关于物理化学总结归纳

第二章 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 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 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。

关于节流膨胀 ：恒焓过程J T HT p μ-⎛⎫∂= ⎪∂⎝⎭ μJ-T 称为焦耳—汤姆逊系数第三章 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1W Q h -=121T T T -= 23、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：2112,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 -TΔS2、应用：不做其他功时，ΔA T ,V ≤0 ；自发、平衡 ΔG T ,P ≤0 ；自发、平衡3、热力学基本关系式d A =-S d T -P d V ；d G =-S d T +V d P4、ΔA 和ΔG 的求算五、1、克拉配龙方程克-克方程由基本式： ()G H TS ∆=∆-∆pVT 变化：2211()G H T S T S ∆=∆--恒T ： G H T S∆=∆-∆理想气体 21ln p G nRT p ∆=相变： 0G ∆=设计过程：pVT 变化+平衡相变(1)由∆H , ∆S → ∆G ；(2)由各步的∆G i →∆G平衡相变 非平衡相变 化学反应： 由其它反应求 由求：f m G D $由 求 r m r m ,H S D Dr m r m r m $$$G H T S D =D -D r m B f m,B $$G G n D =D åβαβαm m d d H p T T V D =D第四章 多组分系统热力学一、化学势的概念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(θθμμp p RT += 纯固体和纯液体：θμμ=二、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：同温下的液态纯物质。

理想液态混合物的混合性质mix B B B ln G R Tn x D =å ln mix mix B B B p G S R n x T 骣禗琪D =-=-琪桫¶å都为02、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 )(),,(+=θμμ 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 )(),,(+=θμμ 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 )(),,(+=θμμ ；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 )(),,(+=θμμ ; a x,B =γx,B x B ; mix V D mix H D mix U D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 )(),,(+=θμμ; 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 )(),,(+=θμμ; 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 ; pB =p *Aa x,B ; p=p A +p B 2、溶液的气液平衡p A =p *Aa 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、沸点升高5、范特霍夫渗透压公式第五章 化学平衡一、化学平衡的条件二、化学平衡常数与平衡常数表达式如：Zn+2HCl(aq)=H 2+ZnCl 2（aq ）r m ,00T p G G x¶D <<¶骣琪琪桫，即，反应正向进行r m ,00T p G G x¶D >>¶骣琪琪桫，即，正反应不能进行(但逆反应可进行)r m ,00T p G G x ¶D ==¶骣琪琪桫，即，反应达到平衡()*2b Ab Bvap m,A R T M T b H D =D $B B ,V n R T c R T PP ==或)HCl ()]ZnCl (][/)H ([222c c p p K θθ= B B B B BB B (/)()(/)(/){/()}p c yn K p p K p K c R T p K p p K p p n ννννν-∑==∑=∑=∑=∏∑$$$$$$$$ 三、 标准平衡常数的求算θθK RT T G m r ln )(-=∆四、 范特荷夫等温方程θθθθK J RT J RT T G T G m r m r /ln ln )()(=+∆=∆五、平衡常数与温度的关系范特荷夫等压方程θθθm r m r m r S T H T G ∆-∆=∆)(；θθK 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。

第六章相平衡一、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=02、杠杆规则3、步冷曲线四、典型相图1、6.3.4理想液态混合物甲苯-苯相图2、6.6.2部分互溶系统水-正丁醇相图3、6.8.1生成稳定化合物苯酚-苯胺相图第七章电化学电解质溶液一、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/m3、摩尔电导率Λm =κ/c4、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 +=θμμ;)(;)(;/)(;/1/1/1ννννννθννννγγγγ-+-+-+-+±-+±±±-+±±⋅=⋅=⋅=⋅==m m m m m a a a a a B 2、离子强度∑=221B B z m I3、德拜—休克尔极限公式可逆电池热力学一、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 zFEG mr 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±γ3、测定溶液的pH 值六、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。