物理化学复习提纲
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。
物理化学总复习纲要
※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
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。
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(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
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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
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。
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、 热力学第一定律1. 热力学第一定律：ΔU = 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δW=（f 外dl ＝p 外·Adl ）=p 外dV=nRT ⎰21/V V V dV =nRTlnV 2/V 1=nRTlnp 1/p 22. 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，Δ H= Qp, ΔU= Qv, ΔU= -W （绝热过程）3. Q 、W 、ΔU 、ΔH 的计算a. ΔU=T nCv.md T T ⎰21= nCv.m(T 2-T 1)b. ΔH=T nCp.md T T ⎰21= nCp.m(T 2-T 1)c. Q ：Qp=T nCp.md T T ⎰21；Qv=T nCv.md T T ⎰21d. T ，P 衡定的相变过程：W=p (V 2-V 1)；Qp=ΔH=n ΔH m ；ΔU=ΔH -p(V 2-V 1)4. 热化学a. 化学反应的热效应,ΔH=∑H(产物)-∑H （反应物）＝ΔU+pΔV (定压反应)b. 生成热及燃烧热，Δf H 0m （标准热）；Δr H 0m （反应热）c. 盖斯定律及基尔戈夫方程[G .R.Kirchhoff, (∂ΔH/∂T)=C p(B) -C p(A)= ΔCp]二、 热力学第二定律1. 卡诺循环与卡诺定理：η＝W/Q 2=Q 2+Q 1/Q 2=T 2-T 1/T 2,及是(Q 1/T 1+Q 2/T 2=0)卡诺热机在两个热源T 1及T 2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)。
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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复习提纲第八章原电池、电解池电极上发生的反应 法拉第定律电导、电导率、摩尔电导率概念及关系、应用 离子独立移动定律、Kohlrausch 经验公式 离子平均活度、离子强度1. 在298K 时，0.01mol·m -3KCl 溶液的电导率为0.1411S·m -1。
将上述KCl 溶液放入某电导池中，测得其电阻为150Ω，其电导池常数为多少？同一电导池装入0.01mol·m -3HCl 溶液，测得其电阻为51.40Ω，试计算HCl 溶液的电导率及摩尔电导率。
解：电导池常数：K (cell)= R 1κ = 150×0.1411 = 21.17m -112()21.17(H C l)0.411941.40K cell S mR κ-===⋅2213(H C l )0.4119(H C l )4.11910(H C l )0.0110m S m m o l c κ--Λ===⨯⋅⋅⨯=2.39 S·m 2·mol -1 2. 298K 时，测得AgBr 饱和水溶液的电导率为κ(溶液)=1.613×10-4 S·m -1，而此温度下，水的电导率为κ(H 2O)=1.496×10-4 S·m -1，试计算在该条件下，AgBr 在水中的溶解度。
（设离子活度系数为1，结果以mol·dm -3表示，已知298K 时，()1231092.16Ag--+∞⋅⋅⨯=Λmolm S m ，()1231084.7Br ---∞⋅⋅⨯=Λmolm S m）解：AgBr 的电导率κ(AgBr )= κ(溶液)- κ(H 2O)= 1.613×10-2-1.496×10-4=1.17×10-5 S·m -1难溶盐的 ()()AgBr AgBr m m ∞Λ≈Λ=()m Ag ∞+Λ+()m Br ∞-Λ =6.192×10-3 S·m 2·mol -1+7.84×10-3 S·m 2·mol -1=15.032×10-3 S·m 2·mol -1c (SrSO 4)=533(A gBr)1.17107.7810(A gBr)15.032.3910mκ--∞-⨯==⨯Λ⨯ mol·m -3=7.78×10-6 mol·dm -3第九章可逆电池概念各类电极电极反应电池书写方法及标准电池概念 电池及电极的Nerst 方程 电池热力学公式及相关计算 1. 设有如下电池反应 (1)22111()(,)(1)(1)222C u s C l g p C ua C l a θ+-+→=+= E 1(2) 22()(,)(1)2(1) C u s C l g p C u a C l a θ+-+→=+= E 2则电动势12E E 的关系是( )(A)121 E E = (B)121 2E E =(C)122E E = (D)121 4E E =2. 设有如下电池反应 (1)22111()(,)(1)(1)222C u s C l g p C ua C l a θ+-+→=+= △G 1(2) 22()(,)(1)2(1) C u s C l g p C u a C l a θ+-+→=+= △G 2则△G 1和△G 2的关系是( )(A) △G 1=△G 2 (B) △G 1=2△G 2 (C) △G 1=21△G 2 (D) 221G G ∆=∆ 3. 将反应2212()()()()Zn s C u a Zn a C u s +++=+设计为原电池，电池符号可表示为 。
4. 原电池44()()()()Pb s PbSO s CuSO Cu s α±的电池反应为 。
5. 一电池)(Pt ),(Cl )5.0(Cl )(AgCl ),(Ag 2s p g s s θα=-，试：（1）写出正极反应、负极反应及电池反应。
（2）若电池中转移电子数为2mol ，计算298K 时的电池动势E 及电池反应的ΔG 、ΔS ，ΔH 和热效应R Q 。
已知V s s 223.0)(Ag /)(AgCl =θϕ，2/ 1.3583Cl Cl Vθϕ-=，196500F C mol-=⋅，14K V 1002.6--⋅⨯-=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂pT E 。
解：（1）正极反应：2(,)22(0.5)C l g p e C l θα-+→=负极反应：2()2(0.5)2()2Ag s C l a AgC l s e -+=→+电池反应：2(,)2()2C l g p Ag s AgC l θ+→ （2）先计算电池电动势（一）用电极反应的能斯特方程来计算 2(,)22(0.5)C l g p e C l θα-+→= 2222//8.314298ln 1.3583ln 0.5 1.3761296500C lC l C l C l C l R T V VnFθϕϕα---⨯=-=-=⨯2()2(0.5)2()2Ag s C l a AgC l s e -+=→+22//8.314298ln 0.223ln 0.50.2408296500A gC l A g A gC l A g C l R T a V VnFθϕϕ-⨯=-=-=⨯2// 1.37610.2408 1.1353AgCl Ag Cl Cl E V ϕϕ-=-=-=（二）用电池反应的能斯特方程计算2(,)2()2C l g p Ag s AgC l θ+→22//1lg()=(1.35830.223) =1.1353VAgC l Ag C l C l C l RT E E nFa θθθϕϕ-=-=--2 1.135396500219.11m G nEF kJ∆=-=-⨯⨯=-41296500( 6.0210)116.19m pE S nF J KT --∂⎛⎫∆==⨯⨯-⨯=-⋅ ⎪∂⎝⎭219.1134.62253.73m m m H G T S kJ ∆=∆+∆=--=-4296500298( 6.0210)34.62R m Q T S kJ-=∆=⨯⨯⨯-⨯=-第十章极化作用 分解电压电解时电极上的竞争反应例1：若电解液中含活度均为 0.1molmol·kg -1 的Ag ＋、Cd 2＋、Cu 2＋离子，(1) 何者先析出？已知： (2) 若要使银离子析出99%以上，阴极电势的范围应控制在多少？,0.799AgAgVθφ+=+2,0.337CuCuVθφ+=+2,0.403CdCdVθφ+=-,,1ln AgAgAg Ag Ag RT nF a θφφ+++=-0.7990.059150.740V =-=222,,1ln C u C uC u C u C uRT nF aθφφ+++=-0.3370.02990.307V =-=222,,1lnC dC dC d C d R T nFa θφφ+++=-离子析出时，先析出 Ag ，再析出 Cu ，最后析出 Cd 欲使银回收率达到99%，则溶液中剩余1%。
//12988.3141ln0.799ln965000.10.010.622AgAgAg Ag Ag RT Fa Vθϕϕ+++⨯=-=-⨯=阴极电势低于 0.622 V第十一章速率方程基元反应与非基元反应 反应分子数与反应级数简单级数反应的速率方程及相关公式（0，1，2）、半衰期! 阿伦尼乌斯公式的四种形式及应用 链反应处理方法：稳态近似和平衡假设1.丙酮与碘的碘化反应为二级反应，其速率常数可用下式表示：1319886.7ln20.27m in/Kkm oldm T --=-+⋅⋅，（1）计算反应的活化能。
（2）在293K 时，若丙酮与碘的浓度均为0.06 mol·dm -3，求反应的半衰期。
解：（1）根据 9886.79886.78.31482.198a a E RE kJ m ol==⨯=⋅（2）9886.7ln 20.27293k =-+()13113.47m ink m ol dm ---=⋅⋅10211 1.24min 13.470.06t kc ===⨯22,,,AgAgCu Cu Cd Cd φφφ+++>>0.4030.02990.433V=--=-a ln ln E k A R T=-2. 已知285K 时，CO(CH 2COOH)2水解反应为一级反应，速率常数为1.080×10-4s -1，活化能为96.71kJ mol -⋅；求305K 时反应物CO （CH 2COOH ）2分解60%所需要的时间？（假设活化能不随温度变化）解：由阿累尼乌斯方程121211ln()k Ea k RT T =--，代入数据⎪⎭⎫ ⎝⎛-⨯-=⨯-30512851314.810007.9610080.1ln24k ，解得 13210567.1--⨯=s k由一级反应的速率方程0kt C C e -= (此处给出一级反应的其他形式动力学方程进行求解也正确) 2分 即to e C C 310567.10.40-⨯-=，解得 t=584.7s=9.75min3. 已知乙醛的气相热分解反应为CH 3CHO→CH 4+CO有人认为此反应的反应机理如下：C H O CH CHO CH 331+⋅−→−k⋅+−→−+⋅CO CH CH CHO CH CH 34332k⋅+−→−⋅33CH CO CO CH 3k623H C 2C H 4−→−⋅k已知⋅3CH 和⋅CO CH 3为活性自由基，试用稳态近似法证明： 23C 34C H OCHkC dtdC r H ==。
3333332132420CH CH CHO CH CO CH CH CHO CH dC k C k C k C C k C dt⋅⋅⋅⋅=+--=（1） 3333230CH CO CH CH CHO CH CO dC k C C k C dt⋅⋅=-=（2）联立（1）、（2）得到331121242C H C H C H Ok C C k ⋅⎛⎫= ⎪⎝⎭333331113224112222244322C H C H O C H C H C H OC H C H O C H C H O dC H k k k C C k C C k C dtk k ⋅⎛⎫⎛⎫=== ⎪ ⎪⎝⎭⎝⎭4. 反应OCl - + I - ====OI -+Cl -的可能机理如下：(2) HOCl+I -−→−2kHOI+Cl - 决速步(3) OH -+HOI −→−3k H 2O+OI - 快速反应试用平衡假设法证明：r = k [OCl -][I -][OH -]-1。