物理化学各章节汇总
物理化学各章节汇总————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：23物理化学每章总结第1章 热力学第一定律及应用1．系统、环境及性质热力学中把研究的对象（物质和空间）称为系统，与系统密切相关的其余物质和空间称为环境。
根据系统与环境之间是否有能量交换和物质交换系统分为三类：孤立系统、封闭系统和敞开系统。
性质⎩⎨⎧容量性质强度性质2．热力学平衡态系统的各种宏观性质不随时间而变化，则称该系统处于热力学平衡态。
必须同时包括四个平衡：力平衡、热平衡、相平衡、化学平衡。
3．热与功 (1) 热与功的定义热的定义：由于系统与环境间温度差的存在而引起的能量传递形式。
以Q 表示，0>Q 表示环境向系统传热。
功的定义：由于系统与环境之间压力差的存在或其它机、电的存在引起的能量传递形式。
以W 表示。
0>W 表示环境对系统做功。
(2) 体积功与非体积功功有多种形式，通常涉及到是体积功，是系统体积变化时的功，其定义为：V p W d δe -=4式中e p 表示环境的压力。
对于等外压过程 )(12e V V p W --= 对于可逆过程，因e p p =，p 为系统的压力，则有V p W V V d 21⎰-=体积功以外的其它功，如电功、表面功等叫非体积功，以W ′表示。
4．热力学能热力学能以符号U 表示，是系统的状态函数。
若系统由状态1变化到状态2，则过程的热力学增量为 12U U U -=∆对于一定量的系统，热力学能是任意两个独立变量的状态函数，即 ),(V T f U = 则其全微分为V V U T T U U TVd d d ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=对一定量的理想气体，则有0=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂TV U 或 U =f （T ） 即一定量纯态理想气体的热力学能只是温度的单值函数。
5．热力学第一定律及数学表达式 (1) 热力学第一定律的经典描述① 能量可以从一种形式转变为另一种形式，但在转化和传递过程中数量不变。
5② “不供给能量而可连续不断做功的机器称为第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。
(2) 数学表达式对于封闭系统，热力学第一定律的数学表达式为W Q U δδd += 或 W Q U +=∆即封闭系统的热力学能的改变量等于过程中环境传给系统的热和功的总和。
6．焓焓以符号H 表示，是系统的状态函数。
定义为 pV U H += 对于一定量的系统，焓是任意两个独立变量的状态函数，即 ),(p T f H = 则其全微分为p p H T T H H Tpd d d ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫⎝⎛∂∂=对一定量的理想气体，则有0=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂pT H 或 H =f （T ） 即一定量纯态理想气体的焓只是温度的单值函数。
7．可逆过程能通过原来过程的反方向变化而使系统恢复到原来状态，同时环境中没有留下任何永久性变化的过程，称为热力学可逆过程；反之，称为不可逆过程。
6可逆过程有如下特征：(1) 可逆过程是由一连串连续的无限接近平衡态的过程所构成，整个过程是无限缓慢的。
(2) 只要以相同手续循沿着原来途径进行一个逆过程，可使系统和环境同时恢复原状。
(3) 在等温可逆过程中，系统对环境所做功为最大功，环境对系统所做功为最小功。
8．热容 (1) 热容的定义在没有非体积功的条件下，若一定量的物质在不发生相变或化学变化的情况下，吸热δQ 后，其温度由T 升至T ＋d T ，该δQ 与d T 的比值称为该物质的热容C 。
TQC d δ= (2) 等容摩尔热容m ,V C若n mol 某物质在等容条件下由温度T 升到T ＋d T 所吸收的热为 δQ V ，则等容摩尔热容为VV V V T U T U n T n Q C ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂=⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂==m m ,1d δ (3) 等压摩尔热容m ,p C若n mol 某物质在等压条件下由温度T 升到T ＋d T 所吸收的热为δQp ，则等压摩尔热容为7pp p p T H T H n Tn Q C ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂==m m ,1d δ (4) 理想气体m ,V C 和m ,p C 关系R C C V p =-m ,m , (5) 热容与温度关系的经验式2m ,cT bT a C p ++= 或 32m ,dT cT bT a C p +++= 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 V Q U =∆⎰=∆21d m ,T T V T nC U （适用于真是气体、液体、固体的等容过程，理想气体的任意p ，V ，T 变化过程）(2) 等压过程)(12e V V p W --= p Q H =∆⎰=∆21d m ,T T p T nC H （适用于真是气体、液体、固体的等容过程，理想气体的任意ｐ，Ｖ，Ｔ变化过程）(3) 理想气体的等温过程0=∆U 0=∆H 2112ln lnp p nRT V V nRT W Q ==-= (4) 绝热可逆过程0=Q ⎰==∆21d m ,T T V T nC W U对于理想气体的绝热过程，不管过程是否可逆上式均可适用。
8对于理想气体的绝热可逆过程有：常数=γpV ；常数=-1γTV ；常数=-γγT p 1；m ,m ,/V p C C =γ1)(11111211221112--=--=⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛---=--γγγγγT T nR V p V p V V K W 10．热力学第一定律在相变化中的应用 (1) 相变热(焓)系统发生聚集态变化即为相变化，包括气化、熔化、升华及晶型转化等，相变化过程中吸收或放出的热，即为相变热（焓）H Q p βα∆=(2) 相变化过程的体积功和热力学能若系统在等温等压条件下由α相变化到β相，则相变化过程中体积功为)(e αβV V p W --=若β相为气相，忽略凝聚相的体积，气相可视为理想气体，则有nRT V p W -=-≈βe相变化过程中的热力学能为W Q U +=∆ 或)(amb αβV V p H U --∆=∆若气相可视为理想气体nRT H U -∆=∆]11．热力学第一定律在化学变化中的应用 (1) 反应进度9若n B (0ξ)及n B （ξ）为系统中任一物质B 在反应开始时(ξ0)及反应进行到ξ时物质的量，νB 为B 的化学计量数。
则 BBB0B B )()(ννξξξn n n ∆=-=∆式中，ξ为反应进度。
(2) 物质的热力学标准态的规定气体的标准态：不管是纯气体B 或气体混合物中的任一组分B ，都是温度为T ，压力p Θ下并表现出理想气体特性的气体纯物质B 的（假想）状态。
液体(或固体)的标准态：不管是纯液体B 或是液体混合物中的组分B ，都是温度T ，压力p Θ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 ① 标准摩尔生成热（焓）的定义在温度T 的标准态下，由稳定相态的单质生成1 mol β相的化合物 B 的焓变称为化合物B(β)在温度T 下的标准摩尔生成热（焓）),(B,Θmf T βH ∆。
② 由),(B,Θmf T βH ∆计算)(Θm r T H ∆ ),(B,BΘm f B Θm r T H H βν∑∆=∆③ 标准摩尔燃烧热（焓）的定义在温度T 的标准态下，由1mol β相化合物B 与氧进行完全氧化（燃烧）反应的焓变，称为物质B(β)在温度T 时的标准摩尔燃烧热（焓）),(B,Θmc T βH ∆。
④ 由 ),(B,Θmc T βH ∆计算)(Θm r T H ∆),(B,BΘm c B Θmr T H H βν∑∆-=∆10⑤ 反应热随温度的变化关系—基希霍夫定律T C T H T H p T T d )()(m ,r 1Θm r 2Θm r 21⎰∆+∆=∆⑥ 反应的标准摩尔焓变与标准摩尔热力学能变的关系nRT T U T H ∆+∆=∆)()(Θm r Θm r第2章 热力学第二定律1．热力学第二定律的经典表述克劳修斯(Clausius)说法：“不可能把热从低温物体传到高温物体而不引起其它变化”。
开尔文(Kelvin)说法：“不可能从单一热源取出热使之完全变为功而不引起其它变化”。
2．熵的定义熵以符号S 表示，它是系统的状态函数，广度量。
定义为TQ S rδd =3．热力学第二定律的数学表达式 封闭系统，热力学第二定律的表达式为∑≥∆T QS δ 可逆不可逆 式中T 为环境的温度，对可逆过程采用等号，且T e =T sys ，对不可逆过程采用不等号。
4．熵增原理及熵判据 (1) 熵增原理0d adi ≥S可逆不可逆 或 ∑≥∆T Q S δadi 可逆不可逆当系统经绝热过程由某一状态到达另一状态时，它的熵不减少，熵在绝热可逆过程中不变，经绝热不可逆过程后增加，这称为熵增原理。
(2) 熵判据0d iso ≥S可逆不可逆 或 ∑≥∆T QS δiso 可逆不可逆 上式称为熵判据。
其含义是① 使孤立系统发生的任何一个微小变化时，若0d iso =S ，则该孤立系统处于平衡态。
② 导致孤立系统熵增大的过程有可能自动发生。
5．系统熵变的计算 计算系统熵变的基本公式⎰⎰==-=∆21r2112δd TQ S S S S (1) p ，V ，T 变化熵变的计算 ① 理想气体的p ，V ，T 变化1212m ,ln lnp p nR T T nC S p +=∆ 1212m ,ln ln V V nR T T nC S V +=∆ 12m ,12m ,ln lnV V nC p p nC S p V +=∆ ② 液体和固体的p ，V ，T 变化 等压变温过程 ⎰=∆21d m ,T Tp TTnC S若m ,p C 为常数，积分可得 12m ,ln T T nC S p =∆ 等容变温过程 ⎰=∆21d m ,T TV TTnC S若m ,V C 为常数，积分可得 12m ,ln T T nC S V =∆ (2) 相变化过程熵变的计算 ① 可逆相变过程TH n S 相变热）(m βα∆=∆② 不可逆相变过程 需设计可逆途径来计算，如),,B(11p T α),,B(11p T β),,B(12p T α),,B(12p T α?=∆S 1S ∆2S ∆3S ∆ 可逆相变寻求可逆途径的原则：ⅰ）途径中的每一步必需可逆；ⅱ）途径中的每步的S ∆计算有相应的公式可利用；ⅲ）有相应于每一步计算的相关数据。
6．环境熵变的计算ee T Q S sys -=∆7．热力学第三定律(1) 热力学第三定律的经典描述热力学第三定律可表述为：“0K 时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零”， (2) 数学表达式-1K J 0K 0(*⋅=）完整晶体，S8．规定熵和标准熵根据热力学第二定律，⎰=-TTQS T S K0*δK)0()(，又根据热力学第三定律0K)(0*=S ，可求出物质B 的规定熵，如⎰=TTQT S K0m δ)(B,1mol 物质B 处于标准状态下的规定熵叫做标准摩尔熵，记作),(B,ΘmT S β，其单位是11mol K J --⋅⋅。
物理化学小结（一,二章）
物理化学小结（一,二章）物理化学小结（第一、二章）第一章．热力学第一定律一、基本概念1.系统与环境：三类系统，系统的两种性质及相互关系。
2.热力学平衡态：4种。
3.状态函数：特性。
4.状态方程：pv ＝nRT5.过程和途径6.热和功：正、负值的规定。
7.热力学第一定律的数学表达式：ΔU ＝Q ＋W二、体积功与可逆过程1.体积功的计算：膨胀或压缩过程三种情况的计算表达式2.可逆过程：特点。
三、焓：定义，ΔU ＝Q V ，ΔH ＝Q P 。
熟练掌握相关Q 、W 、ΔU 和ΔH 之间的关系，要求计算。
四、热容：定义，会用热容C V 、C P 来计算ΔU 、ΔH 。
五、应用1.应用于理想气体：理想气体的热力学能和焓是温度的函数；理想气体C V 和C P 的差值（记住单原子分子、双原子分子的热容值）；理想气体的绝热过程：热容比，过程方程式。
（计算类型见例1－7）。
2.应用于实际气体：节流膨胀的意思节流膨胀的恒焓过程Joule-Thomson 系数：利用其正负值来判断T 和P 的变化关系。
六、热化学1.热效应的正负规定2.化学反应中热效应的关系及热化学方程式3.反应进度的概念4.化学反应热效应的计算：赫斯定律利用生成焓来计算（产物－反应物）利用燃烧热来计算（反应物－产物）第二章．热力学第二定律一、自发过程的特征：3个二、热力学第二定律的两种表述三、卡诺循环：循环过程中Q 、W 的计算，热机效率121T T η=-或121Q Q η=+，3点结论（P49）四、卡诺定理的表述：2点五、熵1.熵的导出：热温商，熵S 的表达式及意义。
2. 热力学第二定律的数学表达式－克劳修斯不等式：QdS o T δ-≥，式中符号的物理意义，学会用来判断过程是否可逆。
3.熵增加原理：ΔS 绝热≥ 0ΔS 孤立≥ 0判断自发过程与可逆过程的关系（注意条件）孤立系统中，熵增加原理可判别过程的方向和限度。
六、熵变的计算：在相同始终态之间设计可逆过程A B S S S δ??B r系A Q＝－＝ TΔS 环＝－Q 实际/T 环1.等温过程中的计算：a.理想气体等温过程b.相变过程c.理想气体混合过程2.变温过程中熵变的计算：等容变化VdT S C ??21T T ＝ T等压变化P dT S C ??21T T ＝ T 计算时，先设计成等温、等容可逆过程或等温、等压可逆过程，再分步计算。
大学课程《物理化学》各章节知识点汇总
pV K
'
TV
1
K
T p
1
K
''
第二章 热力学第二定律
W Q2
可逆热机效率
T2 T1 T1 1 T2 T2
B
熵函数
克劳修斯不等式：
S A B
A
Q
T
0
dS
Q
T
0
熵增加原理： 孤立体系：
nB X B ,m
B 1
i
化学势的定义
GB ,m
G B nB T , p ,n j B
G f (T , p, n1 , n2 , )
G G G G dG dn1 dn2 dp dT T p ,ni p T ,ni n1 T , p ,n j1 n2 T , p ,n j2
H B ,m GB ,m
S B ,m
偏摩尔量的集合公式
dX X1,m dn1 X 2,m dn2 X B,m dnB
B
dX X dn X dn
1, m 1 2, m
2
X i ,m dni
X n1 X1,m n2 X 2,m ni X i,m
可使系统和环境都复原，而没有任何耗散效应。是以无
限小的变化进行，系统始终无限接近平衡态。
第一定律的数学表达式
U Q W
对微小变化： dU Q W 等容热效应
dU Q W
W pdV 0
U QV ,
U QV CV dT
物理化学知识点(全)
第二章热力学第一定律内容摘要◼热力学第一定律表述◼热力学第一定律在简单变化中的应用◼热力学第一定律在相变化中的应用◼热力学第一定律在化学变化中的应用一、热力学第一定律表述适用条件：封闭系统的任何热力学过程说明：1、2、U是状态函数，是广度量W、Q是途径函数二、热力学第一定律在简单变化中的应用----常用公式及基础公式1、常用公式过程W QΔUΔH理想气体自由膨胀0000理想气体等温可逆－nRTln（V2/V1）；－nRTln（p1/p2）nRTln（V2/V1）；nRTln（p1/p2）00任意物质0∫nCv.mdT∫nCv.mdTΔU+VΔp等容理想气体0nCv.m△T nCv.m△T nCp.m△T等压任意物质－PΔV∫nCp.mdTΔH－pΔV Qp理想气体－nRΔT nCp.m△T nCv.m△T nCp.m△T理想气体绝热过程Cv.m(T2－T1)；或0nCv.m△T nCp.m△T可逆(1/V2γ-1－1/ V1γ-1)p0V0γ/(γ－1)2、基础公式热容 C p.m=a+bT+cT2 (附录八)液固系统----Cp.m=Cv.m理想气体----Cp.m-Cv.m=R单原子: Cp.m=5R/2双原子: Cp.m=7R/2 Cp.m / Cv.m=γ理想气体• 状态方程 pV=nRT• 过程方程恒温:• 恒压:• 恒容:• 绝热可逆:三、热力学第一定律在相变化中的应用----可逆相变化与不可逆相变化过程1、可逆相变化 Q p =nΔ相变H mW = -pΔV无气体存在: W = 0有气体相,只需考虑气体,且视为理想气体ΔU = nΔ相变H m－ pΔV2、相变焓基础数据及相互关系 Δ冷凝H m (T) = －Δ蒸发H m (T)Δ凝固H m (T) = －Δ熔化H m (T)Δ凝华H m (T) = －Δ升华H m (T)(有关手册提供的通常为可逆相变焓)3、不可逆相变化 Δ相变H m(T2) = Δ相变H m (T1) +∫Σ(νB C p.m)dT解题要点： 1.判断过程是否可逆;2.过程设计,必须包含能获得摩尔相变焓的可逆相变化步骤;3.除可逆相变化,其余步骤均为简单变化计算.4.逐步计算后加和。
物理化学各章知识点总结-86页
经此过程，所有状态函数的变量均为零。
4. 功和热
注意：
W pambdV
• 不论是膨胀还是压缩，体积功都用- pambdV
计算，公式中的压力都用外压
• 公式中的pamb不能随便写到积分号外，只有 常数才行
• 只有- pambdV这个量才是体积功，pambV或 Vdpamb都不是体积功。
不同过程功的计算分析：W p amb V
W pamb dV
（1）环境为真空态(自由膨胀):
pamb= 0，W = 0
（2）恒外压过程(pamb恒定): W = －pambΔV = －pamb(V2－V1)
（3）恒压过程(pamb=p=定值)：
W=-p△V
（4）恒容过程(△V =0)：
W＝0
例如：在298.15 K时
1 2
H2
(g,
p
)
1 2
Cl2
(g,
p
)
HCl(
g,
p
)
反应焓变为：
r
H
m
(298
.15
K
)
92.31kJ.mol 1
这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：
f Hm (HCl, g,298.15K) 92.31kJ.mol1
10.可逆过程与可逆体积功
可逆过程：系统内部及系统与环境之间在无限接近平 衡条件下进行的过程，称为可逆过程，否则称为不可 逆过程。
生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是相
同的，即：
d dnD dnE dnF dnG D E F G
当反应按所给反应式的系数比进行了一个单位的化 学反应时，即 nB / mol B，这时反应进度就是1mol。
物理化学知识点总结
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 。
焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程：1221ln ln p p nRT V V nRT W ==2、热效应、焓等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功） 等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功） 焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p 热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2 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 e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V 可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p不可逆绝热过程：Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、热化学物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。
摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν∆=∆∑反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。
物理化学课本重点全方位总结
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：∆U = Q + W Q为吸收的热（+），W为得到的功（+）。
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,V m C =32R 双原子分子（或线型分子）系统 ,V m C =52R 多原子分子（非线型）系统 ,V mC 632R R == 定压摩尔热容：单原子分子系统 ,52p m C R =双原子分子（或线型分子）系统 ,,p m V m C C R -=,72p m C R =多原子分子（非线型）系统 ,4p m C R =可以看出：,,p m V m C C R -=13、,p m C 的两种经验公式：,2p m C a bT cT =++ （T 是热力学温度，a,b,c,c ’ 是经,2'p m c C a bT T=++ 验常数，与物质和温度范围有关）14、在发生一绝热过程时，由于0Q δ=，于是dU Wδ=理想气体的绝热可逆过程，有：,V m nC dT pdV =- ⇒ 22,11lnln V m T V C R T V =- 21,12ln ,ln V m p V C Cp m p V ⇒= ,,p mV mC pV C γγ=常数 =>1. 15、-焦耳汤姆逊系数：J T T =()H pμ∂∂- J T μ-＞0 经节流膨胀后，气体温度降低；J T μ-＜0 经节流膨胀后，气体温度升高； J T μ-=0 经节流膨胀后，气体温度不变。
大学课程《物理化学》各章节知识点汇总
第一定律的数学表达式
U Q W
对微小变化： dU Q W
等容热效应
dU Q W W pdV 0
dU QV
CV
QV
dT
U T
V
U QV ,
U nB
S ,V ,n j B
H nB
S, p,nj B
F nB
T ,V ,n j B
B
G nB
T , p,n j B
n B
S ,V ,n j B
F f (T ,V , n1, n2 )
H f (S, p, n1, n2 )
组成可变系统的热力学基本关系式：
dU TdS pdV BdnB
Q和W都不是状态函数，其数值与变化途径有关。
§1-4 可逆过程和体积功
一、体积功
因系统的体积变化而引起的系统与环境之间交换的功称
为体积功。 pe
W Fedl ( pe A)dl
ped ( Al) pedV
A
dl
pi
二、功与过程
功不是状态函数，其数值与过程有关。系统由同一始态 经不同的过程变化到同一终态，则体统对环境或环境对 体系所作的功不同。
p2 dp
压缩
p1
p1
p2 , V2
p1, V1
p2
V1
V2
W
V1 V2
pedV
( p V1
V2
i
dp)dV
V1 V2
pi dV
三、可逆过程
某系统经一系列的过程后，如果系统回到初始状态叫做 系统的复原；环境在经历一些的变化后，如果既没有功 的得失也没有热的得失就叫做环境的复原。
物理化学下册的知识点总结
物理化学下册的知识点总结第一章：绪论1.1 物理化学的定义和意义- 物理化学是研究物质的物理性质和化学性质之间相互关系的科学，它是物理学与化学之间的交叉学科。
- 物理化学对于理解和掌握物质的物理化学性质、化学反应机理和动力学规律具有重要的意义。
1.2 物质的结构- 化学元素是由原子构成的，原子由质子、中子和电子组成。
- 原子核由质子和中子组成，电子绕原子核运动。
1.3 物质的基本性质- 物质的基本性质包括物质的量、质量、体积、密度等。
第二章：热力学基础2.1 热力学基本概念- 热力学是研究热现象的学科，包括热平衡、热力学系统、热力学过程等基本概念。
2.2 热力学第一定律- 热力学第一定律表明能量守恒的原理，即能量可以从一种形式转化成另一种形式，但总能量守恒。
2.3 热力学第二定律- 热力学第二定律表明热量不可能自发地从低温物体传递到高温物体，也就是说热能不可能自发地从一个低温系统传递到一个高温系统，即热量不可能自行从低温物体转移到高温物体。
2.4 熵的概念- 熵是热力学中的一个重要参数，它表示系统的无序程度和混乱程度。
第三章：化学动力学3.1 化学速率- 化学反应速率是指单位时间内反应物的消耗量或产物的生成量。
3.2 反应速率规律- 反应速率与反应物浓度的关系可以用速率常数和反应级数来表示。
3.3 反应活化能和活化能理论- 反应活化能是反应物转化为产物所需要的最小能量，活化能理论可以解释化学反应速率与温度的关系。
第四章：电化学基础4.1 电化学基本概念- 电化学是研究化学反应与电流、电势、电解等相互关系的学科。
4.2 电解和化学电池- 电解是指用电流将化合物分解成元素或离子的过程，而化学电池则是将化学能转化为电能的装置。
4.3 电化学动力学- 电化学动力学研究化学反应速率与电流密度、电势的关系。
第五章：分子动力学5.1 分子的基本运动- 分子动力学研究分子的热运动和扩散等基本运动。
5.2 分子碰撞理论- 分子碰撞理论是研究气体分子之间碰撞频率和平均自由程的理论。
大学物理化学知识整理
第一章 理想气体1、理想气体：在任何温度、压力下都遵循PV=nRT 状态方程的气体。
2、分压力：混合气体中某一组分的压力。
在混合气体中，各种组分的气体分子分别占有相同的体积(即容器的总空间)和具有相同的温度。
混合气体的总压力是各种分子对器壁产生撞击的共同作用的结果。
每一种组分所产生的压力叫分压力，它可看作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生的压力B P 。
P y P B B =，其中∑=BBB B n n y 。
分压定律：∑=BB P P道尔顿定律：混合气体的总压力等于与混合气体温度、体积相同条件下各组分单独存在时所产生的压力的总和。
∑=BB V RT n P )/(3、压缩因子ZZ=)(/)(理实m m V V 4、范德华状态方程 RT b V V ap m m=-+))((2 nRT nb V Van p =-+))((225、临界状态(临界状态任何物质的表面张力都等于0)临界点C ——蒸气与液体两者合二为一，不可区分，气液界面消失； 临界参数：(1)临界温度c T ——气体能够液化的最高温度。
高于这个温度，无论如何加压 气体都不可能液化；(2)临界压力c p ——气体在临界温度下液化的最低压力； (3)临界体积c V ——临界温度和临界压力下的摩尔体积。
6、饱和蒸气压：一定条件下，能与液体平衡共存的它的蒸气的压力。
取决于状态，主要取决于温度，温度越高，饱和蒸气压越高。
7、沸点：蒸气压等于外压时的温度。
8、对应状态原理——处在相同对比状态的气体具有相似的物理性质。
对比参数：表示不同气体离开各自临界状态的倍数 (1)对比温度c r T T T /= (2)对比摩尔体积c r V V V /= (3)对比压力c r p p p /= 9、rr r c r r r c c c T Vp Z T V p RT V p Z =⋅=10、压缩因子图：先查出临界参数，再求出对比参数r T 和r p ，从图中找出对应的Z 。
物理化学复习重点
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、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。
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 ln V 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； 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”。