物理化学复习提纲

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《物理化学》复习提纲

二、化学势
1、偏摩尔量
什么是偏摩尔量？哪些函数有偏摩尔量？条件是什么？
2、化学势
1）哪些量既是偏摩尔量，又是化学势？ 2）多相平衡时，同一物质在各相中的化学势有何关系？
3、拉乌尔定律和亨利定律
1）其主要内容（理解） 2）理想混合液、理想溶液的概念 3）依数性概念：哪些性质具有依数性？
4、活度（无量纲）
热力学第一定律部分: 1、基本概念：
1）状态函数、途径函数 2）强度性质和容量性质 3）热和功：符号如何确定？
功：a）可逆过程、不可逆过程体积功大小有何特点？ b）同一系统分别经可逆过程、反抗定外压膨胀或压缩至同一终态其体积功如何求算？热：a) 与功有何关系？ b) 等容、等压情况下分别如何求算？（Qv=△U、 Qp=△H ）
4）内能和焓（ U 、 H ）
理想气体变化过程中△U、△H 如何求算？(不做非体积功) a）等温过程 (△U=0、△H=0 ) b）非等温过程（dU=CvdT，dH=CpdT）
5）绝热可逆过程与等温可逆过程
等温过程：△U=0、△H=0 绝热过程：Q=0， △U=W=? 两过程中pV有何特点？p-V关系图有何不同？
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

物化复习提纲(上)

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）P11

1.4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”．．．．．．．．．．．．．．．．．．

物理化学复习知识点归纳

物理化学作为化学的一个主要分支，关注物质的物理性质、化学反应、能量转化等方面的研究。下面将对物理化学的基本知识点进行归纳和复习。

1.原子结构和化学键：

-定义：原子是化学物质中最小的粒子，由质子（正电荷）、中子

（中性）和电子（负电荷）组成。

-原子核：由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，中子

数可以影响同位素的形成。

-电子壳层结构：分为K、L、M等壳层，每个壳层能容纳的电子数量

有限，遵循2n^2的规律（n为壳层编号）。

-原子键：包括离子键、共价键和金属键。离子键由离子间的电荷作

用力形成，共价键由相互共享电子形成，金属键由金属原子之间的电子云

相互作用形成。

2.分子的构象和反应动力学：

-构象：指分子在空间中的排列方式，由键角和键长决定。分子的构

象决定了其物理和化学性质。

-电离平衡：涉及酸碱反应的平衡，Kw表示了水的离子化程度和酸碱

强度。

-化学动力学：研究化学反应的速率和机理。反应速率受温度、浓度、反应物的结构和催化剂等因素影响。

3.热力学和热化学：

-热力学：研究物质能量转化和热平衡的学科。包括物质的内能、焓、熵、自由能等概念。

-熵：表示体系的无序度，体系越有序，熵值越小。熵的增加是自然

趋势，反映了热力学第二定律。

-热化学：研究化学反应中能量变化的学科。包括焓变、标准焓变、

热容、热效应等概念。

-反应热力学：研究反应的方向和热效应。根据吉布斯自由能的变化

可以判断反应是否自发进行。

4.量子化学：

-波动粒子二象性：根据波粒二象性原理，微观粒子既可以表现出粒

子性质，也可以表现出波动性质。

物理化学考前复习：基础知识+重点(考前必备)

时，， 19、（1）标准摩尔生成焓（）：在标准压力和指定温度下，由最稳定的单
质生成单位物质的量某物质的定压反应热，为该物质的标准摩尔生成焓。（2）标准摩尔燃烧焓（）：在标准压力和指定温度下，单位物质的量的某种物质被氧完全氧化时的反应焓，为该物质的标准摩尔燃烧焓。任意一反应的反应焓等于反应物燃烧焓之和减去产物燃烧焓之和。
气体总体积时的行为相同。即 5、实际气体的化学势：
定义逸度校正因子称为逸度系数或逸度因子。 6、拉乌尔定律：一定温度时，溶液中溶剂的蒸气压与溶剂在溶液中的
物质的量分数成正比，其比例是纯溶剂在该温度时的蒸气压（上标“*”表示纯物质）。即：（溶液蒸气压的降低与溶质在溶液中的摩尔分数成正比） 7、（1）理想液态混合物：在一定的温度和压力下液态混合物中任意一种物质在
或 0
亥姆霍兹（定温定容）
吉布斯（定温定压）
12、在通常温度下，对理想气体来说，定容摩尔热容为：单原子分子系统 = 双原子分子（或线型分子）系统 = 多原子分子（非线型）系统定压摩尔热容：单原子分子系统双原子分子（或线型分子）系统多原子分子（非线型）系统可以看出：
13、的两种经验公式：（T是热力学温度，a,b,c,c’ 是经验常数，与物质和温度范围有关）
不会超过三个。固体：如果系统中的不同固体达到分子程度的均匀混合，形成固溶体，一
种固溶体是一个固相；否则，不论固体有多碎，系统中有多少固

物理化学复习重点

第一章气体

液体的饱和蒸汽压是其自身的固有性质，其值只与温度有关。T↑，饱和蒸汽压↑

在敞口容器中加热液体，当蒸气的压力略高于外压时，液体开始沸腾，这时的温度称为沸点。液体饱和蒸气压越大，沸点越低。降低外压，其沸点也随之降低。

易液化的气体临界温度较高NH3, 难液化的气体临界温度较低H2,He

理想气体不能液化，真实气体才可以

V随P变化不大：凝聚相，液体很难压缩

水平线，气液平衡，饱和蒸气压

第二章热力学基本原理

2.1 热力学概论和一些基本概念

2.2 热力学第一定律

2.3 功和过程

2.4 热和热容

2.5 热力学第一定律的应用

2.6 热力学第二定律

2.7 Carnot循环和Carnot定理

2.8 熵的概念及其物理意义

2.9 Helmholtz自由能和Gibbs自由能

2.10 过程方向和限度的热力学判据

2.11 热力学函数之间的相互关系

2.1 热力学概论和一些基本概念

(1) 系统与环境：系统+环境=大的孤立系统

(2) 系统的(宏观)性质

广度性质具有加和性，强度性质不具有。

(3) 热力学平衡态

热平衡、力平衡、相平衡、化学平衡

(4) 状态与状态函数

状态函数在数学上具有全微分的性质，当系统的状态发生了一个无限小的变化，状态函数 Z 的变化记为dZ ，状态函数 Z 的变化为，非状态函数不能积分，变化用δ，区别于状态函数的d.

（5）过程与途径

(6) 热和功

热和功是系统和环境间能量交换的两种不同形式。

都与过程相联系，即使始态和终态相同，过程不同，交换的热和功也会不同。不是状态函数！微小变化用δ表示，以区别于d ；某一过程的热（或功）交换用Q (或W)表示，不用ΔQ (或ΔW )。

物理化学期末复习知识点

第二章热力学第一定律

一、热力学基本概念

1.状态函数

状态函数，是指状态所持有的、描述系统状态的宏观物理量，也称为状态性质或状态变量。系统有确定的状态，状态函数就有定值；系统始、终态确定后，状态函数的改变为定值；系统恢复原来状态，状态函数亦恢复到原值。

2.热力学平衡态

在指定外界条件下，无论系统与环境是否完全隔离，系统各个相的宏观性质均不随时间发生变化，则称系统处于热力学平衡态。热力学平衡须同时满足平衡（△T=0）、力平衡（△p=0）、相平衡（△μ=0）和化学平衡（△G=0）4个条件。

二、热力学第一定律的数学表达式

1.△U=Q+W

或dU=ΔQ+δW=δQ-p amb dV+δW`

规定系统吸热为正，放热为负。系统得功为正，对环境做功为负。式中p amb为环境的压力，W`为非体积功。上式适用于封闭系统的一切过程。

2．体积功的定义和计算

系统体积的变化而引起的系统和环境交换的功称为体积功。其定义式为：

δW=-p amb dV

（1）气体向真空膨胀时体积功所的计算

W=0

（2）恒外压过程体积功

W=p amb（V1-V2）=-p amb△V

对于理想气体恒压变温过程

W=-p△V=-nR△T

（3）可逆过程体积功

W r=-⎰2

(4)理想气体恒温可逆过程体积功

W r=⎰2

dV=nRTln(V1/V2)=nRTln(p2/p1)

(5)可逆相变体积功

W=-pdV

三、恒热容、恒压热，焓

1.焓的定义式

H def U + p V

2．焓变

（1）△H=△U+△(pV)

式中△(pV)为p V乘积的增量，只有在恒压下△(pV)=p(V2-V1)在数值

物理化学复习资料考试重点全

1、俄国科学家罗蒙诺索夫最早使用“物理化学”这一术语。

2、1887年德国科学家W.Ostwald（奥斯特瓦尔德）（1853～1932）开设物理化学讲座，并和荷兰科学家

J.H.van’t Hoff （范特霍夫）(1852～1911)合办了第一本“物理化学杂志”(德文)。标志着物理化学学科的正式建立。

3、物理化学三剑客：范特霍夫（1901年获诺贝尔奖）奥斯特瓦尔德（1903）阿累尼乌斯（1909）

4、根据系统与环境之间的物质和能量交换的不同，可将体系分为下面三种：（1）敝开系统：既有物质的交换又有能量的传递。（2）密闭系统：又称封闭系统，只有能量传递，没有物质交换。（3 ）隔绝系统：又称孤立体系。既无物质交换又无能量交换。

5、状态函数共同性质：(1)体系的状态一定，状态函数有确定值。(2)状态函数的改变量只取决于体系的始态和终态，而与变化过程无关。若Z代表体系的状态函数，体系由A态，改变到B态。则△Z = Zb –Za (3)对于循环过程，状态函数的改变量为零。

6、系统的性质：系统的温度、压力、体积、密度…都是系统的热力学性质，简称性质，它们都是宏观量，并且可以改变。分类：(1) 广度性质(或容量性质)：其数值大小与体系中所含物质的量成正比的性质，它们具有加和性，如V、m、u、s等。(2) 强度性质：其数值大小与体系中物质的量无关，不具有加和性。例如：T、P、ρ、η等。

7、热力学平衡：当体系的性质不随时间而改变，此时体系就处于热力学的平衡态。

8、真正的热力学平衡态应当同时包括以下四个平衡关系：（1）热平衡：体系各部分的温度应相等。(等于T环)（2）机械平衡：体系各部分之间在没有刚性壁存在的情况下，体系各部分的压力相等。 (P）（3 ）化学平衡：当体系各物质之间发生化学反应时，达到平衡后，体系的组成不随时间而改变（4）相平衡：体系各相的组成和数量不随时间而改变。

物理化学总复习纲要

κ=G
l As
= GK cell
▲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
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
电解池的原理是什么？电解池的原理是什么？原理是什么 • 负极(e)→阴极还原反应 ←(溶液中)阳离子阴极(还原反应阴极还原反应)← 溶液中) • 正极←(e)阳极氧化反应 ←(溶液中)阴离子正极← 阳极(氧化反应氧化反应)← 溶液中)
★溶液导电性能的表示法 ▲电导 ▲摩尔电导率 ▲电导率
结合普遍规律进行实验数据处理，结合普遍规律进行实验数据处理，求得特定反应的速率问题： (1) 积分法；积分法； (2) 微分法；微分法； (3) 半衰期法

2024高中化学学业水平考试复习提纲

一、化学基本概念及性质

1. 化学元素与原子结构

2. 化学键与分子结构

3. 物质的性质与分类

4. 化学方程式与化学反应

二、化学反应与化学平衡

1. 氧化还原反应

2. 酸碱中和反应

3. 氮循环与生物化学过程

4. 化学平衡与化学平衡常数

三、化学原子论与周期表

1. 原子结构与量子数

2. 原子尺度的量子结构

3. 元素周期表与周期特征

4. 元素的周期律规律

四、化学键与物质的结构

1. 共价键与分子结构

2. 金属键与金属性质

3. 离子键与离子化合物

4. 键的极性与分子间相互作用

五、溶液与溶解性

1. 溶液的组成与性质

2. 溶液的浓度与浓度计算

3. 溶液的溶解度与溶解平衡

4. 溶解热与溶液的物理化学过程

六、化学热力学

1. 热能与焓的变化

2. 反应焓与生成焓

3. 焓的计算与应用

4. 化学反应的热力学条件

七、电化学与电解反应

1. 电介质与导电性

2. 电解质溶液与电解反应

3. 电解与金属电沉积

4. 非金属元素的电化学性质

八、化学动力学

1. 反应速率与速率方程

2. 反应速率与反应机理

3. 温度对反应速率的影响

4. 反应速率与化学平衡

九、有机化学基础知识

1. 有机化合物的命名法

2. 有机官能团的性质与反应

3. 碳氢化合物与烃类化合物

4. 有机物的空间构型与立体异构

十、高分子化合物

1. 高分子化合物的合成与结构

2. 聚合反应及其机理

3. 高分子材料的性质与应用

4. 天然与人工高分子化合物

十一、化学与生活、环境

1. 合成药物的化学原理

2. 食品添加剂与食品安全

3. 化学与环境保护

4. 化学与能源开发利用

物理化学复习要点

借助相律可以解决：借助相律可以解决：（1）计算一个多相平衡系统最多可平衡共存的相数，即）计算一个多相平衡系统最多可平衡共存的相数，当f=0时，相数最多。时相数最多。（2）计算一个多相平衡系统的自由度和最大自由度，即）计算一个多相平衡系统的自由度和最大自由度，当Φ=1时，自由度最大。时自由度最大。
原电池
可逆电池；可逆电池；可逆电极种类电池的书写方式；电极反应式；电池的书写方式；电极反应式；电池反应式电池电动势；及其温度系数；可逆电池热力学电池电动势；及其温度系数；电动势测定及其应用不可逆电池；电极的极化；不可逆电池；电极的极化；超电势
第六章化学动力学
反应速率
基元反应；基元反应；总包反应反应分子数；反应分子数；质量作用定律反应速率方程；反应速率常数；反应速率方程；反应速率常数；反应级数
O 标准摩尔燃烧焓 ∆ c H m （物质，相态，温度）
化学反应热效应（的计算: 化学反应热效应（∆rHm）的计算: 赫斯定律由标准的摩尔生成焓计算∆ 由标准的摩尔生成焓计算 rHm 由标准的摩尔燃烧焓计算∆ 由标准的摩尔燃烧焓计算 rHm
第二章热力学第二定律
自发过程的特征卡诺循环；卡诺循环；卡诺定律熵(S) 热力学第二定律:
θ
∆ν
∆ν
K = K n [ p /( p n总 )]
复相化学反应

东南大学-物理化学-复习提纲

东南大学-物理化学-复习提纲(总

4页)

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第一章气体

一．重要概念

理想气体，分压，分体积，临界参数，临界状态二．重要关系式

(1) 理想气体：pV=nRT , n = m /M (2) 分压： p B = p y B

(3) 分压定律，分体积定律理想气体：n

V V p p y B B B B ===

第二章热力学第一定律与热化学

一、重要概念

系统与环境，状态与状态函数，强度性质与广度性质，功、热、内能、焓，节流膨胀二、重要公式与定义式

1. 体积功：W = -p 外dV （适用于各种变化过程）

2. 热力学第一定律： U = Q +W ， d U =Q +W 3．焓的定义： H =U + pV

4．热容：摩尔定容热容 C V ，m = Q V /dT = （ U m / T ）V

摩尔定压热容 C p ，m = Q p /dT = （ H m / T ）P J ·mol -1·K -1

比定压热容C p = Q p /dT = （h / T ）P J ·g -1·K -1 5. 标准摩尔反应焓：由标准生成焓 f H m ,B （T ）或标准燃烧焓 c H m,B （T ）计算 r H m = v B f H m ,B （T ） = - v B c H m ,B （T ） 6. 基希霍夫公式（适用于相变和化学反应过程）（状态函数法） r H m （T 2）= r H m （T 1）+ r C p ，m d T 二、各种过程Q 、W 、 U 、 H 的计算 1．pVT 变化过程

物理化学复习提纲

物理化学复习提纲
第一章
热力学第一定律
1.热力学第一定律 (1) 本质：能量守恒定律。（2）数学表达式： △U=Q + W 或 dU =δQ + δW 注意：U是热力学能。它的绝对值是不知道的，只能求出它的相对值，即从一种状态变化到另一种状态时的改变值，是状态函数，只与始态、末态有关，与具体的路径无关。状态定了，其值也定了。而Q、W是非状态函数，对于相同的始末态，若途径不同时，其值也不同。因此，若只知始末态，而未给出过程的具体途径是无法求得Q、W的，并且也不能任意假设途径求实际过程的Q、W，说明Q、W是途径函数。本书规定：系统吸热为正，放热为负系统得功为正，对环境做功为负
(5)节流过程(等焓过程)：ΔH=0，Q=0（了解）
节流膨胀过程是在绝热条件下，气体始末态压力分别保持恒定条件下的膨胀过程（P1>P2)。
焦耳-汤姆逊系数： μJ-T = ( T/p)H，
理想气体:μJ-T =0，
实际气体:μJ-T ≠0,可产生致冷（μJ-T >0)和致热效应(μJ-T <0 )。
（6）相变过程 B(α)→B(β)： ① 可逆相变(正常相变或平衡相变)：在温度T时对应的饱和蒸气压下的相变，如水在常压(101.325kPa) 下0℃ 结冰或冰溶解，100℃时的汽化或凝结等过程。在恒温恒压下，若 α、 β都为凝聚相，例如熔化和晶型转化过程： Qp=ΔH ； W= -PΔV≈0 ；ΔU≈ ΔH

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+ pV

2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 m

f H ∆ O

m 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 T

δ-≥

2221

,,1112

ln ln ln ln V m p m T V T p S nC nR nC nR T V T p ∆=+=+

物理化学复习题纲

一．期中考部分概念回顾

1.实际气体在温度不太低，压力不太高的条件下可近似看作理想气体

2.状态是性质的总和。

3.热力学只研究平衡态。

4.正常相变点下体系的功函的变量不一定为0，因为可能会有体积的变化(dA=-SdT-PdV)。

5.平动能和转动能对体系内能的贡献都是1/2K,因为振动能一般不会被激发。

6.简单体系：单组分，单相，封闭，（要确定其状态，只需确定两个强度性质T,P）

7.可借助气体的绝热膨胀获得低温，因为体系对外所做的功等于体系内能的降低，降低

的内能不可能从外部得到补偿，所以温度必下降。

8.绝热膨胀的压力下降程度大于等温膨胀的压力下降程度，因为绝热膨胀压力的下降不

仅来自于因膨胀而导致的下降，还来自于温度下降导致的下降（P↓V=nR T↓）.

9.自发过程要使体系复原，环境应失去功而得到热。

10.自发与否有体系始终态的本质决定，可逆与否是过程的方式

11.等温，等体过程，△A可能增大，但增大值一定小于环境的W 非

12.内能包括分子的平动能，转动能，振动能，分子间相互作用能，分子内部电子和原子

核的能量。

13.内能的物理意义：封闭体系，不做非体积功，体系在等容过程中所吸的热等于体系内

能的增加

14.孤立体系，焓可能不守恒因为如果体系有化学变化，T,P会改变，从而导致焓改变

15.卡诺热机效率=W/Q,其中Q指的是热机从高温热源吸收的能量。

16.不可逆过程的热温熵不是熵变

17.△S体=Q r/T=nRLn(V2/V1)=nRLn(P1/P2)适用于理想气体的任意过程。

习题课习题：

物理化学复习提纲

第一章气体的PVT关系

第二章热力学第一定律

一、重要概念

系统与环境，隔离系统，封闭系统，敞开系统，广延性质或容量性质（加和性：V ，U ，H ，S ，A ，G ），强度性质（摩尔量，T ，p ），功W ，热Q ，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（纯态，φ

p ），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.

W =

⎰-dV p

外

2. 热力学第一定律：∆ U = Q +W ，或 d U =W Q δδ

3．焓的定义： H =U + pV

4．热容：定容摩尔热容 C V ，m = σQ V /dT = （∂ U m /∂ T ）V 定压摩尔热容 C p ，m = σQ 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 /2

5. 标准摩尔反应焓：由标准生成焓∆ f H B θ （T ）或标准燃烧焓∆ c H B θ （T ）计算 ∆ r H m θ = ∑ v B ∆ f H B θ （T ）= -∑ v B ∆ c H B θ （T ）

6. 基希霍夫公式（适用于相变和化学反应过程）

∆ r H m θ（T 2）= ∆ r H m θ（T 1）+

⎰

T T ∆ r C p ，m d T

7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式

《物理化学》复习资料

物理化学》课程期末复习资料

《XXX〉课程讲稿章节⽬录：

绪论第⼀章热⼒学第⼀定律

第⼀节热⼒学概论

第⼆节热⼒学基本概念

第三节热⼒学第⼀定律

第四节体积功与可逆过程

第五节热、热容与焓

第六节热⼒学第⼀定律应⽤

第七节热化学

第⼋节化学反应热效应计算第⼆章热⼒学第⼆定律

第⼀节卡诺循环与卡诺定律

第⼆节热⼒学第⼆定律的表述

第三节熵函数

第四节熵变的计算

第五节熵函数的物理意义

第六节热⼒学第三定律

第七节吉布斯能和亥姆霍兹能

第⼋节热⼒学函数间关系

第九节吉布斯能和亥姆霍兹能计算第三章多组分系统热⼒学

第⼀节多组分系统组成表⽰法

第⼆节偏摩尔量

第三节化学势

第四节液相多组分体系两个经验定律

第五节⽓体化学势

第六节液体混合物和稀溶液组分化学势

第七节稀溶液的依数性

第⼋节分配定律第四章化学平衡

第⼀节化学反应等温⽅程

第⼆节化学反应平衡常数

第三节平衡常数计算和化学转化率

第四节反应标准吉布斯⾃由能和化合物标准⽣成吉布斯⾃由能第五节温度对平衡常数的影响第六节其他因素对平衡常数的影响

第七节反应耦合

第五章相平衡

第⼀节相率

第⼆节单组份系统

第三节双组份系统（1）

第四节双组份系统（2）

第五节双组份系统（3）

第六章电化学

第⼀节电化学基本概念

第⼆节电解质溶液电导测定与应⽤

第三节电解质溶液活度与活度系数

第四节可逆电池

第五节电极电势和电池电动势

第六节可逆电池热⼒学

第七节电池种类

第⼋节电池电动势测量与应⽤

第九节电极极化和过点位

第七章化学动⼒学

第⼀节反应速率的表⽰与测量

第⼆节反应速率⽅程

第三节简单级数反应的速率⽅程

第四节反应速率的确定

第五节温度对反应速率的影响

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