物理化学各章节总结

按物理化学章节进行总结第一章热力学第一定律和应用1 .系统、环境和性质在热力学中，研究对象(物质和空间)称为系统，与系统密切相关的馀物和空间称为环境。 根据系统和环境之间是否存在能源交换和物质交换系统，可以分为孤立系统、封闭系统和开放系统三种。2 .热力学平衡状态如果系统的不同宏观性质不随时间变化，据说该系统处于热力学平衡状态。 必须同时包括力平衡、热平衡、相平衡、化学平衡四个平衡。3 .发烧和工作(1)热量和工作的定义热的定义：系统和环境之间存在温差的能量传递形式。 q表示环境向系统传热。工作的定义：系统和环境之间的压力差的存在和其他机械、电的存在导致的能量传递形式。 用w表示。 表示环境在系统上工作。(2)体积功和非体积功工作有多种形式，通常是体积功，系统体积变化时的工作，其定义如下公式中显示出环境的压力。关于等外压过程在可逆过程中，因为p是系统的压力体积功以外的功，例如电功、表面功等称为非体积功，用w表示。4 .热力学能量热力学用符号u表示，是系统的状态函数。 当系统从状态1变为状态2时，过程的热力学增量对于一定量的系统，热力学能量是任意两个独立变量的状态函数，即其全微分在一定量的理想气体中或者U=f(T )也就是说，一定量纯状态理想气体的热力学能只是温度的一值函数。5 .热力学第一定律和数学公式(1)热力学第一定律的经典记述能量可以从一种形式变成另一种形式，但在转化和传递过程中数量不变。“不供给能量就能继续工作的机器被称为第一类永久动机，不存在第一类永久动机。(2)公式在封闭系统中，热力学第一定律的数学公式或者也就是说，封闭系统的热力学能量的变化量等于过程中环境传递给系统的热和功的总和。6 .焓焓用符号h表示，是系统的状态函数。 定义为对于一定量的系统，焓是任意两个独立变量的状态函数其全微分在一定量的理想气体中或者H=f(T )即，一定量的纯状态理想气体的焓只有温度的一值函数。7 .可逆过程根据原始过程的反向变化可以使系统恢复到原始状态，同时环境中没有永久变化的过程称为热力学可逆过程，相反，称为不可逆过程。可逆的过程具有以下特征。(1)可逆过程由一系列连续的无限接近平衡状态的过程构成，全过程无限缓慢。(2)只要用同样的手续沿着原来的道路进行相反的过程，就可以同时复原系统和环境。(3)在等温可逆过程中，系统对环境工作，环境对系统工作是最小的工作。8 .热容量(1)热容量的定义在没有非体积功的条件下，一定量的物质不发生相变和化学变化而吸热dQ的话，其温度从t上升到T dT，这种dQ和dT的比称为该物质的热容量c。(2)等容摩尔热容量n mol某物质在等容条件下从温度t上升到T dT而被吸收的热量为dQV时，等容摩尔热容量(3)等压摩尔热容量如果把某个物质在等压条件下从温度t上升到T dT而吸收的热设为dQp，则等压摩尔热容量(4)理想气体和关系(5)热容量与温度关系的经验公式或者9 .热力学第一定律在p、v、t变化中的应用(1)等容过程W=0(适用于真正的气体、液体、固体等容过程，理想气体的任何p、v、t变化过程)(2)等压过程(适用于真正的气体、液体、固体等容过程，理想气体的任何p、v、t变化过程)(3)理想气体的等温过程(4)隔热可逆过程无论过程是否可逆，都可以应用于理想气体的隔热过程。对理想气体的绝热可逆过程10 .热力学第一定律在相变中的应用(1)相变热(焓)系统地发生的凝聚状态的变化是相变，包括气化、熔融、升华及结晶型的变化等，在相变过程中吸收或放出的热是相变热(焓)(2)相变过程的体积功和热力学能当系统在等温等压条件下从相变为相时，相变过程中的体积功如果相是气相，无视凝聚相的体积，气相可以看作理想气体的话相变过程中的热力学或者如果气相可以看作是理想气体的话11 .热力学第一定律在化学变化中的应用(1)反应的进行情况如果nB ()和nB()是体系中的任一种物质b反应开始时(0 )和反应发展成时的物质量，B是b的化学计量数。 原则式中，反应的进行度。(2)物质热力学标准状态的规定气体的标准状态：纯气体b或混合气体中的任一成分b都是在温度t、压力p下显示出理想的气体特性的气体纯物质b的(假想)状态。液体(或固体)的标准状态：与纯液体b或液体混合物中的成分b无关，在温度t、压力p下液体(或固体)纯物质b的状态。(3)标准摩尔反应热(焓)的计算标准摩尔生成热(焓)的定义在温度t的标准状态下，由稳定相状态的单体生成相的化合物b的焓被称为化合物B()在温度t下的标准摩尔生成热(焓)。从开始计算标准摩尔燃烧热(焓)的定义在温度t的标准状态下，相化合物1mol 和氧的完全氧化(燃烧)反应的焓被称为物质B()的温度t下的标准摩尔燃烧热(焓)。从计算反应热温度变化的关系基尔霍夫定律反应的标准摩尔焓变化与标准摩尔热力学能变化的关系第二章热力学第二定律1 .热力学第二定律的经典表现克劳狄说“无法从低温物体向高温物体传递热，不会引起其他变化”。开尔文(Kelvin )说：“从单一热源提取热转换为工作，不能不引起其他的变化”。2 .熵的定义熵由符号s表示，且为系统的状态函数和广度量。 定义为3 .热力学第二定律的数学公式封闭系统，热力学第二定律的公式式中的t是环境的温度，可逆过程采用等号，Te=Tsys，不可逆过程采用不等号。4 .熵增原理和熵标准(1)熵增加原理或者系统经过绝热过程从一个状态到另一个状态，熵不减少，熵不在绝热可逆过程中变化，而经过绝热不可逆过程增加，这称为熵增加原理。(2)熵标准或者上式被称为熵基准。 那个意思是使孤立系统发生微小变化时，该孤立系统处于平衡状态。孤立系统熵增大的过程可能会自动发生。5 .系统熵的计算计算系统熵变化的基本公式(1) p、v、t变化熵变化的计算理想气体的p、v、t发生变化液体和固体的p、v、t发生变化等压变温过程常数时，可以积分等容变温过程常数时，可以积分(2)相变过程熵变化的计算可逆相变过程不可逆相变过程有必要设计可逆的方法求可逆路线的原则： I )路线的各步骤必须是可逆的ii )路径中的各步骤的计算中可以利用相应的公式)有按各步骤计算的相关数据。6 .环境熵变化的计算7 .热力学第三定律(1)热力学第三定律的经典记述热力学第三定律可以表现为“0K时，任何纯物质的结晶的熵值都为零”(2)公式8 .规定熵和标准熵根据热力学第二定律和热力学第三定律，可以求出物质b的规定熵1mol物质b处于标准状态的规定熵称为标准摩尔熵，其单位记为。已知物质b之和可以计算为任意温度t，即9 .化学反应的熵变化的计算利用物质b的标准摩尔熵数据可以计算化学反应的熵变化以及10 .亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能(1)亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能亥姆霍兹自由能的定义。吉布斯自由能的定义(2)亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能的标准亥姆霍兹自由能标准：或吉布斯自由能标准：或以上各种被称为亥姆霍兹自由能标准和吉布斯自由能标准。11 .热力学函数关系(1)热力学基本方程式相对于足以用两个独立的状态函数确定系统状态的系统，热力学基本方程式在上式中，分别对dS=0、dV=0进行相加，dS=0，dp=0； dT=0，dV=0； 可以得到dT=0、dp=0等条件(2)麦克斯韦关系式这被称为麦克斯韦关系式(3)吉布斯亥姆霍兹方程12 .各种变化过程中中和的计算(1)等温在p、v变化过程中中和的计算以上两式适用于封闭系统，气体、液体、固体的等温变化。关于理想气体，代入上式时从a和g的定义来看，在等温过程中(2)与相变过程的计算等温等压的可逆相变不可逆相变对于不可逆相变过程，必须设计具有相同初始状态、最终状态的可逆过程来计算g。第三章多组分系统热力学1 .偏摩尔量(1)偏摩尔量的定义假设均匀系数由分量1、2、k等构成，则系数的任何电容性x (例如v、u、h、s、a、g )是t、p、n-1、n-2、nk的函数，即全导数为定义为b成分的偏摩尔量。(2)偏摩尔量的集合式在等温等压多成分单相系统中，仅通过知道各成分的偏摩尔量XB、m和物质的量nB，就可以决定系统的容量特性x的值上式是偏摩尔量的集合式。(3)吉布斯-杜海姆式在均匀系统中，不同成分的1、2、k的同偏摩尔量，具有以下关系或者上式中的nB是成分b的物质的量，是成分b的量分率。 把以上的二式。2 .化学势及其标准(1)化学势的定义一定量构成不变的均匀相系数可以将其任意的电容特性v、u、h、s、a、g等表示为两个独立变量的函数。 如构成可变的均相系统，g的变化除了与温度和压力相关之外，也与各成分的物质量的变化相关，即定义成为系统中b成分的化学势。(2)广义化学势广义的化学势如下。以上各式也是成分b的化学势的定义式，称为广义的化学势。(3)纯物质的化学势纯物质的化学势是其摩尔吉布斯自由能(4)化学势的判断标准平衡条件系统中两相平衡的话，一定有上式称为相平条件，即两相达到平衡时，成分b在两相中化学势相等。化学平衡条件化学反应的平衡条件是或者上式表示化学反应达到平衡时，参与化学反应的成分的化学势的代数和等于零。(5)化学势、温度和压力的关系3 .气体的化学势和失度(1)纯状态理想气体的化学势纯状态理想气体在一定温度下的化学势和压力的关系式中是纯状态的理想气体在t、p的化学势，即纯状态的理想气体的t、下的化学势，即标准状态的化学势。(2)纯状态理想气体混合物中任意成分的化学势理想的气体混合物温度下的成分b的化学势和分压的关系理想的气体混合物中的成分b单独存在于t、下，是具有理想的气体特性的化学势，即标准的化学势