关于物理化学重点超强总结归纳

1、第一章热力学第一定律1、热力学三大系统：（1）敞开系统：有物质和能量交换；（2）密闭系统：无物质交换，有能量交换；（3）隔绝系统（孤立系统）：无物质和能量交换。2、状态性质（状态函数）：（1）容量性质（广度性质）：如体积，质量，热容量。数值与物质的量成正比；具有加和性。（2）强度性质：如压力，温度，粘度，密度。数值与物质的量无关；不具有加和性，整个系统的强度性质的数值与各部分的相同 特征：往往两个容量性质之比成为系统的强度性质。3、热力学四大平衡：（1）热平衡：没有热隔壁，系统各部分没有温度差。（2）机械平衡：没有刚壁，系统各部分没有不平衡的力存在，即压力相同（3）化学平衡：没有化学变化的阻力

2、因素存在，系统组成不随时间而变化。（4）相平衡：在系统中各个相（包括气、液、固）的数量和组成不随时间而变化。4、热力学第一定律的数学表达式：a = Q + W Q为吸收的热（+）, W为得到的功（+）定容定温定压绝热得到的功W0或一nRTln V2 V1或-nRAT吸收的热Q0内能增量0焰变0婿变AS-V2或 nR lnV1亥姆霍兹（定温定容）吉布斯（定温定压）12、在通常温度下，对理想气体来说，定容摩尔热容 为:单原子分子系统Cv,m=- R2双原子分子（或线型分子）系统Cv, m = 5 R2多原子分子（非线型）系统Cv,m =9 R =3R2定压摩尔热容:单原子分子系统Cp，m = R2

3、双原子分子（或线型分子）系统Cp,m - Cv,m=R Cp,m = 7R2多原子分子（非线型）系统Cp,m =4R可以看出：Cp,m - Cv,m= R13、Cp, m的两种经验公式： Cp，m=a+bT +cT2（T是热力学温度，a,b,c,c '是经c'Cp,m =a +bT+f验常数，与物质和温度范围有关）T214、在发生一绝热过程时，由于 6Q =0,于是dU =6W,-一，T2V2理想气体的绝热可逆过程，有：nCv,mdT=pdV =Cv,min- = -Rln-TiVip2Vi=Cv, mln = Cp,mln 一piV2pV7 =常数Cp,m=>1.CV,

4、 m15、焦耳-汤姆逊系数:“=（当二 p J-T > 0经节流膨胀后，气体温度降低；Nj-t<0经节流膨胀后，气体温度升高；Nj-t=0经节流膨胀后，气体温度不变。16、气体的节流膨胀为一定焰过程，即 AH =0。17、化学反应热效应：在定压或定容条件下，当产物的温度与反应物的温度相同而在反应过程中只做体积功不做其他功时, 化学反应所吸收或放出的热，称为此过程的热效应，或“反应热”。y n（B 怀-n（B 侬（对于产物v取正值，反应物取负值）18、化学反应进度：n =一n一LB匕=1时,二rU mrU二 rHmrH19、（1）标准摩尔生成焰（&Hm°）：在标准压

5、力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热, 为该物质的标准摩尔生成焰。（2）标准摩尔燃烧焰（AcHm°）:在标准压力和指定温度下，单位物质的量的某种物质被氧完全氧化时的反应焰, 为该物质的标准摩尔燃烧焰。任意一反应的反应焰 ArHm0等于反应物燃烧焰之和减去产物燃烧焰之和。20、反应焰与温度的关系基尔霍夫方程Cp <0,即产物热容小于反应物热容，则 3H/打）p <0 ,即温度升高时反应焰减小Cp > 0,即产物热容大于反应物热容，则(弘H /夕)p>0,即温度升高时反应焰增大。CCp =0,或很小时，反应焰将不随温度而改变。21、基尔

6、霍夫方程的应用：H 2 ：-/H I i. Cp T2-T1适用条件：温度变化范围不大时，将ACp近似看作常数，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：人们不可能设计成这样一种机器，这种机器能不断循环工作，它仅仅从单一热源吸热变 为功而没有任何其他变化。2、卡诺循环：，一一 V2过程1 保持T2定温可逆膨胀。故 Q2 = _Wi = RT2 1nVi过程2绝热可逆膨胀。由于系统不吸热，Q=0,故 W2 = 4U =Cv(TiT2)V4过程3 保持T1定温可逆压缩。故 Qi = -W3 = RTiln 二V3过程4绝热可逆压缩。故 W4 = AU = Cv(T 2 -Ti)

7、-W T2Ti卡诘热机的效率："= 制冷效率- P =Q2 T2T2-T13、卡诺定理：(1)在两个不同温度的热源之间工作的任意热机，以卡滞热机的效率为最大。否则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，而与工作物质无关。否则也将违反热力学第二定律。4、热力学第二定律人数学表达式 克劳修斯不等式- - 一 、一dS是系统的婿变，6Q是实际过程中传递的热，t是热源温度，是实际过程中的热温商。该式的等号适用于可逆过程；大于号适用于不可逆过程。它的含义是：(D假如某一过程的发生将使系统的燧变大于热温商，则该过程是一个不违反热力学第二定律的、有可能进行的不可逆过程。(

8、2) 假如某一过程发生时，系统的燧变为热温商相等地，则该过程是一个可逆过程。Q(3) dS < 的过程不可能发生。T(4) 克劳修斯不等式用于孤立系统时，dS > 0，即孤立系统中所发生的任意过程总是向着婿增大的方向进行。5、燧变的计算：一V2q nRT 1n v(1)定温过程中的烟变：:s = =1 =nRln = nR inT TV1p2T2、QrT2CpdTT2(2)定压过程的：W变：s = Cpln-T1 TT1 TT1T2,QrT2CvdTT2(3)定容过程的烟变：s =Q= =Cv|n-T1 TT1 TT1Hn；：H(4)相变化的烟变：S = = (定温定压，两相平衡，

9、可逆)6、婿是系统混乱度的度量：S = klnQ是热力学概率，k是玻耳兹曼常数。7、热力学第二定律的本质：一切自发过程，总的结果都是向混乱度增加的方向进行。8、热力学第三定律：在 0K时，任何纯物质的完美晶体其燧值为零。9、有反应：aA bB )gG hH嫡变计算：rSmo0 |gSmo(G) h4o(H) -|aS°(A) - b4°(B)10、定温定容的系统亥姆霍兹函数A(1)定义 A =U -TS4 T,V <W' 等式表示可逆，不等式表示不可逆。在定温定容条件下，系统亥姆霍兹函数的减少等系统所能做的最大有效功(绝对值)(3) (AT，v<0，表示

10、能够发生的不可逆过程。(AA y,v =0 ,表示可逆过程(或平衡) At,v>0 ,表示不可能发生的过程11、定温定压系统 吉布斯函数G(1)定义：G =H -TS =U pV -TS =A p V ；：G T, p <W'等式表示可逆，不等式表示不可逆。在定温定压条件下，系统亥姆霍兹函数的减少等系统所能做的最大有效功(绝对值)(3) (AG)T,p<0 ，表示能够发生的不可逆过程。(G卜，p = 0 ,表示可逆过程(或平衡)(AG X, p >0 ,表示不可能发生的过程12、热力学的基本公式：dU =TdS - pdV当系统只做体积功不做其他功时dH =Td

11、S VdpdA = -SdT - pdVdG 二一SdT Vdp13、麦克斯韦关系式：|'S = -'p- |'v s = 1 l'pHScs)牛 J Ses)14、计算AG :p2(1)定温：G = Vdp 二 p1p1p2 nRTp2 dp =nRT In - p1(2)发生相变：始态和终态的两个相平衡，且温度和压力相同，则 G =0 始态和终态不平衡，则设计可逆过程来计算。化学反应：G = . H -T . S(4)AG温度的变化 吉布斯-亥姆霍兹公式定温：p = _£=Tp,£H=GTp 二一二；:T' I T|L TT2G

12、. GT2H11应用式. T 2 Ti = 2 dT = ： H ( T . TT1TT2 T1附第二章化学势T、1、(1)偏摩尔量的定义：多组分系统的任一种容量性质X (X可分别代表V, U, H, S, A, G等)，可以看成是温度压力p及各物质的量nB, nc ,的函数:dX.名盯 p,n(B)dT.X-:Pdp +T,n(B).X1nAT,p,nc(C .A)dr)A；X0nB T,p,nC(C .B)dnB mm def定义：XB =:X则 dX = XAdnA XBdnBC C,BminXBdnBXb称为B的“偏摩尔量”(2)偏摩尔量的集合公式：X =nAXA +nCXC +A A

13、 C C2、(1)化学势定义：Nr=Gr = BBr<CnB .T,P,nC(C#)(2)物理意义：决定物质传递方向和限度的强度因素。(3)定温定压下：dG=£ NBdnB =BWr',也就是说£ BdnB是定温度定压条件下一多组分均相系统在发生状态变化时所能做出的最大有效功。(4)在不做其他功的条件下，(dG，p <0是能够进行的过程；(dG )t, p = 0,过程即达平衡。3、理想气体化学势表达式：口 = 口口 - RT ln -p4、对于理想气体混合物来说，其中某种气体的行为与该气体单独占有混合气体总体积时的行为相同。即=RTlnPb75、实际气

14、体的化学势:-；RTln-p - RTln f. p"p-定义逸度f =¥p校正因子不称为逸度系数或逸度因子6、拉乌尔定律：一定温度时，溶液中溶剂的蒸气压pA与溶剂在溶液中的物质的量分数 XA成正比，其比例是纯溶剂在该*温度时的烝气压pA (上标 一一p - p =n ,压力差口称为渗透压,表布纯物质)。即:(溶液蒸气压的降低与溶质在溶液中的摩尔分数成正比)7、(1)理想液态混合物：在一定的温度和压力下液态混合物中任意一种物质在任意浓度下均遵守拉乌耳定律的液态混合 物。(2)理想液态混合物中物质的化学势：液态混合物与蒸气相达成平衡时，有：%(sln) = %(g)=-(g)

15、 RTln= ：B*(l) RTlnxB*其中 4*。)=-(g) RTln 表Pb =kxXB8、亨利定律：一定温度时，稀溶液中挥发性溶质的平衡分压与溶质在溶液中的摩尔分数成正比:pB是与溶液平衡的溶质蒸气的分压，xB是溶质在溶液中的摩尔分数，kx是比例常数,称为亨利系数。其数值在一定温度下不仅与溶质性质有关，还有溶剂性质有关，可以大于或小于纯溶质的饱和蒸汽压*Pb9、理想稀溶液的定义：一定的温度和压力下，在一定的浓度范围内，溶剂遵守拉乌尔定律、溶质遵守亨利定律的溶液称 为理想稀溶液。10、不挥发性溶质理想稀溶液的依数性：R(Tf )2(1)凝固点降低：ATf =xB (fus H m fu

16、s H m。与温度无关)KfmB，其中mB是溶液中溶质的质量摩尔浓度。Kf是凝固点降低常数 Kf* 2R(Tf )2 M AfusHm、M Ma是溶剂的摩尔质量，单位kgLmol 1)(2)沸点升高：|nxA-vapH-mJR(Tblb沸点升高常数Kb* 2一 R(Tb )2MavapH %则.订b = KbmB(3)半透膜两边平衡时，纯溶剂的压力为、溶液的压力为 p ,则渗透压.： = cRT = M BWbRTi【vvap H m 11R(Tb-又*)一 一 *l【V m,ARTfusHm'11(4)求算活度：lnaA = ( RTfTf第三章化学平衡1、理想气体的化学反应：aA(

17、g) bB(g) = gG(g) hH (g)标准平衡常数 “=(Pg/p? (Ph ' P?(Pa P)a(PB P)b活度商Qa =(PG' p -)g(PH ' p )h (PA P)a(PB' PT标准吉布斯函数变化.“Gm- - -RTlnK-."Gm =jGm RTlnQa当Qa < K4寸，ArGm <0 ,反应能够正向进行。当Qa A KQ时，ArGm >0 ,反应能够逆向进行,当Qa = K2时，ArGm =0 ,反应达到平衡。2、平衡常数的表示法：(1)气相反应:k._=(Pg P-)g(PH P-)h (Pa P

18、)a(PB P')b= UPb'b)(p-)- ”(¥ = g+ h- a- b)Kx =nxB、B =KPp-Av (与温度、压力有关)=总结：K - =Kp(p )-=Kx(p,. p ) ： =Kn(p； p n总)v(2)液相反应:理想液态混合物：K°=nxB¥理想稀溶液：K0=n(cB/c0)v非理想稀溶液：K°=naBs(3)复相反应：3、(1)温度对平衡常数的影响:K(2) rHln 二K (1)11(TTT：)(2)压力、惰性气体的影响：王飞9”-n总厂第四章多相平衡1、相：系统中，物理及化学性质完全均一的部分。气体：一个

19、系统中，无论有多少气体，都只能形成一个气相。液体：由于不同液体的相互溶解的程度不同，一个系统中可以有一个或两个液相，但不会超过三个。固体：如果系统中的不同固体达到分子程度的均匀混合，形成固溶体，一种固溶 体是一个固相；否则，不论固体有多碎，系统中有多少固体，就有多少个 固相。2、物种数S:系统中所含的化学物质。3、组分数K:足以表示系统中各相组成所需要的最少独立物种数。4、独立化学平衡数R,独立溶度关系数R'5、自由度：在不引起旧相消失和新相形成的前提下，可以在一定范围内独立变动的强度性质6、相律：f =K 4+2 (只考虑温度和压力)e为相数第五章电化学1、（1）原电池：正极是阴极（

20、还原极）；负极是阳极（氧化极）。（2）电解池：正极是阳极（氧化极）；负极是阴极（还原极）。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发生电极反应的物质的量成正比：Q =nF ,其中1F = 96485C|_mol,，n的数值就等于该离子的价态变化数。3、（1）溶液电阻 R=P（l/A）, l为两电极间的距离，A为浸入溶液的电极面积，P为电阻率。,G是倒数电导。（3）摩尔电导率Am =M/c（Sm2_mol）强电解质的摩尔电导率与物质的量溶度c： Amm二（1、c）弱电解质的摩尔电导率（以 HAc为例）：mo0（HAc） =H +）十九气Ac）4、电导测定应用:（1）求弱电解质的

21、电离度 口和电离平衡常数： m =Am/Am*（2）求微溶盐的溶解度和溶度积:饱和溶液的溶度：c ='叫 = 一（H：O） 上m盐）_m（盐）溶解度：s = Mc溶度积（,Bn）： Ksp一m= C(A j 1 L_c(Bm)T Hmc)?nnc5、溶液中的离子的活度和活度系数：（1）电解质的化学势可用各个离子的化学势之和表示:（2）离子平均活度a土，与离子平均质量摩尔溶度 m土和离子平均活度系数 手工的关系:a = m . m -（3）对强电解质Mvqv_来说，令v =v+vq定义离子平均活度a_J = a/4aj_离子平均活度系数v1-，离子平均质量摩尔溶度 m =m. m_y亡的

22、主要因素是浓度和离子价数，而且离子价数比浓度12的影响更加显着。溶液离子强度定义:=£ mBzB2（m是离子的质量摩尔浓度，z是离子价2 B数，B是某种离子）ln Q= -A' 6 （温度和溶剂指定，A'为常数）6、可将化学能转化为电能的装置叫电池，若此转化是以热力学可逆方式进行的，则称为“可逆电池”在可逆电池中,系统吉布斯函数的降低(&Gm)p ,等于系统对外所做的最大功 W'r此时电池两极间的电势差可达最大值，称为该电7的电动势 E,即：7、热力学意义上的可逆电池具备的两个条件：(D可逆电池放电时的反应与充电时的反应必须互为逆反应。(2)可逆电池所

23、通过的电流必须为无限小。8、能斯特方程：反应温度为T时，电池反应：aA+bBT gG+hHRT方程：E=E-lnnFg haG 0aH(n是电极反应中得失电子数,a baA aBaB是反应物质b的活度)9、求算电池标准电动势:E - - - : rGm - nF10、电动势E及其温度系数(走)p与电池反应热力学量的关系:八 十 CLT FE, 反 应 的 可 逆 热Qr 二 TrSm = nFT -二 T PHm =,GmT“Sm = -nFE nFT 盯p11、在任何温度下,H的标准摩尔生成吉布斯函数 fGm0 、标准摩尔生成焰 AfHm及标准摩尔婿Sm0均为零。电极电势的表示：R =cp&

24、#176;_RTln a(还原态)nFa(氧化态)12、电极电势及其电池电动势的应用：(1)判断反应趋势：电势越低，越易失去电子；电势越高，越易得到电子。两个电极进行比较时，在 中位值相差较大，或活度相近的情况下，可以用数据直接判断反应趋势，否则，均必须 比较邛值方可判断。，nFE -(2)求化学反应的平衡常数：ArGm0=nFE0=RTln K。,则ln K°= nFERT(3)求微溶盐活度积：微溶盐活度积 Ksp实质就是微溶盐溶解过程的平衡常数。0P(4)求离子平均活度系数：测定一电池的电动势E ,再由中求彳导E后，依据能斯特方程求算电池电解质溶液的离*i与可逆电极电势 中r不同

25、子平均活度a 3离子平均活度系数尸土。13、(1)当有电流通过电极时，发生的必然是不可逆的电极反应，此时的电极电势（2）电极在有电流通过时所表现的电极电势叼与可逆电极电势中r产生偏差的现象称为“电极的极化”；偏差的大小（绝对值）称为“过电势”"=*（3）电极极化，阳极电势升高，阴极电势降低：平（阳极）=Q +叩； 阴极第六章化学动力学基本原理d1、反应速率的表不法： J = Jdt其反应速率：J1 dnA _ 1 dnB a dt b dt1 dnG _ 1 dnH g dt h dt对于任意化学反应：aA+bBTgG+hH ，7、有许多的速率公式:定义反应级数：n = a十口 +3、对于基元反应：aA bB-； gG hH其速率公式：r=kAaBb4、速率常数k/（mol |_dm）1 _s，, n是反应级数。5、几种简单级数反应的速率公式：（a是反应物的起始浓度，x为t时刻反应物已反应掉的浓度）级数速率公式的微分形式速率公式的微分形式半衰期012235、阿累尼乌斯经验公式：djnk = nk = Ae*aRTdT RT2（Ea称为实验活化能，一般被看做与温度无关的常数，单位：Jimol'或kJLiol '）6、有效碰撞数q