下载文档原格式
物理化学复习提纲一、热力学第一定律1.热力学第一定律： U= Q- W(dU=δQ-δW, 封闭体系、静止、无外场作用 )*热Q,习惯上以系统吸热为正值，而以系统放热为负值；功W ，习惯上以系统对环境作功为正值，而以环境对系统作功为负值。
**体积功δ（f外dl ＝ p外· Adl） =p外W=V 2dV / V =nRTlnV2/V1=nRTlnp1/p2dV=nRTV 12. 焓：定义为 H≡U+pV ；U，H 与 Q，W 区别（状态函数与否？）对于封闭体系，H= Qp,U= Qv,U= - W （绝热过程）3. Q、W、U、H 的计算a.T 2nCv.mdT = nCv.m(T2- T1)U=T 1b.T 2nCp.mdT = nCp.m(T2- T1)H=T1：T 2nCp.mdT ；Qv=T 2nCv.mdTc. Q Qp=T1T1d. T，P 衡定的相变过程： W=p (V 2- V1)；Qp= H=n H m；U= H- p(V2- V1)4.热化学a. 化学反应的热效应 , H=∑H(产物 )- ∑H（反应物）＝ U+pV( 定压反应 )b. 生成热及燃烧热， f H0m（标准热）；r H0m（反应热）c.盖斯定律及基尔戈夫方程[G.R.Kirchhoff, (H/ T)=C p(B) - C p(A) =Cp]二、热力学第二定律1. 卡诺循环与卡诺定理：η＝ W/Q2=Q2+Q1/Q2=T2- T1/T2, 及是( Q1/T1+Q2/T2=0)卡诺热机在两个热源T1及 T2之间工作时，两个热源的“热温商”之和等于零。
2.熵的定义： dS=δQr/T, dS≠δQir/T (克劳修斯 Clausius 不等式 ,dS≥δQ/T；对于孤立体系 dS≥0，及孤立系统中所发生任意过程总是向着熵增大的方向进行 )。
熵的统计意义：熵是系统混乱度的度量。
有序性高的状态所对应的微观状态数少，混乱度高的状态所对应的微观状态数多，有 S=klnΩ,定义： S0K=0, 有S=S(T) - S0K = 0T Cp / T dT3.P、V、T 衡时熵的计算：a. S=nRlnP1/P2=nRlnV 2/V 1(理气， T 衡过程 )T 2b.S=n nCp.mdT / T (P衡，T变)T 1T2c.S=n T 1nCv.mdT / T（V 衡， T 变）d.S=nC v.m lnT2/T1+ nC p.m lnV 2/V 1(理气 P、T、V 均有变化时 )4. T、P 衡相变过程：S=H 相变 /T 相变0不可逆，自发5. 判据： a.S 孤｛0可逆，平衡0不能实现（S孤＝S体+S环,S环＝－Q 体/T 环）0自发b. (G)T,P｛0平衡0不能自动进行0自发c. (A) T,V｛0平衡0不能自动进行6. 功函数及计算： a. Gibbs 能G≡H-TS dG = dH –TdS – SdTb.Helmholtz 能A≡U-TS dA= dU –TdS -SdTc. G=2 1 1 2(理气，T衡) A=nRlnP /P =nRlnV /Vd.G=H- (TS) 或 dG = - SdT+ Vdp7.热力学函数基本关系：a.dU =TdS- pdVb.dH =TdS+Vdpc.dA = - SdT- pdVd. dG = - SdT+Vdp8.微商关系：a.( U/ S)V =( H/ S)P=Tb.( H/ p)S=( G/ p)T=Vc.( U/ V) S=( A/ V)T= - pd.( G/ T) P=( A/ T)V = - S9.麦克斯威尔关系式：a. ( T/ V)S= - ( p/ S)Vb. ( S/ V)T=( p/ T)Vc. ( T/ p)S=( V/ S)Pd. ( S/ p)T= - ( V/ T)P10.解答热力学证明题的常用数学方法：A.证明题应以基本关系式、定义式或纯数学函数式为出发点，在证明过程中一般只进行数学演绎而不加入其他现成结论。
复习提纲热力学第一定律•了解系统、环境的概念•状态函数的特征•热、功概念的理解。
（非状态函数）•热力学能，热力学第一定律•恒容热、恒压热，及其与热力学能、焓的关系及适用条件•可逆过程特点•化学计量数，反应进度，标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓的定义，及其相互之间关系。
热力学第二定律•热机效率•熵的定义，熵增原理及其适用条件•热力学基本方程，8个偏微分方程，麦克斯韦关系式•吉布斯-亥姆霍兹公式，克拉佩龙方程，克-克方程多组分系统热力学•偏摩尔量定义式•化学势的定义式•化学势判据，化学势与温度、压力的关系•拉乌尔定律，亨利定律的适用范围•理想液态混合物的定义与特征•理想液态混合物的混合性质•稀溶液的依数性化学平衡•化学反应等温方程•标准平衡常数定义及计算•温度对平衡常数的影响——范特霍夫方程相平衡•组分数，相数，自由度数的概念和计算•相律•相图识别•步冷曲线的绘制•杠杆规则的应用二组分系统相图识图规则1.图中“︱”表示稳定化合物2.图中“┬”表示不稳定化合物3.图中“—”表示三相线4.“头平足平”的图形一定是两相区（上——温度相同，下——温度相同）5.无规则的图形是单相区电化学•电极反应，电池反应•阴极，阳极，正极，负极的规定•法拉第定律•电池图式•原电池热力学（电池电动势与热力学函数的关系）•能斯特方程•电极电势及其计算表面现象•表面张力定义、大小和方向•弯曲液面附加压力，Laplace方程•微小液滴蒸气压——开尔文公式•固体表面Langmuir单分子层吸附理论•液固界面，接触角，杨氏方程，润湿现化学动力学•化学反应速率定义•基元反应速率方程——质量作用定律•反应分子数和反应级数•速率方程积分式，零级、一级、二级反应速率方程特点•温度对反应速率的影响，活化能，阿伦尼乌斯方程•速率方程近似处理法•作业题和补充题要看看•基本概念要记清楚，选择填空题多是考理解概念的题目。
•计算题一定要把算式列出、数据代入、写出答案，量纲不要丢掉。
物化复习提纲第一章热力学第一定律1.2几个基本概念1.系统和环境系统：将一部分物体从其他部分中划分出来，作为研究的对象，这一部分物体，称为“系统”。
环境：系统以外并与系统有相互作用的部分称为“环境”。
热力学系统分为三种：敞开系统、密闭系统（或称封闭系统）、隔绝系统（或称孤立系统）P(7)2.状态和状态性质状态：某一热力学系统的状态是系统的物理性质和化学性质的综合表现。
状态性质：状态的性质称为状态性质，又称为状态函数。
P(7)3.过程和途径过程：系统状态所发生的一切变化均称为“过程“。
途径：由同一始态到同一终态的不同方式可称为不同的“途径“。
P(8)4.热力学平衡热力学平衡：系统与环境之间没有任何物质和能量交换，系统中各个状态性质又均不随时间变化，则称为系统处于热力学平衡状态。
P(9)1.3能量守恒——热力学第一定律热力学的基本定律之一，是能量守恒和转换定律的一种表述方式。
热力学第一定律一种表述：热能可以从一个物体传递给另一个物体，也可以与机械能或其他能量相互转换，在传递和转换过程中，能量的总值不变。
它的另一种表述方式为：不消耗能量就可以作功的"第一类永动机"是不可能实现的。
数学表达式：∆U=Q+W（系统热力学能的增量对于系统从环境所吸收的热量与环境对系统所做的功之和）P111.4体积功：因系统体积变化而引起的系统与环境间交换的功称为体积功。
公式：W=-p e .∆V(负的外压与体积变化的乘积)。
在真空中p=0，则W=0。
P13 结论：某过程进行之后系统恢复原状的同时，环境也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”．．．．．．．．．．．．．．．．．．。
在定温的情况下，系统在可逆过程中所做的功为最大功（绝对值）．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．。
系统在可逆过程．．．．．．．．中所消耗的功为最小功。
物理化学复习提纲一、热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在热现象中的应用。
其核心表述为：能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
（一）基本概念1、系统与环境：系统是我们研究的对象，环境则是系统之外的一切。
根据系统与环境的物质和能量交换情况，系统可分为敞开系统、封闭系统和孤立系统。
2、状态函数：只取决于系统的状态，而与变化的途径无关的物理量，如温度、压力、体积、内能等。
3、热和功：热是由于系统与环境之间存在温度差而传递的能量，功则是除热以外，其他各种形式被传递的能量。
（二）热力学第一定律的数学表达式ΔU ＝ Q ＋ W其中，ΔU 表示系统内能的变化，Q 表示系统吸收的热量，W 表示系统对外所做的功。
当 Q 为正，表示系统吸热；当 W 为正，表示系统对外做功。
（三）应用1、恒容热：在恒容且非体积功为零的条件下，Qv ＝ΔU。
2、恒压热：在恒压且非体积功为零的条件下，Qp ＝ΔH，其中ΔH 为焓变。
二、热力学第二定律热力学第二定律主要描述了热现象的方向性。
（一）克劳修斯表述热量不能自发地从低温物体传向高温物体。
（二）开尔文表述不可能从单一热源吸取热量使之完全变为有用功而不产生其他影响。
（三）熵熵是系统混乱度的量度。
对于孤立系统，熵总是增加的，这就是熵增原理。
（四）热力学第二定律的数学表达式ΔS ≥ 0（五）熵变的计算1、简单物理过程的熵变计算。
2、相变过程的熵变计算。
三、热力学第三定律在绝对零度时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这为计算物质在其他温度下的熵值提供了基准。
四、多组分系统热力学（一）偏摩尔量在多组分系统中，某一广度性质不仅取决于温度、压力，还取决于各组分的浓度。
偏摩尔量就是在恒温恒压下，在一定浓度下，系统的某一广度性质随某一组分物质的量的变化率。
（二）化学势化学势是决定物质传递方向和限度的强度因素。
（三）稀溶液的依数性1、蒸气压下降：在一定温度下，稀溶液的蒸气压低于纯溶剂的蒸气压。
2、凝固点降低：溶液的凝固点低于纯溶剂的凝固点。
本科物理化学复习提纲(I)第一章气体一．一．重要概念理想气体，分压，分体积，临界参数，压缩因子，对比状态二．二．重要关系式(1) 理想气体：pV=nRT , n = m/M(2) 分压或分体积：p B=c B RT＝p y B(3) 压缩因子：Z = pV/RT第二章热力学第一定律与热化学一、重要概念系统与环境，隔离系统，封闭系统，(敞开系统)，广延量(加和性：V，U，H，S，A，G)，强度量(摩尔量，T，p)，功，热，内能，焓，热容，状态与状态函数，平衡态，过程函数(Q，W)，可逆过程，节流过程，真空膨胀过程，标准态，标准反应焓，标准生成焓，标准燃烧焓二、重要公式与定义式1. 体积功：δW= -p外dV2. 热力学第一定律：∆U = Q+W，d U =δQ +δW3．焓的定义：H=U + pV4．热容：定容摩尔热容C V，m = δQ V /dT = (∂U m/∂T )V定压摩尔热容C p，m = δQ p /dT = (∂H m/∂T )P理性气体：C p，m- C V，m=R；凝聚态：C p，m- C V，m≈0理想单原子气体C V，m =3R/2，C p，m= C V，m+R=5R/25. 标准摩尔反应焓：由标准生成焓∆f H Bθ (T)或标准燃烧焓∆c H Bθ (T)计算∆r H mθ = ∑v B∆f H Bθ (T) = -∑v B∆c H Bθ (T)6. 基希霍夫公式(适用于相变和化学反应过程)∆r H mθ(T2)= ∆r H mθ(T1)+⎰21TT∆r C p，m d T7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式Q p-Q V = ∆r H m(T) -∆r U m(T) =∑v B(g)RT8. 理想气体的可逆绝热过程方程：p1V1♑= p2V2♑ ，p1V1/T1 = p2V2/T2，♑=C p，m/C V，m三、各种过程Q、W、∆U、∆H的计算1．解题时可能要用到的内容(1) 对于气体，题目没有特别声明，一般可认为是理想气体，如N2，O2，H2等。
《物理化学》期末复习提纲
(2016-12)
第一章 气体的p V T 关系
1. 理想气体状态方程；理想气体模型的两个假设；
2. 临界状态与临界参数的含义；压缩因子的定义；对应状态原理与普遍化压缩因子图；
第二章 热力学第一定律
1. 热力学第一定律：U Q W ∆=+的意义与适用范围；可逆功最大原理； 特定过程 W 、Q 、U ∆、H ∆、S ∆、G ∆、A ∆的计算 (结合第二定律)；
2. 理想气体的U 和H 只是温度的函数；任一循环过程之后，状态函数变化为0
3. 恒压热p Q 和恒容热V Q 的定义，以及p Q H =∆和V Q U =∆的适用范围
4. 理想气体绝热可逆过程方程和绝热指数；理想气体绝热但不可逆过程的处理方法！
5. 相变焓 (可逆相变的模型及其本质；可逆相变过程W 、Q 、U ∆、H ∆、S ∆、G ∆、A ∆的计算及其理解)；利用状态函数法解决不可逆相变过程：区分真实发生的过程和设计的途径
例题. 在–5 C ︒、101.325 kPa 下，5 mol 过冷水在凝结为冰，计算过程的H ∆、
S ∆和G ∆，已知：在0 C ︒、101.325 kPa 下，水的摩尔凝固热s
l m H ∆=16.009 kJ mol --⋅，水和
冰的平均定压摩尔热容分别为75.3和1137.6 J K mol --⋅⋅
6. 化学反应的热效应：物质的热化学数据的概念与应用 (生成焓、燃烧焓)；
7. 反应进度的定义；恒压反应热 ,m p Q 与恒容反应热 ,m V Q 之间的关系； 标准摩尔反应焓随温度的变化 (基尔霍夫公式)
8. 节流膨胀过程的热力学分析 (绝热不可逆)：焦耳-汤姆逊系数的意义
第三章 热力学第二定律
1. 热机效率的定义；卡诺热机的效率
2. 熵的定义、克劳修斯不等式与熵增原理；熵判据；
各类特殊过程熵变S ∆的计算
3. 亥姆霍茨函数、吉布斯函数的定义、物理意义、判据，以及特殊过程 (如等温过程) G ∆、A ∆的计算
4. 封闭系统的热力学基本关系式，及其简单应用
5. 克拉佩龙方程和克-克方程的理解与应用 (习题3.49)
第四章 多组分系统热力学
1. 偏摩尔量的定义与性质：偏摩尔量的加和公式
2. 化学势的定义，化学势判据的理解；可逆相变0G ∆=，即化学势相等
3. 拉乌尔定律与理想液态混合物 (结合相图)；亨利定律与理想稀溶液
3. 理想液态混合物的定义及其混合性质；mix V ∆、mix H ∆、mix S ∆、mix G ∆的计算
4. 稀溶液依数性跟哪些因素有关？
5. 课后4.11题 (根据特定温度下的饱和蒸气压数据，绘制相图——压力-组成图)
第五章 化学平衡
1. 化学反应等温式；理想气体反应的标准平衡常数o ?K =； 相关反应标准平衡常数o K 之间的关系
2. 理想气体反应的平衡衡算：o o r m ln K RT G =-∆
3、温度对化学平衡的影响：范特霍夫方程的应用 (对比克-克方程和阿伦尼乌斯方程)
4. 其他因素对化学平衡的影响：平衡移动原理
5. 固体物质分解温度和分解压力的理解与计算：例如，根据相关的热力学数据，计算630 K 时HgO (s) 的分解压力
第六章 相平衡
1. 相律：组分数、自由度数的分析；单组分系统最多能有几相平衡共存？相律分析；
2. 单组分体系相图：点、线和区的意义与克拉佩龙方程分析；三相点、共沸点和恒沸点，三个概念的不同；
3. 二组分相图中：系统点、相点、三相平衡线；
4. 杠杆原理：定性分析与定量计算
5. 常见相图 (示意图) 的分析：液态混合物的气-液平衡 (压力-组成图/温度-组成图)；低温相完全不互溶的二组分体系 (气-液平衡；固-液平衡)
6. 步冷曲线与相图之间的相互转换；
例题 请写出各区 (1-6) 的相态，并利用相律计算每个相区的自由度数；
C A 510610
T B x →
7. 教材P250，图6.6.2，根据部分互溶系统的温度-组成图，标明各个相区的相态和自由度数，描述特定组成的液相的步冷曲线
第七章 电化学
1. 法拉第定律；电量计的原理与计算
2. 理解离子独立运动定律与极限摩尔电导率；2. 离子平均活度因子的影响因素、离子强度的定义与计算公式 (特别注意单位)：
3. 可逆电池热力学，电化学的热力学本质：o o r m G zFE ∆=- ；r m p
E S z
F T ∂⎛⎫∆ ⎪∂⎝⎭=；r m H ∆ 4. 电极电势、能斯特方程与相关计算 (原电池和电极)，参考习题7.16； 4. 设计一个进行下列反应的电池：22AgBr (s) + H (g)2Ag (s)+ 2HBr (aq)=，
(1) 写出电池的电极反应和电池表示式；
(2) 已知某温度下该电池的电动势o 0.07081 V E =，求算上述反应的o K 和o r m G ∆
5. ()()()()()22 Ag s | AgCl s | KCl aq | Hg Cl s | Hg l
查阅附录热力学数据，计算298.15 K 时电池的标准电动势o E 和电动势的温度系数 p
E T ∂⎛⎫ ⎪∂⎝⎭ 第八章 界面现象及胶体化学
1. 表面张力及其影响因素；
2. 弯曲液面的附加压力及其方向：计算公式？空气中的肥皂泡里的附加压力； 毛细现象与开尔文公式 (毛细管液面高度计算)
3. 液体对固体表面的浸润与接触角
4. 胶体与真溶液、憎液溶胶与大分子溶液的不同；胶体的电动现象——电泳与电渗
5. 胶体的稳定与聚沉：聚沉值与聚沉能力的概念；
6. 胶体的胶团结构示意图：几个典型例子
7. 已知在二氧化硅溶胶的形成过程中，存在下列反应：2+223SiO H O SiO + 2H -+−−
→ (1) 试写出胶团的结构式，并注明校核、胶粒和胶团；
(2) 指明二氧化硅胶团电泳的方向；
(3) 当溶液中分别加入NaCl ，MgCl 2，K 3PO 4时，哪种物质的聚沉值最小？
第九章 化学动力学
1. 基元反应与质量作用定律：反应分子数 【已知最大为3】；化学计量方程≠基元反应
2. 零级、一级、二级反应的动力学特征：速率常数单位、积分方程A -c t 关系、半衰期
3. 温度对化学反应速率的影响：阿累尼乌斯方程与活化能
阿累尼乌斯方程的定积分式、不定积分式
4. 某溶液中反应 + B C A →，开始时反应物A 与B 的物质的量相等，没有产物C 。
1 h
后A 的转化率为75%，问2 h 后A 尚有多少未反应？假设：
(1) 对A 为一级，对B 为零级；
(2) 对A 、B 皆为1级
5. 某一级反应在27 C ︒时，当反应物浓度降为初始浓度的12，所用时间为500分钟；而37 C ︒时，同样降为原来浓度的12所用时间仅为100分钟；请计算：
(1) 该反应27 C ︒和37 C ︒时的速率常数；
(2) 该反应的活化能；
6. 已知蔗糖水解反应在27℃的速率常数31410 min k --⨯＝，此反应的活化能E a = 133.89 kJ/mol ，
(1) 说明蔗糖水解反应的反应级数；
(2) 计算27℃蔗糖水解反应的半衰期；
(3) 求反应温度为37℃时的速率常数，此时反应速率为27℃时的多少倍？。
