物理化学笔记

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）。

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。

中科院—中科大《物理化学》考研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dW e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。

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 6W= －p e dV恒外压过程： W= －p e ΔVln V 1 = nRT ln p2可逆过程： W=nRT V p2 12、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 ; dH=dU+d(pV)ϕT2C dT焓与温度的关系： ΔH= T p13、等压热容与等容热容热容定义： C V= (?U?T )V ； C p = ( ??T H )p定压热容与定容热容的关系：C C = nRV热容与温度的关系： 四、第一定律的应用1、理想气体状态变化 C p =a+bT+c’2T等温过程： ΔU =0 ; ΔH=0 ; W=－Q= ϕ p e dV 等容过程： W=0 ; Q =ΔU= ϕ C V dT ; ΔH= ϕ C p dT等压过程： W=－p e ΔV ; Q =ΔH=ϕC pdT ; ΔU= ϕ C VdT可逆绝热过程：Q=0 ; 利用p 1 V 1γ=p 2 V 2γ 求出 T 2,W =ΔU=ϕC VdT ;ΔH= ϕ C p dT不可逆绝热过程： Q=0 ;p1利用 C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出 T 2,ϕC dT ϕ C dTW =ΔU= V ;ΔH= p2、相变化可逆相变化： ΔH=Q=n Δ_H ；W ＝－p(V2-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：H 9 (298) = ϖ H 9(B,298)反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：[?( H )rm ] =ϖ C (B) B p ,m 。

物理化学的知识点总结一、热力学1. 热力学基本概念热力学是研究能量转化和传递规律的科学。

热力学的基本概念包括系统、环境、热、功、内能、焓、熵等。

2. 热力学第一定律热力学第一定律描述了能量守恒的原理，即能量可以从一个系统转移到另一个系统，但总能量量不变。

3. 热力学第二定律热力学第二定律描述了能量转化的方向性，熵的增加是自然界中不可逆过程的一个重要特征。

4. 热力学第三定律热力学第三定律表明在绝对零度下熵接近零。

此定律是热力学的一个基本原理，也说明了热力学的某些现象在低温下会呈现出独特的特性。

5. 热力学函数热力学函数是描述系统状态和性质的函数，包括内能、焓、自由能、吉布斯自由能等。

二、化学热力学1. 热力学平衡和热力学过程热力学平衡是指系统各个部分之间没有宏观可观察的能量传输，热力学过程是系统状态发生变化的过程。

2. 能量转化和热力学函数能量转化是热力学过程中的一个重要概念，热力学函数则是描述系统各种状态和性质的函数。

3. 热力学理想气体理想气体是热力学研究中的一个重要模型，它通过状态方程和理想气体定律来描述气体的性质和行为。

4. 热力学方程热力学方程是描述系统热力学性质和行为的方程，包括焓-熵图、温度-熵图、压力-体积图等。

5. 反应焓和反应熵反应焓和反应熵是化学热力学研究中的重要参数，可以用来描述化学反应的热力学过程。

三、物质平衡和相平衡1. 物质平衡物质平衡是研究物质在化学反应和物理过程中的转化和分配规律的一个重要概念。

2. 相平衡相平衡是研究不同相之间的平衡状态和转化规律的一个重要概念，包括固相、液相、气相以及其之间的平衡状态。

3. 物质平衡和相平衡的研究方法物质平衡和相平衡的研究方法包括热力学分析、相平衡曲线的绘制和分析、相平衡图的绘制等。

四、电化学1. 电解质和电解电解质是能在水溶液中发生电离的化合物，电解是将电能转化为化学能或反之的过程。

2. 电化学反应和电势电化学反应是在电化学过程中发生的化学反应，电势是描述电化学系统状态的一个重要参数。

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。

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。