物化复习提纲 (学生复习)
天津大学版物理化学复习提纲
物理化学复习提纲一、热力学第一定律1.热力学第一定律： U= Q- W(dU=δQ-δW, 封闭体系、静止、无外场作用 )*热Q,习惯上以系统吸热为正值，而以系统放热为负值；功W ，习惯上以系统对环境作功为正值，而以环境对系统作功为负值。
**体积功δ（f外dl ＝ p外· Adl） =p外W=V 2dV / V =nRTlnV2/V1=nRTlnp1/p2dV=nRTV 12. 焓：定义为 H≡U+pV ；U，H 与 Q，W 区别（状态函数与否？）对于封闭体系，H= Qp,U= Qv,U= - W （绝热过程）3. Q、W、U、H 的计算a.T 2nCv.mdT = nCv.m(T2- T1)U=T 1b.T 2nCp.mdT = nCp.m(T2- T1)H=T1：T 2nCp.mdT ；Qv=T 2nCv.mdTc. Q Qp=T1T1d. T，P 衡定的相变过程： W=p (V 2- V1)；Qp= H=n H m；U= H- p(V2- V1)4.热化学a. 化学反应的热效应 , H=∑H(产物 )- ∑H（反应物）＝ U+pV( 定压反应 )b. 生成热及燃烧热， f H0m（标准热）；r H0m（反应热）c.盖斯定律及基尔戈夫方程[G.R.Kirchhoff, (H/ T)=C p(B) - C p(A) =Cp]二、热力学第二定律1. 卡诺循环与卡诺定理：η＝ W/Q2=Q2+Q1/Q2=T2- T1/T2, 及是( Q1/T1+Q2/T2=0)卡诺热机在两个热源T1及 T2之间工作时，两个热源的“热温商”之和等于零。
2.熵的定义： dS=δQr/T, dS≠δQir/T (克劳修斯 Clausius 不等式 ,dS≥δQ/T；对于孤立体系 dS≥0，及孤立系统中所发生任意过程总是向着熵增大的方向进行 )。
熵的统计意义：熵是系统混乱度的度量。
有序性高的状态所对应的微观状态数少，混乱度高的状态所对应的微观状态数多，有 S=klnΩ,定义： S0K=0, 有S=S(T) - S0K = 0T Cp / T dT3.P、V、T 衡时熵的计算：a. S=nRlnP1/P2=nRlnV 2/V 1(理气， T 衡过程 )T 2b.S=n nCp.mdT / T (P衡，T变)T 1T2c.S=n T 1nCv.mdT / T（V 衡， T 变）d.S=nC v.m lnT2/T1+ nC p.m lnV 2/V 1(理气 P、T、V 均有变化时 )4. T、P 衡相变过程：S=H 相变 /T 相变0不可逆，自发5. 判据： a.S 孤｛0可逆，平衡0不能实现（S孤＝S体+S环,S环＝－Q 体/T 环）0自发b. (G)T,P｛0平衡0不能自动进行0自发c. (A) T,V｛0平衡0不能自动进行6. 功函数及计算： a. Gibbs 能G≡H-TS dG = dH –TdS – SdTb.Helmholtz 能A≡U-TS dA= dU –TdS -SdTc. G=2 1 1 2(理气，T衡) A=nRlnP /P =nRlnV /Vd.G=H- (TS) 或 dG = - SdT+ Vdp7.热力学函数基本关系：a.dU =TdS- pdVb.dH =TdS+Vdpc.dA = - SdT- pdVd. dG = - SdT+Vdp8.微商关系：a.( U/ S)V =( H/ S)P=Tb.( H/ p)S=( G/ p)T=Vc.( U/ V) S=( A/ V)T= - pd.( G/ T) P=( A/ T)V = - S9.麦克斯威尔关系式：a. ( T/ V)S= - ( p/ S)Vb. ( S/ V)T=( p/ T)Vc. ( T/ p)S=( V/ S)Pd. ( S/ p)T= - ( V/ T)P10.解答热力学证明题的常用数学方法：A.证明题应以基本关系式、定义式或纯数学函数式为出发点，在证明过程中一般只进行数学演绎而不加入其他现成结论。
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）P111.4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”．．．．．．．．．．．．．．．．．．。
在定温的情况下，系统在可逆过程中所做的功为最大功（绝对值）．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．。
系统在可逆过程．．．．．．．．中所消耗的功为最小功。
《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
物理化学复习提纲
物理化学复习提纲一、热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在热现象中的应用。
其核心表述为：能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
（一）基本概念1、系统与环境：系统是我们研究的对象，环境则是系统之外的一切。
根据系统与环境的物质和能量交换情况，系统可分为敞开系统、封闭系统和孤立系统。
2、状态函数：只取决于系统的状态，而与变化的途径无关的物理量，如温度、压力、体积、内能等。
3、热和功：热是由于系统与环境之间存在温度差而传递的能量，功则是除热以外，其他各种形式被传递的能量。
（二）热力学第一定律的数学表达式ΔU ＝ Q ＋ W其中，ΔU 表示系统内能的变化，Q 表示系统吸收的热量，W 表示系统对外所做的功。
当 Q 为正，表示系统吸热；当 W 为正，表示系统对外做功。
（三）应用1、恒容热：在恒容且非体积功为零的条件下，Qv ＝ΔU。
2、恒压热：在恒压且非体积功为零的条件下，Qp ＝ΔH，其中ΔH 为焓变。
二、热力学第二定律热力学第二定律主要描述了热现象的方向性。
（一）克劳修斯表述热量不能自发地从低温物体传向高温物体。
（二）开尔文表述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。
（三）熵熵是系统混乱度的量度。
对于孤立系统，熵总是增加的，这就是熵增原理。
（四）热力学第二定律的数学表达式ΔS ≥ 0（五）熵变的计算1、简单物理过程的熵变计算。
2、相变过程的熵变计算。
三、热力学第三定律在绝对零度时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这为计算物质在其他温度下的熵值提供了基准。
四、多组分系统热力学（一）偏摩尔量在多组分系统中，某一广度性质不仅取决于温度、压力，还取决于各组分的浓度。
偏摩尔量就是在恒温恒压下，在一定浓度下，系统的某一广度性质随某一组分物质的量的变化率。
（二）化学势化学势是决定物质传递方向和限度的强度因素。
（三）稀溶液的依数性1、蒸气压下降：在一定温度下，稀溶液的蒸气压低于纯溶剂的蒸气压。
2、凝固点降低：溶液的凝固点低于纯溶剂的凝固点。
物理化学复习提纲(下)
25℃/298.15K,
2.303 RT 0.05916 F
1. 由已知电极的标准电极电势，求未知电极的标 准电极电势 例：已知EoCu2+/Cu=0.3402V，Eo Cu2+/Cu +=0.1584V, 求EoCu+/Cu 解: Cu2++2e=Cu Eo（1）= EoCu2+/Cu = 0.3402V Cu2++e=Cu+ Eo（2）= EoCu2+/Cu + = 0.1584V Cu++e=Cu Eo（3）= EoCu+/Cu =？ （1）（2）=（3），Eo（1）Eo（2）=Eo（3） (?) ΔGm o（1）ΔGm o（2）=ΔG mo（3）(?) 2Eo（1）F + Eo（2）F= Eo（3）F Eo（3）=2Eo（1） Eo（2）=2³0.34020.1584=0.5220V
2）求ΔrGm ΔrGm=zEF = 20.42496485 =81819.28 J· -1 mol
3）求Ka o
ΔrGmo =-RTlnKao = -zE o F =-zF(Eo Cu2+/Cu-Eo H+/H2)
= 2(0.3402 0)96485 = 72749.69 J· -1 mol
方法二：
x y X Y a b A B
RT a a RT i o EE ln E ln ai zF a a zF i
o
(E
0 Cu 2 / Cu
E
o H / H2
a RT ) ln 2 F aCu 2 aH 2
2 H
0.05916 0.012 (0.3402 0) lg 0.424V 2 0.10 0.9
物理化学复习提纲(
(2) 不可逆相变：利用状态函数与路径无关的特点， 根据题目所给的条件，设计成题目给定或根据常识 知道的 ( 比如水的正常相变点 ) 若干个可逆过程，然 后进行计算。
例2：水在 -5℃ 的结冰过程为不可逆过程，计算时要利用0℃ 结冰的可逆相 变过程，即△H3 H2O(l，1 mol，-5℃ ，pθ) ↓△H2 H2O(l，1 mol， 0℃， pθ) △H1 H2O(s，1 mol，-5℃， pθ) ↑△H4 △H3 H2O(s，1 mol，0℃， pθ)
ΔS = n cp,m ln(T2/T1) =1³30.00³ln(600K/300) = 20.79J· K－1· mol－1
由 Smθ (600K)=Smθ (300K)+ΔS=(150.0+20.79)J· K－ 1· mol－1
=170.79J· K－1· mol－1 ΔTS =n(T2S2－T1S1) =1³(600³170.79－300³150.0) ＝57474J ΔG= ΔH－ΔTS＝9000J－57474J =－48474J。
(6) 绝对熵的计算：利用热力学第三定律计算的熵为绝 对熵，过程通常涉及多个相变过程，是一个综合计算 过程。具体看书中有关部分。 (7) 标准摩尔反应熵的计算
Δ rSmθ = Σ vB Smθ (B，T)
2．Δ G的计算
(1) 平衡相变或反应过程：Δ G=0
(2) 恒温过程： Δ G=Δ H-T Δ S (3) 非恒温过程：Δ G=Δ H- ΔT S =Δ H -(T 2S2-T1S1)=Δ H -(T 2Δ S- S1Δ T) 诀窍：题目若要计算Δ G，一般是恒温过程；若不是恒温，题目 必然会给出绝对熵。 3．Δ A的计算 (1) 恒温恒容不做非体积功可逆过程：Δ A=0
南开大学物理化学期末复习提纲
物理化学（ － ） 物理化学（2－1）复习提纲
4. 量热熵、统计熵、残余熵的关系 量热熵、统计熵、 CO, N2O, NO, H2O, H2的残余熵 晶体的残余熵产生的原因： 时 晶体的残余熵产生的原因：0K时 ≠1 5. 多原子分子平动、转动、振动自由度数的计算 多原子分子平动、转动、 三、液体混合物和溶液 1. 偏摩尔量的定义及其性质，G-D方程 BdXB=0 偏摩尔量的定义及其性质， 方程∑n 方程 2. 液体混合物和溶液各组分的化学势和标准态 温度、 温度、压力对化学势的影响 3. 液体的混合热力学性质
物理化学（ － ） 物理化学（2－1）复习提纲
θ θ θ θ 6. 由 ∆ f H m , ∆ c H m , ∆ f Gm , Sm 及 C θ ,m 等数据，求 等数据， p θ θ θ 不同温度下的 ∆ r H m , ∆ r Sm , ∆ r Gm
7. 规定熵的计算 二、统计力学部分 1. Boltzmann分布定律及应用 分布定律及应用 分布 2. 双原子分子各种运动形式（平动、转动、振动 双原子分子各种运动形式（平动、转动、 及电子运动）配分函数、 及电子运动）配分函数、熵的计算 3.零点能的选择对函数的影响，零点能的意义 零点能的选择对函数的影响， 零点能的选择对函数的影响
物理化学（ － ） 物理化学（2－1）复习提纲
6. 平衡常数与计量方程之间的关系 7. 各种平衡常数表达式之间的关系 标准平衡常数与经验平衡常数的关系 8. 平衡转化率及平衡组成的计算 9. 电解质溶液中反应的 aθ 、平衡组成等的计算 电解质溶液中反应的K
物理化学（ － ） 物理化学（2－1）复习提纲
4. 标准态的选取对各物理量和化学势的影响 5. 稀溶液的依数性质，定性判别和定量计算 稀溶液的依数性质， 6. 电解质溶液中离子的活度，活度系数间的关系 电解质溶液中离子的活度， a±, aB, m±, mB, r±, rB, … 7. 不同标准态下液体混合物和溶液各组分的活度 不同标准态下液体混合物和溶液各组分的活度, 活度系数等的计算 8. 溶液超额 溶液超额Gibbs自由能和混合 自由能和混合Gibbs自由能的 自由能和混合 自由能的 计算
物理化学复习大纲
Ea<40, 40-60, 60－240， >240kJ ·mol-1
对应 快，室温， 一般，慢反应。
7. 典型复合反应
(1) 一级对行反应
A
k1
B
k-1
i. 微分式： dcA/dt = －k1cA+k-1cB
ii. 积分式：
lncA,0cA,e cAcA,e
(k1k1)t
iii. 完成距平衡浓度一半的时间
1．比表面: as =As/m 或 as =As/V 2．表面功、表面吉布斯函数与表面张力
dW'r = dG =(F/2l) γ = F/2l = (dW'r / dAs )T，p，N = (G/As) T,，p，N
3. 高度分散系统的热力学方程 dG = -SdT + Vdp +ΣΣμB(α)dnB + γ dAs
复习大纲
第七章 电化学
一、主要概念
1. 阳极: 发生氧化反应的电极 阴极: 发生还原反应的电极
2. 正极、负极：电势高的极为正极，低的为负极 3. 原电池：化学能转为电能的装置
电解池：电能转化为化学能的装置 4.可逆电池：充、放电能无限进行的装置
要求：电极反应可逆，电流无限小 5. 电导，比电导，(无限稀释时)摩尔电导率：见后 6. 迁移数: t+=Q+/Q, t-=Q-/Q, t++ t- =1
1/kcA0
[浓度] －1 [时间]－1
cA-1 ~ t 斜率= k
n
-dcA/dt cA1-n=cA01-n (2n-1-1)/ [浓度] 1-n
cA1-n ~ t
=kcAn +(n-1)kt (n-1)kcA0n-1 [时间]－1 斜率=(n-1)k
华南理工大学物理化学复习提纲1-6章
本科物理化学复习提纲(I)第一章气体一．一．重要概念理想气体，分压，分体积，临界参数，压缩因子，对比状态二．二．重要关系式(1) 理想气体：pV=nRT , n = m/M(2) 分压或分体积：p B=c B RT＝p y B(3) 压缩因子：Z = pV/RT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)，广延量(加和性：V，U，H，S，A，G)，强度量(摩尔量，T，p)，功，热，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，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. 体积功：δW= -p外dV2. 热力学第一定律：∆U = Q+W，d U =δQ +δW3．焓的定义：H=U + pV4．热容：定容摩尔热容C V，m = δQ V /dT = (∂U m/∂T )V定压摩尔热容C p，m = δQ 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/25. 标准摩尔反应焓：由标准生成焓∆f H Bθ (T)或标准燃烧焓∆c H Bθ (T)计算∆r H mθ = ∑v B∆f H Bθ (T) = -∑v B∆c H Bθ (T)6. 基希霍夫公式(适用于相变和化学反应过程)∆r H mθ(T2)= ∆r H mθ(T1)+⎰21TT∆r C p，m d T7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式Q p-Q V = ∆r H m(T) -∆r U m(T) =∑v B(g)RT8. 理想气体的可逆绝热过程方程：p1V1♑= p2V2♑ ，p1V1/T1 = p2V2/T2，♑=C p，m/C V，m三、各种过程Q、W、∆U、∆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，如N2，O2，H2等。
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)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--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：nnV 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 + pV4．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(1)理想气体pVT 变化过程恒温过程dT =0， U = H =0， Q =－W ；非恒温过程， U = n C V ，m T ， H = n C p ，m T ，单原子气体C V ，m =3R /2，C p ，m = C V ，m +R = 5R /2 双原子气体C V ，m =5R /2，C p ，m = C V ，m +R = 7R /2理想气体恒温可逆过程 功的计算：21lnV V nRT W =理想气体绝热可逆过程功计算，W= U = n C V ，m T （先根据可逆绝热方程计算出T 2）理想气体绝热不可逆过程功计算，W= U = n C V ，m T （先计算出T 2） 恒压过程：p 外=p =常数，无其他功W '=0W = -p 外（V 2-V 1）， H = Q p =n C p ，m d T ， U = H -（pV ），Q = U -W恒外压过程：W = -p 外（V 2-V 1） 真空膨胀过程p 外=0，W =0，Q = U 恒容过程 ：d V =0 W =0，Q VU =n C V ，m d T ， H = U +V p（2）凝聚态的pVT 变化过程由于压力对凝聚态的影响不大，当压力变化不大时，可以看成为恒压变化 2. 相变过程S （）→S（）：（1）可逆相变（正常相变或平衡相变）：如在温度T 对应的饱和蒸气压下的相变，例：水在常压，100 ℃ 时的汽化或凝结过程。
华南理工大学物理化学复习提纲I.doc
物理化学复习提纲(I)（华南理工大学物理化学教研室）第1章热力学第一定律与热化学第2章热力学第二定律第5章多组分系统热力学第3章化学平衡第六章相平衡第七－十二章第1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)，广延量(加和性：V，U，H，S，A，G)，强度量(摩尔量，T，p)，功，热，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，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. 体积功：δW= -p外dV2. 热力学第一定律：∆U = Q+W，d U =δQ +δW3．焓的定义：H=U + pV4．热容：定容摩尔热容C V，m = δQ V /dT = (∂U m/∂T )V定压摩尔热容C p，m = δQ 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/25. 标准摩尔反应焓：由标准生成焓∆f H Bθ (T)或标准燃烧焓∆c H Bθ (T)计算∆r H mθ = ∑v B∆f H Bθ (T) = -∑v B∆c H Bθ (T)6. 基希霍夫公式(适用于相变和化学反应过程)∆r H mθ(T2)= ∆r H mθ(T1)+⎰21TT∆r C p，m d T7. 恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式Q p-Q V = ∆r H m(T) -∆r U m(T) =∑v B(g)RT8. 理想气体的可逆绝热过程方程：p1V1♑= p2V2♑ ，p1V1/T1 = p2V2/T2，♑=C p，m/C V，m三、各种过程Q、W、∆U、∆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，如N2，O2，H2等。
恒温过程d T=0，∆U=∆H=0，Q=W非恒温过程，∆U = n C V，m ∆T，∆H = n C p，m ∆T单原子气体C V，m =3R/2，C p，m = C V，m+R = 5R/2(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∆U≈∆H= n C p，m ∆T2．恒压过程：p外=p=常数，无其他功W'=0(1) W= -p外(V2-V1)，∆H = Q p =⎰21TT n C p，m d T，∆U =∆H-∆(pV)，Q=∆U-W(2) 真空膨胀过程p外=0，W=0，Q=∆U理想气体(Joule实验)结果：d T=0，W=0，Q=∆U=0，∆H=0(3) 恒外压过程：例1：1mol 理想气体于27℃、101325Pa状态下受某恒定外压恒温压缩到平衡，再由该状态恒容升温到97 ℃，则压力升到1013.25kPa。
物理化学下期末复习
③ dlnK
dT
RrHT2m
范霍夫公式从热力学角度说明温度对平衡常数的
影响，而阿累尼乌斯公式从动力学的角度说明温度对速率常数的
影响.
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7．各类典型复合反应的主要公式及基本要求 （1）对行反应：
对行反应的净速率等于正向速率减去逆向 速率，当达到平衡时，净速率为零。
IR越正，越先还原析出
注意：求单个电极的电势时 必须求还原电极电势。
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阳极反应: IR 越负，越易氧化析出
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(1)析氢腐蚀
金属的电化学腐蚀
酸性介质中 H +在阴极上还原成氢气析出：
H + e 1 2H 2(g )
(H + |H 2)R F Tlna a H H + 2
设 aH2 1, aH+107
O H (a)ㅣ A g2O (s)ㅣ A g(s)
A g2O (s)2H 2O2e 2A g(s)2O H (a)
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（3）第三类电极
在同一溶液中存在某离子的氧化态和还原态，它们借助 惰性电极作导体，发生电极反应。
4.原电池设计举例
从化学反应设计成电池，抓住三个环节： 1.确定电解质溶液 2.确定电极 3.复合反应
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4．掌握简单级数反应的动力学特征（速率常数 的单位、线性关系、半衰期）
用体积浓度表示的反应速率，如： r=kcn， 则k指kc
若用分压表示的反应速率，如：r'=kppn
k、kP两者的关系为 kp = k (RT) 1 - n
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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。
物理化学课件复习提纲
物理化学（10年下学期）复习提纲
相图部分：
1，相律。
2，二元相图，重点是二元固液相图的读图；另外作图要求掌握热分析方法。
化学平衡：
1，了解化学反应的K θ和 Q 、 和 的意义，其中 K θ的计算要求掌握。
电化学部分：
1， 电解质的导电机理，电导率，M 电导率，极限M 电导率的概念和简单计算； 2， 电解质平均浓度，平均活度，平均活度系数的关系，以及稀溶液中离子活度
因子的计算。
3， 会写简单的电池反应，会用电动势法解决一些简单的问题。
4， 电动势和电极电势的概念及其计算，重点是NERST 方程计算电极电势； 5， 理解电极极化及超电势的概念；会判断电解池中的实际的电极反应 。
表面部分：
1， 基本概念部分了解表面张力，铺展，润湿等基本概念和现象，重点掌握表面
张力和弯曲表面现象；
2，液体和固体的表面吸附，重点掌握固体的表面吸附重点掌握Langmuir 吸附以及吸附公式的应用。
m r G ∆θm r G ∆。
物理化学复习提纲
物理化学复习提纲知识掌握程度1、熟练掌握：牢记、理解、能够灵活应用。
（例如：能够熟练解决应用计算题。
）2、掌握：记住、理解、会应用。
（例如：能够正确使用公式或概念解决一些比较直接的问题。
）3、理解：对现象、理论等在理解的基础上，能用自己的语言进行陈述。
（例如：能够准确全面地对问答题进行回答和阐述。
）4、了解：定性地理解关键环节。
（例如：能够简述一些现象和理论，在多项选择题中能够判断出正确与错误。
）5、一般了解：知道跟哪些因素有关系。
（例如：在选择题中能找到正确的对应关系。
）第七章统计热力学基础掌握下述概念1、什么是统计热力学？2、统计热力学的基本假定是什么？3、什么是定位系统？什么是非定位系统？4、写出Boltzmann最概然分布公式，并指出式中各符号代表的物理量。
5、什么是Boltzmann因子？什么是粒子的配分函数？其物理意义是什么？第八章电解质溶液1、掌握下列名词和术语：原电池、电解质、阳极、阴极、离子的电迁移率、离子迁移数、电解质溶液的电导率、摩尔电导率、电导池常数、电解质的平均活度和平均活度因子、离子强度2、定性理解导电率、摩尔电导率与浓度的关系。
3、掌握离子独立移动定律并根据强电解质的无限稀释摩尔电导率求算弱电解质无限稀释摩尔电导率。
4、利用Faraday电解定律求电解过程反应物或生成物在电极上物质量的变化与通过电量的关系。
5、掌握离子迁移数的测定和计算。
6、掌握电导的测定和根据测定参数计算电导率。
7、掌握电导测定的一些应用：检验水的纯度、计算弱电解质的解离度和解离常数、测定难溶盐的溶解度、电导滴定。
8、了解关于强电解质的Debye-Huckel的离子互吸理论，记住Debye-Huckel极限公式并能够应用。
9、了解驰豫效应和电泳效应第九章可逆电池的电动势及其应用1、熟练掌握了解热力学和电化学的桥梁公式，并能够灵活应用。
2、理解可逆电池和可逆电极需满足的条件。
3、熟练掌握三种类型可逆电极及其电极反应。
物理化学复习提纲
物理化学复习提纲一、热力学基础1、热力学第一定律理解能量守恒原理，明确内能、功和热的概念。
掌握热力学第一定律的数学表达式及其应用，能够计算恒容、恒压等过程中的热力学量。
2、热力学第二定律理解热力学第二定律的两种表述，即克劳修斯表述和开尔文表述。
掌握熵的概念和熵增原理，能够计算简单过程的熵变。
3、热力学第三定律了解热力学第三定律的内容，知道绝对零度时熵的规定。
4、热力学基本方程熟悉热力学基本方程的表达式，以及它们在不同条件下的应用。
5、吉布斯函数和亥姆霍兹函数掌握吉布斯函数和亥姆霍兹函数的定义、物理意义和判据。
能够运用这两个函数进行过程自发性的判断和热力学量的计算。
二、多组分系统热力学1、偏摩尔量和化学势理解偏摩尔量的概念和定义，掌握化学势的表达式及其应用。
2、理想气体混合物和真实气体混合物了解理想气体混合物的性质和规律，掌握道尔顿分压定律和阿马格分体积定律。
对于真实气体混合物，要了解其与理想气体混合物的偏差，掌握逸度和逸度系数的概念。
3、稀溶液的两个经验定律掌握拉乌尔定律和亨利定律，能够应用它们解决稀溶液中的相关问题。
4、理想稀溶液理解理想稀溶液中溶剂和溶质的化学势表达式。
5、稀溶液的依数性熟悉稀溶液的蒸气压下降、凝固点降低、沸点升高和渗透压等依数性的规律和计算。
三、化学平衡1、化学反应的等温方程掌握化学反应的等温方程的表达式和应用，能够判断化学反应的方向和限度。
2、标准平衡常数理解标准平衡常数的定义和物理意义，掌握其表达式和计算方法。
3、影响化学平衡的因素了解温度、压力、浓度等因素对化学平衡的影响，能够运用勒夏特列原理进行分析。
4、同时平衡和耦合反应掌握同时平衡和耦合反应的处理方法，能够计算复杂体系的平衡组成。
四、相平衡1、相律理解相律的表达式及其应用，能够确定系统的自由度。
2、单组分系统相图熟悉水的相图，掌握其特点和应用。
3、二组分系统相图掌握二组分气液平衡相图（理想和非理想完全互溶双液系）、液固平衡相图（简单低共熔混合物、有化合物生成的相图）的绘制和分析。
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《物理化学》期末复习提纲
(2016-12)
第一章 气体的p V T 关系
1. 理想气体状态方程；理想气体模型的两个假设；
2. 临界状态与临界参数的含义；压缩因子的定义；对应状态原理与普遍化压缩因子图；
第二章 热力学第一定律
1. 热力学第一定律：U Q W ∆=+的意义与适用范围；可逆功最大原理； 特定过程 W 、Q 、U ∆、H ∆、S ∆、G ∆、A ∆的计算 (结合第二定律)；
2. 理想气体的U 和H 只是温度的函数；任一循环过程之后，状态函数变化为0
3. 恒压热p Q 和恒容热V Q 的定义，以及p Q H =∆和V Q U =∆的适用范围
4. 理想气体绝热可逆过程方程和绝热指数；理想气体绝热但不可逆过程的处理方法！
5. 相变焓 (可逆相变的模型及其本质；可逆相变过程W 、Q 、U ∆、H ∆、S ∆、G ∆、A ∆的计算及其理解)；利用状态函数法解决不可逆相变过程：区分真实发生的过程和设计的途径
例题. 在–5 C ︒、101.325 kPa 下，5 mol 过冷水在凝结为冰，计算过程的H ∆、
S ∆和G ∆，已知：在0 C ︒、101.325 kPa 下，水的摩尔凝固热s
l m H ∆=16.009 kJ mol --⋅，水和
冰的平均定压摩尔热容分别为75.3和1137.6 J K mol --⋅⋅
6. 化学反应的热效应：物质的热化学数据的概念与应用 (生成焓、燃烧焓)；
7. 反应进度的定义；恒压反应热 ,m p Q 与恒容反应热 ,m V Q 之间的关系； 标准摩尔反应焓随温度的变化 (基尔霍夫公式)
8. 节流膨胀过程的热力学分析 (绝热不可逆)：焦耳-汤姆逊系数的意义
第三章 热力学第二定律
1. 热机效率的定义；卡诺热机的效率
2. 熵的定义、克劳修斯不等式与熵增原理；熵判据；
各类特殊过程熵变S ∆的计算
3. 亥姆霍茨函数、吉布斯函数的定义、物理意义、判据，以及特殊过程 (如等温过程) G ∆、A ∆的计算
4. 封闭系统的热力学基本关系式，及其简单应用
5. 克拉佩龙方程和克-克方程的理解与应用 (习题3.49)
第四章 多组分系统热力学
1. 偏摩尔量的定义与性质：偏摩尔量的加和公式
2. 化学势的定义，化学势判据的理解；可逆相变0G ∆=，即化学势相等
3. 拉乌尔定律与理想液态混合物 (结合相图)；亨利定律与理想稀溶液
3. 理想液态混合物的定义及其混合性质；mix V ∆、mix H ∆、mix S ∆、mix G ∆的计算
4. 稀溶液依数性跟哪些因素有关？
5. 课后4.11题 (根据特定温度下的饱和蒸气压数据，绘制相图——压力-组成图)
第五章 化学平衡
1. 化学反应等温式；理想气体反应的标准平衡常数o ?K =； 相关反应标准平衡常数o K 之间的关系
2. 理想气体反应的平衡衡算：o o r m ln K RT G =-∆
3、温度对化学平衡的影响：范特霍夫方程的应用 (对比克-克方程和阿伦尼乌斯方程)
4. 其他因素对化学平衡的影响：平衡移动原理
5. 固体物质分解温度和分解压力的理解与计算：例如，根据相关的热力学数据，计算630 K 时HgO (s) 的分解压力
第六章 相平衡
1. 相律：组分数、自由度数的分析；单组分系统最多能有几相平衡共存？相律分析；
2. 单组分体系相图：点、线和区的意义与克拉佩龙方程分析；三相点、共沸点和恒沸点，三个概念的不同；
3. 二组分相图中：系统点、相点、三相平衡线；
4. 杠杆原理：定性分析与定量计算
5. 常见相图 (示意图) 的分析：液态混合物的气-液平衡 (压力-组成图/温度-组成图)；低温相完全不互溶的二组分体系 (气-液平衡；固-液平衡)
6. 步冷曲线与相图之间的相互转换；
例题 请写出各区 (1-6) 的相态，并利用相律计算每个相区的自由度数；
C A 510610
T B x →
7. 教材P250，图6.6.2，根据部分互溶系统的温度-组成图，标明各个相区的相态和自由度数，描述特定组成的液相的步冷曲线
第七章 电化学
1. 法拉第定律；电量计的原理与计算
2. 理解离子独立运动定律与极限摩尔电导率；2. 离子平均活度因子的影响因素、离子强度的定义与计算公式 (特别注意单位)：
3. 可逆电池热力学，电化学的热力学本质：o o r m G zFE ∆=- ；r m p
E S z
F T ∂⎛⎫∆ ⎪∂⎝⎭=；r m H ∆ 4. 电极电势、能斯特方程与相关计算 (原电池和电极)，参考习题7.16； 4. 设计一个进行下列反应的电池：22AgBr (s) + H (g)2Ag (s)+ 2HBr (aq)=，
(1) 写出电池的电极反应和电池表示式；
(2) 已知某温度下该电池的电动势o 0.07081 V E =，求算上述反应的o K 和o r m G ∆
5. ()()()()()22 Ag s | AgCl s | KCl aq | Hg Cl s | Hg l
查阅附录热力学数据，计算298.15 K 时电池的标准电动势o E 和电动势的温度系数 p
E T ∂⎛⎫ ⎪∂⎝⎭ 第八章 界面现象及胶体化学
1. 表面张力及其影响因素；
2. 弯曲液面的附加压力及其方向：计算公式？空气中的肥皂泡里的附加压力； 毛细现象与开尔文公式 (毛细管液面高度计算)
3. 液体对固体表面的浸润与接触角
4. 胶体与真溶液、憎液溶胶与大分子溶液的不同；胶体的电动现象——电泳与电渗
5. 胶体的稳定与聚沉：聚沉值与聚沉能力的概念；
6. 胶体的胶团结构示意图：几个典型例子
7. 已知在二氧化硅溶胶的形成过程中，存在下列反应：2+223SiO H O SiO + 2H -+−−
→ (1) 试写出胶团的结构式，并注明校核、胶粒和胶团；
(2) 指明二氧化硅胶团电泳的方向；
(3) 当溶液中分别加入NaCl ，MgCl 2，K 3PO 4时，哪种物质的聚沉值最小？
第九章 化学动力学
1. 基元反应与质量作用定律：反应分子数 【已知最大为3】；化学计量方程≠基元反应
2. 零级、一级、二级反应的动力学特征：速率常数单位、积分方程A -c t 关系、半衰期
3. 温度对化学反应速率的影响：阿累尼乌斯方程与活化能
阿累尼乌斯方程的定积分式、不定积分式
4. 某溶液中反应 + B C A →，开始时反应物A 与B 的物质的量相等，没有产物C 。
1 h
后A 的转化率为75%，问2 h 后A 尚有多少未反应？假设：
(1) 对A 为一级，对B 为零级；
(2) 对A 、B 皆为1级
5. 某一级反应在27 C ︒时，当反应物浓度降为初始浓度的12，所用时间为500分钟；而37 C ︒时，同样降为原来浓度的12所用时间仅为100分钟；请计算：
(1) 该反应27 C ︒和37 C ︒时的速率常数；
(2) 该反应的活化能；
6. 已知蔗糖水解反应在27℃的速率常数31410 min k --⨯＝，此反应的活化能E a = 133.89 kJ/mol ，
(1) 说明蔗糖水解反应的反应级数；
(2) 计算27℃蔗糖水解反应的半衰期；
(3) 求反应温度为37℃时的速率常数，此时反应速率为27℃时的多少倍？。