大学物理化学期末总复习
物理化学期末复习重点总结
物理化学1第一章 1热力学是研究能量相互转换过程中所遵循的规律的科学.是12定律的基础。
一是研究化学变化和相变的热效应问题。
二是解决变化方向和限度问题及化学平衡相平衡的有关问题 2局限性：对微观无法解答，只反应微观粒子平均行为有统计意义，只研究体系变化可能性限度问题。
4状态函数：是体系状态的单值函数与体系形成和将来变化无关，变化仅取决于始终态，微小变化是全微分 准静态准静态压缩环境做功最少，环境对体系做最小功 可逆：状态1-2，体系环境都完全复原。
特点：体系无限接近平衡态，体系环境完全复原，体系在可逆中做最大功环境最小功 11盖斯定律：一个化学反应，不论一步还是几步热效应同 12生成热：元素单质化合成单一化合物的反应热（后面-前面） 第二章 热力学第一定律:能量守恒.不供给能量而可连续不断对外做的第一类永动机是不可能造成的.自然界的一切物质都具有能量,能量有各种不同形式,能够从一种形式转化为另一种,能量保持不变 1自发过程共同特征:不可逆性 1第二定律:1克劳修斯不可能把热量由低温物到高温无无其他变化2开尔文：不可能单一热源取出热全转为功无其他变化（第二类永动机不可造成） 2卡诺循环结论：可逆热机效率只与两热源温度有关 卡诺定理：在同一组热源之间工作的所有热机可你热机效率最大 3熵增原理:状态函数.在绝热过程中体系的熵值永不减少△S >=0(条件:绝热、孤立、自发) △S=Qr/T(熵变定义)基本公式 过程可逆热效应才能带（混合过程不可逆不行） 4亥姆霍兹函数:F=U-TS d F(T,V,W ’)<=0是定温定容和非体积功为0的条件下自发过程的判据 5吉不斯函数:G=H-TS d G(T,P,W ’)<=0：定温定压，体系G 减小等于可逆过程非体积功，不可逆则大于非体积功 dG=-SdT+Vdp 5化学势定义：是偏摩尔吉布斯函数，由高类相到低类，压力增，化学势增. 物理意义:决定物质传递方向和限度的强度因素 判据 TP 一定才有偏摩尔量 6拉乌尔：定温下，稀溶液中溶剂A 饱和蒸汽压pA 与溶剂在溶液中摩尔分数xA 正比 PA=PA*Xa 7亨利定律:定温稀溶液挥发性溶质的平衡分压pB 与该溶质在溶液中的浓度成正比pb=kbxb 8稀溶液依数性：蒸汽压下降,沸点升高,凝固点降低,渗透现象.本质是蒸气压下降（沸点高凝低渗透现象）生理盐水与血液等渗 眼药水与眼球组织等 第六章 4反应机理:反应物变为产物所经历的途径,又称反应历程 5基元反应:由反应物分子(或离子.原子.自由基等)直接作用生成新产物的反应 A+B=C 是简单反应基元反应双分子反应二级反应 是双分子反应一定是二级反应 10一级反应：反应速率与反应物浓度的一次方成正比的反应 特征：速率常数k 的数值与所用的浓度单位无关k 的量纲为【时间】－1 属于一级反应的有：放射性元素的蜕变。
物化期末知识点总结大全
物化期末知识点总结大全一、物理知识点总结一、机械运动1. 位移、速度、加速度的关系机械运动的基本量是位移、速度、加速度。
位移指物体从一个位置到另一个位置之间的直线距离。
速度是指物体在单位时间内移动的距离，是位移对时间的比值。
加速度是速度对时间的变化率，表示物体单位时间内速度的增量。
2. 牛顿三定律牛顿三定律是描述物体运动状态的普遍定律，包括惰性定律、运动定律和作用-反作用定律。
3. 动能和势能物体的运动状态可以转化为动能和势能。
动能是物体由于运动而具有的能量，与物体的速度和质量有关。
势能是物体由于位置而具有的能量，与物体的位置和形状有关。
4. 动量和冲量动量是物体运动状态的表示，是物体质量和速度的乘积。
冲量是受力作用时间的乘积，是动量的变化量。
5. 受力分析受力分析是描述物体运动规律的方法，通过受力分析可以得到物体的运动状态、加速度和速度等信息。
6. 转动运动转动运动是物体围绕轴线进行的旋转运动，与物体的转动惯量、角速度和角加速度有关。
7. 简谐运动简谐运动是物体周期性运动的一种形式，与物体的振幅、周期和频率有关。
二、电磁学知识点总结1. 电荷、电场和电势电荷是物质固有的物理特性，根据电荷之间的相互作用可以定义电场和电势。
电场是电荷在周围产生的力场，描述了电荷之间的相互作用。
电势是描述电荷位置的物理量，与电势能和电势差有关。
2. 电路和电流电路是由电源、导线和电阻等元件组成的电路网络，描述了电荷在电路中的流动情况。
电流是电荷在单位时间内通过导线的数量，是描述电路中电荷流动的物理量。
3. 电场和电势的关系电场和电势之间存在一定的关系，电场强度的定义与电势的梯度有关，描述了电场在空间中的分布情况。
4. 电磁感应和电磁波电磁感应是描述导体中感生感应电动势的物理过程，与导体的运动状态和磁场的变化有关。
电磁波是由电场和磁场相互作用而产生的电磁波动，与电磁场的振荡有关。
5. 电磁场的能量和动量电磁场具有能量和动量，能量密度和动量密度是描述电磁场物理性质的重要参数。
物化期末知识点总结
物化期末知识点总结物理化学是一门重要的自然科学学科，涉及到物质的结构、性质、变化规律以及物质与能量之间的相互转化关系。
在大学化学专业的课程中，物化是一个重要的学科，学生需要系统学习和掌握其中的理论知识和实验技能。
针对即将到来的物化期末考试，总结以下物化知识点，以帮助学生复习和备考。
一、物理化学基础知识1. 物质的结构物质的结构是物理化学的基础，它包括原子、分子和晶体结构。
在期末考试中，学生需要了解原子的结构、电子排布、元素周期表等基本概念，并能够应用到相关计算和问题解决中。
2. 热力学热力学是物理化学的重要分支，它研究物质热学性质、能量转化和宏观物质的运动规律。
学生需要掌握热力学基本概念，如热力学系统、热力学态函数、热力学过程等，同时理解热力学定律和热力学循环等内容。
3. 动力学动力学是研究化学反应速率、影响因素和反应机理的学科，学生需要掌握化学动力学的基本理论知识，包括化学反应速率方程、活化能、反应机理等内容。
4. 理论化学和计算化学理论化学和计算化学是物化中的新兴领域，它研究分子和物质的数学模拟和计算方法。
在期末考试中，学生需要了解理论化学模型、分子力学方法、分子轨道理论等内容。
二、物理化学实验技能除了理论知识外，物理化学课程也包括实验课程，学生需要掌握基本的实验操作技能和实验数据处理方法。
以下是物化实验技能的主要内容：1. 基本实验操作学生需要掌握化学实验室的基本操作技能，包括称量、配制溶液、分液、过滤、蒸馏等常用技术。
2. 实验数据处理学生需要了解常用的实验数据处理方法，包括数据采集、数据处理、实验结果分析和统计等技术。
3. 实验安全在进行物理化学实验时，学生需要了解实验室安全知识，包括化学品的安全使用、废液处理、急救知识等内容，以确保实验过程和实验人员的安全。
以上是物理化学期末考试的主要知识点总结，学生在复习备考时可结合课程教材和学习笔记进行系统复习，同时针对重点难点进行重点突破。
希望同学们能够充分准备，取得优异的成绩。
物理化学期末复习知识点
物理化学期末复习知识点第二章热力学第一定律一、热力学基本概念1.状态函数状态函数，是指状态所持有的、描述系统状态的宏观物理量，也称为状态性质或状态变量。
系统有确定的状态，状态函数就有定值；系统始、终态确定后，状态函数的改变为定值；系统恢复原来状态，状态函数亦恢复到原值。
2.热力学平衡态在指定外界条件下，无论系统与环境是否完全隔离，系统各个相的宏观性质均不随时间发生变化，则称系统处于热力学平衡态。
热力学平衡须同时满足平衡（△T=0）、力平衡（△p=0）、相平衡（△μ=0）和化学平衡（△G=0）4个条件。
二、热力学第一定律的数学表达式1.△U=Q+W或dU=ΔQ+δW=δQ-p amb dV+δW`规定系统吸热为正，放热为负。
系统得功为正，对环境做功为负。
式中p amb为环境的压力，W`为非体积功。
上式适用于封闭系统的一切过程。
2．体积功的定义和计算系统体积的变化而引起的系统和环境交换的功称为体积功。
其定义式为：δW=-p amb dV（1）气体向真空膨胀时体积功所的计算W=0（2）恒外压过程体积功W=p amb（V1-V2）=-p amb△V对于理想气体恒压变温过程W=-p△V=-nR△T（3）可逆过程体积功W r=-⎰21pVVdV(4)理想气体恒温可逆过程体积功W r=⎰21pVVdV=nRTln(V1/V2)=nRTln(p2/p1)(5)可逆相变体积功W=-pdV三、恒热容、恒压热，焓1.焓的定义式H def U + p V2．焓变（1）△H=△U+△(pV)式中△(pV)为p V乘积的增量，只有在恒压下△(pV)=p(V2-V1)在数值上等于体积功。
（2）△H=⎰21,T T m p dT nC此式适用于理想气体单纯p VT 变化的一切过程，或真实气体的恒压变温过程，或纯的液、固态物质压力变化不大的变温过程。
3. 内能变 (1)△U=Qv式中Qv 为恒热容。
此式适用于封闭系统，W`=0、dV=0的过程。
物理化学总复习1
物理化学总复习1物理化学是一门研究物质的性质、结构和变化规律的学科，它融合了物理学和化学的原理和方法，对于理解化学反应、物质的状态和性质等方面具有重要意义。
以下是对物理化学的一些重要知识点的总复习。
一、热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，其核心表述为：能量可以在不同形式之间转换，但总能量保持不变。
这一定律在物理化学中有着广泛的应用。
比如，在一个封闭系统中，如果有热量 Q 传递给系统，同时系统对外做功 W，那么系统的内能变化ΔU 就等于 Q W 。
这个公式清晰地展示了能量的转化关系。
理解热力学第一定律，对于分析各种热力学过程至关重要。
例如，在一个绝热过程中，Q ＝ 0 ，那么系统内能的变化就完全取决于系统对外做功或者外界对系统做功。
二、热力学第二定律热力学第二定律揭示了自发过程的方向性。
常见的表述有克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出：热量不能自发地从低温物体传递到高温物体。
开尔文表述则表明：不可能从单一热源吸取热量使之完全变为有用功而不产生其他影响。
通过熵的概念，可以更定量地理解热力学第二定律。
熵是一个系统混乱程度的度量。
在一个孤立系统中，熵总是增加的，这反映了自发过程总是朝着更加混乱、无序的方向发展。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出：绝对零度时，纯物质的完美晶体的熵值为零。
这一定律为确定物质的熵值提供了基准。
四、化学热力学在化学热力学中，我们经常关注化学反应的热力学性质，如反应的焓变、熵变和自由能变化。
通过计算反应的焓变，可以判断反应是吸热还是放热。
熵变则反映了反应前后系统混乱程度的变化。
而自由能变化（ΔG）是判断反应能否自发进行的重要依据。
当ΔG ＜ 0 时，反应在给定条件下能够自发进行；当ΔG ＝ 0 时，反应处于平衡状态；当ΔG ＞ 0 时，反应不能自发进行。
五、多组分系统热力学多组分系统中，需要考虑溶质和溶剂的相互作用。
引入了偏摩尔量的概念来描述多组分系统中某一组分的性质。
物化期末知识点总结
物化期末知识点总结一、物质与能量1. 物质的分类：纯物质和混合物，纯物质又分为单质和化合物。
2. 物质的性质：物质的物理性质和化学性质。
物理性质包括颜色、味道、密度等，化学性质包括燃烧性、稳定性等。
3. 物质的变化：物质的物理变化和化学变化。
物理变化包括相变和形态变化，化学变化指物质的化学反应。
4. 能量的分类：能源和能量转化，能源包括化学能、热能、光能等。
能量转化的方式包括热能转化、化学能转化、机械能转化等。
二、原子结构与元素周期表1. 原子的组成：原子由质子、中子和电子组成，质子和中子存在于原子核中，电子绕核运动。
2. 在原子核中，质子和中子的质量分别为1和1.008，而电子的质量很小可以忽略。
3. 原子的电荷平衡：原子中质子和电子的数目相等，因此原子没有净电荷。
4. 元素周期表：元素周期表按照一定的规律排列，周期表的主体是元素的原子核中质子的数目，以及元素的电子排布规律。
三、电子排布和化学键1. 电子排布规律：电子在原子中的排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和阻塞原理。
2. 电子层级：一个原子中的电子分布在不同的能级上，电子层级从内到外依次是K层、L 层、M层等。
3. 电子云模型：电子在原子中的运动可以形成一个电子云模型，其中最外层的电子称为价电子。
4. 化学键：化学键是原子之间的相互作用力，包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由正负离子之间的相互引力产生的，共价键是由共享电子对形成的。
四、物质的量和化学方程式1. 物质的量：物质的量是用摩尔（mol）来表示的，1摩尔物质的质量等于该物质相对分子质量（相对原子质量）的数值（g）。
2. 摩尔质量和摩尔体积：摩尔质量指的是1摩尔物质的质量，摩尔体积指的是1摩尔气体在标准状况下的体积。
3. 化学方程式：化学方程式是用化学符号表示化学反应过程的方程式，由反应物、生成物和反应条件组成。
五、化学反应的速率和平衡1. 反应速率：反应速率是指化学反应中反应物浓度变化的快慢程度。
物理化学期末复习题
物理化学期末复习题(总12页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--一、是非题1.体系从状态I变化到状态Ⅱ，若ΔT=0，则Q=0，无热量交换。
2.当一定量理想气体的热力学能和温度确定后，体系的所有状态函数也随之确定。
3.组成不变的封闭体系在等温、等压条件下，自发变化总是朝着吉布斯自由能减少的方向进行。
4.若体系经历一无限小的变化过程，则此过程一定是可逆过程。
5.偏摩尔量是强度性质，它不仅与体系的温度、压力有关，还与体系中各组分的物质的量有关。
6.一切熵增加的过程都是不可逆过程，而熵减少的过程不可能发生。
7.理想气体在焦耳实验中的Q=0，由于d S=δQ/T，所以dS=0。
8.不可能将热从低温热源传到高温热源，而不引起其他变化。
9.溶液的化学势是溶液中各组分化学势之和。
10.由拉乌尔定律可知，稀溶液中溶剂蒸气压的下降值与溶质的摩尔分数呈正比。
11.有固定沸点的液体，可能是纯净物或混合物。
12.凡是吉布斯自由能增加的过程一定不能发生，而吉布斯自由能减少的过程一定是不可逆过程。
13.表面自由能与表面张力虽然符号相同，但具有不同的物理意义。
14.弯曲液面的附加压力方向总是指向曲面的切线方向。
15.一切可逆过程，体系总是对环境做最大功，而环境总是对体系做最小功。
16.热力学能的绝对值无法测定，只能测定其变化值，其变化值仅与始态和终态有关。
17.在一切等容过程中，体系的热力学能的变化值都等于等容热。
18.自发过程的共同特征是热力学不可逆性，它的逆过程不可能自动发生。
19.加入非挥发性溶质将导致稀溶液的沸点降低、凝固点升高和产生渗透压等一系列依数性质。
20.水在正常相变点下的相变过程是可逆过程，所以熵变为0。
21.凡是温度升高的过程，体系一定吸热；而恒温过程，体系不吸热也不放热。
22.一切可逆过程中，体系总是对环境做功最大，而环境总是对体系做功最小（同A卷疑问）。
物理化学总复习
物理化学总复习 第一章 热力学第一定律δWe= - p e d V d U =δQ +δW基本要求1 熟悉基本概念，系统与环境、状态与状态函数、过程与途径、热和功、准静态过程与可逆过程、内能与焓等。
2 掌握各种过程Q 、W 、U ∆和H ∆的计算。
3 掌握应用Hess 定律、生成焓及燃烧焓计算反应热的方法。
4 熟悉反应热与温度的关系，能用基尔霍夫定律求算各温度的反应热。
内容提要第二节 热力学基本概念1系统与环境：敞开系统、封闭系统、孤立系统。
2系统的性质 3热力学平衡态 4状态函数与状态方程 5过程与途径 6热和功第三节 热力学第一定律1热力学第一定律 2 热力学能3 热力学第一定律的数学表达式第四节 可逆过程与体积功1体积功 2功与过程 3可逆过程 第五节 焓1焓的定义H=U+ pV2恒容热效应和恒压热效应V Q U ＝∆ p Q H =Δ 第六节 热容1 热容的定义。
2 定容热容与定压热容V C p C 第七节 热力学第一定律的应用1 热力学第一定律应用于理想气体 2理想气体的C p 与V C 之差 3 理想气体的绝热过程 第八节 热化学1化学反应的热效应 2 反应进度 3 热化学方程式第九节 化学反应热效应的计算1Hess 定律2生成焓和燃烧焓 O mf H ∆ Om c H ∆3反应热与温度的关系——基尔霍夫定律第二章 热力学第二定律d 0Q S Tδ-≥2221,,1112ln ln ln lnV m p m T V T p S nC nR nC nR T V T p ∆=+=+基本要求1理解热力学第二定律的建立过程，S 的引入及引入F 和G 的原因； 2掌握克劳修斯不等式，过程可逆性判断； 3掌握∆S 、∆F 、∆G 在各种变化过程中的计算；变化过程单纯状态函数变化相变化学变化恒温过程恒压过程恒容过程绝热过程恒温恒压可逆相变恒压过程恒容过程可逆过程不可逆过程4理解热力学第三定律及规定熵，掌握在化学变化中标准状态函数的计算；5 掌握吉布斯－亥姆霍兹公式； 内容提要第一节自发过程的特征 第二节 热力学第二定律克劳修斯表述“热量由低温物体传给高温物体而不引起其它变化是不可能的”。
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V1
P2
G A TS nRT ln V1 V2
理想气体等容可逆过程 W 0
U QV
T2 T1
nCV ,mdT
nCV ,mT
H
T2 T1
nCP,mdT
nCP,mT
SV
T2 T1
nCV ,m dT T
nCV ,m
ln
T2 T1
A U (TS)
G H (TS)
理想气体等压可逆过程
)
286.0kJ
.mol
1
3. 苯在正常沸点353K时摩尔汽化焓为
3075kJ·mol1。今将353K、101325kPa下
的1mol液态苯在恒温恒压下蒸发为苯蒸 气（设为理想气体）。
1）求此过程的Q，W，U，H，S，A和 G；
2）应用有关原理，判断此过程是否为可 逆过程。
4.气相反应 A(g) + B(g) == Y(g) 在500℃，
恒温、恒压及无其它功，
GT ,P,W ' 0 0
自发过程 可逆过程
第三定律熵：
ST
T Qr
0K T
偏摩尔量、化学势及化学势判据：
Z nB
T ,P,nc
ZB,m
Z U , H ,V , A,G, S
B
G nB
T ,P,nc
GB,m
有可能发生过程
BB 0
可逆过程
3. 基本过程、基本公式
物理化学总复习
一、气 体 1. 理想气体定义、微观特征、 PVT关系
凡是在任何T、P下均符合理想气体状态方程
的气体称为∽。 微观特征 ①分子本身不具有体积
②分子间无相互作用力
PVT关系 PV nRT PV m RT M
2. 实际气体对理想气体的偏差、范德华方程
(P
a Vm2
)(Vm
b)
RT
(P
100kPa
进行，试计算该反应的
r
H
m
(773K
)
rU
m
(773K
)
及过程的Q、 W各为多少
(气体可视为理想气体)
物质
A(g) B(g) Y(g)
r
H
m
(298K
)
/
kJ.mol-1
－235
52
－241
Cp,m/J.K-1.mol-1 19.1 4.2 30.0
解：
r
H
m
(773K
)
r
(1) C2H6(g)+7/2O2(g)== 2CO2(g) + 3H2O(l)
r
H
m,1
(298K
)
1560kJ
.mol
1
(2) C(石墨) + O2(g) == CO2(g)
r
H
m,2
(298K
)
393kJ
.mol
1
(3) H2(g) + 1/2O2(g) == H2O(l)
r
H
m,3
(298K
W V2 PdV PV V1
U
T2 T1
nCV ,mdT
nCV ,mT
H
QP
T2 T1
nCP,mdT
nCP,mT
SP
T2 nCP,m dT T T1
nCP,m
ln
T2 T1
A U (TS)
G H (TS)
理想气体绝热可逆 S 0, Qr 0
W
U
T2 T1
nCV
W、Q、U、H、S 、A及G的计算：
理想气体自由膨胀
W Q U H 0
S nR ln V2 nR ln P1
V1
P2
G A TS nRT ln V1
V2
理想气体等温可逆过程
U H 0
W Q nRT ln V2 nRT ln P1
V1
P2
S nR ln V2 nR ln P1
n2a V2
)(V
nb)
nRT
实际气体方程—压缩因子图
PV ZnRT
对于理想气体 Z 1
3. 实际气体液化的条件
T TC P PT*
必要条件 充分条件
二、热力学基础及应用
1. 热力学第一、二定律表述、数学表达式
第一类永动机不能实现 U Q W
第二类永动机不能实现
dS Q
T
过程不可逆 过程可逆
,m dT
nCV ,mT
W
V2 V1
PdV
nR(T1 T2 )
1
H
T2 T1
nCP,mdT
nCP,mT
A U (TS)
G H (TS)
可逆相变化过程 W V2 PdV PV V1
H n相H QP
U QP W H PV
S n相H T相
G 0
A U (TS)
H
m
(298K
)
773 298
BCP,m (B)dT
r
H
m
(298K
)
B
f
H
m
(
B,298K
)
241 52 (235)kJ.mol1
58kJ .mol 1
BCP,m (B) (30 4.2 19.1)J.K 1
6.7J.K 1
r
H
m
(773K
)
rHm(298K Nhomakorabea)
773 298
C B P,m (B)dT
58
773 298
6.7
10
2. 基本概念 体系、环境及体系分类；状态函数及其特点；
功与热及热力学能；
焓的定义： H U PV H U (PV )
一定量理想气体的 U、H都仅
是温度的函数
U f (T ) H f (T )
恒压摩尔热容、恒容摩尔热容：
CP,m
H m T
P
CV ,m
U m T
V
理想气体：CP,m CV ,m R
则
r
H
m
(298K
)
rU
m
(298K
)
熵函数、亥姆霍兹自由能、吉布斯自由能
定义及判据：
dS Qr
T SU ,V 0
S 2 Qr
1T
自发过程
可逆过程
A U TS A U (TS)
恒温、恒容及无其它功， 自发过程
AT ,V ,W ' 0 0 可逆过程
G H TS G H (TS)
标准生成热、标准燃烧热与标准反应热关系：
r
H
m
(T
)
B
f
H
m
(
B,
T
)
B
C
H
m
(
B,
T
)
反应 C(石) O2 (g) CO2 (g)
r
H
m
(298K
)
C
H
m
(石,298
K
)
r
H
m
(298K
)
f
H
m
(CO2
,298
K
)
反应 H 2 (g) 0.5O2 (g) H 2O(l)
r
H
m
(298
K
)
C
H
m
(
H
2
,298
K
)
f
H
m
(
H
2O,
l
,298
K
)
反应的恒压热效应与恒容热效应的关系：
r
H
m
(298K
)
rU
m
(298
K
)
B (g)RT
如反应 H 2 (g) 0.5O2 (g) H 2O(l)
B (g)RT (0 0.5 1)RT 1.5RT
若反应的 B (g)RT 0
4. 例题
1. 298K时，将2mol的N2理想气由0.1
MPa恒温可逆压缩到2MPa，试计算此
过程的W、Q、U、H、S及G 。如果 被压缩了的气体做恒温膨胀再回到原来 状态，问此过程的W、Q、U、H、S及 G又是多少？
2. 根据下列数据，求乙烯C2H6(g)在298K 时的标准摩尔生成热与标准摩尔燃烧热：