物理化学知识点(全)
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U Q W ∆=+ dU Q W δδ=+适用条件：封闭系统的任何热力学过程 说明：1、amb W p dV W '=-+⎰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 过 程WQΔUΔH理想气体自由膨胀理想气体等温可逆－nRTln （V 2/V 1）； －nRTln （p 1/p 2） nRTln （V 2/V 1）；nRTln （p 1/p 2）0 0等 容任意物质0 ∫nCv.mdT ∫nCv.mdT ΔU+V Δp 理想气体 0 nCv.m △T nCv.m △T nCp.m △T 等 压任意物质－P ΔV ∫nCp.mdT ΔH －p ΔV Qp 理想气体－nR ΔT nCp.m △TnCv.m △T nCp.m △T 理 想 气 体 绝 热过 程 Cv.m(T 2－T 1)；或nCv.m △TnCp.m △T可逆 (1/V 2γ-1－1/ V 1γ-1)p 0V 0γ/(γ－1)2、基础公式热容 C p .m =a+bT+cT 2 (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:1122p V p V = • 恒压: 1122//V T V T = • 恒容: 1122/ / p T p T =• 绝热可逆: 1122 p V p V γγ= 111122 T p T p γγγγ--=111122 TV T V γγ--= 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 =n Δ相变H m W = -p ΔV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 = n Δ相变H m － p ΔV2、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 (T 2) = Δ相变H m (T 1) +∫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。
物理化学的知识点总结
物理化学的知识点总结一、热力学1. 热力学基本概念热力学是研究能量转化和传递规律的科学。
热力学的基本概念包括系统、环境、热、功、内能、焓、熵等。
2. 热力学第一定律热力学第一定律描述了能量守恒的原理，即能量可以从一个系统转移到另一个系统，但总能量量不变。
3. 热力学第二定律热力学第二定律描述了能量转化的方向性，熵的增加是自然界中不可逆过程的一个重要特征。
4. 热力学第三定律热力学第三定律表明在绝对零度下熵接近零。
此定律是热力学的一个基本原理，也说明了热力学的某些现象在低温下会呈现出独特的特性。
5. 热力学函数热力学函数是描述系统状态和性质的函数，包括内能、焓、自由能、吉布斯自由能等。
二、化学热力学1. 热力学平衡和热力学过程热力学平衡是指系统各个部分之间没有宏观可观察的能量传输，热力学过程是系统状态发生变化的过程。
2. 能量转化和热力学函数能量转化是热力学过程中的一个重要概念，热力学函数则是描述系统各种状态和性质的函数。
3. 热力学理想气体理想气体是热力学研究中的一个重要模型，它通过状态方程和理想气体定律来描述气体的性质和行为。
4. 热力学方程热力学方程是描述系统热力学性质和行为的方程，包括焓-熵图、温度-熵图、压力-体积图等。
5. 反应焓和反应熵反应焓和反应熵是化学热力学研究中的重要参数，可以用来描述化学反应的热力学过程。
三、物质平衡和相平衡1. 物质平衡物质平衡是研究物质在化学反应和物理过程中的转化和分配规律的一个重要概念。
2. 相平衡相平衡是研究不同相之间的平衡状态和转化规律的一个重要概念，包括固相、液相、气相以及其之间的平衡状态。
3. 物质平衡和相平衡的研究方法物质平衡和相平衡的研究方法包括热力学分析、相平衡曲线的绘制和分析、相平衡图的绘制等。
四、电化学1. 电解质和电解电解质是能在水溶液中发生电离的化合物，电解是将电能转化为化学能或反之的过程。
2. 电化学反应和电势电化学反应是在电化学过程中发生的化学反应，电势是描述电化学系统状态的一个重要参数。
物理化学复习知识点
物理化学复习知识点第⼀章热⼒学第⼀定律1.基本概念 1.1体系和环境系统（System ）－被划定的研究对象称为系统。
环境（surroundings ）－与系统密切相关、有相互作⽤或影响所能及的部分称为环境。
1.2状态函数*状态函数——由系统的状态确定的系统的各种热⼒学性质称为系统的状态函数。
*它具有以下特点：（1）状态函数是状态的单⼀函数。
（2）系统的状态发⽣变化，状态函数的变化值取决于系统始、终态。
与所经历的途径⽆关。
（3）状态函数的微⼩变化，在数学上是全微分。
（4）不同状态函数的集合（和、差、积、商）也是状态函数。
1.3体积功功（work ）--系统与环境之间传递的除热以外的其它能量都称为功，⽤符号W 表⽰。
体积功就是体积膨胀或缩⼩所做的功。
系统对环境作功，W <0 环境对体系作功，W >0 1.4可逆过程（下）1.5各种热⼒学函数（U, H, Q,W)U 和H 是状态函数，Q 和W 不是状态函数。
1.6标准摩尔⽣成焓概念在标准压⼒下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下⼀摩尔物质的焓变，称为该物质的标准摩尔⽣成焓，⽤下述符号表⽰：（物质，相态，温度）2 体系和环境 2.1 体系（系统）*敞开系统（open system ）系统与环境之间既有物质交换，⼜有能量交换。
*封闭系统（closed system ）系统与环境之间⽆物质交换，但有能量交换。
*孤⽴系统（isolated system ）系统与环境之间既⽆物质交换，⼜⽆能量交换。
热⼒学上有时把系统和环境加在⼀起的总体看成是孤⽴系统。
2.2状态函数体系的⼀些性质，其数值仅取决于体系所处的状态，⽽与体系的历史⽆关；它的变化值仅取决于体系的始态和终态，⽽与变化的途径⽆关。
具有这种特性的物理量称为状态函数。
对于循环过程：所有状态函数的改变值均为零 2.3可逆过程体系经过某⼀过程从状态（1）变到状态（2）之后，如果能使体系和环境都恢复到原来的状态⽽未留下任何永久性的变化，则该过程称为热⼒学可逆过程。
高三物理化学知识点总结
高三物理化学知识点总结一、物理知识点总结1. 力学(1) 牛顿运动定律：第一定律、第二定律、第三定律(2) 动量和冲量：动量定理、冲击力(3) 万有引力：万有引力定律、行星运动定律(4) 静力学：平衡条件、弹力、浮力2. 热学(1) 温度与热量：温度计、热力学第一定律、理想气体状态方程(2) 相变和热力学循环：相变概念、相变热、理想气体的等温过程、绝热过程3. 光学(1) 光的反射和折射：光的反射定律、光的折射定律、全反射(2) 光的波动性和粒子性：干涉、衍射、光的波长和频率、光电效应(3) 光的成像：薄透镜成像公式、眼睛的调节、光学仪器4. 电学(1) 静电学：电荷守恒定律、库仑定律、电场、电势、静电场与导电体(2) 电流和电阻：欧姆定律、电阻和电阻率、电功率、电路中的串并联、电流计和电压计的使用(3) 磁学：磁场、安培定律、负载线圈、电磁感应、电磁感应定律、自感和互感、变压器二、化学知识点总结1. 原子结构(1) 物质的组成：元素、化合物、混合物(2) 原子结构：原子的组成、元素的周期律、化学键2. 化学反应(1) 反应速率：速率常数、反应级数、活化能(2) 化学平衡：平衡常数、反应的移动方向、浓度对平衡的影响、温度与平衡(3) 酸碱中和：酸碱指示剂、中和滴定、pH值与酸碱度3. 化学能量(1) 反应热：焓变、焓变的计算、化学能量的利用(2) 化学能量与化学反应速率：活化能、催化剂4. 物质变化与电化学(1) 氧化还原反应：氧化还原电位、电解、电池、电解质溶液、农药与抗菌药5. 有机化学(1) 烃类：烷烃、烯烃、炔烃(2) 醇、醚和酚：醇的性质、酸碱性、脂肪醇、醚的制备(3) 醛和酮：醛酮的分类、性质、氧化还原、酮醇互变(4) 脂肪酸和脂类：酯的制备、皂化反应、脂肪酸的鉴别、脂类的性质结语高三物理化学知识点总结仅对常见的知识点进行了概述，通过系统学习和练习，可以更深入地理解和掌握这些知识点。
物理化学知识点
物理化学知识点物理化学知识点概述1. 热力学定律- 第零定律：如果两个系统分别与第三个系统处于热平衡状态，那么这两个系统之间也处于热平衡状态。
- 第一定律：能量守恒，系统内能量的变化等于热量与功的和。
- 第二定律：熵增原理，自然过程中熵总是倾向于增加。
- 第三定律：当温度趋近于绝对零度时，所有纯净物质的熵趋近于一个常数。
2. 状态方程- 理想气体状态方程：PV = nRT，其中P是压强，V是体积，n是摩尔数，R是理想气体常数，T是温度。
- 范德瓦尔斯方程：(P + a(n/V)^2)(V - nb) = nRT，修正了理想气体状态方程在高压和低温下的不足。
3. 相平衡与相图- 相律：描述不同相态之间平衡关系的数学表达。
- 相图：例如，水的相图展示了水在不同温度和压强下的固态、液态和气态的平衡关系。
4. 化学平衡- 反应速率：化学反应进行的速度，受温度、浓度、催化剂等因素影响。
- 化学平衡常数：在一定温度下，反应物和生成物浓度之比达到平衡时的常数值。
5. 电化学- 电解质：在溶液中能够产生带电粒子（离子）的物质。
- 电池：将化学能转换为电能的装置。
- 电化学系列：金属的还原性或氧化性排序。
6. 表面与胶体化学- 表面张力：液体表面分子间的相互吸引力。
- 胶体：粒子大小在1到1000纳米之间的混合物，具有特殊的表面性质。
7. 量子化学- 量子力学基础：描述微观粒子如原子、分子的行为。
- 分子轨道理论：通过分子轨道来描述分子的结构和性质。
- 电子能级：原子和分子中电子的能量状态。
8. 光谱学- 吸收光谱：分子吸收特定波长的光能，导致电子能级跃迁。
- 发射线谱：原子或分子在电子能级跃迁时发出特定波长的光。
- 核磁共振（NMR）：利用核磁共振现象来研究分子结构。
9. 统计热力学- 微观状态与宏观状态：通过系统可能的微观状态数来解释宏观热力学性质。
- 玻尔兹曼分布：描述在给定温度下，粒子在不同能量状态上的分布。
物理化学必要知识点
物理公式：①密度【千克/立方米克/立方厘米】=质量【千克克】/体积【立方米立方厘米】（体积=质量/密度质量=密度*体积）。
②v【米/秒千米/时】=s【米千米】/t【秒时】（t=s/v s=vt）。
③G【牛顿】/m【千克】=g【9.8N/kg】（G/g=m G=mg）。
密度：（千克/立方米）水银13.6*10＾3。
铜8.9*10＾3。
钢.铁7.9*10＾3。
铝2.7*10＾3。
水1.0*10＾3。
冰0.9*10＾3。
蜡0.9*10＾3。
煤油0.8*10＾3。
酒精0.8*10＾3。
空气 1.29。
换算：1克/立方厘米=1*10＾3千克/立方米。
1米/秒=3.6千米/时。
化学公式：红磷+氧气—点燃—五氧化二磷（P+O2—点燃—P2O5）硫+氧气—点燃—二氧化硫（S+O2—点燃—SO2）铁+氧气—点燃—四氧化三铁【磁铁】(Fe+O2—点燃—FeO4)过氧化氢—五氧化锰—水+氧气（H2O2—MnO2—H2O2+O2）氯酸钾—二氧化锰/加热—氯化钾+氧气(KCIO3—MnO2/加热—KCI+O2)高锰酸钾—加热—锰化钾+二氧化锰+氧气(KMnO4—加热—K2MnO4+MnO2+O2)水—通电—氢气+氧气(H2O—通电—H2+O2)必要：核内质子数=核外电子数=核电荷数=原子序数相对原子质量=质子数+中子数最外层电子数小于8（第一层小于等于2。
第二层小于等于8。
第三层小于等于18。
最外层不称第几层。
）失正阳，得负阴。
1-20元素：氢氦锂铍硼。
碳氮氧氟氖。
纳镁铝硅磷。
硫氯氩钾钙。
元素符号：氢是H氧是O。
C碳N氮S硫。
Cu铜Au金Hg汞是水银。
Na纳Ca钙Mg镁Zn锌。
Ne 氖Ar氩Fe铁Ag银。
Al铝Cl氯K钾I碘P磷。
Ba是钡要记真。
化合价：H+1O-2。
金属一般为正价。
一价【F Cl】 K Na Ag。
二价Cu Ca Ba Mg Zn。
三Al 四硅五价P。
二三铁二四C。
【二】四六硫都齐全。
单质价数常为0。
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。
高中物理化学知识点
高中物理化学知识点高中物理化学知识点一、物理性质1、有色气体：F2（淡黄绿色）2（黄绿色）、Cl 、Br2（g）（红棕色）2（g）、I （紫红色）、NO2 （红棕色）3（淡蓝色）、O ，其余均为无色气体。
其它物质的颜色见会考手册的颜色表。
；有臭2、有刺激性气味的气体：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2（g）鸡蛋气味的气体：H2S。
3、熔沸点、状态：① 同族金属从上到下熔沸点减小，同族非金属从上到下熔沸点增大。
② 同族非金属元素的氢化物熔沸点从上到下增大，含氢键的NH3、H2O、HF 反常。
③ 常温下呈气态的有机物：碳原子数小于等于 4 的烃、一氯甲烷、甲醛。
④ 熔沸点比较规律：原子晶体离子晶体分子晶体，金属晶体不一定。
⑤ 原子晶体熔化只破坏共价键，离子晶体熔化只破坏离子键，分子晶体熔化只破坏分子间作用力。
⑥ 常温下呈液态的单质有Br2、Hg；呈气态的单质有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2；常温呈液态的无机化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。
⑦ 同类有机物一般碳原子数越大，熔沸点越高，支链越多，熔沸点越低。
同分异构体之间：正异新，邻间对。
⑧ 比较熔沸点注意常温下状态，固态液态气态。
如：白磷二硫化碳干冰。
⑨ 易升华的物质：碘的单质、干冰，还有红磷也能升华(隔绝空气情况下)，但冷却后变成白磷，氯化铝也可；三氯化铁在100 度左右即可升华。
⑩易液化的气体：NH3、Cl2 ，NH3 可用作致冷剂。
4、溶解性① 常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。
极易溶于水在空气中易形成白雾的气体，能做喷泉实验的气体：NH3、HF、HCl、HBr、HI；能溶于水的气体：CO2、SO2、Cl2、Br2（g）、H2S、NO2。
极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。
② 溶于水的有机物：低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。
苯酚微溶。
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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。
四、热力学第一定律在化学变化中的应用1、基础数据标准摩尔生成焓 Δf Hθm,B (T) （附录九）标准摩尔燃烧焓 Δc Hθm.B (T)（附录十）2、基本公式◼反应进度ξ=△ξ= △n B/νB= (n B-n B.0) /νB◼由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓 Δr Hθm.B (T)= ΣνBΔf Hθm.B (T)◼由标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓 Δr Hθm.B (T)=-ΣνBΔc Hθm.B (T)(摩尔焓---- ξ=1时的相应焓值)◼恒容反应热与恒压反应热的关系Q p =Δr H Q v =Δr U Δr H =Δr U + RTΣνB (g)◼Kirchhoff 公式微分式 dΔr Hθm (T) / dT=Δr C p.m积分式 Δr Hθm (T2) = Δr Hθm (T1)+∫Σ(νB C p.m)dT本章课后作业：教材p.91-96（3、4、10、11、16、17、38、20、23、24、28、30、33、34）第三章热力学第二定律内容摘要1、导出三个新的状态函数——熵、亥姆霍兹函数、吉布斯函数2、过程方向和限度的判断依据——熵判据；亥氏函数判据；吉氏函数判据3、熵变、亥氏函数变、吉氏函数变计算——简单变化、相变化、化学变化4、热力学函数归纳——热力学基本方程一、卡诺循环（热功转换的理论模型）1、卡诺循环的组成1、恒温可逆膨胀 Q1 = —W1= nRT1 ln (V2/V1)2、绝热可逆膨胀 Q’=0 W’=nC v.m(T2—T1)3、恒温可逆压缩 Q2 = —W2 = nRT2 ln (V4/V3)4、绝热可逆压缩 Q’’ = 0 W’’ = nC v.m(T1—T2)∵△U = 0 (V2/V1) = —(V4/V3)∴ －W = Q = Q1 + Q22、热机效率通式可逆热机讨论：1、可逆热机效率只取决于高、低温热源的温度2、低温热源和高温热源温度之比越小，热机效率越高3、温度越高，热的品质越高结论：1、卡诺热机效率最大2、卡诺循环的热温商之和等于零 ∑（Q/T）=03、卡诺定理“在高低温两个热源间工作的所有热机中，以可逆热机的热机效率为最大。
”由卡诺定理得出整理后可得：＜0 不可逆循环＝0 可逆循环上式适用与任何工质和任何变化的循环过程。
4、卡诺定理推论在高温、低温两个热源间工作的所有可逆热机，其热机效率必然相等，与工质及其变化的类型无关。
二、热力学第二定律1、自发过程及其特点举例水的流动气体的扩散热量的传递溶质的扩散自发方向高处→低处（h1→h2）高压→低压(P1→P2)高温→低温（T1→T2）高浓区→低浓区（C1→C2）限度水位相等压力相等温度相等浓度相等判断依据△h＜0△P＜0△T＜0△C＜0反自发耗功（泵）（压缩机）（冷冻机）（浓差电池）一个自发过程发生之后，不可能使体系和环境都恢复到原来状态而不留下任何影响。
2、自发过程的共同特征1、自发过程具有作功能力，是热力学的不可逆过程的。
2、任何体系都是自发地倾向平衡的。
3、反自发过程的进行，必须借助外力。
3、热力学第二定律文字表述1、克劳修斯说法：不可能把热从低温物体传给高温物体而不产生其它影响。
2、开尔文说法：不可能从单一热源吸取热量使之完全转变为功而不产生其它影响。
（即：第二类永动机不可能实现）4、克劳修斯不等式（热力学第二定律数学表达式）>过程不可逆=过程可逆5、熵增原理及熵判据熵增原理——隔离系统发生不可逆过程时熵值增大；发生可逆过程时，熵值不变；隔离系统不可能发生熵值减小的过程。
熵判据： > 不可逆，自发= 可逆，平衡（注意与克劳修斯不等式的区别）三、熵变计算计算依据——熵（S）的定义式：——可逆过程热T——系统温度熵是系统的状态函数，是广度量。
单位——。
对应的量有：规定熵——标准摩尔熵——熵是系统混乱程度的度量。
混乱程度越大，熵值越大。
1、单纯PVT变化熵变的计算① 恒温过程理想气体恒温过程：② 恒压过程或③ 恒容过程④ 理想气体绝热过程：或：或：2、相变过程的熵变计算①可逆相变：②不可逆相变：分解过程并分别计算简单变化过程可逆相变过程3、化学反应熵变计算①热力学第三定律：②热力学标准状态下：③任意温度时：设计过程，使其包含简单变化过程298K时的化学反应过程（可逆相变过程）四、 Helmholtz 函数和 Gibbs 函数1、 函数定义式：Helmholtz 函数 —— A=U–TSGibbs 函数 —— G=H-TS2、 判据： 亥氏函数判据 ＜——不可逆，自发吉氏函数判据 ＝——可逆，平衡3、 ΔA和ΔG的计算简单变化可逆相变 恒温过程化学反应五、Clapeyron方程（表明了纯物质二相平衡时温度与压力之间的关系。
）温度随压力的变化率（Clapeyron方程）（推导中用到的热力学基本方程——dG=-SdT+Vdp）Clapeyron方程的应用——1、固液、固固：；积分后得到（假设Δfus H=常数）（假设Δtrs H=常数）2、液气、固气：；积分后得到或或六、热力学基本方程一共8个状态函数,其中3个是辅助函数（P.V.T）相互之间关系如下：H＝U＋pVA＝U－TSG＝H－TS热力学基本方程是热力学中重要的公式，有着广泛的应用，应掌握公式的应用条件及用法（对函数进行积分计算）。
热力学第二定律学习主线热力学函数的归纳本章课后作业：教材p.143-150（3、4、9、15、19、21、23、24、31、36、38、47、48）第四章多组分系统热力学内容摘要一、偏摩尔量1、定义式 （下角标为具备的条件；X为状态函数的广度量）2、常见的偏摩尔量偏摩尔体积 偏摩尔热力学能 偏摩尔焓偏摩尔熵 偏摩尔亥姆霍兹函数偏摩尔吉布斯函数3、偏摩尔量的集合公式上式表明：在一定的温度、压力下，某混合物系统的任一广度量等于形成该混合物系统的各组分在该组成下的偏摩尔量与其物质的量的乘积之和。
4、偏摩尔量之间的关系与热力学函数之间的关系及热力学基本方程完全相同。
二、化学势1、化学势——偏摩尔吉布斯函数，定义为2、多组分单相系统热力学公式3、化学势判据多组分单相系统 ＜——不可逆，自发＝——可逆，平衡（适用条件：dT=0、dp=0、δW’=0）三、稀溶液的基本定律1、拉乌尔定律 ：同温度下液体纯A的饱和蒸汽压。
：亨利系数。
数值和单位取决于温度和B的浓度。
四、稀溶液的依数性（常用于测定溶质的摩尔质量；且适用于溶质不挥发的稀溶液）1、溶剂蒸气压下降2、沸点升高3、凝固点降低4、渗透压五、理想液态混合物1、理想液态混合物——所有组份在全部浓度范围内均服从拉乌尔定律。
对于二组分理想液态混合物2、理想液态混合物气液平衡组成的计算液相 气相 则六、理想气体组分的化学势推导依据：1、纯理想气体2、理想气体混合物中任一组分——标准化学势（ ，具有理想气体性质的纯气体）本章课后作业：教材p.192-195（2、3、5、7、20、27）第五章 化学平衡内 容 摘 要设：化学反应通式为一、化学反应等温方程式及其用途用途——判断化学反应的方向和限度： 反应自发进行；反应反自发进行；反应达到平衡。
二、平衡常数的表达及其相互关系理想气体反应及有凝聚态物质参加的理想气体反应 其中：、、、为反应达平衡时各组分的相应参数；三、平衡常数的计算四、标准摩尔反应吉氏函变的计算方法1、 （基础数据——）方法2、 （基础数据——、）方法3、 由相关反应进行代数计算。
五、平衡计算——平衡转化率、平衡组成的计算常用公式：六、不同温度时平衡常数的计算常用公式七、、、、与反应温度之间的关系要求掌握：已知一个关系式求另外的关系式。
常用公式：八、平衡移动的影响因素1、 温度因素：吸热反应，，随着的升高，增大；放热反应，，随着的升高，减小；既不放热也不吸热，，温度对平衡没有影响。
2、压力因素：温度不变，常数，则有常数时，增大，减小，平衡左移；时，增大，增大，平衡右移；时，改变不影响平衡的移动，即。
3、惰性组分的影响加入惰性组分，增大；温度不变，常数，则有常数；时，增大，增大，平衡右移；时，增大，减小，平衡左移；时，加入惰性组分不影响平衡的移动，即。
本章课后作业：教材p. 223-225（3、4、9、12、16、17）；p.148（40）第7章 电化学内 容 摘 要一、电解质溶液1、法拉弟定律： 或 （F=96485库仑/摩尔）用途：⑴计算电解一定量的物质，电极上所需通过的电量；⑵计算通过一定的电量，在电极上参加反应的物质的量。