物理化学上册知识点总结
大学物理化学上册知识点归纳
pr、Vr、Tc分别称为对比压力、对比体积和对比温度，又统称为气 体的对比参数，三个量的量纲均为1。各种不同的气体，只要有两个对 比参数相同，则第三个对比参数必定（大致）相同，这就是对应状态原 理。 第2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-pambdV+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pamb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=-pambdV （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=pamb（V1-V2）=-pamb△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 Wr= (4)理想气体恒温可逆过程体积功 Wr==-nRTln(V1/V2)=-nRTln(p1/p2) (5)可逆相变体积功 W=-pdV
中，不可逆过程即自发过程。可逆，即系统内部及系统与环境之间处于 平衡态。在隔离系统中，一切自动进行的过程都是向熵增大的方向进 行，这称为熵增原理。此式只适用于隔离系统。 四、熵变的计算 1.单纯的PVT变化 过程中无相变化和化学变化，W`=0，可逆。 △S=== 理想气体系统 △S=nCV,mln+nRln= nCp,mln- nRln= n Cp ,m l n+ n CV ,m ln 恒温（T1=T2）△S= nRln=- nRln 恒压（p1=p2）△S= nCp,mln= n Cp ,m l n 恒容（V1=V2）△S= nCV,mln= n CV ,m ln 凝聚相系统 △S= 恒容△S = 恒压△S= 恒温△S=δQ r/T 2.相变化 可逆变化S=H/T 不可逆相变，通常设计一条要包括可逆相变步骤在内的可逆途径， 此可逆途径的热温熵才是该不可逆过程的熵变。 3.环境熵差及隔离系统熵差的计算 △Samb== Qamb/ Tamb=- Qsys / Tamb △Siso=△Samb+△Ssys 4.化学反应的标准反应熵 =— 若在温度区间T1~T2内，所有反应物及产物均不发生相变化，则 （T2）=（T1）+ 五、热力学第三定律 (完美晶体，T)=0 或 （完美晶体，0K）=0 上式中符号*代表纯物质。上述两式只适用于完美晶体。
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。
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。
物理化学知识点总结(热力学第一定律)
热力学第一定律一、基本概念1.系统与环境敞开系统：与环境既有能量交换又有物质交换的系统。
封闭系统：与环境只有能量交换而无物质交换的系统。
（经典热力学主要研究的系统）孤立系统：不能以任何方式与环境发生相互作用的系统。
2.状态函数：用于宏观描述热力学系统的宏观参量，例如物质的量n、温度T、压强p、体积V等。
根据状态函数的特点，我们把状态函数分成：广度性质和强度性质两大类。
广度性质：广度性质的值与系统中所含物质的量成正比，如体积、质量、熵、热容等，这种性质的函数具有加和性，是数学函数中的一次函数，即物质的量扩大a倍，则相应的广度函数便扩大a倍。
强度性质：强度性质的值只与系统自身的特点有关，与物质的量无关，如温度，压力，密度，摩尔体积等。
注：状态函数仅取决于系统所处的平衡状态，而与此状态的历史过程无关，一旦系统的状态确定，其所有的状态函数便都有唯一确定的值。
二、热力学第一定律热力学第一定律的数学表达式：对于一个微小的变化状态为：dU=公式说明：dU表示微小过程的内能变化，而δQ和δW则分别为微小过程的热和功。
它们之所以采用不同的符号，是为了区别dU是全微分，而δQ和δW不是微分。
或者说dU与过程无关而δQ和δW却与过程有关。
这里的W既包括体积功也包括非体积功。
以上两个式子便是热力学第一定律的数学表达式。
它们只能适用在非敞开系统，因为敞开系统与环境可以交换物质，物质的进出和外出必然会伴随着能量的增减，我们说热和功是能量的两种传递形式，显然这种说法对于敞开系统没有意义。
三、体积功的计算1.如果系统与环境之间有界面，系统的体积变化时，便克服外力做功。
将一定量的气体装入一个带有理想活塞的容器中，活塞上部施加外压。
当气体膨胀微小体积为dV时，活塞便向上移动微小距离dl，此微小过程中气体克服外力所做的功等于作用在活塞上推力F与活塞上移距离dl的乘积因为我们假设活塞没有质量和摩擦，所以此活塞实际上只代表系统与环境之间可以自由移动的界面。
物理化学知识点总结大一
物理化学知识点总结大一一、导言大一的物理化学是一门基础性科学课程，为了让大家更好地掌握相关知识点，下面将对大一物理化学的重要知识点进行总结与归纳，希望对大家的学习有所帮助。
二、热力学1. 热力学基本概念：系统、界面、状态函数、过程函数等。
2. 热力学第一定律：能量守恒定律，内能变化等于对外界做功与传热的代数和。
3. 热力学第二定律：热力学不可逆性、熵增原理、卡诺循环等。
4. 热力学第三定律：绝对零度的存在性及应用。
三、化学平衡1. 平衡常量与平衡常数：反应物与产物的浓度及其对平衡常数的影响。
利用平衡常数判断反应方向。
2. 离子的溶解度与溶度积：离子在溶液中的溶解度及其对溶度积的影响。
3. 化学反应速率与速率方程：反应速率、速率常数、速率方程、反应级数等相关概念。
4. 反应动力学：表达反应速率的等式推导与实验确定方法。
四、电化学1. 电池与电解池：电化学反应的基本概念、标准电极电势、电池电动势等。
2. 电解质溶液与电解质离子浓度：电解质溶液中离子的浓度计算及其对电解过程的影响。
3. 法拉第定律与电解定律：法拉第电解定律的推导与应用，电解产物的选择性。
4. 化学电源与蓄电池：干电池、燃料电池、锂离子电池等。
五、化学热力学1. 火焰温度与燃烧热：火焰温度的计算，燃烧反应的焓变及其应用。
2. 燃烧热与键能：键能的概念，燃烧反应中键能的变化。
3. 化学反应焓变：化学反应焓变的定义、测定及其应用。
4. 化学反应熵变：化学反应熵变的定义、计算及其与焓变的关系。
六、物理化学实验1. 基本实验器材：量筒、分液漏斗、溶液容器等基本器材的使用与注意事项。
2. 量的测量及误差分析：物质的质量、体积、浓度等量的测量以及误差的计算和分析。
3. 溶解度测定与曲线拟合：溶解度的测定方法及曲线拟合分析。
4. 酸碱中和反应的滴定：滴定的原理、影响滴定结果的因素以及滴定曲线的解析。
七、总结与展望大一的物理化学涉及的知识点较多，以上只是其中一部分。
物理化学第一章知识点解析
G 等叫热力学系统的宏观性质( 或简称热力学性质)。
宏观性质分为两类:强度性质——与系统中所含物质的量无关, 无
加和性( 如p、T 等) ;广度性质——与系统中所含物质的量有关, 有加 和性( 如V、U、H⋯ 等) , 而
另 一 一 种 种 广 广 度 度 性 性 质 质=强 度 性 质，如
Vm
=
V n
,
= m V
3.系统的状态和状态函数
系统的状态是指系统所处的样子。热力学中采用系统的宏观性质 来描述系统的状态, 所以系统的宏观性质也称为系统的状态函数。
( i) 对于一定量的组成不变的均相流体系统, 系统的任意一个宏观性 质是另外两个独立的宏观性质的函数。这一结论是由实验结果得到的,
p2 = psu , 此过程叫定压过程。而定压变化, 仅有p1 = p2, 过程中压力可不恒定。 ( iii ) 定容过程
系统状态变化过程中体积保持恒定, V1 = V2 , 此为定容过程。 ( iv) 绝热过程
系统状态变化过程中, 与环境间的能量传递仅可能有功的形式, 而无热的形式, 即Q = 0 , 叫绝热过程。 ( v) 循环过程
(II)封闭系统——系统与环境之间通过界面只有能量的传递, 而无 物质的质量传递。因此封闭系统中物质的质量是守恒的。
(III)隔离系统——系统与环境之间既无物质的质量传递亦无能量 的传递。因此隔离系统中物质的质量是守恒的, 能量也是守恒的。
2.系统的宏观性质
热力学系统是大量分子、原子、离子等微观粒子组成的宏观集合
过程——在一定环境条件下, 系统由始态变化到终态的经过。 途径——系统由始态变化到终态所经历的过程的总和。
物理化学大一知识点归纳
物理化学大一知识点归纳物理化学是研究物质的物理性质和化学性质的一门学科。
大一是学习物理化学的起点，掌握基础知识对以后的学习非常重要。
本文将对大一物理化学的知识点进行归纳总结，帮助同学们更好地理解和记忆物理化学的基础知识。
1. 基本概念物理化学涉及的基本概念包括物质、质量、物质的量、分子、原子等。
物质是构成宇宙的基本要素，可以分为纯物质和混合物。
质量是物质的一个属性，可以通过称量进行测量。
物质的量用摩尔表示，是指含有物质粒子数的数量关系。
2. 物质的性质物质的性质分为物理性质和化学性质。
物理性质是指物质在不改变其化学组成的情况下的性质，如密度、熔点、沸点等。
化学性质是指物质在与其他物质发生作用时的性质，如酸碱性、氧化性等。
3. 热力学热力学是研究热能转化和能量守恒的科学。
其中，热力学第一定律是能量守恒定律，表明能量可以转化但不能消失；热力学第二定律是热力学过程方向性的规律，表明热能只能从高温物体流向低温物体。
4. 化学平衡化学平衡是指化学反应达到动态平衡的状态。
平衡常数是衡量反应平衡程度的指标，反应物和生成物浓度的比值与平衡常数之间存在关系。
平衡常数的大小可以预测反应的进行方向和平衡位置。
5. 气体状态方程气体状态方程是描述气体性质的数学表达式，常见的有理想气体状态方程和范德瓦尔斯方程。
理想气体状态方程是描述理想气体性质的理论模型，其中PV = nRT，P是气体压强，V是体积，n是物质的量，R是气体常数，T是温度。
范德瓦尔斯方程是修正理想气体行为的方程。
6. 化学动力学化学动力学是研究化学反应速率的科学。
影响化学反应速率的因素包括温度、浓度、催化剂等。
速率方程描述了反应速率与反应物浓度之间的关系。
活化能是化学反应必须克服的能垒。
7. 酸碱理论酸碱理论包括布朗斯特德酸碱理论和伦琴酸碱理论。
布朗斯特德酸碱理论认为酸是能提供H+离子的物质，碱是能提供OH-离子的物质。
伦琴酸碱理论将酸碱定义为电子对的供体和受体。
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。
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1 第一章：气体
1、掌握理想气体的状态方程（ ）及分压力、分体积等概念，会进行简单计算
2、理解真实气体与理想气体的偏差及原因，了解压缩因子Z 的定义及数值大小的意义，熟悉范德华方程（理想气体基础上引入压力、体积修正项）
第二章：热力学第二定律；第三章：热力学第三定律
1、系统性质（广度、强度性质）
2、状态函数特性（如：异途同归，值变相等；周而复始，数值还原及在数学上具有全微分的性质等）
3、热力学第一定律：ΔU =Q+W （Q 、W 取号的规定及各种过程对应计算）
4、恒容热、恒压热及之间的关系式，能进行简单计算，掌握焓的定义式，会应用赫斯定律
5、掌握各种不同过程的热力学函数计算（单纯PVT 变化时自由膨胀、等温、等压、等容及绝热可逆或不可逆等过程的U 、H 、A 、G 、S 等函变以及正常、非正常相变过程焓变、吉布斯函变和熵变计算（状态函数法）
6、理解理想气体的一些性质（如U 、H 仅为温度函数、Cp 与Cv 的差值及单原子、双原子理想气体的C V ，m 和绝热可逆过程过程方程式等）、实际气体—节流膨胀过程（等焓过程，了解焦-汤系数等）
7、反应进度
8、如何由标准摩尔生成焓、燃烧焓计算标准摩尔反应焓变以及相关规定
9、反应焓变与温度的关系（基尔霍夫定律）
10、自发过程及其共同特征；热力学第二定律文字描述
11、卡诺循环、卡诺定理、热机效率；熵的定义式及克劳修斯不等式
12、判断过程可逆性及自发变化方向的各种判据
13、了解热力学第三定律，掌握根据规定熵、标准摩尔生成焓、标准摩尔生成吉布斯函变计算化学变化过程中对应函数的变化值
14、热力学函数间的关系及麦克斯韦关系式的应用（应用于各函数间的相互计算以及一些证明），了解各函数特征变量
15、了解Clapeyron 方程，掌握Clausius-Clapeyron 方程各种形式
第四章：多组分系统热力学及其在溶液中的应用
1、 熟悉偏摩尔量、化学势表示，了解偏摩尔量加和公式和吉布斯-杜亥姆公式，掌握相平衡、
化学平衡条件
2、 了解各种不同情况化学势的表达式，假想标准态等概念
3、 掌握稀溶液中两个经验定律：拉乌尔、亨利定律表达式及简单计算
4、 掌握理想液态混合物的通性
5、了解依数性的一些结论
第五章：化学平衡
1、会表示任意化学反应的标准平衡常数、其它各种平衡常数，并能相互换算
2、熟悉化学反应等温方程，并能应用其判断反应方向
3、掌握范特霍夫方程各种形式并进行相关计算
4、了解温度、压力等各种因素对化学平衡影响的相关结论
5、掌握使用标准平衡常数定义式以及热力学相关公式进算平衡组成的计算。
第六章：相平衡（相图分析）
1、掌握相律的形式并会计算其中各个量
2、杠杆规则、对拉乌尔定律发生正负偏差，从而相图上出现最高、最低点、恒沸混合物、蒸馏或精馏基本原理等（完全互溶双液系）
4、、能看懂相图并会使用相律分析相图，并绘制步冷曲线（如较复杂的低共熔二元相图、形成化合物系统及固态部分互溶的二组分相图）
pV nRT。