物理化学下册学习知识重点及公式定理复习资料集
物理化学知识点(全)
第二章热力学第一定律内容摘要热力学第一定律表述热力学第一定律在简单变化中的应用 热力学第一定律在相变化中的应用 热力学第一定律在化学变化中的应用 一、热力学第一定律表述U Q W ∆=+ dU Q W δδ=+适用条件：封闭系统的任何热力学过程 说明：1、amb W p dV W '=-+⎰2、U 是状态函数，是广度量W 、Q 是途径函数 二、热力学第一定律在简单变化中的应用----常用公式及基础公式 过 程WQΔUΔH理想气体自由膨胀理想气体等温可逆－nRTln （V 2/V 1）； －nRTln （p 1/p 2） nRTln （V 2/V 1）；nRTln （p 1/p 2）0 0等 容任意物质0 ∫nCv.mdT ∫nCv.mdT ΔU+V Δp 理想气体 0 nCv.m △T nCv.m △T nCp.m △T 等 压任意物质－P ΔV ∫nCp.mdT ΔH －p ΔV Qp 理想气体－nR ΔT nCp.m △TnCv.m △T nCp.m △T 理 想 气 体 绝 热过 程 Cv.m(T 2－T 1)；或nCv.m △TnCp.m △T可逆 (1/V 2γ-1－1/ V 1γ-1)p 0V 0γ/(γ－1)2、基础公式热容 C p .m =a+bT+cT 2 (附录八) ● 液固系统----Cp.m=Cv.m ● 理想气体----Cp.m-Cv.m=R ● 单原子: Cp.m=5R/2 ● 双原子: Cp.m=7R/2 ● Cp.m / Cv.m=γ理想气体• 状态方程 pV=nRT• 过程方程 恒温:1122p V p V = • 恒压: 1122//V T V T = • 恒容: 1122/ / p T p T =• 绝热可逆: 1122 p V p V γγ= 111122 T p T p γγγγ--=111122 TV T V γγ--= 三、热力学第一定律在相变化中的应用----可逆相变化与不可逆相变化过程1、 可逆相变化 Q p =n Δ相变H m W = -p ΔV无气体存在: W = 0有气体相,只需考虑气体,且视为理想气体ΔU = n Δ相变H m － p ΔV2、相变焓基础数据及相互关系 Δ冷凝H m (T) = －Δ蒸发H m (T)Δ凝固H m (T) = －Δ熔化H m (T) Δ凝华H m (T) = －Δ升华H m (T)(有关手册提供的通常为可逆相变焓)3、不可逆相变化 Δ相变H m (T 2) = Δ相变H m (T 1) +∫Σ(νB C p.m )dT 解题要点： 1.判断过程是否可逆;2.过程设计,必须包含能获得摩尔相变焓的可逆相变化步骤;3.除可逆相变化,其余步骤均为简单变化计算.4.逐步计算后加和。
物理化学下册知识点及公式复习集复习进程
第七章 电化学1.正负、阴阳极规定及离子迁移方向正负极：电势高的为正极，电势低的为负极阴阳极：发生氧化反应的为阳极，发生还原反应的为阴极 离子迁移方向：阴离子迁向阳极,阳离子迁向阴极 原电池：正极-阴极 负极-阳极 电解池：正极-阳极 负极-阴极 2.ξzF Q =F -- 法拉第常数; F = Le = 96485.309 C/mol,计算取 96500 C/molzFQ n BB=∆=νξ3.1G R =单位：Ω-1或 S1 l R A ρκρ== 单位： S ∙m -1c m /κΛ=A l K cell =4. 科尔劳施（Kohlrausch ）根据实验结果得出结论：在很稀的溶液中，强电解质的摩尔电导率与其浓度的平方根成直线关系，即c ΛΛA m m -=∞5. 离子独立运动定律在无限稀释溶液中，每种离子独立移动，不受其它离子影响，电解质的无限稀释摩尔电导率可认为是两种离子无限稀释摩尔电导率之和。
⑴ （无限稀释）电解质溶液的 ∧m ∞ 是阳、阴离子对 ∧m ∞ 的贡献之和，即为离子极限摩尔电导率的加和值。
若电解质为 Cv+Av- ，在无限稀释溶液中全部电离：--++-++→z z v v C v C v A C v+，v-分别表示阳、阴离子的化学计量数。
∞--∞++∞Λ+Λ=Λ,,m m m v v(2)稀释溶液中，具有相同离子的不同电解质，该相同离子的 ∧m ∞都相同。
(3)在无限对于强电解质，比如 NaClc A m m -Λ=Λ∞①由∧m ~ c ½的直线外推② 若已知∧m ∞(Na+)、∧m∞(Cl-)，则∧m ∞(NaCl)=∧m ∞ (Na +)+ ∧m ∞(Cl-)对于弱电解质，)()(-∞+∞∞Λ+Λ=ΛAc H mm m ①)]()()()()()([)()()(-∞+∞-∞+∞-∞+∞∞∞∞∞Λ-Λ-Λ+Λ+Λ+Λ=Λ-Λ+Λ=ΛCl Na Ac Na Cl H NaCl NaAc HCl mm mm m m m m m m ②6. 电导测定的应用(1)计算弱电解质的解离度及解离常数(2)计算难溶盐的溶解度a.难溶盐饱和溶液的浓度极稀，可认为m mΛΛ∞≈b.计算难溶盐电导率时水的电导率不能忽略，即κκκ=（难溶盐）（溶液）-（水）运用摩尔电导率的公式就可以求得难溶盐饱和溶液的浓度c 。
初中物理化学知识点总结及公式大全
初中物理化学知识点总结及公式大全一、物理知识点总结1. 运动和力在初中物理中，我们学习了运动和力的相关知识。
在物理课上，老师讲解了匀速直线运动、变速直线运动、力的等效作用等概念。
我们学习了速度、加速度、牛顿三定律等内容。
这些知识点对我们理解物体的运动状态和力的作用起着重要的作用。
在学习过程中，我们还掌握了相关的公式，如速度的计算公式 v = s/t，力的计算公式 F = ma 等。
2. 声音和光学另外，在初中物理课程中，我们也学习了声音和光学相关的知识。
关于声音，我们了解了声音的传播、音速、共鸣等概念，同时也学会了计算声音的频率和波长。
而在光学方面，我们学习了光的反射、折射、色散等现象，明白了光的速度与介质的折射率之间的关系，并掌握了成像公式和折射公式。
3. 电学电学是初中物理课程的重要组成部分。
在电学的学习中，我们了解了静电、电流、电压、电阻等基本概念，知晓了欧姆定律以及串联、并联电路的计算方法。
我们还学会了简单电路的搭建和测量。
二、化学知识点总结1. 物质的结构化学课程中，我们学习了物质的结构。
我们了解了物质的分类，掌握了常见物质的化学式和命名规则，并对元素、化合物和混合物有了更深入的理解。
2. 反应原理另外，我们还学习了化学反应的原理。
在化学反应中，我们了解了反应物与生成物的关系，明白了化学平衡的概念，了解了酸碱中和反应、氧化还原反应等。
3. 化学方程式和计算我们对化学方程式的书写和平衡有了系统的学习，并且掌握了物质的量计算、质量的计算和气体的摩尔计算等内容。
总结回顾在初中物理化学课程的学习中，我们从基本的物理学和化学知识入手，逐渐深入学习了更加复杂的知识点。
通过学习，我们不仅掌握了相关的公式和计算方法，更重要的是培养了对自然规律的认识和科学思维能力。
初中物理化学课程为我们打下了重要的基础，为今后更深入学习物理化学和应用相关知识奠定了坚实的基础。
个人观点和理解在学习初中物理化学知识的过程中，我逐渐感受到了科学知识的魅力。
(完整word版)物理化学重要概念公式总结
第一章 热力学第一定律一、基本概念系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。
二、基本定律热力学第一定律：ΔU =Q +W 。
焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T )三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程： W =nRT 1221ln ln p p nRT V V =2、热效应、焓等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功）等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功）焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容 热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2四、第一定律的应用1、理想气体状态变化等温过程：ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =－Q =⎰-p e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p不可逆绝热过程：Q =0 ;利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、热化学物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。
摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B mr θθν∆=∆∑ 反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。
物理化学知识点归纳
物理化学知识点归纳物理化学是化学学科的一个重要分支，它综合运用物理学的原理和方法来研究化学现象和过程。
以下是对物理化学一些重要知识点的归纳：一、热力学第一定律热力学第一定律，也就是能量守恒定律，表明能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
在热力学中，通常用公式△U ＝ Q ＋ W来表示，其中△U 是系统内能的变化，Q 是系统吸收或放出的热量，W 是系统对外做功或外界对系统做功。
例如，在一个绝热容器中进行的化学反应，如果体系对外做功，那么内能就会减少；反之，如果外界对体系做功，内能就会增加。
二、热力学第二定律热力学第二定律有多种表述方式，其中克劳修斯表述为：热量不能自发地从低温物体传到高温物体。
开尔文表述为：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。
熵（S）的概念在热力学第二定律中至关重要。
对于一个孤立系统，熵总是增加的，这意味着系统总是朝着更加混乱和无序的方向发展。
比如，混合气体自发扩散后，不会自动分离回到初始状态，因为这个过程熵增加了。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出，绝对零度（0K）时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这一定律为计算物质在不同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，可逆反应中正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间改变的状态。
平衡常数（K）是衡量化学平衡的重要参数。
对于一个一般的化学反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，平衡常数 K 的表达式为：K ＝ C^cD^d ／ A^aB^b （其中方括号表示物质的浓度）。
影响化学平衡的因素包括温度、浓度、压强等。
例如，对于吸热反应，升高温度会使平衡向正反应方向移动；增加反应物浓度，平衡也会向正反应方向移动。
五、相平衡相平衡研究的是多相体系中各相的组成、性质以及它们之间的相互转化规律。
相律是描述相平衡体系中自由度、组分数和相数之间关系的定律，其表达式为 F ＝ C P ＋ 2，其中 F 是自由度，C 是组分数，P 是相数。
物理化学的重点公式总结
6、非理想溶液化学势：用活度 a 代替 x 等。 7、活度测定：pA pA A , pB kB B
z 8、超额函数： E mixZ (real) mixZ (ideal) ，具体为：
n n GE RT nB ln B ; V E RT
(
B
ln p
1 n
m
10、兰格缪尔单分子吸附： q V ap qm V m 1 ap
第十七章 胶体分散体系
1、布朗运动： x RTt 3rL
x 2、爱因斯坦--布朗位移方程：
2 2Dt
3、粒子受力分析：
F F F r chen
zhong
4 3 g( )
4、复相多组分 Gibbs 关系式：
n dU TdS pdV
d
,
BB
B
n dH TdS Vdp
d
，
BB
B
n n dF SdT pdV
d
, dG SdT Vdp
BB
d
BB
B
B
第四章 气体热力学
3、德拜-休克尔公式： ln
i
A
Z
2 i
1 Ba
I I
； ln
AZZ 1 Ba I
I
;
稀水溶液中，
ln
A
Z
2 i
I
，T=298.15K 时，A=0.509（kg/mol）^0.5
4、电导与电导率： G A l
最全物理化学公式集
最全物理化学公式集以下是一个详细的物理化学公式集合，包含了许多常用的公式和方程式。
这些公式可以帮助学生更好地理解物理化学的理论，并应用于解决相关问题。
1.经典力学：-牛顿第一定律：物体保持匀速直线运动或静止，直到有外力作用。
-牛顿第二定律：物体的加速度与作用在其上的力成正比，与物体的质量成反比。
-牛顿第三定律：对于任何两个物体，彼此之间的作用力大小相等，方向相反。
-动能定理：物体的动能等于其质量乘以速度的平方的一半。
-动量定理：物体的动量变化等于作用在其上的力乘以时间间隔。
-弹性碰撞：在碰撞中，总动量和总动能守恒。
2.热力学：-热力学第一定律：能量不会自行产生或消失，只会转化为其他形式。
-热容量公式：物体吸收或释放的热量与其质量、温度变化以及物体的热容量有关。
-理想气体状态方程：PV=nRT，其中P是压力，V是体积，n是物质的摩尔数，R是气体常数，T是温度。
-熵变方程：ΔS=Q/T，其中ΔS是系统的熵变，Q是吸收或释放的热量，T是温度。
3.电化学：-法拉第定律：通过电解的物质的质量与通过电解的电荷数成正比。
-电动势公式：电动势等于化学反应中产生的能量与电荷数的比值。
- 纳尔斯特方程：E = Eo - (RT/nF)ln(Q)，其中E是电池的电动势，Eo是标准电动势，R是气体常数，T是温度，n是电子转移数，F是法拉第常数，Q是反应物的活性。
4.量子力学：-布罗意波长：λ=h/p，其中λ是波长，h是普朗克常数，p是物体的动量。
-不确定性原理：ΔxΔp≥h/(4π)，其中Δx是位置的不确定度，Δp是动量的不确定度，h是普朗克常数。
5.光学：- 折射率公式：n₁sinθ₁ = n₂sinθ₂，其中n₁和n₂是介质的折射率，θ₁和θ₂是光线的入射和折射角度。
-焦距公式：1/f=1/u+1/v，其中f是透镜的焦距，u是物体的距离，v是像的距离。
6.分析化学：-摩尔浓度公式：C=n/V，其中C是溶液的摩尔浓度，n是溶质的物质的摩尔数，V是溶液的体积。
物理化学第五版下册总复习汇总
C 在某种电解质溶液中，离子运动速度越大 ，迁移数越大。
D 离子迁移数与离子本性无关，只决定与外 电场强度。
6. 电动势测定可用于求算某些物理化学 数据，但下述说法不妥的是 ( )
A 测定电解质的离子平均活度系数; B 测定微溶盐的溶解度和溶度积; C 测溶液pH值; D 测任意化学反应的平衡常数
拟定反应机理
基本概念
基速反反 元率应应 反方速级 应程率数
常 数
浓度
非总复 基包杂 元反反 反应应 应
简单级 数反应
※
反应级 数确定
积分公式 线性关系 半衰期
影响因素
复杂 反应
对峙反应 连串反应 平行反应 链反应
温度
阿仑尼乌斯公式
※
表观活化能 表观速率常数
频率因子
本章小结Biblioteka ※※※扩散控 制反应
光化反应速 率方程推导
16.
A 是二分子反应 B是二级反应，不一定是二分子反应 C 不是二分子反应 D 是对A、B各为一级的二分子反应
17.
A B C
D
18. 关于阈能，下列说法中正确的是 ( )
A阈能的概念只实用于基元反应 B 阈能值与温度有关 C 阈能是宏观量，实验值 D 阈能是活化分子相对平动能的平均值
19. 由气体碰撞理论可知，分子碰撞次数 ( )
， 学函数 pH
Ksp
的变化 值
，
Kw
本章小结
极化作用原因
电解与极化作用
超电势
析出电势
浓差 电化学 超电势 超电势 氢超电势 阴极金属 阳极金属
极化
极化
类型 测定 Tafel公式
析出
氧化
浓差 电化学 电阻 超电势 超电势 超电势
物化下册知识点总结
物化下册知识点总结一、热力学1. 熵：熵是热力学基本量，描述系统无序程度的指标，通常被定义为系统的热力学状态函数，是能量转化的结果。
根据熵变原理，孤立系统中熵的变化永远大于等于零，即不可逆过程中系统熵增加。
2. 热力学第二定律：自然界中存在一个热力学过程，无法完全转化为功的过程，这个过程永远满足不等式ΔS≥0。
热力学第二定律包含卡诺定理和热力学不可逆原理。
3. 物态方程：根据不同状态下的物质，可以得到不同的物态方程，例如理想气体方程、范德华方程等。
4. 理想气体混合与溶解：对于理想气体的混合，根据分子量和混合比例求得混合气体的性质。
而对于溶解过程，化学平衡定律可以用来描述固体和液体溶解度。
二、化学平衡1. 化学平衡常数及其计算：化学平衡常数描述了反应物质的浓度和反应物质的比例关系。
可通过平衡常数求得化学方程式的热力学数据。
2. 影响化学反应平衡的因素：影响反应平衡的因素主要包括温度、压力和浓度。
通过这些因素的改变，可以调节化学反应平衡位置。
3. 平衡常数的定量计算：可以通过给定的反应物质浓度和平衡常数，计算得到反应物质及产物的浓度，从而得到平衡位置。
4. 平衡常数与热力学关系：反应物质的浓度与温度的关系可以通过平衡常数体现，反应物质浓度随温度变化的规律与平衡常数之间存在关系。
三、电化学1. 电解过程：电解包括电解液的电离和离子迁移过程，通过自由离子与外加电场进行相互作用转变为化学反应过程。
2. 电动势的计算：根据电化学反应的热力学数据，可以计算电池的电动势，通过电动势计算可以得到电化学反应的方向和程度。
3. 电解液浓度与电导率的关系：电解液浓度与电导率之间存在着直接的关系，随着电解液浓度的增加，电导率也会相应变化。
4. 原电池与伏安电解：原电池是由氧化还原反应官反应过程形成的电流设备，伏安电解是通过外加电场对电解质溶液进行电解反应的设备。
总结：物理化学下册的知识涉及了热力学、化学平衡和电化学等内容。
物理化学下册知识点及公式复习集(精选课件)
物理化学下册知识点及公式复习集第七章 电化学1.正负、阴阳极规定及离子迁移方向正负极：电势高的为正极，电势低的为负极阴阳极:发生氧化反应的为阳极,发生还原反应的为阴极 离子迁移方向：阴离子迁向阳极，阳离子迁向阴极 原电池：正极-阴极 负极－阳极电解池：正极—阳极 负极—阴极2.ξzF Q =F -- 法拉第常数； F = Le = 96485.３09 Ｃ/mo ｌ,计算取 9６5０0 Ｃ/mol ...文档交流 仅供参考...zF Q n B B =∆=νξ 3. 1G R =单位：Ω—1或 S1 l R A ρκρ== 单位： S ∙m —1 cm /κΛ= A l K cell =4. 科尔劳施（Kohlr ａusch)根据实验结果得出结论：在很稀的溶液中，强电解质的摩尔电导率与其浓度的平方根成直线关系，即c ΛΛA m m -=∞...文档交流 仅供参考... 5. 离子独立运动定律在无限稀释溶液中，每种离子独立移动,不受其它离子影响,电解质的无限稀释摩尔电导率可认为是两种离子无限稀释摩尔电导率之和。
...文档交流 仅供参考...⑴ （无限稀释）电解质溶液的 ∧ｍ∞ 是阳、阴离子对 ∧ｍ∞ 的贡献之和，即为离子极限摩尔电导率的加和值。
若电解质为 Ｃv+Ａv — ，在无限稀释溶液中全部电离:...文档交流 仅供参考...--++-++→z z v v C v C v A C ｖ+,v-分别表示阳、阴离子的化学计量数。
∞--∞++∞Λ+Λ=Λ,,m m m v v (2)稀释溶液中，具有相同离子的不同电解质，该相同离子的 ∧m ∞ 都相同。
(３）在无限对于强电解质，比如 NaClc A m m -Λ=Λ∞①由∧ｍ ~ c ½ 的直线外推② 若已知∧m ∞(Na+)、∧m ∞ （Cl-）,则∧m ∞（ＮａC ｌ)=∧m ∞ (Ｎa +)＋ ∧ｍ∞ （Cl —)...文档交流 仅供参考...对于弱电解质,)()(-∞+∞∞Λ+Λ=ΛAc H m m m ①)]()()()()()([)()()(-∞+∞-∞+∞-∞+∞∞∞∞∞Λ-Λ-Λ+Λ+Λ+Λ=Λ-Λ+Λ=ΛCl Na Ac Na Cl H NaCl NaAc HCl m m mm m m m m m m ②6. 电导测定的应用(1)计算弱电解质的解离度及解离常数(2)计算难溶盐的溶解度 a.难溶盐饱和溶液的浓度极稀，可认为 m mΛΛ∞≈b 。
物理化学下册归纳精编版
Physical chemistry
离子活度
a
m m
lg A | z z | I
热力学
电化学
电动势
E
电导
G A;
l
m
c
电极极化作用
η阳极 （不可逆 -可逆）阳极
Nenst方程
E E θ RT ln aB
zF
B
r Hm rGm Tr Sm
C. 引入方位因子的概念，并认为它与熵变化有关 ；
D. 反应物先形成活化络合物，再分解成产物
8.过渡状态理论的势能面中的“势能”是指：
D
A. 分子振动势能； B. 电子运动势能；
C. 分子平动势能； D.分子中的原子间相互作用的势能。
Physical chemistry
9.已知H2的解离能为436kJmol-1，用气态H原子在清 洁的W表面进行化学吸附时放热293kJmol-1，若1
C
Physical chemistry
二、多选题（每小题3分，共4题）
25.下列说法正确的是： A. 若反应aA+bB→gG+hH是基元反应，则速率方程
r = kAcAacBb = kBcAacBb；
B. 若反应进度 对时间变化率表示速率方程，k与所
选的反应物种类无关； C. 所有的二级反应都是双分子反应； D. 零级反应速率常数的单位：dm3 mol-1 s-1； E. 用不同反应组分表示的反应速率方程，其速率常
二级反应 11 cA cA,0 k2t
反应速率确定
热力学
动力学
反应速率
k
稳态近似 平衡态假设
物理化学下册的知识点总结
物理化学下册的知识点总结第一章：绪论1.1 物理化学的定义和意义- 物理化学是研究物质的物理性质和化学性质之间相互关系的科学，它是物理学与化学之间的交叉学科。
- 物理化学对于理解和掌握物质的物理化学性质、化学反应机理和动力学规律具有重要的意义。
1.2 物质的结构- 化学元素是由原子构成的，原子由质子、中子和电子组成。
- 原子核由质子和中子组成，电子绕原子核运动。
1.3 物质的基本性质- 物质的基本性质包括物质的量、质量、体积、密度等。
第二章：热力学基础2.1 热力学基本概念- 热力学是研究热现象的学科，包括热平衡、热力学系统、热力学过程等基本概念。
2.2 热力学第一定律- 热力学第一定律表明能量守恒的原理，即能量可以从一种形式转化成另一种形式，但总能量守恒。
2.3 热力学第二定律- 热力学第二定律表明热量不可能自发地从低温物体传递到高温物体，也就是说热能不可能自发地从一个低温系统传递到一个高温系统，即热量不可能自行从低温物体转移到高温物体。
2.4 熵的概念- 熵是热力学中的一个重要参数，它表示系统的无序程度和混乱程度。
第三章：化学动力学3.1 化学速率- 化学反应速率是指单位时间内反应物的消耗量或产物的生成量。
3.2 反应速率规律- 反应速率与反应物浓度的关系可以用速率常数和反应级数来表示。
3.3 反应活化能和活化能理论- 反应活化能是反应物转化为产物所需要的最小能量，活化能理论可以解释化学反应速率与温度的关系。
第四章：电化学基础4.1 电化学基本概念- 电化学是研究化学反应与电流、电势、电解等相互关系的学科。
4.2 电解和化学电池- 电解是指用电流将化合物分解成元素或离子的过程，而化学电池则是将化学能转化为电能的装置。
4.3 电化学动力学- 电化学动力学研究化学反应速率与电流密度、电势的关系。
第五章：分子动力学5.1 分子的基本运动- 分子动力学研究分子的热运动和扩散等基本运动。
5.2 分子碰撞理论- 分子碰撞理论是研究气体分子之间碰撞频率和平均自由程的理论。
物化下册公式整理
相律F = C—P + n ,C=S-R-R’相图：相态与T，p，x的关系图实验方法：气液系统，蒸气压法和沸点法；液固(凝聚)，热分析法和溶解度法。
杠杆规则：m=m1+m2 范特霍夫方程：lnP2/P1=Δvap H/R*(1/T1-1/T2)=lnx法拉第定律：Q=n电F=Z ζ F=It F=96485.34C/mol电导G=1/R = κA/l S（西门子）电导池常数K cell= κ*R摩尔电导率：Λm= κ/c稀的强电解质：Λm=Λm∞-A√c无限稀释溶液：Λm∞= v+Λm∞，+ + v- Λm∞，-解离度α= Λm /Λm∞平衡常数K θ = [ α2/(1-α)]*(cθ/c)难溶电解质：Λm≈Λm∞平均活度及活度系数a=a v±=a v++a v--，b v±=b v++b v--，v = v+ + v-，a±=γ±b±/ bθt+=v+Λm∞+/Λm∞离子迁移数：n电解前=n电解后±n反应±n迁移(迁进为正，迁出为负) t=n迁移/n反应德拜-休克尔公式：lgγ±=-AZ+│Z—│√I ，其中A=0.509(mol-1·kg)1/2离子强度：I = (1/2) ∑ b B Z B2≈(1/2) ∑ C B Z B2∆G= -zFE 温度系数(∂ E/∂ T)p(V/K)∆S= -(∂G/∂T)p = zF (∂E/∂ T)p (J/mol·K)∆H =∆G + T∆ S = -zFE +zFT(∂E/∂T)pQ ir = T∆ S =zFT(∂E/∂T)p∆r G mθ = -zFEθ = -RT ln Kθ极化类型：电化学极化和浓差极化能斯特方程：E=Eθ—RT/ZF lnΠa B vB当T=298.15K时，E=Eθ-0.05916/Z lnΠa B vB V电极电势E(电极)=Eθ(电极)+RT/ZF ln{Πa B(电极)}vB(电极)=Eθ(电极)+RT/ZF ln{a B(还原态)/a B(氧化态)}电池的电动势：E = E+ - E-= E右- E左浓差电池无液接：E=-RT/ZF lna2/a1有液接：E有=E无+E液=2t+RT/ZFln(a±)1/(a±)2 E液=(2t+-1)RT/ZFln(a±)1/(a±)2第一类电极：金属、氢、氧、卤素电极等。
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E＝
高价型：Mz+Az－(m1)|Mz＋Az－(m2)
(6) 利用醌氢醌电极或玻璃电极测定溶液的pH
E分解＝E可逆＋ΔE不可逆＋IR
ΔE不可逆＝η阴＋η阳
η阴＝（φ可逆－φ不可逆）阴 φ阳，析出＝φ阳，可逆＋η阳
η＝a＋blnj
Ej＝
电解与极化作用
E（实际分解）＝E（理论分解）＋η（阴）＋η（阳）＋IR
法拉第定律：Q＝nzF m＝ Q M zF
dE r＝U dl
t＋＝
I＋ I－
＝
r＋ r＋r－
dE r－＝－ U dl
＝
U U ＋U－
电解质溶液
＝
r+为离子移动速率，U+( U－)为正（负）离子的电迁移率（亦称淌度）。
近似：
质溶液）
m,
m,
离子迁移数：tB＝ I B I ＝ Q B Q
1－1价型：Ej＝
2t RT ln m F m'
t
－t
RT
F
ln
m m'
EΦ＝
＝2t
zF
r
S
m
＝
zFT
E2 T2 d E ＝
E1 T1 T
右－
－1
左
RT F
ln
E T
m m'
T2
T1
p
r H m dT T2
E＝Ec＋Ej＝
对全部高中资料试卷电气设备，在安装过程中以及安装结束后进行高中资料试卷调整试验；通电检查所有设备高中资料电试力卷保相护互装作置用调与试相技互术关，系电，力根通保据过护生管高产线中工敷资艺设料高技试中术卷资，配料不置试仅技卷可术要以是求解指，决机对吊组电顶在气层进设配行备置继进不电行规保空范护载高与中带资负料荷试下卷高问总中题体资，配料而置试且时卷可，调保需控障要试各在验类最；管大对路限设习度备题内进到来行位确调。保整在机使管组其路高在敷中正设资常过料工程试况中卷下，安与要全过加，度强并工看且作护尽下关可都于能可管地以路缩正高小常中故工资障作料高；试中对卷资于连料继接试电管卷保口破护处坏进理范行高围整中，核资或对料者定试对值卷某，弯些审扁异核度常与固高校定中对盒资图位料纸置试，.卷保编工护写况层复进防杂行腐设自跨备动接与处地装理线置，弯高尤曲中其半资要径料避标试免高卷错等调误，试高要方中求案资技，料术编试交写5、卷底重电保。要气护管设设装线备备置敷4高、调动设中电试作技资气高，术料课中并3中试、件资且包卷管中料拒含试路调试绝线验敷试卷动槽方设技作、案技术，管以术来架及避等系免多统不项启必方动要式方高，案中为；资解对料决整试高套卷中启突语动然文过停电程机气中。课高因件中此中资，管料电壁试力薄卷高、电中接气资口设料不备试严进卷等行保问调护题试装，工置合作调理并试利且技用进术管行，线过要敷关求设运电技行力术高保。中护线资装缆料置敷试做设卷到原技准则术确：指灵在导活分。。线对对盒于于处调差，试动当过保不程护同中装电高置压中高回资中路料资交试料叉卷试时技卷，术调应问试采题技用，术金作是属为指隔调发板试电进人机行员一隔，变开需压处要器理在组；事在同前发一掌生线握内槽图部内纸故，资障强料时电、，回设需路备要须制进同造行时厂外切家部断出电习具源题高高电中中源资资，料料线试试缆卷卷敷试切设验除完报从毕告而，与采要相用进关高行技中检术资查资料和料试检，卷测并主处且要理了保。解护现装场置设。备高中资料试卷布置情况与有关高中资料试卷电气系统接线等情况，然后根据规范与规程规定，制定设备调试高中资料试卷方案。
物理化学下册考试公式总结(针对天大版本)
中科院《物理化学》复习公式总结第六章 相平衡 主要公式及其适用条件1． 吉布斯相律2+-=P C F式中F 为系统的自由度数（即独立变量数）；P 为系统中的相数；―2‖表示平衡系统只受温度、压力两个因素影响。
要强调的是，C 称为组分数，其定义为C =S －R －R ′，S 为系统中含有的化学物质数，称物种数；R 为独立的平衡化学反应数；'R 为除任一相中∑=1Bx（或1B =ω）。
同一种物质在各平衡相中的浓度受化学势相等限制以及R 个独立化学反应的标准平衡常数θK 对浓度限制之外，其他的浓度（或分压）的独立限制条件数。
相律是表示平衡系统中相数、组分数及自由度数间的关系。
供助这一关系可以解决：（a ）计算一个多组分多平衡系统可以同时共存的最多相数，即F ＝0时，P 值最大，系统的平衡相数达到最多；（b ）计算一个多组分平衡系统自由度数最多为几，即是确定系统状态所需要的独立变量数；（c ）分析一个多相平衡系统在特定条件下可能出现的状况。
应用相律时必须注意的问题：（a ）相律是根据热力学平衡条件推导而得的，故只能处理真实的热力学平衡系统；（b ）相律表达式中的―2‖是代表温度、压力两个影响因素，若除上述两因素外，还有磁场、电场或重力场对平衡系统有影响时，则增加一个影响因素，―2‖的数值上相应要加上―1‖。
若相平衡时两相压力不等，则2+-=P C F 式不能用，而需根据平衡系统中有多少个压力数值改写―2‖这一项；（c ）要正确应用相律必须正确判断平衡系统的组分数C 和相数P 。
而C 值正确与否又取决与R 与R ‗的正确判断；（d ）自由度数F 只能取0以上的正值。
如果出现F <0，则说明系统处于非平衡态。
2． 杠杆规则杠杆规则在相平衡中是用来计算系统分成平衡两相（或两部分）时，两相（或两部分）的相对量，如图6－1所示，设在温度为T 下，系统中共存的两相分别为α相与β相。
图6－1 说明杠杆规则的示意图图中M ，α，β分别表示系统点与两相的相点；B M x ，B x α，B x β分别代表整个系统，α相和β相的组成（以B 的摩尔分数表示）；n ，αn 与βn 则分别为系统点，α相和β相的物质的量。
大学物理化学公式集(傅献彩_南京大学第五版) 下册
电解质溶液法拉第定律：Q ＝nzF m ＝M zFQ dE r U dl ++＝ dE r U dl－－＝ t ＋＝－＋I I ＝－＋＋r r r +＝－＋U U U ++＝∞∞+Λm,m λ＝()F U U FU ∞∞+∞+－＋r +为离子移动速率，U +( U －)为正（负）离子的电迁移率（亦称淌度）。
近似：+∞+≈,m ,m λλ +∞+≈,m ,m U U m m Λ≈Λ∞（浓度不太大的强电解质溶液）离子迁移数：t B ＝I I B＝QQ B∑B t ＝∑＋t ＋∑－t ＝1电导：G ＝1/R ＝I/U ＝kA/l 电导率：k ＝1/ρ 单位：S·m -1 莫尔电导率：Λm ＝kV m ＝k/c 单位S·m 2·mol －1cell l R K A ρρ＝＝ c e l l 1K R k R ρ＝＝ 科尔劳乌施经验式：Λm ＝()c 1m β－∞Λ 离子独立移动定律：∞Λm ＝()m,m,+U U F λλ∞∞∞∞+－－＋＝＋ m U F λ∞∞+，+＝奥斯特瓦儿德稀释定律：Φc K ＝()mm m 2m c c ΛΛΛΛ∞∞Φ－平均质量摩尔浓度：±m ＝()v1v v m m －－＋+平均活度系数：±γ＝()v1v v －－＋γγ+ 平均活度：±a ＝()v1v v a a －－＋+＝m mγ±±Φ 电解质B 的活度：a B ＝va ±＝vm m ⎪⎭⎫ ⎝⎛Φ±±γ+v v v B +a a a a ±－－＝＝ m +＝v +m B m －＝v －m B ()1v v v B m v v m +±+－－＝离子强度：I ＝∑i2i i z m 21德拜－休克尔公式：lg ±γ＝－A|z ＋z -－|I可逆电池的电动势及其应用（Δr G ）T,p ＝－W f,max （Δr G m ）T,p ＝zEFNernst Equation ：若电池反应为 cC ＋dD ＝gG ＋hHE ＝E φ－d Dc C hHg G a a a a ln zF RT标准电动势E φ与平衡常数K φ的关系：E φ＝φlnK zFRT还原电极电势的计算公式：ϕ＝氧化态还原态－a a lnzF RT φϕ 计算电池反应的有关热力学函数变化值：m r S ∆＝p T E zF ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂m r H ∆＝－zEF ＋p T E zFT ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ Q R ＝T m r S ∆＝pT E zFT ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂zF ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∆⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛21m r 1122T 1T 1H T E T E －＝－ zF ⎰⎪⎭⎫ ⎝⎛T2E2E 11T E d ＝dT T H 21T T 2mr ⎰∆ 电极书面表示所采用的规则：负极写在左方，进行氧化反应（是阳极），正极写在右方，进行还原反应（是阴极） 电动势测定的应用：(1) 求热力学函数变量Δr G m 、Δr G m Φ、m r H ∆、m r S ∆及电池的可逆热效应Q R 等。
《物理化学》公式集-13页word资料
热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f（1）膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。
（2）非膨胀功δW f ＝xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （表面功）＝rdA 。
热 Q ：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律： △U ＝Q —W 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C ＝δQ/dT（1）等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝ （∂H/∂T ）p （2）等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝ （∂U/∂T ）v 常温下单原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＝3R/2常温下双原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＋C v ，m r ＝5R/2 等压热容与等容热容之差：（1）任意体系 C p —C v ＝[p ＋（∂U/∂V ）T ]（∂V/∂T ）p （2）理想气体 C p —C v ＝nR 理想气体绝热可逆过程方程：pV γ＝常数 TV γ-1＝常数 p 1-γT γ＝常数 γ＝C p / C v 理想气体绝热功：W ＝C v （T 1—T 2）＝11－γ（p 1V 1—p 2V 2） 理想气体多方可逆过程：W ＝1nR－δ（T 1—T 2） 热机效率：η＝212T T T － 冷冻系数：β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数：β＝121T T T －焦汤系数： μJ －T ＝H p T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝－()pT C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU ：ΔU ＝dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＋dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH ＝dT T H P ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＋dp p H T ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Q p ＝Q V ＋ΔnRT 当反应进度 ξ＝1mol 时， Δr H m ＝Δr U m ＋∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系：()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆，＋＝γ热力学第二定律Clausius 不等式：0TQS BAB A ≥∆∑→δ—熵函数的定义：dS ＝δQ R /T Boltzman 熵定理：S ＝kln Ω Helmbolz 自由能定义：F ＝U —TS Gibbs 自由能定义：G ＝H －TS 热力学基本公式：（1）组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程：dU ＝TdS －pdV dH ＝TdS ＋Vdp dF ＝－SdT －pdV dG ＝－SdT ＋Vdp （2）Maxwell 关系：（3）热容与T 、S 、p 、V 的关系：C V ＝T V T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ C p ＝T pT S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系：Gibbs －Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T ＝－2T H ∆ 单组分体系的两相平衡：（1）Clapeyron 方程式：dT dp ＝mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ，fus ，sub 。
物理化学(下)总结
《物理化学》(下) (南京大学第五版)总结第八章 电解质溶液一、基本概念与定义 1. 离子迁移数t电解质溶液导电时，溶液中的i 离子运载的电流I i 与总电流之比(即i 离子所承担的导电任务的分数)。
1i i i i iiiiQ I ut tQ I u ====∑∑2. 离子电迁移率(离子淌度)u i ：单位电位梯度时离子的运动速率。
3. 电导与电导率电导G(Ω-1)：电阻R 的倒数。
a 电导率κ(Ω-1·m -1)：电阻率ρ的倒数。
电导池常数K cell ：K cell = L/A L: 电极之间的距离；A:电极的面积 4. 摩尔电导率Λm (S ·m 2·mol -1)含1mol 电解质的溶液置于相距单位距离的2个平行电极之间的电导池所具有的电导。
m cκΛ=5.电解质的平均活度和平均活度因子对于任意价型的强电解质M ν+B ν-平均活度因子 γ± =[ (γ+)ν+(γ-)ν-]1/(ν++ ν-)a ± = m ±γ±m ± =[ (m +)ν+(m -)ν-]1/(ν++ ν-)m + = ν+m ；m - = ν-m 电解质活度a = (a ±)(ν+ +ν- )6. 离子强度I212i i iI m z =∑ 7. 离子氛电解质溶液中环绕在某一离子B 周围电荷与B 相反、电荷数量与B 相等的异号离子构成的球体。
8. 基本摩尔单元发生1mol 电子转移电极反应的物质的量1/zM n++ e → 1/z M 二、基本公式 1. Faraday 电解定律往电解池通电，在电极上发生化学反应的物质的量与通入的电量成正比。
Q = It = znFz ：电极反应M n++ ze → M 中电子转移的计量数。
n:析出的M 的量； 2. 离子独立运动定律对于电解质M ν+B ν-的无限稀释溶液，有：,,m m m νν∞∞∞++--Λ=Λ+Λ3. 离子迁移数t i = n 迁移/n 电解 (希脱夫法，界面移动法),m ii mt ν+Λ=Λ4. Debye-H ückel 极限公式lg A z z γ±+=-三、电导测定的应用1. 求弱电解质的解离度和电离常数2. 求难溶盐的溶解度3. 水的纯度4. 电导滴定第九、十章 原电池与电解池1. 原电池与电解池的比较在可逆条件下，η阳 = 0; η阴 = 0; IR = 0对于原电池，I →0, 电极反应可逆，电池中其他过程也可逆(如液界电势→0)，电池为可逆电池 E 端 = E 可逆 = ϕ +,R - ϕ -,R (电池电动势的测定采用对消法) Weston battery(cell): Cd(Hg)|CdSO 4(饱和)| HgSO 4(s)|Hg(l)|Pt 对于电解池，I →0, 电极反应可逆，不存在极化。
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第七章 电化学1.正负、阴阳极规定及离子迁移方向正负极：电势高的为正极，电势低的为负极阴阳极：发生氧化反应的为阳极，发生还原反应的为阴极 离子迁移方向：阴离子迁向阳极,阳离子迁向阴极 原电池：正极-阴极 负极-阳极 电解池：正极-阳极 负极-阴极 2.ξzF Q =F -- 法拉第常数; F = Le = 96485.309 C/mol,计算取 96500 C/molzFQ n BB=∆=νξ3.1G R =单位：Ω-1或 S1 l R A ρκρ== 单位： S ∙m -1c m /κΛ=A l K cell =4. 科尔劳施（Kohlrausch ）根据实验结果得出结论：在很稀的溶液中，强电解质的摩尔电导率与其浓度的平方根成直线关系，即c ΛΛA m m -=∞5. 离子独立运动定律在无限稀释溶液中，每种离子独立移动，不受其它离子影响，电解质的无限稀释摩尔电导率可认为是两种离子无限稀释摩尔电导率之和。
⑴ （无限稀释）电解质溶液的 ∧m ∞ 是阳、阴离子对 ∧m ∞ 的贡献之和，即为离子极限摩尔电导率的加和值。
若电解质为 Cv+Av- ，在无限稀释溶液中全部电离：--++-++→z z v v C v C v A C v+，v-分别表示阳、阴离子的化学计量数。
∞--∞++∞Λ+Λ=Λ,,m m m v v(2)稀释溶液中，具有相同离子的不同电解质，该相同离子的 ∧m ∞都相同。
(3)在无限对于强电解质，比如 NaClc A m m -Λ=Λ∞①由∧m ~ c ½的直线外推② 若已知∧m ∞(Na+)、∧m∞(Cl-)，则∧m ∞(NaCl)=∧m ∞ (Na +)+ ∧m ∞(Cl-)对于弱电解质，)()(-∞+∞∞Λ+Λ=ΛAcHmmm①)]()()()()()([)()()(-∞+∞-∞+∞-∞+∞∞∞∞∞Λ-Λ-Λ+Λ+Λ+Λ=Λ-Λ+Λ=ΛClNaAcNaClHNaClNaAcHClmmmmmmmmmm②6.电导测定的应用(1)计算弱电解质的解离度及解离常数(2)计算难溶盐的溶解度a.难溶盐饱和溶液的浓度极稀，可认为 m mΛΛ∞≈b.计算难溶盐电导率时水的电导率不能忽略，即κκκ=（难溶盐）（溶液）-（水）运用摩尔电导率的公式就可以求得难溶盐饱和溶液的浓度c。
7.-+-+±==νννaaaaO/bba±±±=γ()ννν/1-+-+±=bbbbb++=νbb--=ν8.2BB 21z b I ∑=9. 在298.15 K 水溶液中： A= 0.509 (mol -1.kg)1/210.电极反应与电池反应要求同学们能根据电池的构成，熟练的写出两电极反应与电池反应；另一方面能将简单的化学反应设计成电池。
在原电池图式表示式中要注意几点： ⑴负极写在左边，正极写在右边；⑵实垂线“|”表示不同相的界面，虚垂线“┊”表示两半电池中的溶液有接界，双虚垂线 “ ” 表示盐桥；⑶要标示各相的相态( l, s, g )。
气体电极要标明其压力，溶液中的组分要标明其浓度或活度；⑷气体不能直接作为电极，必须依附于惰性电极（如 Pt ） H 2、O 2、Cl 2电极, 也包括Br 2(l), I 2(s)电极。
11.可逆电池1) 电极反应是可逆的 2) I 趋于0，电势差无限小3) 无其它不可逆过程 (如液接不可逆扩散等) 12.原电池热力学r r m ,T p GG zFEξ∂∆∆=()=-∂p O Omr T E zF S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=∆①测定一系列不同温度下的电动势，作 E~T 曲线，曲线上各点的斜率即为各温度下的 (∂E/∂T)pr m p E H zFE zFT T ∂⎛⎫∆=-+ ⎪∂⎝⎭ r m r m r m H G T S ∆=∆+∆r m r m p E Q T S zFT T ∂⎛⎫=∆= ⎪∂⎝⎭,O O K zF RTE ln =∴IzAz -+±-=γlg 平均离子活度系数公式:②12122211,,,T T E E T E E T E T p --≈⎪⎭⎫⎝⎛∂∂⇒化学反应的Δr G m 等热力学性质随计量方程式的写法不同，但电池的电动势与化学方程式的写法无关。
13.电池的能斯特方程BvB B Oa zF RT E E ∏-=ln此式称为能斯特方程，是原电池的基本方程。
它表明了一定温度下且各物质为任意指定状态下，可逆电池的电动势与参与反应的各组分活度之间的关系式。
有了能斯特方程，若已知各组分的活度，便可求得电池在任意状态下的电动势，使用该式时要注意以下几点：⑴ 要写出电池反应，以确定进行 1 mol 化学反应在两电极上得失电子的摩尔数 z ；确定反应物(vB < 0 ,在分母上)与产物(vB > 0, 在分子上)⑵ 溶液中的组分用活度a(a+, a-, a ±, a ，情况不同，使用不同活度)，气体用分压 p/p θ，纯液、固体不出现⑶ 25℃下，能斯特方程可写为在方程式中(或 a=1)∏-=BvB O Ba z E E lg 05916.014.电极电势的计算电极的标准电极电势我们可查表，但如果构成电极的各种物质不处于标准态，即电极处于任意状态，其电极电势又如何计算呢？∏-=电极电极电极B v BO B a zF RT EE ln⑴ 不论电极在实际电池中充当正极还是负极，须按电极上的还原反应使用上式计算单个电极的电极电势。
⑵ 同样，溶液中组分用活度，气体物质用压力，纯固液物质不出现。
⑶ 要注意写出参与电极反应但本身未发生氧化、还原的物质的活度，⑷ 25℃时亦可写为BvB B O a z E E ∏-=lg 05916.0)()(电极电极15.电极的种类 （1）. 第一类电极特点：电极与它的离子溶液相接触，参与反应的物质存在于两个相中，电极有一个相界面。
金属电极和卤素电极：均较简单，如Zn 2+|Zn: Zn 2++2e -→Zn Cl- | Cl 2|Pt: Cl 2(g)+2e -→2Cl - 氢电极酸性: H +|H 2(g)|Pt 电极反应：2H ++2e -→H 2(g) 标准电极电势：优点：电动势随温度改变很小。
碱性: OH -,H 2O|H 2(g)|Pt 电极反应：2H 2O+2e-→H 2(g)+2OH - 氧电极酸性: H +, H 2O|O 2(g)|Pt 电极反应：O 2(g)+4H ++4e -→2H 2O(g) 碱性: OH-,H 2O|O 2(g)|Pt 电极反应：O 2(g)+2H 2O+4e -→4OH - （2）第二类电极金属-难溶盐电极： 在金属上覆盖一层该金属的难溶盐，然后将它浸入含有与该难溶盐具有相同负离子的易溶盐溶液中而构成的。
AgCl(s)+e → Ag+Cl- ---=⋅-=Cl OCl Hg 2Cl 2Hg Oln ln 222a FRT E a a a F RT E E 甘甘甘KCl 溶液浓·dm -3 KCl 溶液, 0.1 mol ·dm -3 溶液。
金属-难溶氧化物电极 以锑-氧化锑电极为例：在锑棒上覆盖一层三氧化二锑，将其浸入含有H +或OH -的溶液中就构成了锑-氧化锑电极。
（3）—氧化还原电极电极极板(Pt)只起输送电子的任务，参加反应的物质都在溶液中。
16. 设计原电池的方法：将给定反应分解成两个电极反应，一个发生氧化反应作为阳极，一个发生还原反应作为阴极，两个电极反应的总和等于该反应。
一般可先写出一个电极反应，然后从总反应中减去这个电极反应，即可得到另一个电极反应。
注意写出的电极反应应符合三类电极的特征。
然后按顺序从左到右列出阳极板至阴极板各个相，相与相之间用垂线隔开，若为双液电池，在两溶液中用双垂线表示用盐桥。
17. 用过电位 η 的数值来表示电极极化程度的大小。
E(阳) > E(阳,平) 即阳极电位升高;E(阴) < E(阴,平) 即阴极电位降低。
电极产生极化的原因可简单分为两类：浓差极化与电化学极化。
第十一章 化学动力学一、用生成物的生成速率或反应物的消耗速率代表反应速率⑴ 为保持反应速率为正值，在用反应物的消耗速率代表整个反应的速率时，前面要加负号；⑵不同反应物的消耗速率及不同生成物的生成速率数值大小是不同的，选用那种物质代表整个反应速率时，需注以下脚标；⑶ 不同物质的消耗速率或生成速率总是与各自的计量系 二. 反应速率的实验测定数⑴ 化学法：用化学分析方法测不同时刻各物质浓度 绘 c-t 曲线 各时刻的反应速率⑵ 物理方法：利用物理手段，测定不同时刻与物质浓度呈线性关系的物理量，从而确定反应速率。
比如恒温恒容气相反应⎪⎭⎫ ⎝⎛-=dt dc A A υ dt dp AA -=/υ可用υ´A 代表A 的消耗速率，即可用υ´A 代表整个反应的速率 三.化学反应(经验)的速率方程化学反应的速率方程：表示在一定温度下化学反应速率与物质浓度间关系的方程。
ΛBA nB n A A A c kc dtdc =-=υ1. 反应级数⑴ 分级数与总级数速率方程中各浓度的方次n A ,n B , … 称为A 、B 、 …组分的分级数，而各组分的分级数之和称为反应的总级数(或简称为反应级数)。
n = n A + n B + …⑵ 反应级数n A , n B , … 都是由实验确定的常数，不能通过化学计量方程式写出； ⑶ 反应级数可以是整数、分数或0，而且可正可负； ⑷ 也有无级数可言的反应 2. 反应速率常数⑴ 不同反应 k 值不同，k 值越大，反应速率越快⑵ 同一反应，k 值与浓度无关，决定 k 值大小的因素是温度及催化剂； ⑶ k 的单位随反应级数不同而异；可以从所提供的速率常数 k 的单位来判断反应的级数。
⑷ 同一反应，用不同组分的浓度变化表示反应速率方程时，各速率常数是不同的，且与各自的计量系数成正比。
3.恒容气相反应的速率方程 (且反应前后气体分子数发生变化的反应)nAp A p k dt dp =-在对气相反应体系进行动力学测定时，单一物质的分压 p A 往往是不能测定的，总是通过测定体系在不同时刻的总压 p 总→ p A四、速率方程的积分形式1.零级反应ktC C A A =-0,② 零级反应的基本特征⑴ 以 C A -t 作图，为一条直线，直线的斜率m = k ⑵ 零级反应速率常数 k 的单位为浓度· (时间)-1 。
⑶ 零级反应的半衰期正比于反应的初始浓度，且)2/(0,2/1k c t A =2. 一级反应kt x A=-11ln ktc c AA =0,ln一级反应的几个特征：⑴ 一级反应，以 ln cA-t 作图，为一条直线，直线的斜率m = -k ⑵ 一级反应速率常数 k 的单位为(时间)-1，一般情况 s -1⑶ 一级反应的半衰期与反应的初浓度无关，且k t 2ln 2/1=恒容（恒温）一级气相反应速率方程的积分形式,ln ln A A p kt p +-=pk t 2ln 2/1=3.二级反应（1）. 二级反应的速率方程的积分形式 二级反应可分为以下两种情况：A. 只有一种反应物 aA → 产物速率方程的微分形式2A A kc dt dc =-,11A A c kt c +=kt x x c AAA =-⨯11,二级反应的特征⑴ 以1/c A -t 作图,为一条直线,直线斜率即为速率常数⑵ 二级反应速率常数 k 的单位为 (浓度)-1·(时间)-1，一般情况 mol ·L -1·s -1 ⑶ 二级反应的半衰期与反应物的初浓度成反比恒容（恒温）二级气相反应速率方程的积分形式,11A A p kt p +=,2/11A kp t =,2/11A kC t =∴k 的单位 (压力)-1 ·(时间)-1 一般 kpa -1 · s -1 B. 有两种反应物 aA + bB → 产物速率方程的微分形式 BA A c kc dt dc=-在一定条件下，第二种情况可化为第一种形式。