物理化学复习归纳

第一章 热力学第一定律1.基本概念1.1体系和环境 系统（System）被划定的研究对象称为系统。 环境（surroundings） 与系统密切相关、有相互作用或影响所能及的部分称为环境。1.2状态函数 *状态函数由系统的状态确定的系统的各种热力学性质称为系统的状态函数。 *它具有以下特点：（1）状态函数是状态的单一函数。 （2）系统的状态发生变化，状态函数的变化值取决于系统始、终态。与所经历的途径无关。（3）状态函数的微小变化，在数学上是全微分。（4）不同状态函数的集合（和、差、积、商）也是状态函数。 1.3体积功 功（work）-系统与环境之间传递的除热以外的其它能量都称为功，用符号W表示。体积功就是体积膨胀或缩小所做的功。 系统对环境作功，W01.4可逆过程（下）1.5各种热力学函数（U, H, Q,W) U和H是状态函数，Q和W不是状态函数。1.6标准摩尔生成焓概念 在标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下一摩尔物质的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓，用下述符号表示：（物质，相态，温度）2 体系和环境2.1 体系（系统）*敞开系统（open system）系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换。*封闭系统（closed system）系统与环境之间无物质交换，但有能量交换。*孤立系统（isolated system）系统与环境之间既无物质交换，又无能量交换。热力学上有时把系统和环境加在一起的总体看成是孤立系统。2.2状态函数 体系的一些性质，其数值仅取决于体系所处的状态，而与体系的历史无关；它的变化值仅取决于体系的始态和终态，而与变化的途径无关。具有这种特性的物理量称为状态函数。对于循环过程：所有状态函数的改变值均为零2.3可逆过程 体系经过某一过程从状态（1）变到状态（2）之后，如果能使体系和环境都恢复到原来的状态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。否则为不可逆过程。2.4热和功 Q ，W体系吸热，Q0；体系放热，Q0 。体系对环境作功，W0 。=2.5焓H（单位是kJ*mol-1）*定义式：H = U + pV *焓的物理意义： 在非体积功为零的条件下，封闭系统经一邓蓉过程，所吸收的热全部用于增加系统的热力学能。 *焓的特点：1.焓是状态函数 定义式中焓由状态函数组成。 2.不能确定焓的绝对值，但可求变化值。 3.焓也是广度性质，并具能量的量纲。2.6基本理论1.热力学第一定律 宏观上静止且无外立场存在的封闭体系中 DU = Q + W2.热力学第一定律的应用*理想气体的内能和焓：“理想气体的热力学能U和焓H仅是温度的函数,而与体积或压力无关。”*理想气体绝热过程特点：Q=02.7热化学*定义式：封闭系统中发生某化学反应，当产物的温度与反应物的温度相同时，体系所吸收或放出的热量，称为该化学反应的热效应， 亦称为反应热。*恒压反应的热效应：反应在等压下进行所产生的热效应为 ，如果不作非膨胀功W =0，则 （W =0,恒压）*恒容反应的热效应：反应在等容下进行所产生的热效应为 ,如果不作非膨胀功, 则 2.8基本计算 *等温过程、可逆相变过程中各热力学量（Q、W、 U、H）的计算。 *恒压反应热（H）、恒容反应热（U）、标准摩尔生成焓简单计算。 2.9生成焓 ，标准摩尔生成焓， *标准摩尔生成焓定义式：在标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下一摩尔物质的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓，用下述符号表示：（物质，相态，温度） *标准摩尔燃烧焓 定义式：在标准压力P q=100KPa和指定温度下，1摩尔某种物质完全燃烧的恒压热效应称为该物质的标准摩尔燃烧焓，用下述符号表示： (物质、相态、温度)第二章 热力学第二定律1基本概念：热力学函数定义（S,F,G)自发过程的方向和限度判据热力学基本关系式化学势的概念及物理意义 2.几个热力学函数定义：（1）熵：（2）亥姆霍斯自由能：（3）吉布斯自由能： 3自发变化的方向和限度 熵判据： ，即DS孤立= DS系统D+S环境 0“” 号为自发过程“=” 号为可逆过程“0 3.孤立体系：对于孤立体系， ，所以clausius不等式为：*等号表示可逆过程，不等号表示不可逆过程。*孤立系统排除了环境对系统以任何方式的干扰，因此，孤立系中的不可逆过程必然是自发过程。*熵增加原理可表述为：孤立系统中自发过程的方向总是朝着熵值增大的方向进行，直到在该条件下系统熵值达到最大为止，此时孤立系统达平衡态。5. 基本计算 等温过程、相变过程、化学变化过程中各热力学量（S（环境，体系，孤立体系）、F、G）的计算。 书上P52-576.各个过程热力学函数的计算6.1、等温可逆过程理想气体等温可逆，温度不变 6.2、理想气体等温恒外压膨胀6.3、理想气体自由膨胀6.4、可逆相变 第三章 化学平衡1.基本概念 标准平衡常数的表达式 标准生成吉布斯能 有凝聚相参加的气体反应、分解压的概念 2.平衡常数的表达 理想气体的标准平衡常数：标准平衡常数可认为只是温度的函数，有纯态凝聚相参加的理想气体反应的平衡常数只与反应物和产物中气体物质有关。(分解压力)3.基本计算反应向左自发进行反应达平衡 化学等温式： 反应向右自发进行反应向左自发进行反应达平衡 标准生成吉布斯自由能： 最稳定单质的吉布斯能为零。 各种因素对化学平衡的影响（外界条件对平衡的影响 ）*温度对平衡的影响：对吸热反应，0，升高温度，增加，对正反应有利。对放热反应，0时，若p增大，则 减少，增加压力对体积变大的反应不利 当v0反应加入惰性气体，Kx DV=0反应加入惰性气体，无影响 DV0反应加入惰性气体，Kx 第四章 相平衡1.基本概念 物种数：平衡体系中所含的化学物质数，S表示； 独立组分数：足以表示体系中所有各相组成所需的最少物种数，称独立组分数或组 分数。符号K表示。独立化学平衡数：R 浓度控制条件:(注意:浓度限制条件只在同一相中方才能成立,在不同相之间, 浓度限制条件不成立. ) 自由度: 在一平衡体系中，不发生相变的条件下（无旧相消失和新相生成），在一定范围内可以任意改变的可变因素（温度、压力、浓度等强度因素）的最多数目. 称 为自由度。用符号f表示 相（phase） 体系内部物理和化学性质完全均匀的部分称为相。体系中相的总数称为相数。 组分数=物种数-独立的化学平衡数-独立的浓度限制条件（K=S-R-） 相点 物系点：系统物质的总组成点（不管相的存在状态）2.基本理论 相律的表达及应用:表达式: f = KF + 2(自由度=组分数-相数+环境因素)若指定了温度或者压力（只考虑温度和压力)：f* = KF + 1 完全互溶双液系相图（最低恒沸点，最高恒沸点）完全互溶双液体系T-x图的分析（相图上点，线，面的分析，相律的应用等）书上P123-125 简单低共熔相图在药学中的应用举例P139 1.利用熔点变化检查样品纯度； 2.药物的配伍及防冻制剂；3.改良剂型增进药效；4.结晶与蒸馏的综合利用。3.基本计算 完全互溶双液体系T-x图的分析（相图上点，线，面的分析，相律的应用等）；书上P123-125 杠杆规则及应用；P125 简单低共熔相图的分析（相图上点，线，面的分析，相律的应用等）P136 冷却曲线、最低共熔点的概念 第五章 电化学1.基本概念 两类导体（离子导体、电子导体）：第一类导体：依靠电子的定向迁移来导电，又称电子导体，如金属、石墨等。 主要特征：温度升高，导电能力下降 第二类导体：依靠离子的定向迁移来导电，又称离子导体，如电解质溶液或熔融电解质等。 主要特征：温度升高，导电能力增强 两类装置（电解池、原电池）：电解池：电能转化为化学能的电化学装置原电池：化学能转化为电能的电化学装置 电解池和原电池均由电极和电解质溶液组成电化学约定 正极、负极；阳极、阴极定义： 阳极：发生氧化反应的电极阴极：发生还原反应的电极 物理学约定正极：电势高的电极负极：电势低的电极 电导，电导率，摩尔电导率（1.电导G电阻的倒数，G=1/R，电导的单位：S（西门子 )或W-1（姆欧） 均匀导体的电导与导体的截面积A成正比，与导体的长度成反比。 （2.电导率k电阻率的倒数，单位：Sm-1 物理意义：相距1 m、截面积为1 m2的两平行电极间放置1 m3电解质溶液时所具有的电导。 （3.摩尔电导率1. 定义：相距为1 m的两平行电极间放置含有1 mol电解质的溶液所具有的电导。 2. 符号：Lm3. 单位：4.摩尔电导率与电导率的关系： 注意：1. c的单位为molm-3 2. 用Lm比较不同类型电解质的导电能力时，必须在荷电量相同的基础上进行。 2.基本理论 法拉第定律：摩尔电导率和浓度的关系： 电解质溶液的摩尔电导率，随溶液的稀释而增加。对强电解质而言，当浓度达到极稀时，摩尔电导率接近一定值。 Lm与c之间符合经验关系： 是电解质的无限稀释摩尔电导率，可由直线外推法求得。弱电解质的Lm与c之间不存在上述关系。 强电解质理论 电极的极化（原电池和电解池的极化曲线） 3.基本计算 可逆电池的热力学： 电池的书写方式；电极反应，电池反应； 各种热力学函数和电动势之间的关系； 电池的能斯特方程： 第六章 化学动力学1.基本概念 反应速率的表达 基元反应 总包反应（复杂反应） 反应分子数（基元反应） 反应速率常数 反应级数：在具有反应物浓度幂乘积形式的速率方程中，各反应物浓度幂中的指数，称为反应物的级数，所有反应物的级数之和称为该反应的总级数。2.基本理论 质量作用定律（对基元反应而言） 催化反应及催化剂的特点 溶液中的反应（离子强度对反应速率的影响）3.基本计算 具有简单级数反应的特点，积分式，微分式 温度对反应速率的影响：（阿仑尼乌斯方程的几种表达及应用，活化能的计算等） A: 指前因子或频率因子；Ea: 实验活化能或表观活化能, 简称活化能。上式可表达为对数形式： 还可表达为： 或说明：(1) 阿仑尼乌斯公式最初是从气相反应中总结出来的, 后来发现它也 适用于液相反应或复相催化反应; (2) 阿仑尼乌斯公式既适用于基元反应, 也适用于一些具有反应物浓度幂乘积形式的总包反应。 活化能 第七章 表面现象1.基本概念 比表面和分散度 表面吉布斯能，比表面吉布斯能 表面张力 弯曲表面下的附加压力 毛细现象 溶液的表面吸附 表面张力等温线（表面非活性和表面活性物质） 正吸附和负