物理化学考前复习基础知识重点考前必备
物理化学总复习纲要
物理化学总复习纲要一、热力学基础热力学第一定律和热力学第二定律是热力学的核心内容。
热力学第一定律，也就是能量守恒定律，强调在任何过程中，能量的总量保持不变。
在复习时，要熟练掌握内能、功和热的概念及计算方法，理解热力学第一定律的数学表达式ΔU ＝ Q ＋ W，并能运用它解决各种热力学过程的能量变化问题。
热力学第二定律指出了热过程的方向性和不可逆性。
要重点理解熵的概念及其物理意义，掌握熵增原理，能够计算简单过程的熵变。
同时，了解热力学第三定律，知道绝对零度时熵值为零。
对于热力学基本方程，如 dU ＝ TdS PdV 等，要熟悉它们的推导过程和应用条件，能够通过这些方程计算热力学函数的变化。
二、化学热力学在化学热力学部分，重点是掌握化学反应的热力学函数变化的计算，如反应焓变、反应熵变和反应自由能变。
通过标准生成焓、标准熵和标准生成自由能等数据，可以计算出任意化学反应在给定条件下的热力学函数变化。
要理解这些标准热力学数据的含义和使用方法，以及温度对反应热力学函数的影响。
对于吉布斯自由能，要掌握其作为化学反应自发性判据的应用。
能够根据反应的自由能变判断反应的方向和限度，以及通过改变条件来调控反应的进行。
三、化学平衡化学平衡是热力学在化学反应中的重要应用。
要掌握化学平衡的特征和平衡常数的表达式。
对于气相反应、液相反应和多相反应，平衡常数的形式有所不同，要能够正确书写和计算。
理解平衡常数与热力学函数的关系，如ΔG° ＝ RTlnK。
掌握各种因素，如浓度、压力、温度对化学平衡的影响，能够运用勒夏特列原理分析平衡移动的方向。
在复习化学平衡时，还要学会通过平衡常数计算反应物的转化率和平衡组成。
四、相平衡相平衡是研究多相体系中相的存在和变化规律的重要内容。
要熟悉相律的表达式 F ＝ C P ＋ 2 及其应用，能够根据给定的体系确定自由度、组分数和相数。
掌握单组分体系的相图，理解水的相图中各点、线和面的含义。
物理化学复习知识点归纳
物理化学复习知识点归纳物理化学作为化学的一个主要分支，关注物质的物理性质、化学反应、能量转化等方面的研究。
下面将对物理化学的基本知识点进行归纳和复习。
1.原子结构和化学键：-定义：原子是化学物质中最小的粒子，由质子（正电荷）、中子（中性）和电子（负电荷）组成。
-原子核：由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，中子数可以影响同位素的形成。
-电子壳层结构：分为K、L、M等壳层，每个壳层能容纳的电子数量有限，遵循2n^2的规律（n为壳层编号）。
-原子键：包括离子键、共价键和金属键。
离子键由离子间的电荷作用力形成，共价键由相互共享电子形成，金属键由金属原子之间的电子云相互作用形成。
2.分子的构象和反应动力学：-构象：指分子在空间中的排列方式，由键角和键长决定。
分子的构象决定了其物理和化学性质。
-电离平衡：涉及酸碱反应的平衡，Kw表示了水的离子化程度和酸碱强度。
-化学动力学：研究化学反应的速率和机理。
反应速率受温度、浓度、反应物的结构和催化剂等因素影响。
3.热力学和热化学：-热力学：研究物质能量转化和热平衡的学科。
包括物质的内能、焓、熵、自由能等概念。
-熵：表示体系的无序度，体系越有序，熵值越小。
熵的增加是自然趋势，反映了热力学第二定律。
-热化学：研究化学反应中能量变化的学科。
包括焓变、标准焓变、热容、热效应等概念。
-反应热力学：研究反应的方向和热效应。
根据吉布斯自由能的变化可以判断反应是否自发进行。
4.量子化学：-波动粒子二象性：根据波粒二象性原理，微观粒子既可以表现出粒子性质，也可以表现出波动性质。
-波函数和波动函数：描述微观粒子在空间中的波动性质和定域性质。
波函数的平方可以给出粒子出现在一些空间区域的概率。
-氢原子的定态：薛定谔方程描述了电子在氢原子中的定态和能级。
以上是物理化学的一些基本知识点的归纳和复习。
在复习过程中，建议结合教材和课堂笔记，注重理解和记忆重点概念和公式，同时通过做习题和实践操作巩固知识。
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。
高考化学物理必拿分知识点
高考化学物理必拿分知识点高考是每个学生迈向大学的重要关卡，而化学物理是其中一门必考科目。
为了帮助大家更好地应对高考化学物理考试，下面将为大家总结一些必拿分的知识点。
一、化学知识点1.周期表和元素周期律：高考中经常涉及元素周期表及元素周期律的应用。
要熟记元素周期表上的各种性质，如元素的原子序数、元素符号、相对原子质量等，并能准确地判断元素在周期表中的位置。
2.化学键：了解不同化学键的性质和特点，例如离子键、共价键、极性键等。
掌握化学键在物质性质和化学方程式中的应用。
3.酸碱中和反应：掌握酸碱中和反应的概念、方程式和计算相关的问题。
同时，要了解常见酸碱指示剂和酸碱溶液浓度的概念。
4.氧化还原反应：了解氧化还原反应的概念、氧化态和还原态的判断以及对应的电子转移等内容。
掌握氧化还原方程式和氧化还原反应的应用。
5.化学反应的速率和化学平衡：熟悉化学反应速率和化学平衡的概念、影响因素以及相关计算题型。
二、物理知识点1.力学：力学是物理学的基础，掌握牛顿运动定律、重力、摩擦力、弹簧力等内容，能够根据题目给定的条件进行力学问题的分析和解答。
2.电学：了解电路基本知识，包括电阻、电流、电压等的关系和计算，以及串联和并联电路的特点和计算方法。
3.光学：熟悉几何光学的基本概念和光线的传播规律。
掌握透镜成像、反射和折射的规律，并能够根据条件进行相关的计算题目。
4.热学：了解热学的基本概念和热量的传递规律，如热力学第一定律、热传导、热辐射等，以及与热学相关的计算题型。
5.声学：熟悉声音的产生、传播和特征，掌握声音频率、强度和音速等的关系和计算。
三、解题技巧1.理解题意：做题时要仔细阅读题目，理解题目的要求和条件。
对于复杂的问题，可以通过分析和拆解题目来帮助理解。
2.建立思维框架：在解题过程中，可以根据前面的学习和积累，建立起解题的思维框架。
把问题归类、归结，找出解题的关键点。
3.化繁为简：对于复杂的问题，可以尝试将其简化为易于处理的形式。
高考物理化学必备知识点
高考物理化学必备知识点高考是每个学子人生中的一次重要考验，而物理和化学作为理科科目的重要组成部分，通常也是考生们备战高考的重点。
在物理和化学这两门学科中，有一些知识点是高考必备的，对于考生来说，熟练掌握这些知识点可以大幅度提高解题能力和成绩。
本文将重点介绍一些高考物理化学必备的知识点。
一、物理学知识点1. 力学力学是物理学的基础，涉及到运动、力和质点等概念。
在高考中常见的力学知识点包括牛顿运动定律、运动学中的位移、速度和加速度等，以及质点受力平衡和不平衡时的运动方程等。
此外，弹性势能、功和能量守恒定律也是高考中的重点内容。
2. 光学光学是物理学中研究光和光学现象的学科。
在高考中常见的光学知识点包括光的传播、折射、反射和干涉等现象。
此外，光的波粒二象性、几何光学和光的色散也是高考中的重点内容。
3. 电磁学电磁学是研究电场和磁场相互作用的学科。
在高考中常见的电磁学知识点包括电荷、电场和电势等概念，电流、电阻和电路等内容。
此外，磁场和电磁感应也是高考中的重点内容。
二、化学知识点1. 无机化学无机化学是研究无机物质的组成、结构和性质的学科。
在高考中常见的无机化学知识点包括物质的组成元素、阴阳离子的化合与分解反应等。
此外，酸碱中和反应和氧化还原反应也是高考中的重点内容。
2. 有机化学有机化学是研究有机物质的组成、结构和性质的学科。
在高考中常见的有机化学知识点包括有机物的结构和命名规则、共轭体系和杂环化合物等。
此外，有机反应的机理和化学平衡也是高考中的重点内容。
3. 物质的变化和能量转化物质的变化和能量转化是研究物质在化学反应中的变化和能量转化的学科。
在高考中常见的知识点包括热力学定律、焓变和反应速率等。
此外，溶液和酸碱中的物质变化也是高考中的重点内容。
综上所述，物理和化学是高考理科中的重要科目，考生们需要掌握一些高考物理化学必备的知识点。
这些知识点涵盖了从力学到光学再到电磁学，在化学方面涵盖了无机化学和有机化学，以及物质的变化和能量转化。
物理化学复习资料
物理化学复习资料物理化学是一门综合性的学科，它要求学生掌握一定的物理和化学基础知识，同时还需要具备一定的分析和实验能力。
为了帮助大家更好地复习物理化学，以下是一些复习资料和建议，供大家参考。
第一部分：物理化学基础知识复习物理化学基础知识包括物质的性质、结构和变化规律等内容。
在复习时，应着重掌握以下几个方面的知识：1. 基本概念和计量单位：理解物质、能量和化学反应的基本概念，并熟悉各种物质质量、浓度、压强、温度等计量单位。
2. 摩尔概念：理解摩尔的概念，并能够在计算中灵活运用。
3. 热力学：掌握物质的热力学性质，包括热容、焓、焓变等，并能够解决与热力学相关的计算问题。
4. 化学平衡：理解化学平衡的条件和规律，包括平衡定律、平衡常数等，并能够应用它们解决与化学平衡相关的问题。
5. 化学动力学：了解化学反应速率的概念和计算方法，以及影响反应速率的因素，并能够解决与化学动力学相关的问题。
第二部分：物理化学实验技巧复习物理化学实验是物理化学学科中的重要组成部分，它要求学生具备一定的实验技能和数据处理能力。
在复习时，应注意以下几个方面的内容：1. 实验仪器的使用：掌握常用的物理化学实验仪器的使用方法，包括天平、电子天平、分光光度计、热量计等。
2. 实验操作步骤：了解常用的物理化学实验的操作步骤，包括称量、配制溶液、加热、过滤、测量等，并严格按照实验操作规范进行实验。
3. 数据处理和分析：学会对实验数据进行整理、分析和处理，包括计算平均值、标准偏差、相对误差等，并能够根据实验结果进行合理的推理和判断。
4. 安全注意事项：了解物理化学实验中的安全注意事项，包括实验室的安全规定、对实验操作的正确性要求等，并养成良好的实验习惯和安全意识。
第三部分：物理化学习题推荐通过做一些物理化学习题，可以帮助巩固和应用所学的物理化学知识。
推荐如下类型的习题：1. 计算题：包括物质的质量计算、摩尔计算、化学反应平衡计算、热力学计算等。
物理化学笔记与考试指南
物理化学笔记与考试指南一、热力学基础。
（一）基本概念。
1. 系统与环境。
- 系统：被研究的对象，可以是物质的一部分，如一定量的气体、液体或固体。
- 环境：系统之外与系统密切相关的部分。
系统与环境之间可以有物质和能量的交换。
根据交换情况分为孤立系统（无物质和能量交换）、封闭系统（有能量交换无物质交换）和敞开系统（有物质和能量交换）。
2. 状态函数。
- 定义：其数值仅取决于系统的状态，而与系统到达该状态的途径无关。
如温度T、压力p、体积V、内能U等。
- 特点：状态函数的微小变化在数学上是全微分。
例如，对于理想气体pV = nRT，p、V、T都是状态函数。
3. 过程与途径。
- 过程：系统状态发生变化的经过。
常见的过程有等温过程（Δ T=0）、等压过程（Δ p = 0）、等容过程（Δ V=0）、绝热过程（Q = 0）等。
- 途径：实现过程的具体步骤。
例如，从同一始态到同一终态，可以有不同的途径。
（二）热力学第一定律。
1. 表达式。
- Δ U=Q + W，其中Δ U是系统内能的变化，Q是系统吸收的热量，W是环境对系统做的功。
2. 功的计算。
- 体积功W=-p_外Δ V（适用于等外压过程）。
对于理想气体的可逆过程，W = -nRTln(V_2)/(V_1)。
3. 热的计算。
- 等容热Q_V=Δ U（因为W = 0）；等压热Q_p=Δ H，其中H = U + pV是焓。
（三）热化学。
1. 反应热的计算。
- 标准摩尔反应焓Δ_rH_m^θ的计算：- 由标准摩尔生成焓Δ_fH_m^θ计算：Δ_rH_m^θ=∑_iν_iΔ_fH_m^θ(产物)-∑_jν_jΔ_fH_m^θ(反应物)，其中ν是化学计量数。
- 由标准摩尔燃烧焓Δ_cH_m^θ计算：Δ_rH_m^θ=-∑_iν_iΔ_cH_m^θ(产物)+∑_jν_jΔ_cH_m^θ(反应物)。
2. Hess定律。
- 化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热相同。
物理化学重要知识点总结及其考点说明
物理化学重要知识点总结及其考点说明
一、化学热力学
1、化学热力学的定义：化学热力学是研究化学反应中物质的热量及能量变化的学科。
2、热力学三定律：第一定律：能量守恒定律；第二定律：热力学第二定律确定有序
能可以被有度能转化；第三定律：热力学第三定律始终指出热力学反应的可能性和温度有关。
3、焓的概念：焓是衡量物质的热力学状态的量，它是物质的热力学特性连续变化的
测量，是物质拥有的热量能量，也可以视为物质拥有的有序能。
4、热力学平衡：热力学平衡是指在不变的温度、压力和其他条件下，恒定的化学反
应发生，直至反应物和生成物的物质形式和化学结构保持不变，热量吸积也变得稳定，这
种状态称为热力学平衡。
二、物理化学
1、物理化学的概念：物理化学是一门融合了物理学和化学的学科，通过应用物理方法，来研究化学性质的变化和分子间的作用及反应，其研究具有多学科的性质。
2、气体的特性：气体的物理性质有很多，如压强、体积、温度、熵、焓等。
质量和
体积的关系为：在一定温度下，气体的质量和体积都成正比。
3、溶质的溶解度：溶解度是衡量溶质溶解在溶剂中的性质，它是指在一定温度、压
力下，溶质在溶剂中的最高溶解量。
溶质的溶解度与温度，压强及溶剂特性有关。
4、化学均衡：化学均衡是指在特定温度和压强下，混合物中物质的各种浓度比例，
产物与原料之间的反应紊乱程度，变化状态的一种稳定平衡状态。
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物理化学考前复习：基础知识+重点（考前必备）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 m C 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0Qδ=，于是dU W δ=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。
16、气体的节流膨胀为一定焓过程，即0H∆=。
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”。
18、化学反应进度：()()()n B n B B ξν-=末初（对于产物v 取正值，反应物取负值）1ξ=时，r r m UU ξ∆∆=，r r m HH ξ∆∆=19、（1）标准摩尔生成焓（0r m H ∆）：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，为该物质的标准摩尔生成焓。
（2）标准摩尔燃烧焓（0c m H ∆）：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焓，为该物质的标准摩尔燃烧焓。
任意一反应的反应焓0r m H ∆等于反应物燃烧焓之和减去产物燃烧焓之和。
20、反应焓与温度的关系-------基尔霍夫方程()()r B A p p p p p p H H H C B C A C T T T ∂∆∂∂⎛⎫⎛⎫⎛⎫=-=-=∆ ⎪ ⎪ ⎪∂∂∂⎝⎭⎝⎭⎝⎭()()()()210,021p p p C H T H H C T T ∆=∂∆>∆-∆=∆- 0,Cp ∆<即产物热容小于反应物热容，则 ()0p H T ∂∆<，即温度升高时反应焓减小。
0,Cp ∆>即产物热容大于反应物热容，则 ()0p H T ∂∆>，即温度升高时反应焓增大。
0,p C ∆=或很小时，反应焓将不随温度而改变。
21、基尔霍夫方程的应用：()()()2121p H H C T T ∆-∆=∆-适用条件：温度变化范围不大时，将 p C ∆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：过程1 保持T 2定温可逆膨胀。
故22121lnV Q W RT V =-= 过程2 绝热可逆膨胀。
由于系统不吸热，0Q =，故 212()V W U C T T =∆=-过程3 保持T 1定温可逆压缩。
故 41313lnV Q W RT V =-= 过程4 绝热可逆压缩。
故421()V W U C T T =∆=-卡诺热机的效率：2122W T T Q T η--== 制冷效率：121T T T β=- 3、卡诺定理：（1）在两个不同温度的热源之间工作的任意热机，以卡渃热机的效率为最大。
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QdS Tδ≥dS 是系统的熵变，Q δ是实际过程中传递的热，T 是热源温度，QTδ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：（1） 假如某一过程的发生将使系统的熵变大于热温商，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。
（2） 假如某一过程发生时，系统的熵变为热温商相等地，则该过程是一个可逆过程。
（3）QdS Tδ<的过程不可能发生。
（4） 克劳修斯不等式用于孤立系统时，0dS ≥,即孤立系统中所发生的任意过程总是向着熵增大的方向进行。
5、熵变的计算：（1）定温过程中的熵变：221112lnln ln rV nRT Q V p V SnR nR TT V p ∆====⎰（2）定压过程的熵变：221121ln T T rp T T Q C dT T SCp T T T δ∆===⎰⎰（3）定容过程的熵变：221121ln T T r V V T T Q C dT T S C T T T δ∆===⎰⎰（4）相变化的熵变：H n HS T T∆∆∆==（定温定压，两相平衡，可逆） 6、熵是系统混乱度的度量： ln S k =Ω Ω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熵值为零。
9、有反应：aA bB gG hH +→+熵变计算：()()()()oo o o or mm m m m S gS G hS H aS A bS B ⎡⎤⎡⎤∆=+-+⎣⎦⎣⎦10、定温定容的系统--------亥姆霍兹函数A （1）定义A U TS =-（2）(),'T V A 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）(),0T V A ∆< ，表示能够发生的不可逆过程。
(),0T V A ∆= ，表示可逆过程（或平衡） (),0T V A ∆> ，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=-=+-=+（2）(),'T p G 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）(),0T p G ∆< ，表示能够发生的不可逆过程。
(),0T p G ∆= ，表示可逆过程（或平衡）(),0T p G ∆> ，表示不可能发生的过程12、热力学的基本公式：当系统只做体积功不做其他功时dU TdS pdVdH TdS VdpdA SdT pdV dG SdT Vdp=-=+=--=-+13、麦克斯韦关系式：V S T p V S ∂∂⎛⎫⎛⎫=- ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭S p T V p S ⎛⎫∂∂⎛⎫= ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭ V T S p V T ∂∂⎛⎫⎛⎫= ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭ p T S V p T ⎛⎫∂∂⎛⎫-= ⎪ ⎪∂∂⎝⎭⎝⎭ 14、计算G ∆： （1）定温：221121ln p p p p nRT p GVdp dp nRT p p ∆===⎰⎰（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0G ∆= 始态和终态不平衡，则设计可逆过程来计算。
（3）化学反应：G H T S ∆=∆-∆（4）G ∆温度的变化--------吉布斯--亥姆霍兹公式定温：()p G S T ∂∆⎡⎤=-∆⎢⎥∂⎣⎦ ()p G T G H T ∂∆⎡⎤⇒=∆-∆⎢⎥∂⎣⎦⇒ ()2p G T H T T ∂∆⎡⎤∆=-⎢⎥∂⎣⎦应用式：221122111()T T T T G G H dT H T T TT T ∆∆∆⎛⎫⎛⎫⎛⎫-=-=∆- ⎪ ⎪ ⎪⎝⎭⎝⎭⎝⎭⎰附第二章 化学势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T 、压力p 及各物质的量,B C n n ，…的函数：(),,,,,B C D X f T p n n n =C A ,(B)A ,(B),,(C A)d d d d p n T n T p n X X X X T p n T p n ≠⎛⎫⎛⎫∂∂∂⎛⎫=++ ⎪ ⎪ ⎪∂∂∂⎝⎭⎝⎭⎝⎭C B B ,,(C B)d T p n X n n ≠⎛⎫∂++ ⎪∂⎝⎭ 定义：()BB ,,C B def C T p n X X n ≠⎛⎫∂ ⎪∂⎝⎭则A A B B d d d X X n X n =++B B Bd X n =∑B X 称为B 的“偏摩尔量”。
（2）偏摩尔量的集合公式：A A C C X n X n X =++……2、（1）化学势定义：BB B ,,(C B)C T P n G G n μ≠⎛⎫∂= ⎪∂⎝⎭ （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：'B B r dG dn W μδ==∑ ，也就是说B B dn μ∑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，(),0T p dG <是能够进行的过程；(),0T p dG =，过程即达平衡。
3、理想气体化学势表达式：lnp RT p θθμμ=+4、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。