物理化学重点(总结好累啊)

第一章热力学第一定律1、热力学三大系统：(1)开放系统：物质和能量的交换；(2)封闭系统：无物质交换、能量交换；(3)隔离系统(隔离系统):无物质和能量交换。2.国家财产(国家职能):(1)容量属性(宽度属性):如体积、质量和热容量。数值与物质的量成正比；这是附加的。(2)强度特性：如压力、温度、粘度和密度。数值与物质的量无关；如果没有加和性，整个体系的强度性质与各部分相同。特征：两个容量属性的比值通常成为系统的强度属性。3.热力学四平衡：(1)热平衡：没有热隔墙，系统各部分之间没有温差。(2)机械平衡：系统的所有部分没有刚性壁，也没有不平衡力，即压力相同。(3)化学平衡：化学变化没有阻力因子，体系组成不随时间变化。(4)相平衡：系统中各相(包括气体、液体和固体)的数量和组成不随时间变化。4.热力学第一定律的数学表达式：DU=Q W Q是吸收的热量()，W是获得的功()。等容等温等压力隔热的完成的工作0或者或者吸热0内部能量增量0焓变0熵变或者亥姆霍兹(恒温恒容)吉布斯(恒温恒压)12.在常温下，对于理想气体，定容摩尔热容为：单原子分子系统=双原子分子(或线性分子)系统=多原子分子(非线性)系统恒压下的摩尔热容：单原子分子系统双原子分子(或线性分子)系统多原子分子(非线性)系统可以看出：13.两个经验公式：(t是热力学温度，a，b，c，c 是经度测试常数，与材料和温度范围相关)14.当绝热过程发生时，由于理想气体的绝热可逆过程包括：1.15、 0节流膨胀后，气体温度降低；0节流膨胀后，气体温度升高；=0节流膨胀后，气体温度不会改变。16.气体的节流膨胀是一个焓过程，即17.化学反应的热效应：在恒压或定容条件下，当产品的温度与反应物的温度相同，反应过程中只做体积功，不做其它功时，化学反应吸收或释放的热量称为该过程的热效应，或称“反应热”。18.化学反应进展：(产品V为正值，反应物为负值)同时，19，(1)标准摩尔生成焓():在标准压力和规定温度下，物质的恒压反应热是物质从最稳定的元素物质生成的标准摩尔生成焓。(2)标准摩尔燃烧焓():单位物质中的物质在标准压力和特定温度下被氧完全氧化时的反应焓，即该物质的标准摩尔燃烧焓。任何反应的反应焓等于反应物燃烧焓之和减去产物燃烧焓之和。20.反应焓与温度的关系基尔霍夫方程也就是说，产物热容小于反应物热容，那么反应焓随着温度的升高而降低。也就是说，产物的热容量大于反应物的热容量，也就是说，当温度升高时，反应焓增加。或者非常小，反应焓不会随温度变化。21.基尔霍夫方程的应用；适用条件：当温度变化范围不大时，近似值视为常数，与温度无关。第二章热力学第二定律1.热力学第二定律的经典表述：人们不可能设计出这样一台机器。这台机器可以连续循环工作。它只是从单一热源的吸热变化到没有任何其他变化的工作。2.卡诺循环：过程1保持T2恒温可逆膨胀。因此.过程2绝热可逆膨胀。由于系统不吸热，因此过程3保持T1恒温可逆压缩。因此.流程4(1)对于在两个不同温度的热源之间工作的任何热机，卡尔加里热机的效率是最大的。否则，它将违反热力学第二定律。(2)卡诺热机的效率只与两个热源的温度有关，与工质无关。否则，它也将违反热力学第二定律。4.热力学第二定律的数学表达克劳修斯不等式是系统的熵变化，是实际过程中传递的热量，t是热源温度，是实际过程中的热温商。这个公式的等号适用于可逆过程。大于号适用于不可逆过程。它的意思是：(1)如果某一过程的发生会使系统的熵变化大于热熵变化，则该过程可能是不可逆的，不违反热力学第二定律。(2)当一个过程发生时，如果系统的熵等于热熵，则该过程是可逆的。(3)这个过程不可能发生。(4)当克劳修斯不等式应用于孤立系统时，即在孤立系统中发生的任何过程总是朝着熵增的方向发展。5.熵变化的计算：(1)恒温过程中的熵变化：(2)恒压过程中的熵变化：(3)定容过程的熵变化：(4)相变熵变化：(恒温、恒压、两相平衡、可逆)6.熵是系统混沌的量度：这是热力学概率和玻尔兹曼常数。7.热力学第二定律的本质：所有自发过程的总体结果是增加了混乱的程度。8.热力学第三定律：在0K时，任何纯物质的完美晶体的熵值为零。9.回应：熵变化计算：10.恒温恒容系统亥姆霍兹函数(1)定义(2)方程代表可逆性，不等式代表不可逆性。在恒温恒容条件下，系统能做的最大有效功(绝对值)，如亥姆霍兹函数的简化。、表示可以发生不可逆的过程。表示可逆过程(或平衡)的一个表示不可能的过程的11.恒温恒压系统吉布斯函数(1)定义：(2)方程代表可逆性，不等式代表不可逆性。在恒温恒压条件下，系统能做的最大有效功(绝对值)，如系统的亥姆霍兹函数的减少。、表示可以发生不可逆的过程。表示可逆过程(或平衡)的一个表示不可能的过程的12、热力学的基本公式：当系统只做体积工作而不做其他工作时13.麦克斯韦关系：14.计算：(1)恒温：(2)相变发生：初始状态和最终状态两个阶段处于平衡状态，温度和压力相同如果初始状态和最终状态不平衡，则设计一个可逆过程进行计算。(3)化学反应：(4)温度变化-吉布斯-亥姆霍兹公式固定温度：应用程序类型：附件是第二章化学势1.(1)偏摩尔量的定义：任何容量性质X(X可以表示V、U、H、S、A、G等。)可视为温度T、压力P和每种物质的量的函数，定义：那么“偏摩尔量”称为“乙”。(2)偏摩尔量的设定公式：2.(1)化学势的定义：(2)物理意义：决定物质转移方向和限度的强度因子。(3)恒温恒压：即多组分均相体系在恒温恒压下状态变化时所能做的最大有效功。(4)这是一个无需任何其他工作即可完成的过程。过程是平衡的。3、理想气体化学势表达式：4.对于理想气体混合物，某一气体的行为以及当该气体单独占据混合物总体积时同样的行为。也就是说，5、实际气体化学势：定义的逸度校正因子称为逸度系数或逸度因子。6.拉乌尔定律：在一定温度下，溶液中溶剂的蒸汽压与溶液中溶剂的量分数成正比，该比值是在该温度下纯溶剂的蒸汽压(上标*)表示纯物质。那就是：(溶液蒸气压的降低与溶液中溶质的摩尔分数成正比)7.(1)理想液体混合物：在一定温度和压力下，液体混合物中的任何物质在任何浓度下都符合拉乌尔定律的液体混合物。(2)理想液体混合物中物质的化学势：当液体混合物和气相达到平衡时，有：,其间8.亨利定律：在一定温度下，稀溶液中挥发性溶质的平衡分压与溶液中溶质的摩尔分数成正比：是与溶液平衡的溶质蒸汽的分压，是溶液中溶质的摩尔分数，是比例常数，叫做亨利系数。特定温度下的数值不仅与溶质性质有关，还与溶剂性质有关，溶剂性质可以大于或者小于纯溶质的饱和蒸汽压。9.理想稀溶液的定义：在一定的温度和压力下，在一定的浓度范围内，溶剂服从拉乌尔定律，溶质服从亨利定律的溶液称为理想稀溶液。10、非挥发性溶质理想稀溶液按数量性：(1)冰点降低：(与温度无关)=溶液中溶质的摩尔浓度。冰点降低常数(溶剂的摩尔质量，单位)(2)沸点升高：沸点升高常数是(3)当半透膜的两侧平衡时，纯溶剂的压力为，溶液的压力为压力差被称为渗透压。渗透压力(4)计算活动：第三章化学平衡1.理想气体的化学反应：标准平衡常数活动商标准吉布斯函数的变化到那时，反应可能会朝着积极的方向发展。到那时，反应可能会反向进行。那时，反应达到了平衡。2.平衡常数的表达式：(1)气相反应： ()(与温度和压力相关)=摘要：(2)液相反应：理想液体混合物：理想稀溶液：非理想稀溶液：(3)多相反应：3.(1)温度对平衡常数的影响：(2)压力和惰性气体的影响：第四章多相平衡1.相：系统中物理和化学性质完全一致的部分。气体：不管系统中有多少气体，只能形成一个气相。液体：由于不同液体的相互溶解程度不同，系统中可能有一个或两个液相，但不超过三个。固体：如果系统中不同的固体在分子水平上均匀混合，就会形成固溶体。身体是一个固相；否则，不管固体颗粒有多破碎，系统中的固体颗粒会有多少就有多少。固相。2.物种编号S:系统中包含的化学物质。3.组分数K:足以代表系统中各相组成所需的独立物种的最小数量。4.独立化学平衡数R，独立溶解度关系数R 5、6.自由度：能在一定范围内独立改变而不导致旧相消失和新相形成的强度特性。7.相位定律：(只考虑温度和压力)是相位数通式：第五章电化学(1)原电池：正极为负极(还原电极)；负极是阳极(氧化电极)。(2)电解池：正极为阳极(氧化电极)；负极是阴极(还原电极)。2.法拉第定律：当电流通过电解质溶液时，通过电极的电荷量与引起电极反应的物质发生反应数量成正比：其中n等于离子的价态变化。3.(1)溶液电阻是两个电极之间的距离，A是浸入溶液中的电极面积，是电阻率。(2)电导率，g是倒数电导率。(3)摩尔电导率强电解质的摩尔电导率和质量溶解度；弱电解质的摩尔电导率(例如):4、电导测量应用：(1)计算弱电解质的电离度和电离平衡常数：(2)测定微溶盐的溶解度和溶度积：饱和溶液的溶解度：溶解度：溶度积():5.溶液中离子的活度和活度系数：(1)电解质的化学势可以表示为每个离子化学势的总和：(2)离子的平均活性与离子的平均摩尔溶解度和离子的平均活性系数之间的关系：(3)对于强电解质，定义了离子的平均活性。离子的平均活度系数，离子的平均质量摩尔溶解度。(4)在稀溶液中，影响强电解质离子平均活度系数的主要因素是浓度和离子价态，离子价态的影响比浓度的影响更显著。溶液离子强度的定义：(M是离子的摩尔数，Z是离子的化合价，B是某一离子)(温度和溶剂被指定为常数)6.将化学能转化为电能的装置称为电池。如果转换是以热力学可逆的方式进行的，它被称为“可逆电池”。在可逆电池中，系统吉布斯函数的减少等于系统对外界的最大贡献。这时，电池两极之间的电位差可以达到最大值，这称为电池的电动势E，即：7.热力学意义上的可逆电池有两种情况：(1)可逆电池在放电期间的反应和可逆电池在充电期间的反应必须彼此相反。(2)通过可逆电池的电流必须无限小。8.能斯特方程：当反应温度为T时，电池反应：等式：(n是电极反应中获得和损失的电子数，是反应物质b的活性)9、计算电池标准电动势：10.电动势E与其温度系数和电池反应热力学量的关系：固定温度条件下，反应的可逆热效应：11、在任何温度下，标准摩尔生成吉布斯函数、标准摩尔生成焓和标准摩尔熵都为零。电极电势的表达式：12.电极电位和电池电动势的应用；(1)判断反应趋势：电位越低，越容易失去电子