622物理化学考试大纲汇总
物理化学复习提纲
物理化学复习提纲一、热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在热现象中的应用。
其核心表述为：能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
（一）基本概念1、系统与环境：系统是我们研究的对象，环境则是系统之外的一切。
根据系统与环境的物质和能量交换情况，系统可分为敞开系统、封闭系统和孤立系统。
2、状态函数：只取决于系统的状态，而与变化的途径无关的物理量，如温度、压力、体积、内能等。
3、热和功：热是由于系统与环境之间存在温度差而传递的能量，功则是除热以外，其他各种形式被传递的能量。
（二）热力学第一定律的数学表达式ΔU ＝ Q ＋ W其中，ΔU 表示系统内能的变化，Q 表示系统吸收的热量，W 表示系统对外所做的功。
当 Q 为正，表示系统吸热；当 W 为正，表示系统对外做功。
（三）应用1、恒容热：在恒容且非体积功为零的条件下，Qv ＝ΔU。
2、恒压热：在恒压且非体积功为零的条件下，Qp ＝ΔH，其中ΔH 为焓变。
二、热力学第二定律热力学第二定律主要描述了热现象的方向性。
（一）克劳修斯表述热量不能自发地从低温物体传向高温物体。
（二）开尔文表述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。
（三）熵熵是系统混乱度的量度。
对于孤立系统，熵总是增加的，这就是熵增原理。
（四）热力学第二定律的数学表达式ΔS ≥ 0（五）熵变的计算1、简单物理过程的熵变计算。
2、相变过程的熵变计算。
三、热力学第三定律在绝对零度时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这为计算物质在其他温度下的熵值提供了基准。
四、多组分系统热力学（一）偏摩尔量在多组分系统中，某一广度性质不仅取决于温度、压力，还取决于各组分的浓度。
偏摩尔量就是在恒温恒压下，在一定浓度下，系统的某一广度性质随某一组分物质的量的变化率。
（二）化学势化学势是决定物质传递方向和限度的强度因素。
（三）稀溶液的依数性1、蒸气压下降：在一定温度下，稀溶液的蒸气压低于纯溶剂的蒸气压。
2、凝固点降低：溶液的凝固点低于纯溶剂的凝固点。
物理化学总复习纲要
※亥姆霍兹函数定义 ※吉布斯函数定义 判据
判据
※恒温过程
凝聚态物质恒温变压过程： 凝聚态物质恒温变压过程：压力改变不大 ∆A≈0 ∆G≈0 恒温恒压可逆相变 ∆G=0 凝聚态之间的相变， 凝聚态之间的相变，∆A≈0 有气相参与的相变， 有气相参与的相变， 非平衡态之间的相变， 非平衡态之间的相变，设计为可逆相变的途径
★化学势判据 化学势判据 恒温恒压） （恒温恒压）
µα dnα ∑∑ B B
α
B
★拉乌尔定律 适用条件： 溶剂）～ 适用条件：理想液态混合物 或理想稀溶液中的溶剂 pA（溶剂）～ xA ★亨利定律 适用条件： 适用条件：稀溶液中的挥发性溶质 pB（溶质）～ xB 溶质）～
●理想液态混合物
的化学势： ★理想液态混合物中任一组分B的化学势： 理想液态混合物中任一组分 的化学势 ★理想液态混合物的混合性质 相互混合 纯液体 B(n )
Kθ = (
p ∑ν B ) × ∏ yν B B pθ B
（2）惰性组分对平衡转化率的影响（惰性组分是指系统中不参加反应的组分） ）惰性组分对平衡转化率的影响（惰性组分是指系统中不参加反应的组分） 体物质的量增大的反应。 增加惰性组分有利于气 体物质的量增大的反应。
◎组分数
C = S − R − R'
∆H=∆U＋∆（pV） 摩尔定压热容（J·mol－1·k－1
气体恒容变温过程
热容
摩尔定容热容Cv,m 摩尔定容热容
理想气体
气体恒压变温过程
◎可逆过程：系统内部及系统与环境间在一系列无限接近平衡条件下进 可逆过程： 行的过程 可逆过程系统对环境作最大功（环境对系统作最小功） 可逆过程系统对环境作最大功（环境对系统作最小功） 恒温可逆过程 ∆U= 0 ∆H= 0 Q =－ W － ◎理想气体 绝热可逆过程 Q=0 ∆U = W =nCV，m（T2－T1） 绝热可逆过程方程式 ◎相变焓 在恒定的压力温度下由α相转变为 相 在恒定的压力温度下由 相转变为β相，过程的焓 变 相转变为 恒温下凝聚态间转化 ∆H ≈ ∆U 蒸发和升华过程
物理化学复习大纲
15. 表面活性剂：能降低溶液表面张力的物质，由极 性亲水基和长链亲油基组成。
16. 临界胶束浓度：表面活性剂形成胶束的最小浓度 17. 表面活性剂的去污原理：使污物由润湿变不润湿，
乳化作用 18. 表面活性剂的助磨原理：辟裂作用，防粘结作用
二. 主要公式
恒V时， = dcB/vBdt
生成速率(反应物)： uA= -dcB/ dt
消耗速率(产物)： uB= dcB/ dt
2．基元反应质量作用定律：
aA + bB +... → lL +mM
速率方程： -dcA/dt = k cAa cBb ...
3. 速率方程的一般形式：
－dcA/dt = k cAa cBb ... (微分式)
如活性炭，分子筛，硅胶等。
11. 化学吸附： 吸附力为化学键，有选择性，单层吸附
物理吸附： 吸附力为分子间力，无选择性，可多层吸附，
12. 吸附量: 见后 13. 单分子层吸附 (Langmuir)理论：
(1) 单分子层吸附；(2) 表面均匀；(3) 被吸附的分子间无相 互作用；(4) 吸附平衡是动态平衡。 14. 表面过剩Г与正吸附和负吸附:
直链反应：链反应过程中自由基或原子数目相同 支链反应：链反应过程中自由基或原子数目增加 爆炸原因：热爆炸和支链反应。 5.荧光，磷光: 磷光寿命长，荧光寿命短
二. 主要公式与理论
1．反应速率
标准反应:
0=Σ
B
vB
B
反应进度：d =dnB /vB
反应速率： = d /Vdt =(1/vBV)(dnB/dt)
4. 润湿与杨氏(Young)方程 γs-g = γ s-l + γ l-g cos ， -接触角 铺展系数: S = γ s-g- γ s-l- γ l-g 当 ≤ 180，沾湿；当 ≤ 90，浸湿； 当 =0或不存在，铺展。
物理化学课程考试大纲
《物理化学》课程考试大纲（三年制专科. 试行）课程编号：0322208课程性质：必修课适用专业：化学教育开设学期：第5、6学期考试方式：闭卷笔试一总要求学生应按本大纲的要求，了解或理解物理化学中的一些基本概念、基本内容与基本理论；学会、掌握或熟练掌握上述各部分的基本方法。
尤其是应注意各部分知识的结构及知识的内在联系，运用有关的基本概念、基本理论和基本方法，进行一定的计算，解决一些简单的实际问题。
本大纲对内容的要求由低到高，对概念和理论分为“了解”和“理解”两个层次；对方法和运用分为“会”、“掌握”、和“熟练掌握”三个层次。
二教材与参考书目1．教材：《物理化学》印永嘉等编高等教育出版社 1992年第三版2．参考书目：《物理化学》上海师范大学等五校编高等教育出版社 1989年第三版三课程的内容和考核目标(一) 热力学第一定律1.考核知识点（1）热力学的一些基本概念（2）热力学第一定律（3）体积功、热、内能和焓（4）热容、理想气体的绝热过程（5）热力学第一定律对理想气体的应用（6）热化学等2. 考核要求（1）掌握热力学的一些基本概念，能了解状态函数的特点等。
（2）明确内能（U）和焓（H）都是状态函数。
热（Q）和功（W）都是与过程相联系的物理量。
（3）掌握可逆过程的特点（4）掌握热力学第一定律的表达式。
并能较熟练地掌握理想气体在等温、等压、等容及绝热过程中的⊿U、⊿H、Q及W 的计算。
（5）理解热力学第一定律与盖斯定律的关系，熟悉盖斯定律的应用，熟练掌握和运用生成热、燃烧热的数据计算化学反应热效应的方法等。
(二) 热力学第二定律1. 考核知识点（1）自发过程的特征、卡诺循环与卡诺原理及热力学第二定律经典表述（2）亥姆霍兹自由能（A）和吉布斯自由能（G）、过程的热温商与熵函数（3）过程方向与限度的判据（4）熵的统计意义（5）熵变的计算与熵判据的应用（6）热力学第三定律（7）等温过程的⊿G的计算与应用（8）热力学关系式2. 考核要求（1）了解自发过程的共同特征，掌握热力学第二定律的经典表述。
物理化学考试大纲
《物理化学》课程考试大纲一、课程的性质与考试目的本课程为专业根底课。
本课程是学习物理化学的根本原理，掌握化学反响平衡规律和速率规律。
通过本课程的学习，学生应该掌握必需的物理化学根本原理，并能用以分析和解决与化学有关的实际问题，为学习药学专业课程打下根底。
通过本课程的学习,为后续课程做好理论打算,增强学习化学的兴趣,培养尊重事物的科学态度,进一步深化学习化学的学习方法,使学生初步具有探究事物本质的勇气和精神。
二、考试的内容与要求第一章热力学第肯定律考试内容：系统与环境、系统的性质、热力学平衡态, 掌握状态函数法和状态方程、过程和途径、热和功等根本概念、热力学第肯定律, 最大体积功等一些重要概念的理解和应用；热力学第肯定律,盖斯定律、生成焓，燃烧焓，了解键焓估算的反响热、离子摩尔生成焓、溶化热和稀释热，掌握基希霍夫公式考试要求；1. 理解系统与环境、系统的性质、热力学平衡态, 掌握状态函数法和状态方程、过程和途径、热和功;2. 掌握热力学第肯定律、热力学能、热力学第肯定律的数学表达式；掌握热力学第肯定律在理想气体中的应用, 了解热力学第肯定律在实际气体中的应用；3. 理解盖斯定律、生成焓，燃烧焓，了解键焓估算的反响热、离子摩尔生成焓、溶化热和稀释热，掌握基希霍夫公式；第二章热力学第二定律考试内容：热力学第二定律；熵、熵变的计算；亥姆霍兹能、吉布斯能考试要求：1、理解热力学第二定律。
2、掌握环境和系统的熵变的计算。
3、掌握热力学第肯定律和第二定律的联合公式; 掌握亥姆霍兹能、吉布斯能能;理解自发过程的方向和限度4、掌握理想气体的简单状态,相变化和化学变化的ΔG的计算。
第三章多组分系统热力学考试内容：偏摩尔量、化学势；稀溶液中的两个经验定律、气体组分中各组分的化学势、液态混合物,稀溶液,真实溶液中组分的化学势考试要求：1. 识记偏摩尔量的物理, 了解偏摩尔量的集合公式和吉布斯-杜亥姆方程2. 理解化学式；3. 了解拉乌尔定律和亨利定律的微观解释，掌握拉乌尔定律和亨利定律；4. 气体组分中各组分的化学势；5、了解液态混合物,稀溶液,真实溶液中组分的化学势；第四章化学平衡考试内容：化学反响等温式和平衡常数；平衡常数的测定和反响限度的计算、标准反响吉布斯能的变化及化合物的标准生成吉布斯能；温度对平衡常数的影响考试要求：1. 掌握化学反响等温式和平衡常数；2. 掌握平衡常数的测定和反响限度的计算；3. 掌握标准反响吉布斯能的变化及化合物的标准生成吉布斯能；4. 了解反响吉布斯能随温度的变化和范特霍夫方程；第五章相平衡考试内容：相律；单组分系统；单组分系统考试要求；1. 了解相律的推导，理解相、自由度、组分数、物种数、相平衡的概念，掌握相律及其应用；2. 掌握单组分的相图和克劳修斯-克拉伯龙方程；3. 掌握理想的完全互溶双液系, 掌握杠杆规则, 理解非理想的完全互溶双液系；了解蒸馏和精馏第六章电化学考试内容：电化学的根本概念、电解质溶液电导的测定及应用、电池电动势与电极电势；电池中各物质活度对电池电动势的影响；可逆电池的电动势测定及其应用。
物理化学大纲
物理化学大纲北京化工大学硕士研究生入学考试《物理化学》考试大纲(Physical Chemistry)一、课程名称、对象名称：物理化学(包括实验)对象：化学、化工、材料类等专业硕士研究生入学考试用二、理论部分第一章气体1.理想气体分压定律、分体积定律。
2.真实气体真实气体与理想气体的偏差、范德华方程.真实气体的液化(C02的p-V图)、临界现象、临界参数。
3.对应状态原理及压缩因子图对比参数、对应状态原理。
用压缩因子图进行普遍化计算。
第二章热力学第一定律1、基本概念及术语系统、环境、性质、状态、状态函数、平衡态、过程、途径。
2.热力学第一定律功、热、热力学能(内能)，热力学第一定律。
恒容热、恒压热、熔。
3.热容平均热容、真热容。
定压摩尔热容、定容摩尔热容。
Cp，m与Cv，m的关系。
4.相变焓*5.溶解熔与稀释焓6.标准摩尔反应焓反应进度，标准态，标准摩尔反应焓，标准摩尔生成焓及标准摩尔燃烧焓.标准摩尔反应焓与温度的关系。
7.可逆过程体积功的计算可逆过程.恒温可逆过程与绝热可逆过程功的计算。
8.热力学第一定律对实际气体的应用实际气体的热性能与焓焦耳--汤姆生效应、节流系数。
第三章热力学第二定律1.热力学第二定律自发过程的共同特征，热力学第二定律的文字表述。
卡诺循环及卡诺定理，热力学第二定律的数学表达式，熵增原理及'熵判据。
2.熵变计算简单p.V.T变化过程的熵变，热源的熵变。
可逆相变与不可逆相变，相变过程的熵变。
3.热力学第三定律热力学第三定律，规定熵。
化学反应熵变的计算。
4.亥姆霍兹函数与吉布斯函数的定义，恒温恒容过程与恒温恒压过程方向的判据，亥姆霍兹函数与吉布斯函数变化的计算。
5.热力学基本方程和麦克斯韦关系式热力学基本方程，麦克斯韦关系式。
证明热力学等式的一般方法。
6.热力学第二定律应用举例--克拉佩龙方程和克劳修斯-克拉佩龙方程。
第四章多组分系统热力学1.拉乌尔定律与享利定律2.偏摩尔量与化学势偏摩尔体积及其它偏摩尔量.吉布斯--杜亥姆方程。
物理化学复习题纲
物理化学复习题纲一．期中考部分概念回顾1.实际气体在温度不太低，压力不太高的条件下可近似看作理想气体2.状态是性质的总和。
3.热力学只研究平衡态。
4.正常相变点下体系的功函的变量不一定为0，因为可能会有体积的变化(dA=-SdT-PdV)。
5.平动能和转动能对体系内能的贡献都是1/2K,因为振动能一般不会被激发。
6.简单体系：单组分，单相，封闭，（要确定其状态，只需确定两个强度性质T,P）7.可借助气体的绝热膨胀获得低温，因为体系对外所做的功等于体系内能的降低，降低的内能不可能从外部得到补偿，所以温度必下降。
8.绝热膨胀的压力下降程度大于等温膨胀的压力下降程度，因为绝热膨胀压力的下降不仅来自于因膨胀而导致的下降，还来自于温度下降导致的下降（P↓V=nR T↓）.9.自发过程要使体系复原，环境应失去功而得到热。
10.自发与否有体系始终态的本质决定，可逆与否是过程的方式11.等温，等体过程，△A可能增大，但增大值一定小于环境的W 非12.内能包括分子的平动能，转动能，振动能，分子间相互作用能，分子内部电子和原子核的能量。
13.内能的物理意义：封闭体系，不做非体积功，体系在等容过程中所吸的热等于体系内能的增加14.孤立体系，焓可能不守恒因为如果体系有化学变化，T,P会改变，从而导致焓改变15.卡诺热机效率=W/Q,其中Q指的是热机从高温热源吸收的能量。
16.不可逆过程的热温熵不是熵变17.△S体=Q r/T=nRLn(V2/V1)=nRLn(P1/P2)适用于理想气体的任意过程。
习题课习题：第三章1.298K和标准压力下，苯和甲苯混合组成X苯=0.8的理想溶液，将1mol苯从X苯=0.8的状态用甲苯稀释到X苯=0.6的状态，求此过程所需的最小功。
解：始态终态1mol苯+1/4mol甲苯→1mol苯+2/3甲苯稀释剂:纯甲苯X=2/3-1/4=5/12moldG=-SdT+VdP+∑Uidni 等温等压时，dG=∑Uidni 即（△G）T,P=∑Uidni(终)-∑Uidni(始)∑Uidni(始)=n苯U苯+N甲苯u甲苯+XU甲苯⊙=1*（U⊙苯+RTLnX苯）+1/4(u甲苯+RTLn X甲苯)+5/12 U甲苯⊙= U⊙苯+8/12 U甲苯⊙+RTLn0.8+1/4RTLn0.2∑Uidni(终) )=n苯U苯+N甲苯u甲苯+XU甲苯⊙=1*（U⊙苯+RTLnX苯）+ 2/3 (u甲苯+RTLn X甲苯)-Wr’=RTLn(0.6/0.8)+2/3RTLn0.4-1/4RTLn0.2=-1230J2.液体A,B形成理想溶液，现有一含A物质的量分数为0.4的蒸气相，放在一个带活塞的汽缸中，恒温下将蒸汽慢慢压缩，已知P*A和P*B 分别为0.4P⊙和1.2 P⊙，求（1）当液体开始凝聚出来时的蒸汽总压力（2）同温度下，气相全部液化后A物质在液相中的物质的量分数为0.4时，溶液又开始汽化时的气相组成解：（1）刚凝聚时，气液平衡气相总压力P=P A+P B=P*A X A+P*B X B=0.4 P⊙X A +1.2 P⊙(1- X A)=1.2 P⊙-0.8P⊙X A根据道尔顿分压定律Pi=Pyi (气相)y A= P A/P= P*A X A=0.4=0.4 P⊙X A /(1.2 P⊙-0.8 P⊙X A)解得X A=0.667 P总=1.2×105-0.8×105×0.667=6.67×104Pa （2）液相组成X A =0.4 X B=1-X A= 0.6P=P A+P B=P*A X A+P*B X B=1.2 P⊙-0.8 P⊙X A=1.2×105-0.8×105×0.4=8.92×104Pa所以y A= P A/P= P*A X A=0.4 P⊙X A /（8.92×104）=0.18 Y B=1-0.18=0.823.将装有288.9mgN2O4的玻璃小泡放入体积为500.00cm3的石英容器中，将此容器抽成真空并放入恒温槽中，然后打破玻璃小泡（其体积可忽略不计），当温度为35℃时测其平衡压力为0.2395×105 Pa，试求反应的△r H m⊙及△r S m⊙（△C P=0）解：N2O4（g）→2 NO2始/mol： n0 0平/mol：n0- n0x 2n0x∑n= n0- n0x +2n0x= n0(1+ x) x=(∑n/ n0)-1M N2O4=92.0g/mol n0=0.2889/92.0=3.14×10-3molPV=nRT=∑nRT25℃时∑n=0.2143×105×500×10-6/(8.314×298)=4.32×10-3 mol x=(∑n/ n0)-1=(4.32×10-3/3.14×10-3)-1=0.376K⊙=K X(P/ P⊙)△V=｛2n0x×P/〔( n0- n0x) P⊙〕｝2/｛( n0- n0x) P/〔( n0+ n0x) P⊙〕｝= 4x2P/〔(1- x2) P⊙〕=0.13935℃时∑n=0.2395×105×500×10-6/(8.314×308)= 4.68×10-3mol x=(∑n/ n0)-1=(4.68×10-3/3.14×10-3)-1=0.489K⊙=4x2P/〔(1- x2) P⊙〕=0.298△r G m⊙(298K)=-RTLn K⊙(298K)=△r H m⊙-298△r S m⊙ (1)△r G m⊙(308K)=-RTLn K⊙(308K)=△r H m⊙-308△r S m⊙(2)联立(1) (2)得△r H m⊙=58.2KJ/mol△r S m⊙=178.9 J/(k.mol)4.异构化反应：正戊烷＜＝＞异戊烷已知298K时气相异构化反应的K⊙=13.24，液体正戊烷和异戊烷的蒸汽压与温度的关系可表示为，正戊烷：Ln(P*/ P⊙)=9.146-2453/(T-41)异戊烷：Ln(P*/ P⊙)=9.002-2349/(T-40)试求算298K时液相异构化反应的K⊙，假设形成的溶液为理想溶液。
考研《物理化学》(学术学位)考试大纲
5.气体反应的碰撞理论。
6.过渡状态理论的基本假设，艾林方程热力学表达式及其应用。
7.光化学，催化化学的基本概念。
第十一章:胶体化学
1.胶体化学体系的分类及基本特点。
2.胶体体系的光学性质。
3.胶体体系的动力学性质。
4.胶体体系的电学性质。
5.憎液溶液的胶团结构。
6.高分子溶液及唐南平衡。
二、考试要求（包括考试时间、总分、考试方式、题型、分数比例等）
3.杠杆规则的应用。
第七章：电化学
1.电解质溶液活度、活度系数、平均活度、平均活度系数的定义及它们之间的关系。
2.电导率、摩尔电导率的定义及它们相互之间的关系。电导测定的应用。
3.根据电池书写符号式写出电极反应、电池反应。并能根据电极反应或电池反应写出电极反应或电池反应的能斯特方程，同时计算出φ或Ｅ。
3.过程方向判据的应用。
4.热力学基本方程及麦克斯韦关系式。
第四章：多组分系统热力学
1.拉乌尔定律和享利定律。
2.偏摩尔量的定义及物理意义。
3.化学势定义、物理意义、化学势判据。
4.稀溶液的依数性。
5.逸度、活度及其系数。
第五章：化学平衡
1.化学平衡中Ｋθ与ΔrＧθm之间关系。
2.理想气体Ｋθ、Ｋp、Ｋn、Kc、Ky之间的关系及平衡组成的计算。
3.温度对平衡常数的影响。
4.压力、组成、惰性气体等对平衡组成的影响。
5.化学反应方向的判断。
第六章
1.相律及相律数学表达式中每个符号的物理意义、相数、独立组分数、自由度的计算。
2.二元互溶系p-X，T-X相图，二元凝聚系简单低共熔、生成稳定及不稳定化合物体系相图。给出主要数据，要求能绘出相图。并能标出各点、线、面的相态，且计算出自由度Ｆ。步冷曲线各段相数、自由度（或条件自由度）的计算，产生平台的原因等。
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硕士研究生入学统一考试《物理化学Ⅰ》科目大纲（科目代码：622）学院名称（盖章）：化学化工学院学院负责人（签字）：编制时间：2014年8月20日《物理化学Ⅰ》科目大纲（科目代码：622）一、考核要求物理化学主要内容包括气体、化学热力学（统计热力学）、化学动力学、电化学、界面化学与胶体化学等。
要求考生熟练掌握物理化学的基本概念、基本原理及计算方法。
二、考核目标物理化学考试在考查基本知识、基本理论的基础上，注重考查考生灵活运用这些基础知识观察和解决实际问题的能力。
它的评价标准是高等学校优秀毕业生能达到及格或及格以上水平，以保证被录取者具有较扎实的物理化学基础知识。
三、考核内容第一章气体§1.1 气体分子运动论§1.2 摩尔气体常数§1.3 理想气体的状态图§1.4 气体运动的速率分布§1.5 气体平动能分布§1.6 气体分子在重力场中的分布§1.7 分子的碰撞频率与平均自由程§1.8 实际气体§1.9 气液间的转变§1.10 压缩分子图掌握理想气体状态方程和混合气体的性质（组成的表示、分压定律、分容定律）。
了解分子碰撞频率、平均自由程和实际气体概念，特别要了解实际气体的状态方程（范德华方程）以及实际气体的液化、临界性质、应状态原理与压缩因子图等。
第二章热力学第一定律及其应用§2.1 热力学概论§2.2 热平衡与热力学第零定律－温度的概念§2.3 热力学的一些基本概念§2.4 热力学第一定律§2.5 准静态过程和和可逆过程§2.6 焓§2.7 热容§2.8 热力学第一定律对理想气体的应用§2.9 Carnot循环§2.10 实际气体§2.11 热化学§2.12 赫斯定律§2.13 几种热效应§2.14 反应热与温度的关系－基尔霍夫定律§2.15 绝热反应－非等温反应§216 热力学第一定律的微观说明明确热力学的一些基本概念和功和热正负号的取号惯例。
明确准静态过程与可逆过程的意义。
掌握U及H都是状态函数以及状态函数的特性。
了解摩尔定压、定容热容的概念。
熟练应用热力学第一定律计算理想气体和实际气体在等温、等压、绝热等过程中的Q、W、ΔU和ΔH。
熟练应用标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓计算不同温度下的化学反应热。
了解节流过程的特点及焦耳-汤姆逊系数的定义与实际应用。
从微观角度了解热力学第一定律的本质。
第三章热力学第二定律§3.1 自发过程的共同特征－不可逆性§3.2 热力学第二定律§3.3 Carnot定理§3.4 熵的概念§3.5 Clausius不等式与熵增加原理§3.6 热力学基本方程与T-S图§3.7 熵变的计算§3.8 熵和能量退降§3.9 热力学第二定律的本质和熵的统计意义§3.10 亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能§3.11 变化的方向和平衡条件§3.12 ΔG的计算实例§3.13 热力学函数之间的关系§3.14 热力学第三定律和规定熵熟悉自发过程的共同特征，热力学第二定律的表述，卡诺循环及卡诺定律，克劳修斯不等式，熵和熵增原理，热力学第三定律，规定熵，赫姆霍兹函数和吉布斯函数，热力学基本方程、麦克斯韦关系式，系统平衡的判据等基本知识。
明确热力学第二定律的意义。
理解克劳修斯不等式的重要性。
熟记热力学函数U、H、S、F、G的定义。
明确ΔG在特殊条件下的物理意义，熟练掌握理想气体单纯PVT变化、相变及化学变化过程中ΔS、ΔF和ΔG的原理和方法并用于判断变化的方向和限度。
了解热力学第三定律的内容，明确规定熵及标准熵值的意义。
初步了解不可逆过程热力学关于熵流和熵产生等基本内容。
第四章多组分系统热力学在溶液中的应用§4.1引言§4.2 多组分系统组成的表示方法§4.3 偏摩尔量§4.4 化学势§4.5气体混合物中各组分的化学势§4.6 稀溶液中的两个经验定律§4.7 理想液态混合物§4.8 理想稀溶液中各组分的化学势§4.9 稀溶液的依数性§4.10 吉布斯-杜亥姆公式和杜亥姆-马居耳公式§4.11 活度与活度因子§4.12 渗透因子和超额函数§4.13分配定律－溶质在两互不相溶液相中的分配熟悉溶液浓度的各种表示法及其相互关系。
明确偏摩尔量和化学势的意义。
理解理想液态混合物、稀溶液与实际溶液三者的区别和联系。
掌握拉乌尔定律和亨利定律以及它们的应用。
理解理想体系（理想气体、理想液态混合物、理想稀溶液）中各组分化学势的表达式及其应用。
了解逸度和活度的概念及逸度系数、活度系数的简单计算。
了解从微观角度讨论溶液形成时一些热力学函数的变化。
了解稀溶液依数性的概念及公式的推导，以及分配定律公式的推导，了解热力学处理溶液的一般方法。
掌握稀溶液依数性的基本应用。
第五章相平衡§5.1 引言§5.2 多相系统平衡的一般条件§5.3 相律§5.4 单组分系统§5.5 二组分系统相图及应用§5.6 三组分系统相图及应用理解相律并掌握其简单应用。
熟练应用克拉贝龙方程式和克劳修斯-克拉贝龙方程式。
掌握杠杆规则在相图中的应用。
掌握单组分系统和二组分系统典型相图的特点。
在双液系中以完全互溶的双液系为重点了解其p-x图和T-x图，了解蒸馏和精馏的基本原理。
在二组分液-固体系中，以简单低共溶物的相图为重点，了解热分析法和溶解度法绘制相图及其应用。
第六章化学平衡§6.1 化学反应的平衡条件和化学反应的亲和势§6.2 化学反应的平衡常数和等温方程式§6.3 平衡常数的表示式§6.4 复相化学平衡§6.5标准摩尔生成吉布斯自由能§6.6 温度、压力及惰性气体对化学平衡的影响§6.7 同时化学平衡§6.8反应的耦合§6.9近似计算§6.10生物能力学简介能够从化学势的角度理解化学平衡的意义，理解并掌握化学反应等温式的意义并用以判断反应发生的方向。
熟悉各种平衡常数的表达及相互间的关系。
能根据标准热力学函数的表值计算各平衡常数。
了解平衡常数与温度、压力的关系和惰性气体对平衡组成的影响，并掌握其计算方法。
掌握反应物平衡转化率及体系平衡组成的计算。
了解对同时平衡、反应耦合、近似计算等的处理方法。
初步了解生物能力学的基本内容。
第七章统计热力学基础§7.1 概论§7.2 Boltzmann统计§7.3 Bose-Einstein统计和Fermi-Dirac统计§7.4 配分函数§7.5 配分函数的求法及其对热力学函数的贡献§7.6 晶体的热容问题§7.7 分子的全配分函数§7.8 用配分函数计算和反应的平衡常数了解统计热力学的基本假定。
掌握统计热力学的基本术语。
理解玻尔兹曼分布的意义并会用玻尔兹曼公式于有关计算。
明确配分函数的意义及配分函数的析因子性质。
掌握粒子配分函数的计算方法。
理解热力学函数与粒子配分函数的关系。
掌握用吉布斯自由能函数及焓函数计算理想气体反应的标准平衡常数的方法。
第八章电解质溶液§8.1 电化学的基本概念和电解定律§8.2 离子的电迁移和迁移数§8.3 电解质溶液的电导§8.4 电解质的平均活度和平均活度因子§8.5 强电解质溶液理论简介明确电导率、摩尔电导率的意义及计算。
熟悉离子独立移动定律及电导测定的一些应用。
了解迁移数与摩尔电导率、离子迁移率之间的关系。
明确电解质的离子平均活度系数的概念，并掌握其计算方法。
了解强电解质溶液理论（主要是离子氛的概念），并会使用德拜-休克尔极限公式。
第九章可逆电池的电动势及其应用§9.1 可逆电池和可逆电极§9.2 电动势的测定§9.3 可逆电池的书写方法与电动势的取号§9.4 可逆电池的热力学§9.5 电极电势产生的机理§9.6 电极电势和电池的电动势§9.7 电动势测定的应用§9.8 内电位、外电位和电化学势熟悉电化学惯用的电极电势名称和符号。
熟悉标准电极电势表的应用。
对于所给的电池，能熟练、正确地写出电极反应和电池反应。
能根据简单的化学反应来设计电池。
掌握电极电势及电动势的计算和温度对电动势的影响。
掌握由电化学数据计算热力学函数和ΔH、ΔS、和ΔG等。
了解电动势产生的机理及电动势测定法的一些应用。
第十章电解与极化作用§10.1 分解电压§10.2 极化作用§10.3 电解时电极上的竞争反应§10.4 金属的电化学腐蚀、防腐与金属的钝化§10.5化学电源明确极化现象产生的原因、极化的分类、极化的机理。
理解超电势、分解电压等概念。
了解超电势在电解中的作用。
能计算一些简单的电解分离问题。
了解金属腐蚀的机理和各种防腐方法。
了解化学电源的类型及应用。
第十一章化学动力学基础（一）§11.1 化学动力学的任务和目的§11.2 化学反应速率的表示法§11.3 化学反应的速率方程§11.4 具有简单级数反应的速率方程§11.5 几种典型的复杂反应§11.6 基元反应的微观可逆性原理§11.7 温度对反应速率的影响§11.8 关于活化能§11.9 链反应§11.10 拟定反应历程的一般方法掌握等容反应速率的表示方法和基元反应、反应级数、速率常数等概念。
掌握有简单级数的反应如零级、一级、二级反应的各种特征并能够由实验数据确定简单反应的级数。
对三种复杂的典型反应（对峙反应、平行反应和连续反应）要掌握其各自的特点，并对其中比较简单的反应能进行运算。
明确温度、活化能对反应速率的影响，理解阿累尼乌斯经验式中各项的含意，会计算E a、A、k等物理量。
掌握链反应的特点及其速率方程的建立，会应用稳态近似、平衡假设等近似处理方法。
第十二章化学动力学基础（二）§12.1 碰撞理论§12.2 过渡状态理论§12.3 单分子反应理论§12.4分子反应动态学简介§12.5在溶液中进行的反应§12.6快速反应的几种测试方法§12.7光化学反应§12.8化学激光简介§12.9催化反应动力学了解化学反应动力学的碰撞理论、过渡态理论和单分子反应理论的基本内容。