物化各种公式概念总结.docx

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物化各种公式概念总结

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。

三、基本关系式1、体积功的计算δW=－p外dV

恒外压过程：

W=－p外ΔV

定温可逆过程（理想气体）：

W=nRT

2、热效应、焓：

等容热：

QV=ΔU（封闭系统不作其他功）

等压热：

Qp=ΔH（封闭系统不作其他功）

焓的定义：

H=U+pV；ΔH=ΔU+Δ（pV）

焓与温度的关系：

ΔH=

3、等压热容与等容热容：

热容定义：

；

定压热容与定容热容的关系：

热容与温度的关系:

Cp,m=a+bT+cT2

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外dV

等容过程：

W=0；Q=ΔU=；ΔH=

等压过程:

W=－peΔV；Q=ΔH=;ΔU=

可逆绝热过程：

Q=0;利用p1V1γ=p2V2γ求出T2，

W=ΔU=；ΔH=

CV（㏑T2-㏑T1）=nR（㏑V1—㏑V2）（T与V的关系）

Cp（㏑T2—㏑T1）=nR（㏑P2—㏑P1）（T与P的关系）

不可逆绝热过程：

Q=0；

利用CV（T2—T1）=－p外（V2—V1）求出T2,

W=ΔU=;ΔH=

2、相变化可逆相变化:

ΔH=Q=nΔH;

Ｗ＝－p（V2—V1）=－pVg=－nRT;ΔU=Q+W

3、实际气体节流膨胀：

焦耳—汤姆逊系数：

μJ—T（理想气体在定焓过程中温度不变,故其值为0；其为正值，则随p降低气体T降低；反之亦然）

4、热化学

标准摩尔生成焓:

在标准压力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热（各种稳定单质在任意温度下的生成焓值为0）

标准摩尔燃烧焓：

…………,单位物质的量的某物质被氧完全氧化时的反应焓

第二章热力学第二定律

一、基本概念自发过程与非自发过程

二、热力学第二定律

热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式）

“=”可逆；“＞"不可逆

三、熵（0k时任何纯物质的完美结晶丧子为0）

1、熵的导出：

卡若循环与卡诺定理（页52

2、熵的定义:

3、熵的物理意义：

系统混乱度的量度。

4、绝对熵：

热力学第三定律

5、熵变的计算

（1）理想气体等温过程:

（2）理想气体等压过程：

（3）理想气体等容过程：

（4）理想气体pTV都改变的过程：

（5）可逆相变化过程：

（6）化学反应过程：

四、赫姆霍兹函数和吉布斯函数

1、定义：

A=U—TS;G=H—TS

等温变化：

ΔA=ΔU—TΔS；ΔG=ΔH-TΔS

2、应用:

不做其他功时，ΔGT，p≤0；自发、平衡

3、热力学重要关系式:

dU=TdS—pdV;dH=TdS+Vdp

【页72】dA=-SdT—pdV；dG=—SdT+Vdp

4、ΔA和ΔG的求算

（1）理想气体等温过程

用公式：

ΔA=ΔU-TΔS;ΔG=ΔH—TΔS

用基本关系式:

dA=—SdT—pdV；dG=—SdT+Vdp

（2）可逆相变过程ΔA=ΔU—TΔS=W=-nRT；ΔG=0

（3）化学反应过程的ΔG标准熵法:

ΔG=ΔH-TΔS

标准生成吉布斯函数法：

（4）ΔG与温度的关系

ΔG=ΔH—TΔS，设ΔH、ΔS不随温度变化。

第三章化学势

1、化学势的定义。

物理意义:

决定物质传递方向的限度的强度因素.；在T、p及其他物质的量保持不变的情况下，增加1molB物质引起系统吉布斯函数的增量.（又称偏摩尔量。

1、只有系统的容量性质才有偏摩尔量，故系统强度性质没有偏摩尔量【页8有两种性质定义】2、只有在定稳T，定压P下才成为偏摩尔量）

2、化学势的应用

在等温等压不作其他功时，＜0自发;＝0平衡；＞0逆向自发

3、化学时表示式

理想气体：

纯固体和纯液体：

拉乌尔定律和亨利定律

1、拉乌尔定律

pA=p*xA（溶液中该物质蒸汽压=纯该物质蒸汽压＊溶液中该物质物质量分数【理想】）适用于液态混合物和溶液中的溶剂.

2、亨利定律

pB=kx,xB（与溶液平衡的溶质蒸汽的分压=亨利系数＊溶质在溶液中的摩尔分数）适用于溶液中的溶质。

二、液态混合物和溶液中各组分的化学势

1、理想液态混合物

标准态为:

同温下的液态纯溶剂.

2、真实液态混合物

标准态为:

同温下的液态纯溶剂.

3、理想稀溶液

溶剂：

标准态为:

同温下的液态纯溶剂。

溶质:

标准态为：

同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。

4、真实溶液

溶剂：

；ax,A=fx,Ax；标准态为：

同温下的液态纯溶剂。

溶质:

；ax，B=γx，BxB;标准态为:

同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。

；ab，B=γb，BbB;标准态为：

同温下bB=1且符合亨利定律的溶质。

理想稀溶液的凝固点降低

第四章化学平衡

一、化学平衡常数与平衡常数表达式

二、标准平衡常数的求算:

三、范特荷夫等温方程

+RT㏑QP（页114

四、平衡常数与温度的关系

；

五、平衡常数的各种表示方法：

（页121

Kp、Kx是气相反应的经验平衡常数。

其与标准平衡常数关系为:

Kθ=Kp（pθ）—△V（产物与反应物计量数之差）=Kx（p/pθ）△V=Kn（p/pθn总）△V

若△v=0则Kθ=Kp=Kx=Kn

分解压:

固体物质在一定温度下分解达到平衡时产物中气体的总压力

第五章多相平衡

一、相律

1、系统中所包含的相的总数称为相数，以Ф表示.最小值为1。

正整数

2、一个系统中无论多少气体都为一个气相;系统一般一两个液相;多少固体物质便有多少固相.

3、系统中所含化学物质书称为“物种数”以S表示,最小值为1.正整数

4、足以表示系统中各相组成所需的最少独立物种数称为系统“组分数”,以K表示。

组分数=物种数—独立化学平衡数—独立浓度关系数K=S—R—R,

自由度：

在不引起旧相消失和新相形成的前提下，可在一定范围内独立变动的强度性质，以f表示

只考虑温度与压力因素的影响时f=K—φ+2,（f=K—φ+1指定温度或压力）。

最小值为0

二、单组分系统1、克-克方程

2、水的相图三面、三线、一点.

三、二组分系统1、步冷曲线（页170

2、看相图：

有“丁”字型相则说明有不稳定化合物生成.

第六章（没学不考）

第七章电化学

通过电极电荷量:

Q=nF（n为电极反应时得失电子的物质的量，F为1mol电子电荷量，叫法拉第，通常取96。

5kC/mol）

一、电解质溶液的电导

1、电导G=1/R;单位：

S（西门子）

2、电导率G=κA/l或κ=Gl/A；单位:

S/m

3、摩尔电导率Λm=κ/c

4、无限稀释摩尔电导率

5、离子的电迁移

；；

二、电解质溶液的活度（229页表格

1、电解质的化学势（电解质溶液的浓度用mB或bB表示）

2、离子强度

电池系列一、可逆电池的构成

电池反应互为逆反应；充放电时电流无穷小。

二、可逆电池热力学

1、（△rGm）T，P=-nFE=—QE

2、

4、；电池反应做了其他功。

三、能斯特方程

四、可逆电极的种类

1、第一类电极：

金属电极；气体电极

2、第二类电极：

微溶盐电极;微溶氧化物电极

3、第三类电极：

氧化还原电极

电池表示式

（1）以化学式表示电池中各种物质的组成，并需分别注明固液气等物态。

对气体注明压力，对溶液注明浓度

（2）以“|”表示不同物相之间的界面，包括电极与溶液的接界和不同溶液间的接界。

盐桥以“|｜”

（3）电池中的负极（氧化反应）写在左边。

五、电极电势的应用

1、判断反应趋势2、求化学反应平衡常数3、求微溶盐活度积4、测离子平均活度

六、电动势E=φ（正极电势）-φ（负）=φ（阴）—φ（阳）

无论原电池还是电解池，相对于可逆电极电势φ,当有电流通过电极时，由于电极的极化，阳极电势升高,阴极电势降低，即

φ（阳）=φ+μ，φ（阴）=φ-μ

1、浓差极化:

电极反应速度比离子迁移速度快造成的。

2、活化极化：

电极反应速度比电子移动速度慢造成的。

第八章表面现象与分散系统

一、表面吉布斯函数

1、；J/m2或N/m；因此又称表面张力。

2、影响因素

物质性质、温度、压力、溶质的种类。

一般T（P）上升，σ下降

二、纯液体的表面现象

1、附加压力:

2、润湿现象

θ=0°，完全润湿；θ＜90°，润湿；θ＞90°，不润湿；

θ=180°，完全不润湿。

3、毛细管现象：

三、溶液表面的吸附

溶质在表面层浓度小于本体浓度,成为“负吸附”;反之为“正吸附"

1、溶液的表面张力：

各类溶质对表面张力的影响。

2、吉布斯吸附公式：

（最多选择题、判断题）

四、表面活性剂

1、定义:

作为溶质能使溶液表面张力显著降低的物质

2、分类:

离子型（正负【一般不能混用】）、非离子型

3、表面活性剂在水溶液中形成胶束所需的最低浓度成为临界胶束浓度，以cmc表示

4、作用：

润湿、增溶、乳化、起泡、洗涤。

W/O（油包水）

分散系统（基本都是文字。

【页311到页319】）

第九章化学动力学基本原理

一、关于反应速率的基本概念

1、反应速率的表示:

2、一步完成的反应为基元反应，基元反应遵守质量作用定律（r=k［A]a［B］b）.是否基元反应只能通过实验确定。

3、速率常数k一级反应单位为s-1，二级反应单位为mol—1。

dm3。

s-1

速率常数仅与温度和催化剂有关，而与浓度无关。

4、反应级数

基元反应一定为正整数，非基元反应可为0或小数。

二、浓度对反应速率的影响（各级半衰期及速率公式表格【页339

1、一级反应

反应速率与浓度的一次方成正比;

以lnc对t作图得一直线;

半衰期与起始浓度无关.

2、二级反应

反应速率与浓度的二次方成正比；

以1/c对t作图得一直线;

半衰期与起始浓度的一次方成反比.

3、零级反应

反应速率与浓度无关

以c对t作图得直线

半衰期与起始浓度成正比

三、温度对反应速率的影响

1、阿仑尼乌斯公式

微分式：

积分式:

2、活化能

活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。

第十章复合反应动力学（唐大炮说：

自己预习复习）