物理化学判断过程总结
化学平衡判定规律小结
化学平衡判定规律小结第一篇：化学平衡判定规律小结化学平衡判定规律小结摘要：在教学实践中发现，学生对于判断一个可逆反应是否达到化学平衡状态的理解和掌握存在困难，但有些资料的内容理论性强，学生不容易理解，本文在此结合自身体会，对判定规律及其理解方法加以小结。
关键词：可逆反应化学平衡化学反应速率在高中化学教学实践中发现，很多学生在学习化学平衡时，对如何判定化学反应是否达到了化学平衡状态理解不透彻，做题时不能做出准确的判断，为此，笔者结合自身的教学经验和体会，现总结如下。
化学平衡状态是指在一定条件下，可逆反应中，当正、逆反应速率相等时，反应体系中各物质的浓度保持不变的状态，即在给定条件下，反应达到了“限度”。
规律一：正、逆反应速率相等对于可逆反应，正反应是反应物向生成物转化的方向，即反应物的质量（或物质的量）减少、生成物的质量（或物质的量）增加的方向，所以，υ（正）可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
反之，υ（逆）可以用单位时间内反应物浓度的增加或生成物浓度的减少来表示。
即同一物质既可以表示正反应速率又可以表示逆反应速率。
以aA（g）+bB（g）?cC（g）+dD（g）反应为例：1.同一物质的正反应速率与逆反应速率相等。
υ（A消耗）=υ（A 生成），υ（C消耗）=υ（C生成）。
2.两种物质表示的相反方向的化学反应速率之比等于化学计量数之比。
例如：当υ（A消耗）：υ（B生成）=a：b时，因为同方向各物质表示的化学反应速率之比等于化学计量数之比，υ（A消耗）：υ（B消耗）=a：b，所以得出结论：υ（B消耗）=υ（B生成），达到平衡。
规律二：各组分的质量或浓度保持不变若A的消耗速率等于生成速率，则A的质量保持不变，即达到平衡状态。
此刻，其他物质的质量也不变，则A的含量保持不变，即各组分的含量均保持不变。
反应中的任一物质，其质量、物质的量、质量分数、物质的量分数或气体的体积分数保持不变，均可以作为判断达到化学平衡状态的标志。
物理化学总结
物理化学总结基本解释Q：代表热，由于系统和环境之间存在温差而产生能量交换称为热。
这定义可证明绝热可逆过程中，Q=0.在物质相变时，温度虽然恒定，但系统还吸收或放出热量，这种热称为潜热。
显热是没有化学变化和相变的单纯升温降温过程系统吸收放出的热，由此可知在计算相变时会有过程I到II虽然温度不变W:功是系统和环境之间能量交换的另一种形式。
物理化学中功分为体积功和非体积功，其中体积功专指系统反抗外压力导致△V而做的功，这时，系统消耗自身的能量，W=-P△V恒压过程：W=-P△V恒温过程：恒温自由膨胀中W=-nRTlnV2/V1自由膨胀：W=0U内能：一个系统内部的能量总和。
结合热力学第一定律：孤立系统的总能量不变可为其它量的计算建立联系。
物理化学中，△U=Q-W。
值得注意的是，如果系统的始，终态确定后，经过不同的途径完成，Q和W会有不同，但是△U不变，即Q-W的值不变。
△U=nC v，m（T2-T1）H焓：焓是物体的一个热力学能状态函数H=U+PV（流动的内能+推动功），焓的变化值只取决于系统的始终态。
焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。
定义式：H=U+PV恒压下△U=Q其它情况包括恒压下，△H=nC p,m（T2-T1）热容针对理想气体理想气体 C p,m-C v,m=R 单原子C v,m =3/2*R C p,m=5/2*R双原子C v,m =5/2*R C p,m=7/2*R相变：气体的相是气相，液体的相是液相，相变又称物态变化。
特征：恒压恒温可逆相变：Q=△H=M（相对分子质量）*△H（蒸发焓，融化焓，升华焓）若告诉蒸发热，融化热，升华热则不用上述公式，直接用△H=Q不可逆相变：过冷水结冰，不可以用△S=△H/T热温商：Q/T熵：△S状态函数，是反应体系的混乱程度，但是熵变只等于可逆过程的热温商，不可逆循环热温商代数和小于零。
恒温过程：△S=Q/T;Q=W=nRTlnV2/V1=nRTlnP1/P2 △S=nRlnV2/V1=nRlnP1/P2恒压变温过程：△H=Q△S=Q/T=△H/T=nC p,m ln(T2/T1)恒容变温过程：体积功为零，Q=U △S=nC v,m ln(T2/T)PVT均改变设计分解为上述几个过程，熵是状态函数，只与始末状态有关A:亥姆霍兹函数A=U-TS,A也为状态函数恒温过程△A=△U-T△S=△G=-nRTlnV2/V1=-nRTlnP1/P2G:吉布斯函数G=H-TS=U+PV-TS=A+PV△G=△U+△(PV)-TS 恒温过程△G=△H-T△S作用：判断恒温恒压且非体积功为零条件下，若系统发生不可逆过程则△G<0，且此时是自发的过程（不可逆）;若过程可逆则△G=0，且系统处于平衡态恒温过程，ΔH=△U=0；《求解Q,H,U,A,G,W》1.明确所研究的系统和相应的环境2.问题的类型：理想气体PVT变化相变化化学变化3.过程的特征：恒温可逆过程△U=△H;Q=-W=nRTlnV2/V1恒温△H=△U=0，Q=W非恒温过程△U=nC v,m（T2-T1）△H=nC p,m（T2-T1）绝热可逆Q=0绝热恒压恒容4.确定始终态5.寻找合适的公式（难点）。
物理化学知识点总结
物理化学知识点总结物理化学是从物理变化与化学变化的联系入手，研究化学变化规律的一门学科。
它涵盖了众多重要的知识点，以下是对一些关键内容的总结。
一、热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，表明能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
在一个封闭系统中，热力学能的变化等于系统从环境吸收的热与环境对系统所做的功之和，即ΔU ＝ Q ＋ W 。
这里的热力学能 U 是系统内部能量的总和，包括分子的动能、势能、化学键能等。
热 Q 是由于温度差引起的能量传递，功 W 则是系统与环境之间通过力的作用而发生的能量交换。
例如，在一个绝热容器中，对气体进行压缩，外界对气体做功，气体的温度升高，热力学能增加，此时 Q ＝ 0 ，ΔU ＝ W 。
二、热力学第二定律热力学第二定律指出，在任何自发过程中，系统的熵总是增加的。
熵是系统混乱程度的度量。
常见的表述有克劳修斯表述：热量不能自发地从低温物体传到高温物体。
开尔文表述：不可能从单一热源取热使之完全变为有用功而不产生其他影响。
比如，热机在工作时，从高温热源吸收热量，一部分转化为有用功，一部分传递给低温热源，导致整个系统的熵增加。
三、热力学第三定律热力学第三定律表明，纯物质完美晶体在 0 K 时的熵值为零。
这为计算物质在其他温度下的熵值提供了基准。
四、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，化学反应正逆反应速率相等，各物质的浓度不再发生变化的状态。
平衡常数 K 可以用来衡量反应进行的程度。
对于一个一般的化学反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD ，平衡常数 K ＝ C^cD^d ／ A^aB^b 。
影响化学平衡的因素包括温度、压力、浓度等。
升高温度，平衡会向吸热方向移动；增大压力，平衡会向气体分子数减少的方向移动；改变浓度会直接影响平衡的位置。
五、相平衡相平衡研究的是多相系统中各相的存在状态和相互转化规律。
相律是描述相平衡系统中自由度、组分数和相数之间关系的定律，即 F ＝ C P ＋ 2 。
物理化学知识点总结大一
物理化学知识点总结大一一、导言大一的物理化学是一门基础性科学课程，为了让大家更好地掌握相关知识点，下面将对大一物理化学的重要知识点进行总结与归纳，希望对大家的学习有所帮助。
二、热力学1. 热力学基本概念：系统、界面、状态函数、过程函数等。
2. 热力学第一定律：能量守恒定律，内能变化等于对外界做功与传热的代数和。
3. 热力学第二定律：热力学不可逆性、熵增原理、卡诺循环等。
4. 热力学第三定律：绝对零度的存在性及应用。
三、化学平衡1. 平衡常量与平衡常数：反应物与产物的浓度及其对平衡常数的影响。
利用平衡常数判断反应方向。
2. 离子的溶解度与溶度积：离子在溶液中的溶解度及其对溶度积的影响。
3. 化学反应速率与速率方程：反应速率、速率常数、速率方程、反应级数等相关概念。
4. 反应动力学：表达反应速率的等式推导与实验确定方法。
四、电化学1. 电池与电解池：电化学反应的基本概念、标准电极电势、电池电动势等。
2. 电解质溶液与电解质离子浓度：电解质溶液中离子的浓度计算及其对电解过程的影响。
3. 法拉第定律与电解定律：法拉第电解定律的推导与应用，电解产物的选择性。
4. 化学电源与蓄电池：干电池、燃料电池、锂离子电池等。
五、化学热力学1. 火焰温度与燃烧热：火焰温度的计算，燃烧反应的焓变及其应用。
2. 燃烧热与键能：键能的概念，燃烧反应中键能的变化。
3. 化学反应焓变：化学反应焓变的定义、测定及其应用。
4. 化学反应熵变：化学反应熵变的定义、计算及其与焓变的关系。
六、物理化学实验1. 基本实验器材：量筒、分液漏斗、溶液容器等基本器材的使用与注意事项。
2. 量的测量及误差分析：物质的质量、体积、浓度等量的测量以及误差的计算和分析。
3. 溶解度测定与曲线拟合：溶解度的测定方法及曲线拟合分析。
4. 酸碱中和反应的滴定：滴定的原理、影响滴定结果的因素以及滴定曲线的解析。
七、总结与展望大一的物理化学涉及的知识点较多，以上只是其中一部分。
物理化学：几个常用判据的小结
(
T V
)S
(
p S
)V
(
T p
)S
(
V S
)
p
S (V )T
(
p T
)V
(
S p
)T
(VT
)p
Gibbs-Helmholtz方程
➢ 讨论温度对化学反应平衡影响的基础。
zxy xy yz zx
1
——循环公式
★克拉佩龙方程:
适用于纯组分任意两相平衡 适用于气液或气固平衡
★热机效率 W ② W T1 T2
dS dU pdV dH Vdp
T
T
环境熵变计算
S a m b
Qa m b Ta m b
Qsys Ta m b
在温度为T 的标准态下，由稳定相态的单质生成化学计
量数B=1的相态的化合物B()，该生成反应的吉布斯函数 变即为该化合物B()在温度T 时的标准摩尔生成吉布斯函数
，记作
(B, , T)；单位：kJ/mol。
几个常用判据的小结
1. 熵判据 熵具有特殊地位，因为所有判断反应方向和过程可逆性的
讨论最初都是从熵开始的，一些不等式是从克劳修斯不等式(即 第二定律)引入的。
熵：可看成是系统无序度(混乱程度)的量度；
克劳修斯不等式
dS
δQ T
不可逆 可逆
2. 亥姆霍兹函数判据
A def U TS
过程恒温可逆进行时，系统对环境作的功最大，可逆功 表示系统所具有的对外作功的能力 ，
(dG)T , p,W '0 0
表示可逆、平衡 表示不可逆、自发
对于恒温恒压 W’= 0的过程： 自发变化总是朝G 减少的方向进行, 直至系统达到平衡。
物理化学基本知识点与公式总结
3、气体组分的化学势
RT lnp/p
B
B
RT
ln p B /p
RT lnp/p
B
B
RT lnpBB/p
化学平衡总结
化学平衡总结
1、标准平衡常数
K 0 ( pBeq p0 )B
Qp
H
T2 T1
nC
p,m
dT
n,
C
为常数
p,m
nCp,m (T2 T1)
Cp,m-CV,m=R（理想气体） 单原子理想气体： CV,m=3/2 R
双原子理想气体：CV,m=5/2 R
多原子理想气体：CV,m=3R
可逆相变
Q2 相变过程的热力学计算
不可逆相变
状态函数法
Q3
热力学第一定律
可不 逆可 相逆
热力 学
第三 定律
PVT
程程 程过 程 程程
程
变相 变
热力学基本方程
Maxwell关系式
过程判据
S判据
0 dS隔离 0
0
不可逆,自发 可逆, 平衡 不可能
不可逆 dSiso dSsys dSamb 0 可逆
A判据 A 0
A=U-TS
自发进行
nC p ,m
ln
T2 T1
nR
ln
p1 p2
S
nCV ,m
ln
p2 p1
nC p ,m
ln
V2 V1
物理化学重要知识点总结及其考点说明
物理化学重要知识点总结及其考点说明
一、化学热力学
1、化学热力学的定义：化学热力学是研究化学反应中物质的热量及能量变化的学科。
2、热力学三定律：第一定律：能量守恒定律；第二定律：热力学第二定律确定有序
能可以被有度能转化；第三定律：热力学第三定律始终指出热力学反应的可能性和温度有关。
3、焓的概念：焓是衡量物质的热力学状态的量，它是物质的热力学特性连续变化的
测量，是物质拥有的热量能量，也可以视为物质拥有的有序能。
4、热力学平衡：热力学平衡是指在不变的温度、压力和其他条件下，恒定的化学反
应发生，直至反应物和生成物的物质形式和化学结构保持不变，热量吸积也变得稳定，这
种状态称为热力学平衡。
二、物理化学
1、物理化学的概念：物理化学是一门融合了物理学和化学的学科，通过应用物理方法，来研究化学性质的变化和分子间的作用及反应，其研究具有多学科的性质。
2、气体的特性：气体的物理性质有很多，如压强、体积、温度、熵、焓等。
质量和
体积的关系为：在一定温度下，气体的质量和体积都成正比。
3、溶质的溶解度：溶解度是衡量溶质溶解在溶剂中的性质，它是指在一定温度、压
力下，溶质在溶剂中的最高溶解量。
溶质的溶解度与温度，压强及溶剂特性有关。
4、化学均衡：化学均衡是指在特定温度和压强下，混合物中物质的各种浓度比例，
产物与原料之间的反应紊乱程度，变化状态的一种稳定平衡状态。
物理化学知识点总结(热力学第二定律)
热力学第二定律一切涉及热现象的能量传递和转化的过程都具有方向性和可逆性。
从前面的讨论中，我们仅仅知道热力学第一定律是不够的，我们不仅需要了解能量在传递和转化过程的量的问题，还需要知道有关能量在传递和转化过程的方向性和不可逆性的问题，这就需要我们进一步了解热力学第二定律。
克劳修斯说法：不可能把热从低温热源传到高温热源，而不产生其他变化。
（电冰箱的例子）开尔文说法：不能能从单一热源吸热并使之全部变为功，而不产生其他变化。
（热机的例子）一、卡诺循环热机：热机是通过工质的膨胀和压缩来进行循环操作的，它从高温热源T1吸热Q1做功W，将其余的热量放热Q2(由此可知Q2<0)低温热源T2，定义热机效率为η=−WQ1=Q1+Q2Q1=1+Q2Q1为了研究热机的效率，我们首先来分析一种特殊的热机，它是以理想气体按照4个可逆过程，完成一组循环，从而对外界工作的热机，我们把这种循环过程称为卡诺循环，其循环具体可以分为4个步骤（以1mol理想气体为研究对象）第一步：在温度为T1的条件下，等温可逆膨胀,由p1V1→p2V2W1=−RT1ln V2V1=RT1lnV1V2Q1=− W1=RT1ln V2 V1气体对环境做功如曲线AB与坐标轴围成的面积，同时系统从高温热源吸热T1吸热Q1第二步：绝热可逆膨胀，由p2V2T1→p3V3T2W1=ΔU=∫C V dTT2T1Q2=0气体对环境做功如曲线BC与坐标轴围成的面积，由于绝热过程，热交换Q=0第三步：在温度为T2的条件下，等温可逆压缩,由p3V3→p4V4W3=−RT2ln V4V3=RT2lnV3V4Q3=− W3=RT2ln V4 V3环境对气体做功如曲线CD与坐标轴围成的面积，同时系统给低温热源T2放热Q3第四步：绝热可逆压缩，由p4V4T2→p1V1T1W1=ΔU=∫C V dTT1T2Q4=0环境对气体做功如曲线AD与坐标做围成面积，由于绝热，热交换Q=0整个过程：曲线ABCD围成红色部分面积，则是热机对环境所做的净功。
物理化学知识点归纳
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 （V 1-V 2）=-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 =⎰21p V V dV(4)理想气体恒温可逆过程体积功 W r =⎰21p V V dV =-nRTln(V 1/V 2)=-nRTln(p 1/p 2)(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(V 2-V 1)在数值上等于体积功。
（2）△H=⎰21,T T m p dT nC此式适用于理想气体单纯p VT 变化的一切过程，或真实气体的恒压变温过程，或纯的液、固态物质压力变化不大的变温过程。
3. 内能变 (1)△U=Qv式中Qv 为恒热容。
物理化学解题技巧指导
物理化学解题技巧指导一.高分拿选择五大法宝1.运用整体法解答选择题1)确定物体系或者全过程为研究对象。
这要根据所求来确定，如果所研究的问题是几个物体的同一过程，那么就选取物体系为研究对象;如果是一个物体的多个运动过程，则要考虑选取全过程为研究过程。
2)分析研究对象的现象及规律。
这就要求对所研究的问题有全面的认识、对所选的研究对象有仔细的受力分析、运动过程分析，找出所适用的物理定律和公式，为整体法的运用做铺垫。
3)运用分析出的物理规律定向或定量分析解题。
这是最后一步，也是最简单的一步只要选择了正确的研究对象并分析出规律，解题会变的非常简单。
2.善用特殊值代入法解选择题1)特殊值法。
有些问题如果直接计算可能非常繁琐，但是能把握物理过程变化的有规律性的话，此时若取出一个特殊值代入，得到的结论应该也是满足的，这种方法尤其适用于选择题的快速求解。
2)极端法。
对于所考虑的物理问题，从它所能取的最大值或最小值方面进行分析，即符合问题的范围区间，此时将最大值或最小值代人相应的表达式，从而得到正确答案。
3.概念选择题应从基本概念出发1)对概念的准确记忆和正确理解。
2)将所学习过的概念进行分类。
把所学的内容进行分类：化繁为简，重点突出，这样有利于答题时进行分析、比较、综合和概括。
把概念分类也能使物理学习更加系统、规范。
3)将所学过的概念系统化。
物理是一门综合系统的学科。
学习物理要逐步在头脑中建立一个清晰概念系统，不但能够加深对基础知识的理解，而且使同学们在学习的过程中少走弯路。
4)分析题干，掌握概念选择题的特征。
分析提干法适用于基本不转弯的比较简单的选择题，这种概念选择题主要考察考生对物理知识的记忆和理解程度，概念选择题属于常识性的题目，一般难度不大。
4.多项选择题不强行多选1)首先确保每道题都能拿到一分。
2)在没有把握时，宁可少选绝不多选。
3)对部分的多项(即含有5-6个答案)选择题，很大可能是有2或3个符合题意的选项。
物理化学总结
物理化学总结物理化学总结简介物理化学是研究物质的性质、结构和变化规律的科学学科。
它涉及了物理和化学两个领域的知识，通过物理方法和理论来解释和预测化学现象。
在本文中，我们将对物理化学的主要概念进行总结和介绍。
1. 物理化学的基本概念物理化学的基本概念包括能量、热力学、量子力学和分子间相互作用等。
1.1 能量能量是物理化学研究的核心概念之一。
根据能量守恒定律，能量在各个物质之间以及化学反应中转化，但总能量始终保持不变。
物理化学主要研究能量的转化和传递过程，如热量的传导、吸收和释放等。
1.2 热力学热力学是研究热力学性质和能量变化的学科。
它通过研究热力学定律和热力学过程来描述物质的热力学性质和相变规律。
热力学主要关注热传导、热扩散、相变等能量转化过程。
1.3 量子力学量子力学是研究物质微观性质的学科。
它通过研究量子力学原理和量子力学方程来解释和预测微观粒子的运动、能级和相互作用等。
量子力学主要研究微观粒子的波粒二象性、概率性质和量子力学态等。
1.4 分子间相互作用分子间相互作用是物理化学的重要研究内容之一。
它涉及分子之间的各种相互作用力，如范德华力、静电力、氢键等。
分子间相互作用对物质的性质和相变过程有重要影响，例如分子间力的大小决定了物质的凝聚态。
2. 物理化学的实验方法物理化学实验方法是研究物质性质和变化规律的重要手段。
2.1 光谱学光谱学是利用光的各种相互作用过程研究物质性质的学科。
光谱学包括吸收光谱、发射光谱和拉曼光谱等，可以用于分析物质的组成和结构。
2.2 热力学测量热力学测量是通过测定物理化学过程中的能量转化来研究物质性质和变化的方法。
常用的热力学测量手段包括热量计、热电偶、量热仪等。
2.3 分子光谱学分子光谱学是通过研究物质在特定波段的光谱特性来获取物质信息的方法。
分子光谱学包括红外光谱、紫外光谱和核磁共振谱等。
3. 物理化学的应用物理化学的研究成果广泛应用于许多领域。
3.1 材料科学物理化学在材料科学中有重要应用。
大学 物理化学 笔记总结
第一章物理化学的定义，相变化（物质在熔点沸点间的转化）物理化学的基本组成：1化学热力学（方向限度）2化学动力学（速率与机理）3结构化学 物理化学的研究方法、热力学方法、动力学方法、量子力学方法 系统、环境的定义。
系统的分类：开放系统，封闭系统，隔离系统 系统的性质：强度性（不可加），广延性（可加）。
系统的状态 状态函数及其性质：1单值函数2仅取决于始末态3全微分性质。
热力学能、热和功的定义 热分：潜热，显热。
功分：膨胀功、非膨胀功。
热力学第一定律的两类表述：1第一类永动机不可制成。
2封闭体系：能量可从一种形式转变为另一种形式，但转变过程中能量保持不变。
、 恒容热、恒压热，焓的定义。
PV U H def+≡恒容热：①封闭系统② W f =0 ③W e =0 恒压热：①封闭系统②W f =0 ③d p =0 理想气体的热力学能和焓是温度的函数。
C, C V , C V ,m ， C P , C P,m 的定义。
△u =n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1) C V ,m =a+bT+cT 2+…/ a+bT -1+cT -2+… 单原子分子C V ,m =23R C P ,m =25R 双原子分子C V ,m =25R C P ,m =27R γ单=35 γ双=57 C P,m - C V ,m =R R=8.3145J ·mol -1·k-1可逆过程定义及特点：①阻力与动力相差很小量②完成一个循环无任何功和热交换③膨胀过程系统对环境做最大功，压缩过程环境对系统做最小功 可逆过程完成一个循环 △u=0 ∑=0W ∑=0QW 、 Q 、△u 、△H 的计算①等容过程：W =0 Q =△u △u=n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1)②等压过程：W =-Pe(V 2-V 1) Q=△H △u=n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P ,m (T 2-T 1) ③等温过程：W=-nRTln 12V V Q=－W △u=△H=0④绝热可逆过程：W=n C V ,m (T 2-T 1) /⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎣⎡-⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛--1112111γγv v v p Q=0 △u=n C V ,m (T 2-T 1)△H=n C P ,m (T 2-T 1) 21p p =(12v v )γ 21T T =(12v v )1-γ 21T T=(21p p )γγ1-相变化过程中△H 及△u 的计算△u=△H-P △V=△H-nRT 见书1-10化学计量系数ν 化学反应进度ℑ∆=BνBn ∆（必与指定的化学反应方程对应） 化学反应热效应定义，盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成或是经数步完成，反应的总标准摩尔焓变是相同的，即盖斯定律。
物理化学-知识点总结
物理化学-知识点总结.doc物理化学知识点总结引言物理化学是一门研究物质的物理性质与化学性质之间关系的科学。
它涉及许多基础概念和理论，对于理解化学现象和指导化学实践具有重要意义。
热力学基础第零定律热平衡的概念：如果两个系统各自与第三个系统处于热平衡状态，则这两个系统之间也处于热平衡状态。
第一定律能量守恒：能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转换为另一种形式。
第二定律熵的概念：熵是系统无序度的量度，自发过程总是向着熵增的方向进行。
第三定律绝对零度不可能达到：当温度接近绝对零度时，系统的熵趋近于一个常数。
化学平衡动态平衡反应物和生成物之间的反应是可逆的，达到平衡时，正逆反应速率相等。
勒夏特列原理当一个处于平衡状态的系统受到外部条件的改变时，系统会自发调整以减轻这种改变的影响。
化学平衡常数反应物和生成物浓度的比值，用于描述平衡状态。
相平衡相律描述系统中相的数量与独立组分数和自由度之间的关系。
相图用于描述不同条件下物质相态的变化。
拉乌尔定律对于理想溶液，蒸气压与溶液中各组分的摩尔分数成正比。
电化学法拉第定律电流与电极反应物的转移电子数之间的关系。
电池电势电池在非工作状态下两极间的电势差。
电导率描述溶液中离子传导电流能力的物理量。
表面化学表面张力液体表面分子间相互吸引的力。
吸附物质在另一物质表面的聚集现象。
胶体颗粒大小在纳米级别的分散体系。
动力学反应速率反应物浓度随时间的变化率。
速率方程描述反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
活化能反应物分子转化为产物分子所需的最小能量。
量子化学波函数描述粒子状态的数学函数。
薛定谔方程量子力学中描述粒子状态随时间变化的基本方程。
分子轨道理论描述分子中电子状态的理论。
结语物理化学是一门深奥且应用广泛的学科，它不仅为我们提供了理解物质世界的基本工具，还为新材料的开发、能源转换、环境保护等领域提供了理论基础。
通过不断学习和实践，我们可以更好地掌握物理化学的知识点，以应对各种科学和技术挑战。
物理化学知识点总结[物理化学知识点归纳]
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物理化学知识点总结[物理化学知识点归纳]热力学第一定律...............................................................................（1）第二章热力学第二定律. (3)第三章化学势 (7)第四章化学平衡 (10)第五章多相平衡 (12)第六章统计热力学基础 (14)第七章电化学 (16)第八章表面现象与分散系统 (20)第九章化学动力学基本原理 (24)第十章复合反应动力学 (27)物理化学知识点归纳根据印永嘉物理化学简明教程第四版编写，红色的公式要求重点掌握，蓝色的公式掌握。
第一章热力学第一定律本章讨论能量的转换和守恒，其目的主要解决变化过程的热量，求功的目的也是为了求热。
1. 热力学第一定律热力学第一定律的本质是能量守恒定律，对于封闭系统，其数学表达式为∆U =Q +W 微小过程变化：d U =δQ +δW只作体积功：d U =δQ −p e d V 理想气体的内能只是温度的函数。
2. 体积功的计算：δW V =−p 外d VW V =−∫p 外d VV 1V 2外压为0（向真空膨胀，向真空蒸发）：W V =0；恒容过程：W V =0恒外压过程：W V =−p 外(V 2−V 1) 恒压过程：W V =−p (V 2−V 1) 可逆过程：W V =−∫V 2V 1p d V （主要计算理想气体等温可逆、绝热可逆过程的功）3. 焓和热容由于大多数化学反应是在等压下进行的，为了方便，定义一个新的函数焓：H =U +pV焓是状态函数，是广度性质，具有能量，本身没有物理意义，在等压下没有非体积功的热效应等于焓的改变量。
等容热容：C V = δQ V⎛∂U ⎛=⎛⎛ d T ⎛∂T ⎛V等压热容：C p =δQ p⎛∂H ⎛=⎛⎛ d T ⎛∂T ⎛p对于理想气体：C p −C V =nR4. 理想气体各基本过程中W 、Q 、∆U 、∆H 的计算5. 焦耳-汤姆逊系数µ=⎛⎛∂T ⎛1⎛∂H ⎛=−⎛⎛⎛，用于判断气体节流膨胀时的温度变化。
物理化学知识点总结
物理化学每章总结 第1章 热力学第一定律及应用1．系统、环境及性质热力学中把研究的对象（物质和空间）称为系统，与系统密切相关的其余物质和空间称为环境。
根据系统与环境之间是否有能量交换和物质交换系统分为三类：孤立系统、封闭系统和敞开系统。
2．热力学平衡态系统的各种宏观性质不随时间而变化，则称该系统处于热力学平衡态。
必须同时包括四个平衡：力平衡、热平衡、相平衡、化学平衡。
3．热与功 (1) 热与功的定义热的定义：由于系统与环境间温度差的存在而引起的能量传递形式。
以Q 表示，Q>0 表示环境向系统传热。
功的定义：由于系统与环境之间压力差的存在或其它机、电的存在引起的能量传递形式。
以W 表示。
W>0 表示环境对系统做功。
(2) 体积功与非体积功功有多种形式，通常涉及到是体积功，是系统体积变化时的功，其定义为：V p Wd δe -=式中pe 表示环境的压力。
对于等外压过程 )(12e V V p W --=对于可逆过程，因ep p =，p 为系统的压力，则有Vp W V V d 21⎰-=体积功以外的其它功，如电功、表面功等叫非体积功，以W ′表示。
4．热力学能热力学能以符号U 表示，是系统的状态函数。
若系统由状态1变化到状态2，则过程的热力学增量为 12U U U -=∆对于一定量的系统,热力学能是任意两个独立变量的状态函数,即),(V T f U =则其全微分为VV U T T U U TV d d d ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=对一定量的理想气体，则有 0=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂TV U 或 U =f （T ）即一定量纯态理想气体的热力学能只是温度的单值函数。
5．热力学第一定律及数学表达式 (1) 热力学第一定律的经典描述① 能量可以从一种形式转变为另一种形式,但在转化和传递过程中数量不变 ② “不供给能量而可连续不断做功的机器称为第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。
(2) 数学表达式对于封闭系统，热力学第一定律的数学表达式为W Q U δδd += 或 W Q U +=∆即封闭系统的热力学能的改变量等于过程中环境传给系统的热和功的总和。
物理化学热力学第二定律总结
热二定律总结一、热力学第二定律克劳修斯说法：热不能自动从低温物体传给高温物体而不产生其他变化开尔文说法：不可能从单一热源吸热使之全部对外做功而不产生其他变化典型例题：判断：1、某体系从单一热源吸收100 kJ热量，对外做功100 kJ，该过程不符合热力学第二定律。
（X）2、某循环过程，体系从环境吸收100 kJ热量，对外做功100 kJ，该过程不符合热力学第二定律。
（X）3、某过程体系从环境吸收100 kJ热量，对外做功100 kJ，同时，系统复原，该过程不符合热力学第二定律。
（X）二、热机和卡诺循环任意热机效率：η = -W/Q1 = (Q1+Q2)/Q1卡诺循环：1、等温可逆膨胀；2、绝热可逆膨胀（等熵膨胀）；3、等温可逆压缩；4、绝热可逆压缩（等熵压缩）可逆热机（卡诺热机）效率：η = 1-T2/T1对可逆热机，有Q1/T1 + Q2/T2 = 0卡诺定理：在两个不同温度的热源之间工作的所有热机，以可逆热机效率最大。
推论：所有卡诺热机的效率都相等。
典型例题：1、理想气体卡诺循环的图为下列四种情况中的哪一种?2、 判断：真实气体做为热机工质，经卡诺循环后，其热机效率低于以理想气体做为工质的可逆热机的效率。
三、 熵与克劳修斯不等式熵的定义：注意：熵是可逆热温商的积分，熵和热没有直接关系！克劳修斯不等式：（>，不可逆，=，可逆）如果是绝热过程： ΔS ≥0 （>，不可逆，=，可逆）(熵增原理)如果把系统及其相连的环境看成一个整体，则：ΔS iso =ΔS sys +ΔS amb ≥ 0（>，不可逆，=，可逆）（熵判据：判断过程是否自发）注意此公式的应用条件：绝热系统，或把系统和与之相连环境看成一个大的孤立系统。
不可只计算环境熵变，并以此判断过程自发与否。
典型例题：1、 判断：冰在0℃，101.325 kPa 下转变为液态水，其熵变>0，所以该过程为自发过程。
2、 判断：相变过程的熵变可由 计算。
物理化学总结
CV ,m CV / n U m / T V
适用于无相变、无化学变化、非体积功为零的恒压和恒容过程。
（2）
C p ,m CV ,m R
此式只适用于理想气体。
单原子分子 双原子分子
CV ,m CV ,m
3 R 2 5 R 2
C P ,m C P ,m
5 R 2 7 R 2
• 热力学计算 Q、W、ΔU、 Δ H、ΔS、ΔA、ΔG
⑴ 明确所研究的系统和相应的环境。
⑵ 问题的类型：I. 理想气体的 pVT 变化；Ⅱ.实际 气体、液体或固体的 pVT 变化；Ⅲ.相变化；Ⅳ. 化学变化；Ⅴ.上述各种类型的综合。 ⑶ 过程的特征：a. 恒温可逆过程；b. 恒温过程；c. 绝热可逆过程；d. 绝热过程；e. 恒压过程；f.恒 容过程；g. 上述各种过程的综合；h. 循环过程 ⑷ 确定初-终态。 ⑸ 所提供的物质特性，即 pVT 关系和标准热性质。 ⑹ 寻找合适的计算公式。（最费神、最重要）
4 多一组分在热力学上可用相同方法处理， 有相同的标准态，相同的化学势表示式。 溶液 系统中各组分在热力学上用不同方法处理， 其标准态不同，化学势表示式不同，分别服从不 同的经验规律。
2. 多组分系统的组成表示法
cB
def
nB V
mB
def
nB mA
3.偏摩尔量与化学势 偏摩尔量
界面现象
• • • • • 理解表面张力和表面Gibbs函数的概念。 理解弯曲液面的附加压力概念和Laplace公式。 理解Kelvin公式及其应用。 掌握润湿、接触角和Young方程。 了解溶液界面的吸附及表面活性物质的作用。 理解Gibbs吸附等温式。 • 了解物理吸附与化学吸附的含义和区别。掌握 Langmuir单分子层吸附模型和吸附等温式。
物理化学知识点总结
物理化学知识点总结物态变化物态变化是物质从一种状态转变为另一种状态的过程。
常见的物态变化包括固态→液态、液态→气态、固态→气态等。
这些变化涉及到物质的热量和热力学性质，可以通过相图来描述。
相图是描述物质不同状态之间相互转化的图表，通常以温度和压力为横纵坐标。
对于任意一种物质，相图上会显示出固液、液气、固气三种相界，相界上的点称为三相点，物质在这一点出同时存在三种相态。
溶解溶解是指一种物质在另一种物质中溶解的过程。
在溶解过程中，溶质分子与溶剂分子发生相互作用，并形成一个均匀的混合物。
溶解度是描述溶质在溶剂中溶解程度的物理量，它受到温度和压力的影响。
随着温度的升高，一些晶体溶解度会增大，而另一些溶解度会减小。
而在饱和溶液中，溶质的溶解度和溶液的温度呈正相关。
此外，当溶液被加热至飽和時，過飽和來的飽和會迅速析出。
表面现象表面现象是指在某种界面上发生的物理与化学变化。
它包括表面张力和界面活性物质等。
表面张力是指液体表面相对于内部的张力作用，它使得表面尽可能的减小。
界面活性物质是指可以降低界面张力的物质，它包括表面活性剂和乳化剂。
表面活性剂可以降低液体表面的表面张力，而乳化剂则可以使液体乳化。
化学动力学化学动力学是研究化学反应速率、反应机理以及因素对化学反应影响的科学。
在化学动力学的研究中，通常会用到速率方程、反应级数、反应机理等概念。
速率方程描述了化学反应速率与反应物浓度之间的关系，它可以用来推断反应机制。
反应级数则描述了化学反应中各种反应物对速率的影响程度。
反应机理则是指化学反应中各个步骤的过程和机理。
热化学热化学是研究化学反应热效应的科学。
在热化学的研究中，通常会用到焓、热力学循环、热容量、热力学稳定性等概念。
焓是描述物质在定压条件下所释放或吸收的热量的物理量。
热力学循环是用来描述系统在一定条件下所经历的各种热力学过程。
热容量是描述物质的温度变化与热量的关系。
热力学稳定性是指系统达到热力学平衡状态的能力，它可以通过热力学函数来描述。
南京大学物理化学4
3.A和G的计算 (1)一般方法 A=U-TS A= U- (TS) = U+T1S1-T2S2 定温A= U- TS 理想气体定温过程A= - TS G=H-TS G= H- (TS) = H+T1S1-T2S2 定温G= H- TS 理想气体定温过程G= - TS = A G=H-TS=U+pV-TS=A+pV dG=dA+pdV+Vdp 或G=A+p2V2-p1V1
(4)p,V,T都变化的过程 只做体积功的可逆过程 dU=δQR-pdV =TdS-pdV 故dS=dU/T+pdV/T 理想气体 dS=nCV,mdT/T+nRdV/V S=nCv,mln(T2/T1)+nRln(V2/V1) S= nCp,mln(T2/T1)-nRln(p2/p1) S= nCv,mln(p2/p1)+nCp,mln(V2/V1) (5)可逆相变 QR=H(相变潜热) S= H/T=n Hm/T
3化学势
(1)化学势的定义及多组分系统的热力学基本方程 (aG/anB)T,p,nC≠nB=B B叫做组分的B化学势,它是组分B的偏摩尔吉布斯能. dG=-SdT+Vdp+∑BdnB ① dU=TdS-pdV+ ∑BdnB ② dH=TdS+Vdp+ ∑BdnB ③ dA=-SdT-pdV +∑BdnB ④ ①②③④为多组分系统热力学基本方程,适用于变组成的封闭系统, 也适用于开放系统,也可用于组成可变的多相多组分系统的每一 相,∑BdnB代表定温定压下,当系统中由于加入或减少某些组分的 物质的量使系统组成变化时,引起吉布斯能的改变值. dG=-SdT+Vdp+∑B(α)dnB (α) ⑤ dU=TdS-pdV+ ∑B (α) dnB (α) ⑥ ⑦ dH=TdS+Vdp+ ∑B (α) dnB (α) dA=-SdT-pdV+ ∑B (α) dnB (α) ⑧ ⑤⑥⑦⑧用于多组分,多相系统的热力学基本方程.
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物理化学判断过程总结
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在这一学期的学习中，我们主要学习到了物理化学中的电化学，量子力学，统计热力学，界面现象与化学动力学的一些基础知识，这其中我个人还有许多地方存在问题，包括一些基础概念，公式，还有解题思路，都有些欠缺。
这更能说明这是一门需要我们用心才能学好的课程，在这里请允许我自我检讨一下：
在这一学期的学习生活中，我并没有尽到一个好学生应尽的义务去认真负责的完成本学期的学习任务，导致在临近期末的时候脑海中实在搜刮不出一些讲得出口，拿得出手，上得了台面的知识与技巧，又实际上没有没什么可说的，没什么能说的出口的，可以说是虚度好一段大好时光。
学习本如逆水行舟，不进则退。
但学期末的总结也只能说是反省一下自我过失，谈不上后悔，和如果当初了......为了期末考试对于我来说我还是要好好复习。
以弥补我在这个学期中对物理化学学习的不用功。
但是，这学期的课程中有很多我感兴趣的部分知识点，仍然学了些可以总结的东西，比如电化学。
电化学学习伊始，老师就提点了我们几点基本的学习要求：①理解原电池与电解池的异同点；理解电导‘电导率’摩尔电导率的定义及其应用。
②掌握电解质的活度‘离子平均活度和离子平均活动系数的定义及计算。
③掌握离子迁移数，离子电迁移率的定义了解迁移数的测定方法。
掌握离子独立运动定律和德拜休克尔极限定律。
④掌
握电池反应和电极反应的能斯特方程，会利用能斯特方程计算电池电动势和电极电动势。
⑤了解浓差电池的原理，了解液接电势的计算。
⑥了解分解电压和极化的概念以及极化的结果。
学习中我了解到电化学是研究化学能和电能相之间相互转化规律的科学。
其中电解质的导电任务是由正，负离子共同承担，向阴，阳两极迁移的正负离子物质的量总和恰好等于通入溶液的总电量，等类似的基本概念。
还学会了希托夫法测量离子迁移数的测定方法，电导定义，德拜休克极限公式和有关电池热力学方面的计算与测定。
当然不能不提的还有电池的原设计，其中有氧化还原反应的，中和反应的，沉淀反应的以及浓差电池——扩散过程。
窥一斑而见全豹，从本学期的电电化学的学习中，我更加深了了解物理化学这门课的含义：即物理化学是在物理和化学两大学科基础上发展起来的。
它以丰富的化学现象和体系为对象，大量采纳物理学的理论成就与实验技术，探索、归纳和研究化学的基本规律和理论，构成化学科学的理论基础。
也更加明白了问什么说“物理化学的水平在相当大程度上反映了化学发展的深度”。
最后我想说的是物理化学是一门值得我们学生努力学习的一门课，它相对而言更难，更精，是我们化学专业领域的一块好工具，傻傻的我一开始并不清楚，只有失去才懂得追悔莫及。
经过对物理化学的学习，感觉很系统，很科学，我对这门课程有了进一步的了解与熟悉。
物理化学的研究内容是：热力学、动力学、和电化学等，它是化学中的数学、哲学，学好它必须用心、用脑，
无论是用眼睛看，用口读，或者用手抄写，都是作为辅助用脑的手段，关键还在于用脑子去想。
学习物理化学应该有自己的方法：
一、勤于思考，十分重视教科书，把其原理、公式、概念、应用一一认真思考，不粗枝大叶，且眼手并用，不放过细节，如数学运算。
对抽象的概念如熵领悟其物理意义，不妨采用形象化的理解。
适当地与同学老师交流、讨论，在交流中摒弃错误。
二、勤于应用，在学习阶段要有意识地应用原理去解释客观事物，去做好每一道习题，与做物化实验一样，“应用”对加深对原理的理解有神奇的功效，有许多难点是通过解题才真正明白的。
做习题不在于多，而在于精。
对于典型的题做完后一定要总结和讨论，力求多一点“觉悟”。
三、勤于对比与总结，这里有纵横二个方面，就纵向来说，一个概念原理总是经历提出、论证、应用、扩展等过程，并在课程中多次出现，进行总结定会给你豁然开朗的感觉。
就横向来说，一定存在相关的原理，其间一定有内在的联系，如熵增原理、Gibbs自由能减少原理、平衡态稳定性等，通过对比对其相互关系、应用条件等定会有更深的理解，又如把许多相似的公式列出对比也能从相似与差别中感受其意义与功能。
在课堂上做笔记，课下进行总结，并随时记下自己学习中的问题及感悟，书本上的、课堂上的物化都不属于自己，只有经历刻苦学习转化为自己的“觉悟”才是终身有用的。
第二、三章是热力学部分的核心与精华，在学习和领会本章内容中，有几个问题要作些说明以下几点：
热力学方法在由实践归纳得出的普遍规律的基础上进行演绎推论的一种方法。
热力学中的归纳，是从特殊到一般的过程，也是从现象到本质的过程。
拿第二定律来说，人们用各种方法制造第二类永动机，但都失败了，因而归纳出一般结论，第二类永动机是造不出来的，换句话说，功变为热是不可逆过程。
第二定律抓住了所有宏观过程的本质，即不可逆性。
热力学的整个体系，就是在几个基本定律的基础上，通过循环和可逆过程的帮助，由演绎得出的大量推论所构成。
有些推论与基本定律一样具有普遍性，有些则结合了一定的条件，因而带有特殊性。
1.例如从第二定律出发，根据可逆过程的特性，证明了卡诺定理，并得出热力学温标，然后导出了克劳修斯不等式，最终得出了熵和普遍的可逆性判据。
以后又导出一些特殊条件下的可逆性判据。
这个漫长的演绎推理过程，具有极强的逻辑性，是热力学精华之所在。
采用循环和以可逆过程为参照，则是热力学独特的基本方法。
2. 热力学基本方程是热力学理论框架的中心热力学基本方程
将p、V、T、S、U、H、A、G 等八个状态函数及其变化联系起来，它是一种普遍联系，可以由一些性质预测或计算另一些性质。
只要输入的数据是可靠的，得到的结果必定可靠。
例如根据由基本方程导得的克拉佩龙-克劳修斯方程，可由较容易测定的饱和蒸气压随温度的变化，预测较难测定的相变热，这种预测是热力学理论最能动之所在。
3. 解决实际问题时还必须输入物质特性热力学理论是一种普
遍规律，必须结合实际系统的特点，才能得出有用结果。
实际系统的物质特性主要有两类，即第一章所介绍的pVT关系和标准态热性质。
这两类性质本身并不能从热力学理论得到，它们直接实验测定、经验半经验方法，或更深层次的统计力学理论。
4. 过程的方向和限度以及能量的有效利用是两类主要的应用
它们都植根于可逆性判据或不可逆程度的度量。
由此得出的平衡判据，即前者的依据，由此得出的功损失和有效能概念，则是后者的出发点。
还要指出，不可逆程度还将引出第三个重要的应用领域，即不可逆过程的热力学，不可逆程度与时间联系，就是不可逆过程热力学中的重要概念"熵产生。
5. 热力学计算主要内容是Q、W、ΔU、.H、ΔS、ΔA和ΔG的计算。
最基本的公式有两个，还有六个最基本的定义式，由此派生出的许多公式，大都是结合某种条件的产物。
当求解具体问题时，要注意：⑴明确所研究的系统和相应的环境。
⑵问题的类型：I. 理想
气体的pVT变化；Ⅱ.实际气体、液体或固体的pVT变化；Ⅲ.相变化；Ⅳ.化学变化；Ⅴ.上述各种类型的综合。
⑶过程的特征：a. 恒温
可逆过程；b. 恒温过程；c. 绝热可逆过程；d. 绝热过程；e. 恒压过程；f.恒容过程；g. 上述各种过程的综合；h. 循环过程⑷确定
初终态。
⑸所提供的物质特性，即pVT关系和标准热性质。
⑹寻找合适的计算公式。
这是最费神也是最重要的一步。
复杂性在于： a. 具体计算公式都是有条件的，不同类型不同过程的公式不能张冠李戴。
b. Q、W、ΔU、ΔH、ΔS、ΔA、ΔG是相互关联的，计算时要注意方法和技巧。
先计算哪一个要根据具体情况而定，选择得合适往往可以大大简化计算过程。
c. 有些还需要设计过程进行计算。
设计过程是因为直接计算有困难，但由于状态函数的变化只决定于初终态，因而可以利用题目所给条件，设计有效过程，达到原来的计算目的。
这就是我学习物理化学的一些心得体会。
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7.skype的面试过程
8.华赛面试过程
9.我的面试过程
10.Dell面试过程
内容仅供参考。