物理化学重要概念公式总结
(完整word版)物理化学重要概念公式总结
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 =⎰2
1d 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,
物理化学公式及概念
摘自南大物理化学第五版
第1页
物理化学公式及概念
一、气体
2
22111., , 33
i i i
n u p mnu pV mNu u u n
===
å为根均方速率为根均方速率,,2.,(B
B
A
R
pV nRT Nk T k N == =理想气体状态方程：玻尔兹曼常数）
123.Dalton i i p p p p x p =++= 道尔顿（）分压定律：…………；
；分压：在同一温度下，各别气体单独存在，并占有与混合气体相同体积时的压力,3334., , 22
B t t m B k T
E k T E RT u m ===2
1.5*2245.()2mv kT m Maxwell f v e v kT -æö =ç÷p èø
麦克斯韦麦克斯韦(
()速率分布定律：06.()ln
p Mgh
Boltzmann p RT
=-玻尔兹曼分布：7.A B
B A
v M v M =
气体扩散定律：()()228.), m m m a a van der Waals p V b RT p V nb nRT V V æöæö
+-=+-=ç÷ç÷èøè
ø范德华范德华((方程方程::二、热力学第一定律
1. 隔离系统（孤立系统）、封闭系统、敞开系统
2. 广度性质、强度性质
3. 热动平衡、力学平衡、相平衡、化学平衡
4. 等温过程、等压过程、等容过程、绝热过程、环状过程
5.W p dV
d =-体外体积功：6.,U Q W dU Q W D =+=d +d 7. 功与过程、准静态过程、可逆过程
8.,p
def
H
U PV H Q +D =焓：
物理化学重要概念公式总结
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 1
2
21ln 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 =⎰
2
1d 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,
物理化学重要概念公式总结
V V ； 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 ln V 1
2 = nRT ln p 2
p 1
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 ) T 2
焓与温度的关系：ΔH = ⎰
T
C p d T
3、等压热容与等容热容
热容定义： C V = ( ∂U
) C ∂T p
= ( ∂H ) ∂T p 定压热容与定容热容的关系：
1
m B m
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 =
⎰ C V
d T ; ΔH = ⎰ C p
d T
等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =
⎰ C p
d T ; ΔU = ⎰ C V
d T
可逆绝热过程：
Q =0 ; 利用 p 1V 1γ=p 2V 2γ 求出 T 2, W =ΔU =
⎰ C V
d T ;ΔH = ⎰ C p d T
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,
物理化学公式总结
物理化学公式总结
物理化学是研究物质的结构、性质和变化的科学，它使用数学和物理的原理来解释化学现象。在物理化学的研究过程中，涉及到许多重要的公式，这些公式是揭示物质性质和相互作用规律的基础。下面我将为大家总结一些物理化学中常见的公式。
1. 热力学公式
热力学公式描述了物质在热平衡状态下的性质和能量转化规律。其中最基本的公式是热力学第一定律（能量守恒定律）：
∆U = q + w
其中，∆U表示系统内能的变化，q表示传递给系统的热量，w 表示系统对外界做的功。
2. 热力学第二定律
热力学第二定律描述了能量的定向流动规律。其中最著名的公式是卡诺热机效率公式：
η = 1 - Tc/Th
其中，η表示卡诺热机的效率，Tc表示冷热源的温度，Th表
示热源的温度。
3. 热力学公式一般表达式
根据热力学第一定律，可以推导出一般的热力学公式：
dU = TdS - PdV
其中，dU表示系统内能的微小变化，T表示温度，dS表示系
统的熵变化，P表示压力，dV表示体积的微小变化。
4. 热力学常用关系
根据热力学公式一般表达式，可以得到一些重要的热力学关系：Gibbs自由能（G）与焓（H）的关系：
G = H - TS
其中，G表示Gibbs自由能，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
5. 气体状态方程
气体状态方程描述了理想气体和实际气体之间的关系。最常见的气体状态方程是理想气体状态方程：
PV = nRT
其中，P表示压力，V表示体积，n表示气体的摩尔数，R表
示气体常数，T表示温度。
6. 麦克斯韦速率分布定律
麦克斯韦速率分布定律描述了气体分子速度的分布规律。根据麦克斯韦速率分布定律，可以得到气体分子的平均动能（等于温度的能量）：
物理化学重要概念公式总结
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、体积功得计算δＷ=—p e d V
恒外压过程：W= -p eΔＶ
可逆过程：Ｗ=nＲT
2、热效应、焓
等容热：ＱV=ΔＵ（封闭系统不作其她功)
等压热:Q p=ΔH（封闭系统不作其她功)
焓得定义:Ｈ=Ｕ+pV；
d H=d U+d（pV)
焓与温度得关系：ΔＨ=
3、等压热容与等容热容
热容定义：;
定压热容与定容热容得关系：
热容与温度得关系:C p=a+bT＋c’T2
四、第一定律得应用
1、理想气体状态变化
等温过程:ΔU=0 ；ΔH=0 ；W=－Ｑ=pｅd Ｖ
等容过程：W=0 ;Q=ΔU= ；ΔＨ=
等压过程:W=－ｐeΔV；Q=ΔＨ＝; ΔＵ＝可逆绝热过程：
Q=0 ；利用p1V1γ＝p2Ｖ2γ求出T２，
W=ΔU=；ΔH＝
不可逆绝热过程：Ｑ=0；
利用C V（T２—T1）=—p e（V2—V１)求出Ｔ２，W=ΔU＝；ΔH=
2、相变化
可逆相变化:ΔH=Q=nΔ_Ｈ；
Ｗ＝－ｐ（V2－Ｖ1）=—pV g＝－nＲT；ΔU=Q+W
3、热化学
物质得标准态;热化学方程式;盖斯定律；标准摩尔生成焓。
摩尔反应热得求算：
反应热与温度得关系—基尔霍夫定律:
。
第二章热力学第二定律
一、基本概念
自发过程与非自发过程
二、热力学第二定律
1、热力学第二定律得经典表述
克劳修斯，开尔文，奥斯瓦尔德。实质:热功转换得不可逆性.
2、热力学第二定律得数学表达式（克劳修斯不等式）
物理化学重要概念公式定理情况总结
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 =⎰2
1d 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,
物理化学重要概念公式总结
第一章 第二章
第三章 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 dV
恒外压过程：W= －p e ΔV
可逆过程： W=nRT 1
221ln 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 ;
dH=dU+d(pV)
焓与温度的关系：ΔH=⎰2
1
d 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 dV 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 p 2、相变化
大学物理化学公式总结
大学物理化学公式总结
物理化学作为一门综合性的学科，涉及到丰富而复杂的理论和实验内容。公式作为物理化学研究的重要工具，既能简化问题的处理过程，又能揭示事物背后的规律和原理。在这篇文章中，我们将总结一些大学物理化学中常见的公式，并探索它们背后的意义和应用。
1. 经典力学公式
经典力学是物理学的基础，它研究物体在力的作用下的运动规律。在这个领域中，公式起到了关键的作用，其中最基本的公式就是牛顿第二定律：
F = ma
该公式表示物体的加速度（a）与作用在物体上的力（F）的关系。通过这个公式，我们可以推导出许多与运动相关的公式，如位移-时间关系、速度-时间关系等。
2. 热力学公式
热力学研究物质的热现象和能量转化规律，是理解自然界中热现象的重要工具。其中最基本的公式是热力学第一定律，也被称为能量守恒定律：
ΔU = q + W
该公式表示系统的内能（U）的变化等于系统所吸收的热量（q）与对外做功（W）的和。这个公式揭示了能量在系统中的转化关系，并
为热力学研究提供了基础。
3. 电磁学公式
电磁学是物理学中的重要分支，研究电、磁场的相互作用及其规律。其中，麦克斯韦方程组是电磁学研究的核心公式，它由四个方程组成：
∇·E = ρ/ε₀
∇·B = 0
∇×E = -∂B/∂t
∇×B = μ₀J + μ₀ε₀∂E/∂t
这四个方程描述了电场（E）和磁场（B）的产生和相互作用，是现代电磁学研究的基础。它们揭示了电磁波传播的规律，为电磁学中很多应用提供了理论依据。
4. 量子力学公式
量子力学作为最前沿的物理学分支，研究微观世界的行为。其中最著名的公式是薛定谔方程：
物理化学重点公式总结
dU TdS pdV , dH TdS Vdp ， dF SdT pdV , dG SdT Vdp
4、Gibbs-Helmholtz 方程： ( 第三章 多组分系统热力学
(rGm / T ) rHm )p T T2
Z )T , p , nJ B, Z 是广度量 nB 2、偏摩尔量集合公式： Z ZBnB
3、理想气体热容： CV , m 5、J-T 系数： J T (
T 1 H )H ( )T p Cp p
6、基尔霍夫定律： (
rHm(T ) ) p Cp, m T
第二章 热力学第二定律
Tc Th Tc 2、制冷剂效率： Th Tc
1、热机效率： 1 3、热力学函数关系式：
f p
4、逸度及逸度系数： f p
5、实际气体混合物组分化学势： B (T , p) B (T , p ) RT ln 6、逸度系数 f 的求法： RT ln f Vmdp 第五章 溶液热力学
fB p
1、剂化学势（理想溶液溶或理想稀溶液） ： A (T , p) A (T , p ) RT ln x A 2、溶质化学势（理想稀溶液） ：
eq ln q ) ln ] N ln V T , N
(5) H U pV Nk T 2 (
物理化学重要概念公式总结
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 =⎰2
1d 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：
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,
物理化学重要概念公式总结
物理化学重要概念公式
总结
-CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN
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 =⎰2
1d 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
物理化学重要概念公式总结
物理化学重要概念公式总结
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 12
21ln 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 =⎰2
1d 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,
物理化学重要概念公式总结
第九章 化学动力学基础
一、关于反应速率的基本概念 1、反应速率的表示 2、反应速率的测定 测定不同时刻的浓度（化学法、物理法），作c~t曲线，t时刻切线
的斜率即为t时的反应速率。 3、基元反应和非基元反应 一步完成的反应为基元反应，基元反应遵守质量作用定律。是否基
元反应只能通过实验确定。 4、速率方程与速率常数 质量作用定律是速率方程的特殊形式，对于非基元反应也有类似的
（1） 理想气体等温过程： （2）理想气体等压过程： （3）理想气体等容过程： （4）理想气体pTV都改变的过程： （5）可逆相变化过程： （6）化学反应过程： 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-TΔS 2、应用：不做其他功时，ΔAT,V≤0 ；自发、平衡 ΔGT,V≤0 ；自发、平衡 3、热力学基本关系式
微分式： ——反应速率与浓度的二次方成正比；k的单位为浓度-1 时间-1；
积分式： ——以1/c~t作图得一直线； 半衰期： ——与起始浓度的一次方成反比。 准一级反应：对于A+B==Y+Z，当A大大过量或B大大过量时，可 按一级反应处理。 3、反应级数的测定 尝试法：将一组c~t数据代入不同积分公式求k，若k为常数则所代公 式正确； 作图法：将一组c~t数据按lnc~t、1/c~t等作图，若得直线可判定反 应级数； 半衰期法：根据得，以~作图可得直线，从斜率可求n。 微分法：根据得，以~作图可得直线，斜率即为n。 四、温度对反应速率的影响 1、阿仑尼乌斯公式 微分式： 积分式： 2、活化能 活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。
物理化学重要概念公式汇总
物理化学重要概念公式汇总
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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 12
21ln 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 =⎰2
1d 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
物理化学重要概念公式总结
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 1
2
21ln 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 =⎰
2
1d 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,
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Байду номын сангаас
式子。 速率常数仅与温度和催化剂有关，而与浓度无关。 5、反应级数 速率方程中浓度幂之和称之。基元反应一定为正整数，非基元反应
可为0或小数。 二、浓度对反应速率的影响
1、一级反应 微分式： ——反应速率与浓度的一次方成正比；k的单位为S-1； 积分式： ——以lnc~t作图得一直线； 半衰期： ——与起始浓度无关。 2、二级反应与准一级反应
第九章 化学动力学基础
一、关于反应速率的基本概念 1、反应速率的表示 2、反应速率的测定 测定不同时刻的浓度（化学法、物理法），作c~t曲线，t时刻切线
的斜率即为t时的反应速率。 3、基元反应和非基元反应 一步完成的反应为基元反应，基元反应遵守质量作用定律。是否基
元反应只能通过实验确定。 4、速率方程与速率常数 质量作用定律是速率方程的特殊形式，对于非基元反应也有类似的
Q=0 ; 利用p1V1γ=p2V2γ求出T2, W=ΔU=;ΔH= 不可逆绝热过程：Q=0 ; 利用CV(T2-T1)=－pe(V2-V1)求出T2, W=ΔU=;ΔH= 2、相变化 可逆相变化：ΔH=Q=nΔ＿H；
Ｗ＝－p(V2-V1)=－pVg=－nRT ; ΔU=Q+W 3、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： 反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：
第五章 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=0 2、杠杆规则 3、步冷曲线
四、典型相图 1、Mg-Ge相图 2、Na-K相图 3、Ag-Cu相图
（4）ΔG与温度的关系 ΔG=ΔH-TΔS ，设ΔH、ΔS不遂温度变化。
五、化学势 1、化学式的定义和物理意义 ；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，＜0自发；＝0平衡；＞逆向自发 3、化学时表示式 理想气体： 纯固体和纯液体：
微分式： ——反应速率与浓度的二次方成正比；k的单位为浓度-1 时间-1；
积分式： ——以1/c~t作图得一直线； 半衰期： ——与起始浓度的一次方成反比。 准一级反应：对于A+B==Y+Z，当A大大过量或B大大过量时，可 按一级反应处理。 3、反应级数的测定 尝试法：将一组c~t数据代入不同积分公式求k，若k为常数则所代公 式正确； 作图法：将一组c~t数据按lnc~t、1/c~t等作图，若得直线可判定反 应级数； 半衰期法：根据得，以~作图可得直线，从斜率可求n。 微分法：根据得，以~作图可得直线，斜率即为n。 四、温度对反应速率的影响 1、阿仑尼乌斯公式 微分式： 积分式： 2、活化能 活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。
第1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= －pedV
恒外压过程：W= －peΔV 可逆过程： W=nRT 2、热效应、焓 等容热：QV =ΔU（封闭系统不作其他功） 等压热：Qp =ΔH（封闭系统不作其他功） 焓的定义：H=U+pV ; dH=dU+d(pV) 焓与温度的关系：ΔH= 3、等压热容与等容热容 热容定义：； 定压热容与定容热容的关系： 热容与温度的关系：Cp=a+bT+c’T2 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=pedV 等容过程：W=0 ; Q=ΔU= ; ΔH= 等压过程：W=－peΔV ; Q=ΔH= ; ΔU= 可逆绝热过程：
附热） 3、吸附等温式 弗伦德里希： 朗格谬尔：
五、溶液表面的吸附 1、溶液的表面张力 各类溶质对表面张力的影响。 2、吉布斯吸附公式
六、润湿现象 1、接触角θ
θ=0°，完全润湿；θ＜90°，润湿；θ＞90°，不润湿； θ=180°，完全不润湿。 2、杨氏方程 七、表面活性剂 1、定义 溶于水后能显著降低水的表面张力的物质。 2、分类 离子型、非离子型。 3、结构特点 一端亲水基一端亲油基。 4、应用 乳化、去污（增溶）、浮选、改变润湿角。
第三章 化学平衡
一、化学平衡常数与平衡常数表达式 如：Zn+2HCl(aq)=H2+ZnCl2（aq）； 二、 标准平衡常数的求算 三、 范特荷夫等温方程 四、平衡常数与温度的关系
； 五、各种因素对平衡的影响
分压、总压、惰性气体、温度。
第4章 液态混合物和溶液
一、拉乌尔定律和亨利定律 1、拉乌尔定律 pA=p*xA ；pA=p*ax,A 适用于液态混合物和溶液中的溶剂。 2、亨利定律
三、新相生成与介安状态 1、过饱和蒸汽与人工降雨 2、过冷现象与晶种 3、过饱和溶液与种盐 4、过热现象与沸石 5、淬火与回火
四、固体表面的吸附作用 1、物理吸附与化学吸附 范德华力与化学键力；又无选择性；单分子层与多分子层。 2、吸附曲线 等温线（判断单多层）；等压线（判断吸附类型）、等量线（求吸
第七章 电化学
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、 2、 3、 4、 ；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 ；常用 2、电极反应的能斯特方程 ；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 3、测定溶液的pH值 4、浓差定氧 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。 2、电化学极化 电极反应速度比电子移动速度慢造成的。 3、极化结果 ；对阳极η总为正；对阴极η总为负。 七、金属腐蚀与防护 1、金属腐蚀 电化学腐蚀：析氢腐蚀，吸氧腐蚀 2、金属防护 阴极保护法：牺牲阳极法，外加电流法。 阳极保护法：钝化。 涂层保护法：热镀、电镀、有机涂层。
第八章 表面现象
一、表面吉布斯函数 1、产生 表面分子与内部分子的差别。 2、定义及单位 ；J/m2或N/m；因此又称表面张力。 3、影响因素 物质本性、温度、相邻相、溶质的种类。 4、表面热力学 在温度、压力、组成不变的情况下， 缩小表面积和降低表面张力为自发方向。
二、弯曲液面的表面现象 1、附加压力 2、饱和蒸气压 3、毛细管现象
第十章 复合反应动力学
一、复合反应基本类型 1、平行反应 ； 2、对行反应 ； 3、连串反应 ；；
二、复合反应机理近似处理方法 1、平衡态法 对于 ；若，则反应物与中间物达成平衡。 ； 2、稳态法 对于
；若，则中间物的浓度维持微小量不变。 ； 三、链反应与爆炸半岛 1、链反应 分为直链反应和支链反应；链引发、链传递、链终止。 2、爆炸半岛 常见可燃气体在空气中的爆炸限。
。
第二章 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 2、熵的定义： 3、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
pB=kx,BxB=kb,BbB=k%,B[%B] ； pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,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 标准态为：同温下的液态纯溶剂。
2、真实液态混合物 标准态为：同温下的液态纯溶剂。 3、理想稀溶液 溶剂： 标准态为：同温下的液态纯溶剂。 溶质： 标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质（假想状 态）。 4、真实溶液 溶剂： ；ax,A=fx,A x; 标准态为：同温下的液态纯溶剂。 溶质： ; ax,B=γx,B xB; 标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质 （假想状态）。 ; ab,B=γb,B bB; 标准态为：同温下bB=1且符合亨利定律的溶质（假想 状态）。 ; 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 pA=pax,A ; pA=pax,A ; p=pA+pB 2、溶液的气液平衡 pA=pax,A；pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B；p=pA+pB 3、理想稀溶液的凝固点降低 4、分配定律 5、化学平衡 6、西弗特定律
（1） 理想气体等温过程： （2）理想气体等压过程： （3）理想气体等容过程： （4）理想气体pTV都改变的过程： （5）可逆相变化过程： （6）化学反应过程： 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-TΔS 2、应用：不做其他功时，ΔAT,V≤0 ；自发、平衡 ΔGT,V≤0 ；自发、平衡 3、热力学基本关系式
dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV 4、ΔA和ΔG的求算
（1）理想气体等温过程 用公式：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS 用基本关系式：dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV
（2）可逆相变过程 ΔA=ΔU-TΔS=W=-nRT；ΔG=0
（3）化学反应过程的ΔG 标准熵法：ΔG=ΔH-TΔS 标准生成吉布斯函数法：
第六章 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/m 3、摩尔电导率 Λm=κ/c 4、无限稀释摩尔电导率 5、离子的电迁移 ；；
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mB或bB表示） 2、离子强度 3、德拜—休克尔极限公式 ；适用于25℃时的极稀水溶液。