物理化学总复习纲要
物理化学总复习纲要
物理化学总复习纲要一、热力学基础热力学第一定律和热力学第二定律是热力学的核心内容。
热力学第一定律，也就是能量守恒定律，强调在任何过程中，能量的总量保持不变。
在复习时，要熟练掌握内能、功和热的概念及计算方法，理解热力学第一定律的数学表达式ΔU ＝ Q ＋ W，并能运用它解决各种热力学过程的能量变化问题。
热力学第二定律指出了热过程的方向性和不可逆性。
要重点理解熵的概念及其物理意义，掌握熵增原理，能够计算简单过程的熵变。
同时，了解热力学第三定律，知道绝对零度时熵值为零。
对于热力学基本方程，如 dU ＝ TdS PdV 等，要熟悉它们的推导过程和应用条件，能够通过这些方程计算热力学函数的变化。
二、化学热力学在化学热力学部分，重点是掌握化学反应的热力学函数变化的计算，如反应焓变、反应熵变和反应自由能变。
通过标准生成焓、标准熵和标准生成自由能等数据，可以计算出任意化学反应在给定条件下的热力学函数变化。
要理解这些标准热力学数据的含义和使用方法，以及温度对反应热力学函数的影响。
对于吉布斯自由能，要掌握其作为化学反应自发性判据的应用。
能够根据反应的自由能变判断反应的方向和限度，以及通过改变条件来调控反应的进行。
三、化学平衡化学平衡是热力学在化学反应中的重要应用。
要掌握化学平衡的特征和平衡常数的表达式。
对于气相反应、液相反应和多相反应，平衡常数的形式有所不同，要能够正确书写和计算。
理解平衡常数与热力学函数的关系，如ΔG° ＝ RTlnK。
掌握各种因素，如浓度、压力、温度对化学平衡的影响，能够运用勒夏特列原理分析平衡移动的方向。
在复习化学平衡时，还要学会通过平衡常数计算反应物的转化率和平衡组成。
四、相平衡相平衡是研究多相体系中相的存在和变化规律的重要内容。
要熟悉相律的表达式 F ＝ C P ＋ 2 及其应用，能够根据给定的体系确定自由度、组分数和相数。
掌握单组分体系的相图，理解水的相图中各点、线和面的含义。
物理化学复习提纲
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。
《物理化学》复习提纲
ΔrGm
K
ΔrGm
Qa
四、多相平衡
1、相律
1）物种数、组分数 2）自由度 公式 f=K-F+2中，每个符号、数字分别代表什么？
2、克劳修斯-克拉佩龙方程
饱和蒸气压-温度之间关系 （理解）
3、水的相图结构
几个单相区、两相平衡线、三相点？特征？
4、完全互溶的双液系统
1）总蒸气压介于两种组分饱和蒸气压的体系，其液相与气 相中两种组分的组成有何特点？ 2）p-x图、T-x图中极大点与极小点处两种组分在气、液相 的组成有何特点？
2、气体在固体表面的吸附
1）有哪些吸附类型？特点？ 2）有几种吸附曲线？ 3）Langmuir单分子层吸附等温式的前提假设是什么？
3、溶液表面的吸附
1）正吸附、负吸附概念 2）表面吸附量的意义是什么？单位？ 3）吉布斯吸附公式是什么？如何根据ds/dc求算溶液表面吸附量？
4、表面活性剂（了解）
1）分子结构有何特点？（两亲） 2）在水溶液中有何行为特点？ （在表面正吸附、极大降低表面张力、聚集） 3）有何应用？
2、热化学（化学反应中的热力学）
1) 反应热 定容反应热△rU、定压反应热△rH，有何关系？ 2）标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓、反应焓之间的互相求算： 盖斯定律 3）反应焓与温度关系：基尔霍夫定律（理解）
热力学第二、第三定律部分 1、熵（S）的定义及其求算： △S≧Q/T
1）该式中大于号、等号分别在何种情况下成立？ 2）求算某过程的△S时，应注意什么原则？
3、强电解质活度、活度系数、离子强度（理解）
二、可逆电池的电动势及其应用（重点）
1、可逆电池
1）可逆电池与不可逆电池（了解） 2）可逆电池表示方法和设计 能写出正、负极电极反应式及电池反应式 3）可逆电池的热力学
物理化学复习要点
dS ≥
δ Qr
T −T 1 T 2
热机将热转换为功时的最高效率,非热机不遵守卡诺定律 -如电池
不可逆过程要设计成始终态相同的可逆过程进行计算,如过冷液体的凝固等 (4)化学反应过程的 ΔS=∑ν B S Bе
F = U − TS G = H − TS 自发变化的方向 ΔGT,p ≤ 0 ΔFT,V ≤ 0
ΔC p = 0, ΔH 与温度无关
1 1 ΔH 和温度的通用关系式： Δ r H m = Δ r H m,0 + ΔaT + ΔbT 2 + ΔcT 3 2 3
第二定律 卡诺定律
η = 2
(可逆过程的热温熵等于熵变,不可逆过程小于熵变) T 熵是系统混乱度的量度,熵是有绝对值的 熵增加原理:孤立系统自发变化的方向是熵增加的方向 ΔSm 计算: (1)ΔS = ΔH m Qr T T (恒温); (2)ΔS = C pln 2 , ΔS = CV ln 2 (变温过程) : (3)ΔS = (可逆相变) T T1 T1 T (5)电池反应: ΔS=zF( ∂E )p ∂T (6)其它
H 2 O(208K,g,100kPa) → H 2 O(298K,l,100kPa)
8. 扩展表面
恒温恒压不做非膨胀功时,自发变化的方向 ΔGT,p < 0 恒温恒压做非膨胀功时, 自发变化的方向 ΔGT,p ≤ −We
ΔGT,p = 0 是平衡
四个基本公式和 ΔG 的计算
中国药科大学物理化学教研室 2008 年 6 月
l A 电解质Λm和c的关系 电导率-
κ = L⋅
摩尔电导率- Λm =
k c
测电导用韦斯电桥,要用交流信号源
∞ ∞ 无限稀释定律 Λ∞ m =ν+ λm,+ +ν−λm,−
物理化学复习大纲
15. 表面活性剂：能降低溶液表面张力的物质，由极 性亲水基和长链亲油基组成。
16. 临界胶束浓度：表面活性剂形成胶束的最小浓度 17. 表面活性剂的去污原理：使污物由润湿变不润湿，
乳化作用 18. 表面活性剂的助磨原理：辟裂作用，防粘结作用
二. 主要公式
恒V时， = dcB/vBdt
生成速率(反应物)： uA= -dcB/ dt
消耗速率(产物)： uB= dcB/ dt
2．基元反应质量作用定律：
aA + bB +... → lL +mM
速率方程： -dcA/dt = k cAa cBb ...
3. 速率方程的一般形式：
－dcA/dt = k cAa cBb ... (微分式)
如活性炭，分子筛，硅胶等。
11. 化学吸附： 吸附力为化学键，有选择性，单层吸附
物理吸附： 吸附力为分子间力，无选择性，可多层吸附，
12. 吸附量: 见后 13. 单分子层吸附 (Langmuir)理论：
(1) 单分子层吸附；(2) 表面均匀；(3) 被吸附的分子间无相 互作用；(4) 吸附平衡是动态平衡。 14. 表面过剩Г与正吸附和负吸附:
直链反应：链反应过程中自由基或原子数目相同 支链反应：链反应过程中自由基或原子数目增加 爆炸原因：热爆炸和支链反应。 5.荧光，磷光: 磷光寿命长，荧光寿命短
二. 主要公式与理论
1．反应速率
标准反应:
0=Σ
B
vB
B
反应进度：d =dnB /vB
反应速率： = d /Vdt =(1/vBV)(dnB/dt)
4. 润湿与杨氏(Young)方程 γs-g = γ s-l + γ l-g cos ， -接触角 铺展系数: S = γ s-g- γ s-l- γ l-g 当 ≤ 180，沾湿；当 ≤ 90，浸湿； 当 =0或不存在，铺展。
物化复习大纲
例 ：5mol的双原子理想气体，从始态300K，200kPa先恒温可逆膨 胀至使压力50kPa,再绝热可逆压缩至100kPa的末态。求末态温 度T及整个过程的Q,W,ΔU,ΔH。 解：双原子理想气体的Cv，m=2.5R，Cp，m=3.5R T3= T2× (p3/p2) R/ Cp,m=300× (200/ 50) 2/7=445.8K
V2
V1
V2 p1 nRT dV nRT ln nRT ln V V1 p2
（2）理想气体绝热可逆过程
T2 p2 R / C p ,m ( ) T1 p1
应用：一定量(n mol)，p1, T1的理想气体绝热可逆膨胀 到p2, 求过程的体积功。已知CV,m
理想气体绝热过程体积功的计算:
说法(1)、(2)即为熵增原理
在隔离系统中：不可逆过程 = 自发过程
dSiso 0 不可逆， 自发 0 可逆，平衡 0 不可能
熵判据
2.理想气体单纯 pVT 变化熵变的计算 pVT 同时改变的过程 （理想气体，W’=0，单纯pVT变化过程）
T2 V2 S nCV ,m ln nR ln T1 V1
※ ①单质的相态为温度T 下的最稳定相态。(一般指 25 0C) 碳指 C(石墨)；硫指 S(正交) ；溴指Br2(l)；汞指Hg(l)；
稀有气体指单原子气体；氢、氟、氧、氮等指双原子气体。
② 稳定相态单质的标准摩尔生成焓为零。
r H (T ) H 2 H1
ν
B
0 m
B
f H (B, , T )
0 （绝热） 对于绝热过程， dS
即绝热过程，熵值永不减少。
(不可逆) (可逆) (1)
如果系统与环境间有能量交换，则将系统 与环境看作一个隔离系统。
物理化学总复习1
物理化学总复习1物理化学是一门研究物质的性质、结构和变化规律的学科，它融合了物理学和化学的原理和方法，对于理解化学反应、物质的状态和性质等方面具有重要意义。
以下是对物理化学的一些重要知识点的总复习。
一、热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，其核心表述为：能量可以在不同形式之间转换，但总能量保持不变。
这一定律在物理化学中有着广泛的应用。
比如，在一个封闭系统中，如果有热量 Q 传递给系统，同时系统对外做功 W，那么系统的内能变化ΔU 就等于 Q W 。
这个公式清晰地展示了能量的转化关系。
理解热力学第一定律，对于分析各种热力学过程至关重要。
例如，在一个绝热过程中，Q ＝ 0 ，那么系统内能的变化就完全取决于系统对外做功或者外界对系统做功。
二、热力学第二定律热力学第二定律揭示了自发过程的方向性。
常见的表述有克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出：热量不能自发地从低温物体传递到高温物体。
开尔文表述则表明：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。
通过熵的概念，可以更定量地理解热力学第二定律。
熵是一个系统混乱程度的度量。
在一个孤立系统中，熵总是增加的，这反映了自发过程总是朝着更加混乱、无序的方向发展。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出：绝对零度时，纯物质的完美晶体的熵值为零。
这一定律为确定物质的熵值提供了基准。
四、化学热力学在化学热力学中，我们经常关注化学反应的热力学性质，如反应的焓变、熵变和自由能变化。
通过计算反应的焓变，可以判断反应是吸热还是放热。
熵变则反映了反应前后系统混乱程度的变化。
而自由能变化（ΔG）是判断反应能否自发进行的重要依据。
当ΔG ＜ 0 时，反应在给定条件下能够自发进行；当ΔG ＝ 0 时，反应处于平衡状态；当ΔG ＞ 0 时，反应不能自发进行。
五、多组分系统热力学多组分系统中，需要考虑溶质和溶剂的相互作用。
引入了偏摩尔量的概念来描述多组分系统中某一组分的性质。
物理化学总复习纲要
★物理吸附与化学吸附
物理吸附：吸附剂与吸附质分子间以范德华引力相互作用； 物理吸附：吸附剂与吸附质分子间以范德华引力相互作用； 化学吸附：吸附剂与吸附质分子间发生化学反应，以化学键相结合。 化学吸附：吸附剂与吸附质分子间发生化学反应，以化学键相结合。 ★朗缪尔单分子层吸附理论及吸附等温式 ●单分子层吸附理论 ①单分子层吸附 ②固体表面是均匀的 ③被吸附在固体表面上的分子相互之间无作用力 ④吸附平衡是动态平衡
9π V C n − n I = 4 2 2 2λ l n2 + 2n
2 2 2 2 0 2 0
1 + cos2 α I 0
2
(
)
三、溶胶的动力学性质 1、布朗运动： 布朗运动：
1/ 2 RTt X = 3 L πη r
爱因斯坦-布朗 平均位移公式
微观动力学： 应的速率。 微观动力学：从分子水平上研究基元反 应的速率。
• 1. 掌握质量作用定律和由反应机理建立复 合反应速率方程的方法：平衡态处理法、 合反应速率方程的方法：平衡态处理法、 恒稳态处理法
• 由反应机理预测反应的宏观动力学特性～质量作用定律 由反应机理预测反应的宏观动力学特性～
• 2.基元反应速率理论概要：简单碰撞理论、 基元反应速率理论概要：简单碰撞理论、 基元反应速率理论概要 过渡状态理论、单分子理论、 过渡状态理论、单分子理论、分子动态学
固体表面 斯特恩面 滑动面 + + + 扩散层 斯特恩层(紧密层) + + + +
+ + + + + + + + +
-
+ +
物理化学复习提纲
4.各种过程Q、W、ΔU、ΔH 的计算 (1)解题时可能要用到的内容 ① 对于气体，若题目没有特别声明，一般可认 为是理想气体，如N2，O2，H2等。 对于理想气体： 若其恒温过程： dT=0， dU=dH=0， Q= -W 若其非恒温过程：dU = nCV，mdT， dH = nCp，md T 单原子气体：CV，m=3R/2， Cp，m = 5R/2 Cp，m - CV，m=R ② 对于凝聚相，状态函数通常近似认为只与温 度有关，而与压力或体积无关，即 dU≈dH= nCp，mdT
(B)
再利用基希霍夫公式计算另一温度T时的标准反应焓。
第二章
热力学第二定律
Hale Waihona Puke 1.热力学第二定律 (1) 本质：回答过程的方向和限度问题。 （2）数学表达式：克劳修斯不等式
S δQ / T
2 1
> 不可逆过程 = 可逆过程
（3）文字表述
▲
Clausius 说法：不可能把热从低温物体传到高温物
(2)若k Qa时， 则 r Gm 0 逆向自发。
(3)若k Qa时， 则 r Gm 0 反应达平衡。
•二、标准反应吉布斯自由能的计算 •1、由物质的标准生成吉布斯自由能计算 •设任意一反应
•化学反aA + bB = gG + hH
r Gm ( gG h H ) (a A b B )
(2)恒压过程： Pamb=P=常数，若无非体积功W´=0 ① W= -P(V2-V1)， ΔH = Qp =∫n Cp，m dT， ΔU =ΔH-PΔV ②真空膨胀过程: Pamb=0，W=0，Q=ΔU 理想气体(Joule实验)结果： dT=0，W=0，Q=ΔU=0，ΔH=0 ③ 恒外压过程: W= -Pe(V2-V1) (3)恒容过程 ：dV=0 W=0 QV = ΔU = ∫ n CV，mdT，
物理化学复习纲要
第一章 气体
1.理想气体的状态方程(重点）
pV nRT
只有在任何温度、任何压力下都遵守理想气体 状态方程的气体称为理想气体
2. 道尔顿分压定律 pB = yB p = (nB/n)p = (nB/n) nRT/V
所以 pB=nBRT/V
pB yB p p
B
B
1. 体系和环境 被划定的研究对象称为体系。体系以外与体系 密切相关，影响所能及的部分称为环境。
体系可以分为三类：
隔离体系、封闭体系和敞开体系。
2.体系的性质和状态函数
体系的性质就是体系的宏观物理量。 它可以分为二类： 广度性质和强度性质。
广度性质其数值与体系中物质的数量成正比， 在一定条件下具有加和性。强度性质的数值 取决于体系自身的性质，无加和性。
Δ U=∫CVdT= CV(T2﹣T1) CV为常数) Δ H=∫CPdT= CP(T2﹣T1) (CP为常数)
Q和W不是状态函数，因此过程不同，值不同。
★自由膨胀： Q=0, W=0,ΔU=0, ΔH=0
★等温可逆过程： ΔU=0, ΔH=0， Q=-W=nRT㏑(V2/V1)= nRT㏑(P1/P2) ★绝热过程： Q=0, W=ΔU=CV（T2-T1) ΔH=CP(T2-T1)
基本公式 （重点）
1. 体积功的基本公式： δ W= -P外dV
2. 封闭体系热力学第一定律： △U=Q+W dU=δ Q+δ W 3. 焓的定义式： H≡U+PV
4. 两个重要关系式：
Δ U=QV (封闭体系、Wf=0、等容过程) Δ H=QP （封闭体系、Wf=0、等压过程）
5. 热容的定义式：
1. 经验说法
物理化学复习重点
物理化学总复习 第一章 热力学第一定律δWe= - p e d V d U =δQ +δW基本要求1 熟悉基本概念，系统与环境、状态与状态函数、过程与途径、热和功、准静态过程与可逆过程、能与焓等。
2 掌握各种过程Q 、W 、U ∆和H ∆的计算。
3 掌握应用Hess 定律、生成焓及燃烧焓计算反应热的方法。
4 熟悉反应热与温度的关系，能用基尔霍夫定律求算各温度的反应热。
容提要第二节 热力学基本概念1系统与环境：敞开系统、封闭系统、孤立系统。
2系统的性质 3热力学平衡态 4状态函数与状态方程 5过程与途径 6热和功第三节 热力学第一定律1热力学第一定律 2 热力学能3 热力学第一定律的数学表达式第四节 可逆过程与体积功1体积功 2功与过程 3可逆过程 第五节 焓1焓的定义H=U+ pV2恒容热效应和恒压热效应V Q U ＝∆ p Q H =Δ 第六节 热容1 热容的定义。
2 定容热容与定压热容V C p C 第七节 热力学第一定律的应用1 热力学第一定律应用于理想气体 2理想气体的C p 与V C 之差 3 理想气体的绝热过程 第八节 热化学1化学反应的热效应 2 反应进度 3 热化学方程式第九节 化学反应热效应的计算1Hess 定律2生成焓和燃烧焓 O mf H ∆ Om c H ∆3反应热与温度的关系——基尔霍夫定律第二章 热力学第二定律d 0Q S Tδ-≥2221,,1112ln ln ln ln V m p m T V T p S nC nR nC nR T V T p ∆=+=+基本要求1理解热力学第二定律的建立过程，S 的引入及引入F 和G 的原因； 2掌握克劳修斯不等式，过程可逆性判断； 3掌握∆S 、∆F 、∆G 在各种变化过程中的计算；变化过程单纯状态函数变化相变化学变化恒温过程恒压过程恒容过程绝热过程恒温恒压可逆相变恒压过程恒容过程可逆过程不可逆过程4理解热力学第三定律及规定熵，掌握在化学变化中标准状态函数的计算；5 掌握吉布斯－亥姆霍兹公式； 容提要第一节自发过程的特征 第二节 热力学第二定律克劳修斯表述“热量由低温物体传给高温物体而不引起其它变化是不可能的”。
物理化学期末考试复习提纲
复习提纲
热力学：
●热力学第一定律和第二定律的定义及公式（多种说法）
●绝热体系、恒温体系、恒焓体系的特征
●熟悉各个热力学函数的求解：U、H、S、A、G以及Q和W的求解（注意相变体系）●卡诺热机的效率；制冷机的效率
●焦耳实验相关（理想气体等温膨胀）
●标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓定义及其与反应焓之间的关系
●可逆过程、不可逆过程、循环过程的特征极其关系
●熟悉4-8-4关系（例题）
化学势：
●偏摩尔量和化学势的定义、取值及区别
●稀溶液的依数性极其对应的简单求解公式
●标准态的定义
●理想稀溶液和理想液态混合物的定义极其相关的两个定律的应用
●化学势判据
化学平衡：
●标准平衡常数的定义极其基本特征
●标准平衡常数与方程式写法之间的关系
相平衡：
●水的相图（点线面）
●相的定义及区分
●相率公式及其应用
电化学：
●离子独立运动定律
●原电池、电解池的正负极和阴阳极的对应关系
●根据电池的表示式写成化学反应式
●根据化学反应式设计电池
●电极反应，电池反应，电池电动势求解的能斯特方程，电池反应的Δr Gm
表面和分散体系：
●溶胶的热力学、光学、电化学性质
●接触角
●Kc, Λm, Λm∞,α, Ksp之间的关系（例题）
动力学：
●阿累尼乌斯公式的三种表示形式。
物理化学中考复习提纲
中考物理复习提纲一、物理定律、原理：1、牛顿第一定律（惯性定律）2、阿基米德原理3、光的发射定律4、欧姆定律5、焦耳定律6、能量守恒定律二、物理规律：1、平面镜成像的特点2、光的折射规律3、凸透镜成像规律4、两力平衡的条件和运用5、力和运动的关系6、液体压强特点7、物体浮沉条件8、杠杆平衡条件9、分子动理论10、做功与内能改变的规律11、安培定则12、电荷间的作用规律13、磁极间的作用规律14、串、并联电路的电阻、电流、电压、电功、电功率、电热的分配规律三、应记住的常量：1、热：1标准大气压下，冰水混合物的温度为0℃，沸水的温度为100℃体温计的量程：35℃~42℃分度值为0.1℃水的比热：C水=4.2×103J/(kg.℃)2、速度：1m/s=3.6km/h声音在空气的传播速度：V=340m/s V固>V液>V气光在真空、空气中的传播速度：C=3×108m/s电磁波在真空、空气中的传播速度：V=3×108m/s3、密度：ρ水=ρ人=103kg/m3 ρ水>ρ冰ρ铜>ρ铁>ρ铝1g/cm3=103kg/m3 1L=1dm3 1mL=1cm3g=9.8N/kg4、一个标准大气压：P0=1.01×105Pa=76cm汞柱≈10m水柱5、元电荷的电量：1e=1.6×10-19C一节干电池的电压：1.5V 蓄电池的电压：2V人体的安全电压：不高于36V照明电路的电压：220V 动力电路的电压：380V我国交流电的周期是0.02s,频率是50Hz，每秒换向100次。
1度=1Kw.h=3.6×106 J四、物理中的不变量：1、密度：是物质的一种特性，跟物体的质量、体积无关。
2、比热：是物质的一种特性，跟物质的吸收的热量、质量、温度改变无关。
3、热值：是燃料的一种特性，跟燃料的燃烧情况、质量、放出热量的多少无关。
4、电阻：是导体的一种属性，它由电阻自身情况（材料、长度、横截面积）决定，而跟所加的电压的大小，通过电流的大小无关。
物理化学复习提纲
物理化学复习提纲第一章气体的pVT性质1.什么叫理想气体，理想气体的微观特征是什么？在任何温度压力下均服从理想气体状态方程（PV=nRT)的气体称为理想气体。
理想气体在微观上具有以下两个特征：1、分子间无相互作用力。
2、分子本身不占有体积2.道尔顿分压定律的内容，及数学表达式是什么？它是由于什么气体？混合气体总压力等于混合气体中各组分气体在于混合其遗体具有相同温度和相同体积下单独存在时所产生的压力和；PB=nBRT/V，适用于理想气体。
3.什么叫气体的液化？理想气体能液化吗？一定温度范围内，施加足够大的压力，使气体凝聚成液体的过程；能。
4.什么叫饱和蒸气压？对于确定的物质饱和蒸气压只与什么有关？在一定的温度下，物质的液气平衡共存状态下的蒸汽所产生的压力叫饱和蒸汽压，温度。
5.什么叫液体的沸点？沸点与什么有关？沸腾是在一定温度下液体内部和表面同时发生的剧烈汽化现象。
液体沸腾时候的温度被称为沸点。
沸点随外界压力变化而改变，6.什么叫临界温度？使物质由气相变为液相所允许的最高温度叫临界温度。
7.范德华方程的两个常数a和b都与什么有关？a气体分子间引力的大小。
B气体分子本身体积的大小。
第二章热力学第一定律1.系统有哪几种？各自的特点是什么？敞开：既有能量又有物质，封闭：只有能量没有物质。
隔离：既没又没有。
2.什么叫广度性质，什么叫强度性质？就是具有加和性的物理量，与系统中物质的量有关，强度性质：就是不具有加和性的物理量，与系统中物质的量无关。
3.状态函数的特点是什么？1.状态函数的变化值只取决于系统的始态和终态，与中间变化过程无关；2，状态函数的微变dX为全微分。
3，具有单值性。
4.典型的单纯pVT过程有哪些？特点是什么？恒温、恒压、恒容、绝热、循环、5.反应进度的定义是什么？他与什么有关，与什么没关？反应进度是用来描述某一化学反应进行程度的物理量，它具有与物质的量相同的量纲，SI单位为mol，用符号ξ表示。
物理化学复习大纲
4．亥姆霍兹（helmholtz）函数的定义式： A=U-TS
5．吉布斯（Gibbs）函数的定义式：G=H-TS，G=A+pV
6．热力学第三定律：S*（0K，完美晶体）= 0
第三章 热力学第二定律
7．过程方向的判据： （1）恒温恒压不做非体积功过程（最常用）：
dG<0，自发（不可逆）；dG=0，平衡（可逆）。 （2）一般过程用熵判据：
第三章 热力学第二定律
二、主要公式与定义式
1. 热机效率： = -W / Q1 =（Q1+Q2）/ Q1 = 1 - T2 / T1 2．卡诺定理：任何循环的热温熵小于或等于0
Q1 / T1 + Q2 / T2 ≤0
克老修斯（R.Clausius） 不等式：
D S≥dQr / T
3．熵的定义式：dS = dQr / T
p1V1= p2V2 ， p1V1/T1 = p2V2/T2 ， =Cp，m/CV，m
第二章 热力学第一定律与热化学
三、各种过程Q、W、D U、D 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。
恒温过程dT=0， D U=D H=0， Q=W； 非恒温过程，D U = n CV，m D T， D H = n Cp，m D T， 单原子气体CV，m =3R/2，Cp，m = CV，m+R = 5R/2 （2）对于凝聚相，状态函数通常近似认为与温度有关，而与 压力或体积无关，即 D U≈D H= n Cp，m D T
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），平衡状态， 状态函数，可逆过程，功，热，内能，焓，热容，标准摩尔生成 焓、标准摩尔燃烧焓、标准摩尔反应焓，节流过程
物理化学复习大纲
第二章 热力学第一定律
3.内能变:
（1） U QV 式中QV为恒容热。此式适用于封闭系统、W’=0、dV=0的过 程。
（2）U
nC T2
T1
V
,m
dT
nCV,m (T2
T1 )
式中CV，m为定容摩尔热容。此式适用于n，CV，m恒定， 理想气体单纯P，V，T变化的一切过程。
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第二章 热力学第一定律
12.节流膨胀系数 :
u J,T (T / P)H uJ，T又称焦耳-汤姆生系数，流体（气体或液体）的节 流膨胀过程，为绝热、等焓过程。此式适用于多孔塞 （或节流阀）两侧较远处的流体达到稳定流动时的节流 膨胀过程。
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第三章 热力学第二定律
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第二章 热力学第一定律
9.基希霍夫公式:
r
H
m
(T)
r
H
m
( 298.15K )
T
298.15 r CP,mdT
此式只适用于在298.15K到T的温度范围内，参加反应各
物质的种类和相态皆不发生变化的反应。
10.化学反应的恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的
11.理想气体可逆绝热过程方程 :
TV 1 常 数 PV 常 数 TP (1- )/ 常 数 式中 id (g) 称CP为,m /理CV想,m气体的绝热指数。上述三式 适用于物质的量一定，CP，m为常数，理想气体可逆绝 热过程。上述三式相结合还可导出下式：
T / T1 (P / P1 )R / CP,m (V1 / V)R / CV,m
物化总复习知识点总结
物化总复习知识点总结一、物质的结构与性质1. 原子结构原子是最基本的物质单位，由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
原子的质子数和电子数相等，原子的中子数不等于质子数。
原子序数为原子中质子数的数目。
2. 元素周期表元素周期表是按照元素的原子序数排列的一张表，按照元素的化学性质和周期性规律排列。
周期表中的元素按原子序数递增的顺序分为横行（周期）和竖行（族），周期表上方的横行称为周期，左边的竖行称为族。
同一周期的元素的外层电子层数相同，同一族的元素的外层电子数相同，因此具有相似的化学性质。
3. 化合物的结构化合物是由两种或两种以上不同元素通过化学键连接而成的物质。
化合物主要包括离子化合物和共价化合物。
（1）离子化合物：是由阳离子和阴离子通过电离键结合而成的化合物。
离子化合物的结构为电中性，通常是结晶状的固体，具有良好的导电性和溶解性。
（2）共价化合物：是由原子通过共价键连接而成的化合物。
共价化合物的结构为分子状，通常为气体、液体或固体，具有较差的导电性和溶解性。
4. 分子结构分子是由两种或两种以上原子通过共价键连接而成的物质。
分子的结构与原子的价电子数、共价键、非共价键等因素有关。
5. 晶体结构晶体是由原子、分子或离子按照一定的规则排列构成的结晶状固体。
晶体的结构可以通过晶体结构分析来确定，包括晶胞、晶格、晶体系和晶面等特征。
6. 物质的性质物质的性质包括物理性质和化学性质。
物理性质是指物质不改变化学成分的条件下所表现出来的性质，包括密度、熔点、沸点、硬度、导电性、磁性等；化学性质是指物质在与其他物质发生化学反应时表现出来的性质，包括氧化性、还原性、酸碱性等。
二、化学反应动力学反应速率是指单位时间内反应物消失或生成的物质的量。
反应速率可以通过反应物的浓度变化来确定，通常用反应物的消失速率来表示。
2. 反应速率的影响因素反应速率受到很多因素的影响，主要包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
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※亥姆霍兹函数定义 ※吉布斯函数定义 判据
判据
※恒温过程
凝聚态物质恒温变压过程： 凝聚态物质恒温变压过程：压力改变不大 ∆A≈0 ∆G≈0 恒温恒压可逆相变 ∆G=0 凝聚态之间的相变， 凝聚态之间的相变，∆A≈0 有气相参与的相变， 有气相参与的相变， 非平衡态之间的相变， 非平衡态之间的相变，设计为可逆相变的途径
★化学势判据 化学势判据 恒温恒压） （恒温恒压）
µα dnα ∑∑ B B
α
B
★拉乌尔定律 适用条件： 溶剂）～ 适用条件：理想液态混合物 或理想稀溶液中的溶剂 pA（溶剂）～ xA ★亨利定律 适用条件： 适用条件：稀溶液中的挥发性溶质 pB（溶质）～ xB 溶质）～
●理想液态混合物
的化学势： ★理想液态混合物中任一组分B的化学势： 理想液态混合物中任一组分 的化学势 ★理想液态混合物的混合性质 相互混合 纯液体 B(n )
Kθ = (
p ∑ν B ) × ∏ yν B B pθ B
（2）惰性组分对平衡转化率的影响（惰性组分是指系统中不参加反应的组分） ）惰性组分对平衡转化率的影响（惰性组分是指系统中不参加反应的组分） 体物质的量增大的反应。 增加惰性组分有利于气 体物质的量增大的反应。
◎组分数
C = S − R − R'
∆H=∆U＋∆（pV） 摩尔定压热容（J·mol－1·k－1
气体恒容变温过程
热容
摩尔定容热容Cv,m 摩尔定容热容
理想气体
气体恒压变温过程
◎可逆过程：系统内部及系统与环境间在一系列无限接近平衡条件下进 可逆过程： 行的过程 可逆过程系统对环境作最大功（环境对系统作最小功） 可逆过程系统对环境作最大功（环境对系统作最小功） 恒温可逆过程 ∆U= 0 ∆H= 0 Q =－ W － ◎理想气体 绝热可逆过程 Q=0 ∆U = W =nCV，m（T2－T1） 绝热可逆过程方程式 ◎相变焓 在恒定的压力温度下由α相转变为 相 在恒定的压力温度下由 相转变为β相，过程的焓 变 相转变为 恒温下凝聚态间转化 ∆H ≈ ∆U 蒸发和升华过程
• • • • • • • • •
第七章 电化学 电化学装置中正负极、 电化学装置中正负极、阴阳极的确定 电导、电导率、 电导、电导率、摩尔电导率 离子独立运动定律及其应用条件 无限稀释摩尔电导率的确定 离子强度的定义及计算 电池的互译 电动势的计算 可逆电池热力学计算 极化的类型、 极化的类型、原因及结果
n2a ( p + 2 )(V − nb) = nRT V
真实气体状态方程（范德华方程） 考虑分子本身的体积、引力。 真实气体状态方程（范德华方程）（考虑分子本身的体积、引力。）
a ( p + 2 )(Vm − b) = RT Vm
或
恒容, 恒容 w1=0
热力学第一定律
恒压, 恒压 w1=0
焓及焓变
化学反应
★推导和证明热力学函数关系式 ●状态函数的定义式：A=U－TS，G =H－TS，H=U＋pV 状态函数的定义式： 热力学基本方程式: ●热力学基本方程式
●麦克斯韦关系式
●偏摩尔量： 偏摩尔量： ●偏摩尔量的集合公式 ●化学势： 化学势： ●更为普遍的热力学基本方程 多组分单相系统 多组分多相系统 <0 自发过程 =0 章 界面现象 表面张力的含义、 表面张力的含义、影响表面张力的因素及 结果 拉普拉斯方程 开尔文公式 杨氏方程 物理吸附与化学吸附 朗缪尔等温吸附理论
※理想气体微观模型
※理想气体状态方程
(a) 分子本身不占有体积 (b) 分子间无相互作用力 一种气体 混合气体 p V＝ n R T 混合物气体的摩尔质量
复习提纲
气体的pVT关系 第一章 气体的 关系 • 理想气体状态方程（分压定律、分体积定律） 理想气体状态方程（分压定律、分体积定律） • 饱和蒸汽压、沸点 饱和蒸汽压、
第二、 热力学第一定律、 第二、三章 热力学第一定律、第二定律
• 热力学第一定律的表达式及应用 • 状态函数及特征 • 标准摩尔反应焓变的计算及其与标准摩尔反应热力 学能变间的关系 • 理想气体绝热可逆过程方程式及应用条件 • 可逆过程、不可逆过程、自发过程、非自发过程及 可逆过程、不可逆过程、自发过程、 相互关系 • 理想气体连续过程 、W、∆U、∆H和∆S的计算 理想气体连续过程Q、 、 、 和 的计算 • 卡诺循化及热机效率 • 熵、克劳修斯不等式 • 相变过程焓变及熵变的计算 • 亥姆霍兹函数、吉布斯函数定义 亥姆霍兹函数、 • 热力学基本方程
T2 V + nRln 2 T V1 1
∆S = nCv,m ln
可逆相变 相变过程熵变的计算 不可逆相变 设计一条包括有可逆相变步骤在内的可 逆途径。 逆途径。
标准摩尔反应熵
人为规定氢离子H 人为规定氢离子 ＋（aq） ） 的标准摩尔熵
标准摩尔反应熵随温度的变化
所有反应物及产物均不发生相变化，否则， 所有反应物及产物均不发生相变化，否则，分段积分
稀溶液
（2）溶质 的活度 a B = γ B ）溶质B的活度
bB bθ
★ 化学反应的等温方程
★
★
★
范特霍夫方程
随温度的变化时， 的函数关系， 当△rHθm随温度的变化时，须先找出△rHθm与T的函数关系，然后才能积分。 随温度的变化时 须先找出△ 与 的函数关系 然后才能积分。
★影响理想气体反应平衡的其他因素 （1）压力对理想气体反应平衡转化率的影响 ）
※化学变化
※热力学基本方程
dU = TdS－ pdV dH = TdS + Vdp dA = －SdT－ pdV dG = －SdT + Vdp
★克拉佩龙方程: 克拉佩龙方程
适用于纯组分任意两相平衡
★克劳修斯一克拉佩龙方程： 克劳修斯一克拉佩龙方程：
适用于气液或气固平衡
吉布斯—亥姆霍兹方程 亥姆霍兹方程： ★吉布斯 亥姆霍兹方程：
Qp=∆H（ 恒 温 恒 压 ） （
★热机效率 ★卡诺定理
η=−
W Q
在高低温两个热源间工作的所有热机中，以可逆热机（ 在高低温两个热源间工作的所有热机中，以可逆热机（即卡诺热 的热机效率为最大。 机）的热机效率为最大。 ★热力学第二定律 ◎克劳修斯说法： 不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其它影响 克劳修斯说法： ◎开 尔 文 说 法： 不可能从单一热源吸取热量使之完全转变为功而不产 生其它影响 ★熵变
▲极限摩尔电导率 Λ∞ m
★摩尔电导率与浓度的关系 强电解质： 强电解质：满足柯尔劳施公式 浓度降低， 浓度降低， ∞ （可用作图法求 Λm ） 摩尔电导率增加 弱电解质： 弱电解质：不满足柯尔劳施公式 可用离子独立运动定律求 Λ∞ m ★电导测定的应用
▲计算弱电解质的解离度及解离常数
▲计算难溶盐的溶解度
溶质在T 溶质在 、 P0，cB＝1mol/dm3且符合亨利定律时的标准 化学势（假想状态） 化学势（假想状态） bB (α ) = K (分配系数） ※溶质化学势表示式的应用举例——分配定律 溶质化学势表示式的应用举例 分配定律 bB ( β )
溶剂蒸气压下降 ※稀溶液的依数性 沸点升高 凝固点降低 渗透压
• • • • • • •
第四章 多组分系统热力学 偏摩尔量的定义及判断 化学势的定义及化学势判据 理想气体、理想液态混合物、 理想气体、理想液态混合物、理想稀溶液 中各组分化学势的表达式 理想液态混合物的混合性质 理想液态混合物的定义及气液相组成的计 算 拉乌尔定律、 拉乌尔定律、亨利定律及应用 稀溶液依数性
• • • • •
第五章 化学平衡 理想气体反应的等温方程、 理想气体反应的等温方程、标准平衡常数 的定义式及表达式的应用 相关反应标准平衡常数间的关系 温度及压力对化学平衡的影响（ 温度及压力对化学平衡的影响（定性分析 及定量计算） 及定量计算） 影响化学平衡的因素及结果 化学平衡相关计算
第六章 相平衡 • 相律的应用 • 水的三相点及其与冰点的区别 • 相图（水的相图、二组分系统理想液态混 相图（水的相图、 合物气液平衡相图、 合物气液平衡相图、二组分固态不互溶系 统液固平衡相图）分析（相律的应用、 统液固平衡相图）分析（相律的应用、杠 杆规则、外界条件与相态的关系、 杆规则、外界条件与相态的关系、冷却曲 线）
Mmix = ∑yB MB
B
※道尔顿定律
p = ∑ p B = ∑ n B ( RT / V )
B
B
※阿马加定律
∑VB = ( ∑nB )RT/p = nRT/p =V B B
适用的条件： 适用的条件：理想气体 低压气体近似符合
※临界参数
临界温度Tc 临界温度 ： 气体加压液化所允许的最高温度 临界温度Tc时饱和蒸汽压 临界 压力pC ： 临界温度 时饱和蒸汽压 临界摩尔体积Vm,c ：物质在 、 Pc下的摩尔体积 物质在Tc 临界摩尔体积
S：物种数 R：独立的化学平衡数 R′独立限制条件数 R′独立限制条件数
说明： 独立限制条件数只有在同一相中才能起作用 说明：★独立限制条件数只有在同一相中才能起作用 独立的化学平衡数： ★独立的化学平衡数：指物质间构成的化学平衡是相互独立的
◎相律
◎单组分系统相图 F＝C－P十2＝3－P ＝ － 十 ＝ － 单组分系统最多三相共存 单组分系统是双变量系统
与温度的关系
※反应进度ξ 反应进度ξ
若规定反应开始时
ξ0=0
ξ = ∆ nB / ν B
※标准摩尔反应焓的计算
※标准摩尔反应焓随温度的变化——基希霍夫公式 标准摩尔反应焓随温度的变化 基希霍夫公式 适用范围： 适用范围：所讨论的温度区间所 有反应物及产物均不发生相变化 ※恒容反应热与恒压反应热之间的关系 凝聚态之间的化学反应 Q≈∆U≈∆H（恒温变压） （恒温变压） ∆H=∆U+∆（pV） 气态物质参加的化学反应(恒温、理想气体） 气态物质参加的化学反应 恒温、理想气体） 恒温