念阳极、阴极，正极、负极，原电池，电解池，电导L ，电导率κ，(无限稀释时)摩尔电导率Λ，迁移数t ，可逆电池，电池的电动势E ，电池反应的写法，分解电压，标准电极电位、电极的类型、析出电位，电极极化，过电位，电极反应的次序 二、重要定律与公式 1．电解质部分(1) 法拉第定律：对反应 氧化态+ z e －→ 还原态 n M = Q /zF = It / zF (2) 电导 G =1/R = A /l电导率： G (l/A )，(l/A )-称为电导池常数 摩尔电导率：☹m = c摩尔电导率与浓度关系：稀的强电解质☹m = ☹m ∞- A c(3) 离子独立定律：无限稀释溶液，电解质 -+-+-++→z z v v v v A C A C☹m ∞= v +☹m ∞，++ v - ☹m∞，-(4) 电导应用：i. 计算弱电解质的解离度和解离常数 对反应 HA H ++ A - 解离度 α = ☹m /☹m ∞平衡常数 K θ = [ α ☎ α✆] (c θ/c) ii. 计算难溶盐的溶解度难溶盐(电解质)溶液电导率的加和性： ☯✩✧☯✩☯ → ☯✩→ 摩尔电导率☹m ≈☹m ∞→ 溶解度c = ☯✩/☹m(5) 平均活度及活度系数：电解质-+-+-++→z z v v v v A C A C-+-+±==v v v a a a a ，-+-+±=v v vb b b ，v = v + + v - ， a ±=γ±b ±/ b θ (6) 德拜-许克尔公式： I z Az ||lg -+±-=γ，其中 A =0.509(mol -1·kg)1/2 ，I = (1/2) ∑ b B Z B 22. 原电池 (1) 热力学 ∆ G = -zFE∆ S = -(∂G /∂ T )p = zF (∂ E /∂ T)p ∆ H =∆ G + T ∆ S = -zFE +zFT (∂ E /∂ T )p Q ir = T ∆ S =zFT (∂ E /∂ T )p (2) 能斯特方程∆ r G m θ = -zFE θ = -RT ln K θ∏-=B B θB ln va zF RT E E当T =298.15K 时，Vln 05916.0B B θB ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∏-=v a z E E (3) 电极电势对于还原反应： 氧化态+ z e -→ 还原态电极电势∏∏-=B B B B θBBln (（氧化态）（还原态）（电极）电极）v va a zF RTE E电池的电动势 E = E + - E - 电池的写法：负极 正极界面表示： ┆┆盐桥 ┆可分液相接触 | 不同相 ，无法区分的界面三、关键的计算题类型1．电解质溶液部分由摩尔电导率计算解离率、解离平衡常数以及迁移数相关的题型。
物理化学笔记与考试指南一、热力学基础。
（一）基本概念。
1. 系统与环境。
- 系统：被研究的对象，可以是物质的一部分，如一定量的气体、液体或固体。
- 环境：系统之外与系统密切相关的部分。
系统与环境之间可以有物质和能量的交换。
根据交换情况分为孤立系统（无物质和能量交换）、封闭系统（有能量交换无物质交换）和敞开系统（有物质和能量交换）。
2. 状态函数。
- 定义：其数值仅取决于系统的状态，而与系统到达该状态的途径无关。
如温度T、压力p、体积V、内能U等。
- 特点：状态函数的微小变化在数学上是全微分。
例如，对于理想气体pV = nRT，p、V、T都是状态函数。
3. 过程与途径。
- 过程：系统状态发生变化的经过。
常见的过程有等温过程（Δ T=0）、等压过程（Δ p = 0）、等容过程（Δ V=0）、绝热过程（Q = 0）等。
- 途径：实现过程的具体步骤。
例如，从同一始态到同一终态，可以有不同的途径。
（二）热力学第一定律。
1. 表达式。
- Δ U=Q + W，其中Δ U是系统内能的变化，Q是系统吸收的热量，W是环境对系统做的功。
2. 功的计算。
- 体积功W=-p_外Δ V（适用于等外压过程）。
对于理想气体的可逆过程，W = -nRTln(V_2)/(V_1)。
3. 热的计算。
- 等容热Q_V=Δ U（因为W = 0）；等压热Q_p=Δ H，其中H = U + pV是焓。
（三）热化学。
1. 反应热的计算。
- 标准摩尔反应焓Δ_rH_m^θ的计算：- 由标准摩尔生成焓Δ_fH_m^θ计算：Δ_rH_m^θ=∑_iν_iΔ_fH_m^θ(产物)-∑_jν_jΔ_fH_m^θ(反应物)，其中ν是化学计量数。
- 由标准摩尔燃烧焓Δ_cH_m^θ计算：Δ_rH_m^θ=-∑_iν_iΔ_cH_m^θ(产物)+∑_jν_jΔ_cH_m^θ(反应物)。
2. Hess定律。
- 化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热相同。
溶液与混合物的区别额是系统中各组分的选取标准态的方式是否相同，相同则为混合物，不相同则为溶液。
只有系统的容量性质才有偏摩尔量，偏摩尔量是强度性质，在定温定压下定义，否则是能是偏微商。
偏摩尔量的集合公式：X=X A n A +X B n B
定义偏摩尔吉布斯函数为化学势，化学势决定物质的传递方向和限度，之一种总称，偏摩尔吉布斯函数，偏摩尔亥姆霍兹函数，偏摩尔热力学能，偏摩尔焓都叫做化学势。
多组分系统多相平衡的条件是各物质在各相中的化学势必须相等。
不论是化学变化，还是简单物理变化，总是向着化学势减小的方向变化。
纯组分理想气体的化学势：θθ
μμP P RT ln += 理想气体混合物的化学势：θ
θμμP P RT B B B ln += 实际气体的化学势：θθθθγμμμp p RT p f RT ln ln
+=+=
理想液态混合物中物质的化学势： B B B B B x RT l x RT p p RT g s ln )(ln ln )(ln)(B +=++=**μμμθθ
， 其中 θθμμp p RT g l B B B **
+=ln )()(。
高一物理化学知识点归纳总结高一阶段是学生接触物理化学知识的关键时期，掌握好这些基础知识对于后续的学习和理解更深层次的内容至关重要。
下面将对高一物理化学知识点进行归纳总结，帮助同学们回顾和理清思路。
一、运动和力学1. 运动和力学的基本概念- 位移、速度和加速度的定义- 牛顿三定律及其应用- 质点的运动- 自由落体运动和抛体运动2. 力和运动的关系- 动力学基本定律- 质量和重力的关系- 惯性和惯性系- 牛顿第二定律的数学表达3. 运动规律和机械能守恒- 能量的基本概念- 动能和势能的定义- 动能定理和势能定理- 机械能守恒定律及其应用4. 圆周运动和万有引力- 圆周运动的基本概念- 向心力和离心力- 牛顿万有引力定律及其应用- 行星运动和卫星运动的特点二、热学1. 热学基础知识- 温度和热量的概念- 热平衡和热传递- 热力学第一定律- 热量和功的关系2. 热力学过程和热功转化- 等压过程、等容过程、等温过程 - 理想气体状态方程- 等压过程和等容过程的做功- 热功转化效率3. 热量传递和热传导- 热传导的基本概念- 热传导的传热方式- 热导率和导热方程- 热传导和导热性能的影响因素4. 热力学循环和热机效率- 热力学循环的基本概念- 卡诺循环和卡诺热机- 热机效率的定义和计算方法- 热机效率和热能损耗的关系三、化学1. 原子结构和元素周期表- 原子结构的组成- 原子核和电子的基本性质- 元素周期表的基本规律- 原子序数和元素的物理化学性质2. 化学键和化合价- 化学键的形成和类型- 离子键、共价键和金属键- 化合价和价态的定义- 化合价与化合物的命名3. 反应速率和化学平衡- 反应速率和反应动力学-速率方程和速率常数- 化学平衡和平衡常数- 反应的位置、温度和浓度对平衡的影响4. 氧化还原反应和电解质溶液- 氧化还原反应的基本概念- 氧化还原反应的电子转移过程- 弱电解质和强电解质的区别- 电解电池和燃料电池的原理和应用综上所述，高一物理化学知识点的归纳总结包括运动和力学、热学以及化学三个方面的内容。
绪论§0.1物理化学课程的内容一、物理化学课程的内容1.物理化学课程简介是从化学现象与物理现象的联系去寻找化学变化规律的学科。
2.物理化学主要的研究内容：（1）物质的相变化及化学变化。
（2）变化的可能性和变化的速率。
变化的可能性：化学热力学变化的速率：化学动力学3.物理化学构成：化学热力学、化学动力学、结构化学。
4.物理化学的主要理论支柱：热力学、统计力学、量子力学。
热力学——宏观系统量子力学——微观系统统计力学——两者桥梁§0.2学习物理化学的要求及方法§0.3物理量的表示及运算一、物理量的表示：1.物理量A是由其单位[A]和以单位[A]表示的量的数值{A}表示。
A={A}·[A]2.量与单位的比值A/[A]={A}表示。
p/Pa=101325 p/kPa=101.325二、对数中的物理量对数中的物理量应先除以起单位后才能进行计算。
三、量值的计算量方程第一章 气体的PVT 关系§1.1理想气体状态方程一、理想气体状态方程：1、低压气体pVT 关系三个经验定律：（1）波义尔（Boyle Ｒ）定律： 一定）常数（T n pV ,=（2）盖-吕萨克（Gay J-Lussac J ）定律： V/T = 常数（n ，p 一定）（3）阿伏加德罗（Avogadro A ）定律： V/n = 常数（T ，p 一定）2、理想气体状态方程：（1）nRT pV =p ：单位为Pa ；V 的单位为m 3；n 的单位为mol ，T 的单位为K ；R ：为摩尔气体常数，R=8.314510 J ·mol -1·K -1R=8.315 J ·mol -1·K -1（计算中）（2） 理想气体状态方程其它形式为：RT pV m =RT M m pV )/(=二、理想气体模型1、 分子间力：兰纳德-琼斯（Lennard-Jones ）理论： 126r B r A E E E +-=+=排斥吸引2、 理想气体模型理想气体在微观上具备两个特征：（1） 分子间无相互作用力；（2） 分子本身不占有体积。
第一章物理化学得定义,相变化（物质在熔点沸点间得转化)物理化学得基本组成：1化学热力学（方向限度)2化学动力学（速率与机理)3结构化学 物理化学得研究方法、热力学方法、动力学方法、量子力学方法 系统、环境得定义.系统得分类:开放系统,封闭系统,隔离系统 系统得性质：强度性(不可加),广延性(可加)。
系统得状态状态函数及其性质：1单值函数2仅取决于始末态3全微分性质。
热力学能、热与功得定义 热分:潜热,显热。
功分：膨胀功、非膨胀功。
热力学第一定律得两类表述:1第一类永动机不可制成。
2封闭体系：能量可从一种形式转变为另一种形式,但转变过程中能量保持不变。
、 恒容热、恒压热，焓得定义。
恒容热:①封闭系统② W f ＝0 ③Ｗｅ=0 恒压热:①封闭系统②W f =0 ③d p =0 理想气体得热力学能与焓就是温度得函数。
C ， C Ｖ, C V ，m ， C P , C P,m 得定义.△u =n C V ，m （Ｔ2－T 1） △H=n ＣP,m （Ｔ2—Ｔ1） C V ，m =a+bT+cT 2+…/ a+bT －1+c Ｔ-2+…单原子分子C V ，m =R C P,ｍ=R 双原子分子C V ,ｍ=R C P ，m =R单= 双= ＣP ，m - C V ，m =R Ｒ=8、３145J ·mol -1·k－1可逆过程定义及特点:①阻力与动力相差很小量②完成一个循环无任何功与热交换③膨胀过程系统对环境做最大功，压缩过程环境对系统做最小功 可逆过程完成一个循环 △u ＝0 W 、 Q 、△u 、△H 得计算①等容过程：W =0 Q =△ｕ △u ＝n C V ,m (T 2-T 1） △Ｈ=ｎ C P ，m (T 2—T １)②等压过程：W =-P ｅ（V 2-Ｖ1) Q=△Ｈ △ｕ=n ＣＶ，ｍ(T 2-T 1） △H=ｎ C Ｐ，m （T ２—T 1)③等温过程：W=－nRT ｌn Q=－W △ｕ=△Ｈ=0④绝热可逆过程：W=ｎ ＣV ,m (T 2-T １) / Q ＝0 △ｕ＝n ＣV ,ｍ（T 2—T 1） △H ＝n ＣP ，m (T 2—T 1) ＝（） =（) =(）相变化过程中△H 及△u 得计算△u ＝△H —Ｐ△V ＝△H －nR Ｔ 见书1—1０ 化学计量系数 化学反应进度=（必与指定得化学反应方程对应） 化学反应热效应定义， 盖斯定律:一个化学反应，不管就是一步完成或就是经数步完成,反应得总标准摩尔焓变就是相同得,即盖斯定律。
物理化学大一知识点笔记一、热力学1. 热力学基本概念- 系统与环境- 状态函数与过程函数- 热力学第一定律2. 理想气体状态方程- 环境压强与气体压强- 环境温度与气体温度- 理想气体状态方程及其推导3. 内能、焓和焓变- 内能的定义和性质- 焓的定义和性质- 焓变与热量的关系4. 熵和熵变- 熵的定义和性质- 熵增原理- 熵变与热量的关系5. 等温、绝热过程- 等温过程的性质和示意图- 绝热过程的性质和示意图- 理想气体的等温、绝热过程公式6. 热力学循环- 闭合系统的热力学循环- 热机效率和制冷系数- 卡诺循环和卡诺定理二、化学反应动力学1. 反应速率与反应级数- 反应速率的定义和表达式- 反应级数与反应速率的关系- 零级、一级和二级反应速率方程2. 碰撞理论- 碰撞理论的基本思想- 反应物分子碰撞的能量、角动量要求- 碰撞理论与反应速率的关系3. 简单化学反应动力学公式- 推导简单化学反应速率方程- 求解反应速率常数和反应级数- 缓慢反应和快速反应的判断4. 温度对反应速率的影响- 温度对反应速率的影响规律- 阿伦尼乌斯方程及其应用- 活化能和反应速率常数的关系5. 反应速率与浓度的关系- 工程级数和动力学级数的定义与区别- 工程级数和动力学级数的计算方法- 浓度对反应速率的影响规律6. 反应平衡和化学平衡常数- 反应平衡的条件- 平衡常数的定义和性质- 平衡常数与反应热力学的关系三、电化学1. 电化学基本概念- 电解质与非电解质- 电解和电极- 电池和电解槽2. 电解过程- 电解过程的基本方程- 电解过程的质量和电荷关系- 电解过程的电动势和电压3. 电池和电池电势- 电池的基本构成和工作原理- 电池的电动势和电动势方程- 电池电势和标准氢电极的关系4. 氧化还原反应- 氧化还原反应的基本概念- 氧化还原反应的电子转移和离子转移- 氧化还原反应的电子转移系数5. 电化学动力学- 过电位和极化现象- 极化曲线和电解过程的动力学- 电化学反应的速率方程和电流效率6. 腐蚀与防护- 金属腐蚀的基本机理- 腐蚀速率与电流密度的关系- 防腐涂层和电阻涂层的应用以上是物理化学大一知识点的笔记，涵盖了热力学、化学反应动力学和电化学三个方面的基础概念和公式。
平衡常数
一个反应如果达到平衡，那么理论上它的吉布斯自由能应该达到一个极小值。
这是本章的基础。
如果有一个反应是A转化成B，同时二者在当前组成下化学势不等，那么就不会停止，直到转化到生成A还是生成B化学势都相等的时候停止。
例如：
用反应进度代替dnB，则有：
完美气体反应平衡
达到平衡，记这个Q值为K，平衡常数
一般情况
注意到一个化学反应可以写成：
故在平衡时有：
当平衡时，Q的取值定义为K，为平衡常数，通过以下算式算出K
需要明确，活度是一种量纲为1的东西。
还记得之前讲到活度时，活度是由选定的标准状态引申出来的实验量，因此如果标准状态选取的不同，那么活度也会不同，但是这并会影响
平衡常数K。
生命科学中的平衡常数
一般来说，活度的计算用浓度近似代替即：
试着用两种不同的算式来算算看平衡常数与反应商：
看起来平衡常数变了，怎么都不对吧，其实平衡常数只是个指标，告诉你按什么式子算出来后结果跟平衡常数比大小，只要是按照生物的标准态算的反应商Q，就是可以比较的，这是没有问题的。
没有区别。
条件对平衡的影响
勒夏特列原理，又称傲娇定律。
总结了组成对平衡常数的关系
温度对平衡的影响根据吉布斯-亥姆赫兹方程。
