物理化学重要概念公式总结
物理化学公式及概念
摘自南大物理化学第五版第1页物理化学公式及概念一、气体222111., , 33i i in u p mnu pV mNu u u n===å为根均方速率为根均方速率,,2.,(BBARpV nRT Nk T k N == =理想气体状态方程：玻尔兹曼常数）123.Dalton i i p p p p x p =++= 道尔顿（）分压定律：…………；；分压：在同一温度下，各别气体单独存在，并占有与混合气体相同体积时的压力,3334., , 22B t t m B k TE k T E RT u m ===21.5*2245.()2mv kT m Maxwell f v e v kT -æö =ç÷p èø麦克斯韦麦克斯韦(()速率分布定律：06.()lnp MghBoltzmann p RT=-玻尔兹曼分布：7.A BB Av M v M =气体扩散定律：()()228.), m m m a a van der Waals p V b RT p V nb nRT V V æöæö+-=+-=ç÷ç÷èøèø范德华范德华((方程方程::二、热力学第一定律1. 隔离系统（孤立系统）、封闭系统、敞开系统2. 广度性质、强度性质3. 热动平衡、力学平衡、相平衡、化学平衡4. 等温过程、等压过程、等容过程、绝热过程、环状过程5.W p dVd =-体外体积功：6.,U Q W dU Q W D =+=d +d 7. 功与过程、准静态过程、可逆过程8.,pdefHU PV H Q +D =焓：化学分析的重量分析是多少？通过适当的方法如沉淀、挥发、电解等使待测组分转化为另一种纯的、化学组成的固定的化合物而与样品中其他组分得以分离，然后称其质量，根据称得到的质量计算待测组分的含量摘自南大物理化学第五版摘自南大物理化学第五版p v Q Q H U d d -==¶¶æöæö====ç÷ç÷2211pCp V p V -cT D En n def d d ooorBrHHn D D oo o o o H Ho rmHD R Q d =max 21R W Q V p -化学分析有哪些分类？化学分析根据其操作方法的不同，可将其分为滴定分析（比如摘自南大物理化学第五版摘自南大物理化学第五版H D （相变）o2,p oo C dT D *2()f R T M *2()b R T M RTP defC S dp HD ooClausius -克劳修斯21111vap m sub mH H p D æöæD 摘自南大物理化学第五版摘自南大物理化学第五版vap m H D oo 2()ln 11o o or m r moH H K T d K æöD D =Þ=-ç÷or mo H D =ò=´´按法拉第定律计算所需理论电荷量电极上产物的实际质量；11defI Gl k), A c 11mooc cL 1def2;lg oA z z II I+--摘自南大物理化学第五版摘自南大物理化学第五版0.059ooRT[氧化型氧化型]][氧化型氧化型]]E E E E ¶¶¶æöæöæöç÷ç÷ç÷¶æöç÷oRT +[氧化型氧化型]](),x s E E F-11[]1(B defdp dd B rx 具有简单级数反应的速率公式和特征：级数级数 反应类型反应类型 速率公式的定积分式速率公式的定积分式浓度与时间的线性关系线性关系半衰期t 1/2速率常数k 的单位的单位一级一级A →产物→产物 1lnak ta x =-1ln~ta x - 1ln 2k (时间)-1二级二级A+B →产物→产物(a=b) 211k ta x a -=-1~t a x -21k a(浓度)-1·(时间)-1 A+B →产物→产物 (a ≠b)21()ln ()b a x k t a b a b x -=--()ln ~()b a x t a b x --1/21/2()()t A t B ¹ 三级三级A+B+C →产物→产物322111k t éù-=êú21~t2331(浓度)-2·-1(a b c) 2()a x a -ëû()a x -32k a(时间) 零级零级表面催化反应表面催化反应x k t =~x t2ak (浓度)·(时间)-1摘自南大物理化学第五版摘自南大物理化学第五版n 级(n ≠1) 反应物→产物反应物→产物111111()n n kt n a x a --éù-=êú--ëû11~()n t a x -- 1()n A A a -为常数 (浓度)1-n· (时间)-11/2''1/21/2'lg t t t a a æöç÷æöèø=+ç÷æöç÷1e e e x x a x k -==11lnk x a==2121211(ln ln k k a k k eek k k =-+æö-=ç÷2ln 11a E a a E E k d k-æö12[][][],,11111,m M r k k E S r S K -+====与呈线性关系第6页。
物理化学公式总结
物理化学公式总结物理化学是研究物质变化及其中发生的物理现象的学科，公式是物理化学研究的基础工具之一。
本文将对一些常用的物理化学公式进行总结和解析，帮助读者更好地理解这些公式的实际应用。
1. 状态方程状态方程描述了物质的状态及其性质与条件之间的关系。
其中，最为著名的状态方程是理想气体状态方程：PV = nRT。
它表达了气体的压强（P）、体积（V）、摩尔数（n）与温度（T）之间的关系，其中 R 是气体常数。
2. 阿伏伽德罗定律阿伏伽德罗定律是描述理想气体摩尔浓度与分压之间的关系的公式。
根据阿伏伽德罗定律，理想气体的摩尔浓度与其分压成正比：C = kP，其中 C 是摩尔浓度，P 是分压，k 是比例常数。
3. 物质的摩尔浓度物质的摩尔浓度表示单位体积或单位质量物质中包含的物质的量。
它可以用以下公式表示：C = n/V，其中 C 是摩尔浓度，n 是物质的摩尔数，V 是溶液的体积。
4. 热力学公式热力学是研究能量转化和能量变化规律的学科。
热力学公式中最为著名的是热力学第一定律：ΔU = q + w，其中ΔU 是系统内能的变化量，q 是系统吸热量，w 是系统对外做功。
5. 熵的变化熵是描述系统混乱程度的物理量，它可以用来分析物质在化学反应中的状态变化。
熵的变化可以用以下公式表示：ΔS = ΔS_prod - ΔS_react，其中ΔS 是熵的变化量，ΔS_prod 是生成物的总熵变，ΔS_react 是反应物的总熵变。
6. 酸碱中和反应酸碱中和反应是常见的化学反应类型之一。
在酸碱中和反应中，酸和碱反应生成盐和水。
一些重要的酸碱中和反应公式包括酸的离解方程式（例如 HCl -> H+ + Cl-）和碱的离解方程式（例如NaOH -> Na+ + OH-）。
7. 溶解度平衡常数溶解度平衡常数是描述溶液中溶质的溶解程度的物理化学参数。
对于一般的溶液，溶解度平衡常数可以用以下公式表示：Ksp =[A+]^m[B-]^n，其中 Ksp 是溶解度平衡常数，[A+] 是阳离子的浓度，[B-] 是阴离子的浓度，m 和 n 是阳离子和阴离子在化学方程式中的系数。
物理化学公式总结-完整版
一、气 体 1. 理想气体定义、微观特征、 PVT关系
凡是在任何T、P下均符合理想气体状态方
程的气体称为∽。 微观特征 ①分子本身不具有体积
②分子间无相互作用力
PVT关系 PV nRT PV m RT M
2. 实际气体对理想气体的偏差、范德华方程
(P
a Vm2
)(Vm
b)
RT
(P
标准生成热、标准燃烧热与标准反应热关系：
r
H
m
(T
)
B f Hm (B,T )
BC
H
m
(
B,T
)
反应 C(石) O2 (g) CO2 (g)
r
H
m
(298
K
)
C
H
m
(石,298
K
)
r Hm (298K) f Hm (CO2,298K)
反应 H2 (g) 0.5O2 (g) H2O(l)
f =3 – 4 +2 = 1
～ 2 下列化学反应，同时达平衡时(900 1200K)，
CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) CO2(g) + H2(g) = CO(g) + H2O(g) CO(g) + H2O(g) + CaO(s) = CaCO3(s) + H2(g)
其独立组分数K =_4_, 相数 =_3_，和自由度数f =_3_
αபைடு நூலகம்β α+ B
A+B
稳定化合物 不稳定化合物 有共轭溶液
2.两种固态物质或液态物质能部分互溶的相图
α+l l+β
α
物理化学公式总结
物理化学公式总结物理化学是研究物质的结构、性质和变化的科学，它使用数学和物理的原理来解释化学现象。
在物理化学的研究过程中，涉及到许多重要的公式，这些公式是揭示物质性质和相互作用规律的基础。
下面我将为大家总结一些物理化学中常见的公式。
1. 热力学公式热力学公式描述了物质在热平衡状态下的性质和能量转化规律。
其中最基本的公式是热力学第一定律（能量守恒定律）：∆U = q + w其中，∆U表示系统内能的变化，q表示传递给系统的热量，w 表示系统对外界做的功。
2. 热力学第二定律热力学第二定律描述了能量的定向流动规律。
其中最著名的公式是卡诺热机效率公式：η = 1 - Tc/Th其中，η表示卡诺热机的效率，Tc表示冷热源的温度，Th表示热源的温度。
3. 热力学公式一般表达式根据热力学第一定律，可以推导出一般的热力学公式：dU = TdS - PdV其中，dU表示系统内能的微小变化，T表示温度，dS表示系统的熵变化，P表示压力，dV表示体积的微小变化。
4. 热力学常用关系根据热力学公式一般表达式，可以得到一些重要的热力学关系：Gibbs自由能（G）与焓（H）的关系：G = H - TS其中，G表示Gibbs自由能，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
5. 气体状态方程气体状态方程描述了理想气体和实际气体之间的关系。
最常见的气体状态方程是理想气体状态方程：PV = nRT其中，P表示压力，V表示体积，n表示气体的摩尔数，R表示气体常数，T表示温度。
6. 麦克斯韦速率分布定律麦克斯韦速率分布定律描述了气体分子速度的分布规律。
根据麦克斯韦速率分布定律，可以得到气体分子的平均动能（等于温度的能量）：KE = (3/2) kT其中，KE表示气体分子的平均动能，k表示玻尔兹曼常数，T表示温度。
7. 热容公式热容公式描述了物质温度变化时的热量和温度之间的关系。
最常用的热容公式是：C = q/∆T其中，C表示热容，q表示吸收或释放的热量，∆T表示温度变化。
物理化学基本知识点与公式总结
3、气体组分的化学势
RT lnp/p
B
B
RT
ln p B /p
RT lnp/p
B
B
RT lnpBB/p
化学平衡总结
化学平衡总结
1、标准平衡常数
K 0 ( pBeq p0 )B
Qp
H
T2 T1
nC
p,m
dT
n,
C
为常数
p,m
nCp,m (T2 T1)
Cp,m-CV,m=R（理想气体） 单原子理想气体： CV,m=3/2 R
双原子理想气体：CV,m=5/2 R
多原子理想气体：CV,m=3R
可逆相变
Q2 相变过程的热力学计算
不可逆相变
状态函数法
Q3
热力学第一定律
可不 逆可 相逆
热力 学
第三 定律
PVT
程程 程过 程 程程
程
变相 变
热力学基本方程
Maxwell关系式
过程判据
S判据
0 dS隔离 0
0
不可逆,自发 可逆, 平衡 不可能
不可逆 dSiso dSsys dSamb 0 可逆
A判据 A 0
A=U-TS
自发进行
nC p ,m
ln
T2 T1
nR
ln
p1 p2
S
nCV ,m
ln
p2 p1
nC p ,m
ln
V2 V1
高中物理化学公式总结
高中物理化学公式总结高中物理化学公式总结一、常见物理公式1. 力的等效原理：F = m·aF为物体所受的力，m为物体的质量，a为物体的加速度。
2. 牛顿第二定律：F = m·aF为作用在物体上的力，m为物体的质量，a为物体的加速度。
3. 弹力公式：F = k·xF为弹力的大小，k为弹簧的弹性系数，x为弹簧伸长或压缩的长度。
4. 万有引力定律：F = G·(m₁·m₂)/r²F为两个物体之间的引力，G为引力常量，m₁和m₂分别为两个物体的质量，r为两个物体之间的距离。
5. 动能公式：KE = (1/2)·m·v²KE为物体的动能，m为物体的质量，v为物体的速度。
6. 功的定义：W = F·s·cosθW为所作的功，F为作用力的大小，s为力所产生的位移，θ为力的方向与位移方向之间的夹角。
7. 功的公式：W = ΔEW为所作的功，ΔE为物体的能量变化。
8. 功率公式：P = W/tP为功率，W为所作的功，t为所用的时间。
9. 波速公式：v = λ·fv为波速，λ为波长，f为频率。
10. 折射公式：n₁·sinθ₁ = n₂·sinθ₂n₁和n₂分别为两种介质的折射率，θ₁和θ₂分别为入射角和折射角。
二、常见化学公式1. 摩尔质量公式：M = m/nM为物质的摩尔质量，m为物质的质量，n为物质的摩尔数。
2. 摩尔浓度公式：C = n/VC为溶液的摩尔浓度，n为溶质的摩尔数，V为溶液的体积。
3. 摩尔分数公式：X = n/(n₁ + n₂ + ...)X为溶质的摩尔分数，n为溶质的摩尔数，n₁、n₂为溶剂的摩尔数。
4. 理想气体状态方程：PV = nRTP为气体的压强，V为气体的体积，n为气体的摩尔数，R为理想气体常数，T为气体的温度（单位为开尔文）。
5. 颓变反应速率公式：v = k·[A]^m·[B]^nv为反应速率，k为反应速率常数，[A]和[B]为反应物的浓度，m和n为反应物的反应级数。
物理化学重点公式总结
T
PB* B
PA* (A) yB >xB
(B) yB <xB
(C) yB =xB
yxAA
A
▶ 基本计算： 1. 溶液组成及气液相组成、分压、相数量
的计算； 2. 单组分气液两相平衡时平衡温度、 压力的
计算；
3. 相图分析及相律计算； 4. Van’t Hoff等温方程、等压方程应用，
平衡常数及平衡组成的计算。
4)凡是垂直线都可看成单组分纯物质。 如果是稳定化合物： 垂线顶端与曲线相交，为极大点； 若是不稳定化合物： 垂线顶端与水平线相交，为“T”字形
5)凡是水平线基本上都是“三相线”。三相线上f = 0 6)冷却时，当物系点通过(两相平衡)曲线时，步冷曲
线上出现一转折：当物系点通过三相线时，步冷曲 线上出现平台；(三相线的两端点除外)。
r
H
m
(298
K
)
C
H
m
(
H
2
,298
K
)
f
H
m
(H
2O,
l,298K
)
反应的恒压热效应与恒容热效应的关系：
r Hm (298K) rUm (298K) B (g)RT
如反应 H2 (g) 0.5O2 (g) H2O(l)
B (g)RT (0 0.5 1)RT 1.5RT
若反应的
B (g)RT 0
那么组成xB=0.4的溶液在气液平衡时，xB(g), xB(l), xB(总)大小顺序为__x_B(_l_)<__x_B_(总__)_<__x_B_(g_)__，将该溶液 完全分馏，塔顶将得到 _恒__沸__点__混__合__物____ 。
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物理化学公式大全
物理化学公式集热力学第一定律 功：δW＝δW e ＋δW f1膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正,压缩功为负. 2非膨胀功δW f ＝xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移.如δW 机械功＝fdL,δW 电功＝EdQ,δW 表面功＝rdA.热 Q ：体系吸热为正,放热为负.热力学第一定律： △U ＝Q —W 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数. 热容 C ＝δQ/dT1等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝ H/T p 2等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝ U/T v 常温下单原子分子：C v,m ＝C v,m t ＝3R/2 常温下双原子分子：C v,m ＝C v,m t ＋C v,m r ＝5R/2 等压热容与等容热容之差：1任意体系 C p —C v ＝p ＋U/V T V/T p 2理想气体 C p —C v ＝nR 理想气体绝热可逆过程方程：pV γ＝常数 TV γ-1＝常数 p 1-γT γ＝常数 γ＝C p / C v 理想气体绝热功：W ＝C v T 1—T 2＝p 1V 1—p 2V 2 理想气体多方可逆过程：W ＝T 1—T 2 热机效率：η＝ 冷冻系数：β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数：β＝ 焦汤系数： μJ －T ＝＝－ 实际气体的ΔH 和ΔU： ΔU＝＋ ΔH＝＋化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Q p ＝Q V ＋ΔnRT 当反应进度 ξ＝1mol 时, Δr H m ＝Δr U m ＋RT 化学反应热效应与温度的关系： 热力学第二定律 Clausius 不等式：熵函数的定义：dS＝δQR/T Boltzman熵定理：S＝klnΩHelmbolz自由能定义：F＝U—TS Gibbs自由能定义：G＝H－TS 热力学基本公式：1组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程：dU＝TdS－pdV dH＝TdS＋VdpdF＝－SdT－pdV dG＝－SdT＋Vdp2Maxwell关系：＝＝－3热容与T、S、p、V的关系：CV ＝T Cp＝TGibbs自由能与温度的关系：Gibbs－Helmholtz公式＝－单组分体系的两相平衡：1Clapeyron方程式：＝式中x代表vap,fus,sub.2Clausius－Clapeyron方程式两相平衡中一相为气相：＝3外压对蒸汽压的影响： pg 是在惰性气体存在总压为pe时的饱和蒸汽压.吉不斯－杜亥姆公式：SdT－Vdp＋＝0dU＝TdS－pdV＋ dH＝TdS＋Vdp＋dF＝－SdT－pdV＋ dG＝－SdT＋Vdp＋在等温过程中,一个封闭体系所能做的最大功等于其Helmbolz自由能的减少.等温等压下,一个封闭体系所能做的最大非膨胀功等于其Gibbs自由能的减少.统计热力学波兹曼公式：S＝klnΩ一种分布的微观状态数：定位体系：ti ＝N 非定位体系：ti＝波兹曼分布：＝在A、B两个能级上粒子数之比：＝波色－爱因斯坦统计：Ni ＝费米－狄拉克统计：Ni＝分子配分函数定义：q＝－i为能级能量q＝－i为量子态能量分子配分函数的分离：q＝q n q e q t q r q v能级能量公式：平动：εt＝转动：εr ＝振动：εv＝分子配分函数表达式：平动：当所有的平动能级几乎都可被分子到达时一维：q t＝二维：q t＝A 三维：q t＝转动：线性q r＝＝＝为转动特征温度非线性q r＝振动：双原子分子q V＝＝＝为振动特征温度多原子线性：q V＝多原子非线性：q V＝＋1电子运动：q e＝2j＋1 原子核运动：q n＝2Sn热力学函数表达式：F＝－kTlnq N定位 F＝－kTln非定位S＝klnq N＋NkT定位 S＝kln＋NkT非定位G＝－kTlnq N＋NkTV定位G＝－kTln＋NkTV非定位U＝NkT2 H＝NkT2＋NkTV＝P＝NkT CV一些基本过程的ΔS、ΔG、ΔF的运算公式W＝0f一些基本过程的W、Q、ΔU、ΔH的运算公式Wf ＝0溶液－多组分体系体系热力学在溶液中的应用溶液组成的表示法：1物质的量分数：2质量摩尔浓度：3物质的量浓度：4质量浓度拉乌尔定律亨利定律：化学势的各种表示式和某些符号的物理意义：气体：1纯理想气体的化学势标准态：任意温度,p＝pφ＝101325Pa.μφT为标准态时的化学势2纯实际气体的化学势标准态：任意温度,f＝pφ且复合理想气体行为的假想态即p ＝pφ,γ＝1,μφT为标准态时的化学势.3混合理想气体中组分B的化学势因为所以不是标准态时的化学势,是纯B气体在指定T、p时的化学势.溶液：1 理想溶液组分的化学势所以不是标准态时的化学势而是温度为T、溶液上方总压为p时,纯液体B的化学势.2 稀溶液中各组分的化学势溶剂：不是标准态时的化学势而是温度为T、溶液上方总压为p时,纯溶剂A的化学势.溶质：,,均不是标准态时的化学势,均是T,p的函数,它们分别为：当xB ＝1,mB＝1molkg－1,cB＝1moldm－3时且服从亨利定律的那个假想态的化学势.4非理想溶液中各组分的化学势溶剂：不是标准态的化学势,而是aA,x ＝1即xA＝1,γA＝1的纯组分A的化学势.溶质：,,均不是标准态时的化学势,均是T,p的函数,它们分别为：当aB,x ＝1,aB,m＝1,aB,c＝1时且服从亨利定律的那个假想态的化学势. 4活度a的求算公式：ü 蒸汽压法：溶剂aA ＝γAxA＝pA/pA溶质：aB＝γBxB＝pA/kcü 凝固点下降法：溶剂ü Gibbs－Duhem公式从溶质剂的活度求溶剂质的活度. 5理想溶液与非理想溶液性质：理想溶液：非理想溶液：超额函数：溶液热力学中的重要公式：1 Gibbs－Duhem公式2 Duhem－Margule公式：对二组分体系：稀溶液依数性：1凝固点降低：2沸点升高：3渗透压：化平衡学化学反应亲和势：A＝－化学反应等温式：平衡常数的表达式：温度,压力及惰性气体对化学平衡的影响：电解质溶液法拉第定律：Q＝nzF m＝t＋＝＝＝＝＝r+为离子移动速率,U+U－为正负离子的电迁移率亦称淌度.近似：浓度不太大的强电解质溶液离子迁移数：tB＝＝＝＋＝1电导：G＝1/R＝I/U＝kA/l电导率：k ＝1/ρ 单位：S·m -1 莫尔电导率：Λm ＝kV m ＝k/c 单位S·m 2·mol －1科尔劳乌施经验式：Λm ＝ 离子独立移动定律：＝ 奥斯特瓦儿德稀释定律：＝ 平均质量摩尔浓度：＝平均活度系数：＝ 平均活度：＝＝ 电解质B 的活度：a B ＝＝ m +＝v +m B m －＝v －m B 离子强度：I ＝德拜－休克尔公式：lg ＝－A|z ＋z -－| 可逆电池的电动势及其应用 Δr G T,p ＝－W f,max Δr G mT,p ＝zEFNernst Equation ：若电池反应为 cC ＋dD ＝gG ＋hH E ＝E φ－标准电动势E φ与平衡常数K φ的关系：E φ＝ 还原电极电势的计算公式：＝计算电池反应的有关热力学函数变化值：＝ ＝－zEF ＋ Q R ＝T ＝ zF zF ＝电极书面表示所采用的规则：负极写在左方,进行氧化反应是阳极,正极写在右方,进行还原反应是阴极 电动势测定的应用：1求热力学函数变量Δr G m 、Δr G m Φ、、及电池的可逆热效应Q R 等. 2求氧化还原反应的热力学平衡常数K Φ值：K Φ＝ E Φ＝E ＝3求难溶盐的溶度积K sp 、水的离子积K w 及弱酸弱碱的电离常数等. 4求电解质溶液的平均活度系数和电极的值.5从液接电势求离子的迁移数.Pt,H 2p|HClm|HClm’| H 2p,Pt 1－1价型：E j ＝E ＝E c ＋E j ＝ 高价型：M z+A z －m 1|M z ＋A z －m 2 E j ＝6利用醌氢醌电极或玻璃电极测定溶液的pH 电解与极化作用E 分解＝E 可逆＋ΔE 不可逆＋IRΔE不可逆＝η阴＋η阳η阴＝φ可逆－φ不可逆阴η阳＝φ不可逆－φ可逆阳φ阳,析出＝φ阳,可逆＋η阳φ阴,析出＝φ阴,可逆－η阴η＝a＋blnjE实际分解＝E理论分解＋η阴＋η阳＋IR对电解池,由于超电势的存在,总是使外加电压增加而多消耗电能；对原电池,由于超电势的存在,使电池电动势变小而降低了对外作功的能力.在阴极上,还原电势愈正者,其氧化态愈先还原而析出；同理,在阳机上,则还原电势愈负者其还原态愈先氧化而析出.需外加电压小化学反应动力学半衰期法计算反应级数：kp ＝kcRT1－n Ea－Ea’＝Q化学反应动力学基础二：ZAB＝＝μ＝若体系只有一种分子：ZAA＝＝碰撞参数：b＝dABsinθ碰撞截面：反应截面：kSCTT＝kSCTT＝＝几个能量之间的关系：Ea ＝Ec＋RT/2＝E＋mRT＝式中是反应物形成活化络合物时气态物质的代数和,对凝聚相反应,＝0.对气相反应也可表示为：Ea＝式中n为气相反应的系数之和原盐效应：弛豫法：％界面现象与T的关系：两边均乘以T,,即的值将随温度升高而下降,所以若以绝热方式扩大表面积,体系的温度必将下降.杨－拉普拉斯公式：ps为曲率半径,若为球面ps ＝,平面 ps.液滴愈小,所受附加压力愈大；液滴呈凹形,R‘为负值,ps为负值,即凹形面下液体所受压力比平面下要小.毛细管：ps＝＝Δρgh Δρgh＝R为毛细管半径开尔文公式：p0和p分别为平面与小液滴时所受的压力对于液滴凸面R‘>0,半径愈小,蒸汽压愈大.对于蒸汽泡凹面R‘<0,半径愈小,蒸汽压愈小.两个不同液滴的蒸汽压：溶液越稀,颗粒越大.液体的铺展：非表面活性物质使表面张力升高,表面活性物质使表面张力降低.吉不斯吸附公式：为表面超额若,>0,正吸附；,<0,负吸附.表面活性物质的横截面积：Am＝粘附功：Wa值愈大,液体愈容易润湿固体,液固界面愈牢.内聚功：浸湿功：铺展系数： ,液体可在固体表面自动铺展.接触角：Langmuir等温式：θ：表面被覆盖的百分数.离解为两个分子：混合吸附：即：BET公式：弗伦德利希等温式：乔姆金吸附等温式：吸附剂的总表面积：S＝Am Ln n＝Vm/22400cm3mol－1气固相表面催化反应速率：单分子反应：产物吸附很弱产物也能吸附双分子反应：AB都吸附AB均吸附,但吸附的B不与吸附的A反应B不吸附胶体分散体系和大分子溶液布朗运动公式：D为扩散系数球形粒子的扩散系数：渗透压：渗透力：F＝扩散力＝－F沉降平衡时粒子随高度分布公式：瑞利公式：电势表面电势 Stern电势电解质浓度增加电势减小.电泳速度： k＝6时为电泳,k＝4时为电渗.大分子稀溶液渗透压公式不是吧。
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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、体积功得计算δＷ=—p e d V恒外压过程：W= -p eΔＶ可逆过程：Ｗ=nＲT2、热效应、焓等容热：ＱV=ΔＵ（封闭系统不作其她功)等压热:Q p=ΔH（封闭系统不作其她功)焓得定义:Ｈ=Ｕ+pV；d H=d U+d（pV)焓与温度得关系：ΔＨ=3、等压热容与等容热容热容定义：;定压热容与定容热容得关系：热容与温度得关系:C p=a+bT＋c’T2四、第一定律得应用1、理想气体状态变化等温过程:ΔU=0 ；ΔH=0 ；W=－Ｑ=pｅd Ｖ等容过程：W=0 ;Q=ΔU= ；ΔＨ=等压过程:W=－ｐeΔV；Q=ΔＨ＝; ΔＵ＝可逆绝热过程：Q=0 ；利用p1V1γ＝p2Ｖ2γ求出T２，W=ΔU=；ΔH＝不可逆绝热过程：Ｑ=0；利用C V（T２—T1）=—p e（V2—V１)求出Ｔ２，W=ΔU＝；ΔH=2、相变化可逆相变化:ΔH=Q=nΔ_Ｈ；Ｗ＝－ｐ（V2－Ｖ1）=—pV g＝－nＲT；ΔU=Q+W3、热化学物质得标准态;热化学方程式;盖斯定律；标准摩尔生成焓。
摩尔反应热得求算：反应热与温度得关系—基尔霍夫定律:。
第二章热力学第二定律一、基本概念自发过程与非自发过程二、热力学第二定律1、热力学第二定律得经典表述克劳修斯，开尔文，奥斯瓦尔德。
实质:热功转换得不可逆性.2、热力学第二定律得数学表达式（克劳修斯不等式）“="可逆；“〉”不可逆三、熵1、熵得导出：卡若循环与卡诺定理2、熵得定义:３、熵得物理意义：系统混乱度得量度。
4、绝对熵：热力学第三定律5、熵变得计算（1）理想气体等温过程：(2)理想气体等压过程:(3)理想气体等容过程:(4)理想气体pTＶ都改变得过程：（5）可逆相变化过程：（6）化学反应过程:四、赫姆霍兹函数与吉布斯函数1、定义:A=U—TS;Ｇ=H-TＳ等温变化:ΔA=ΔU—TΔS；ΔG=ΔH—TΔS２、应用：不做其她功时，ΔAＴ，V≤0 ;自发、平衡ΔＧT，V≤0 ;自发、平衡3、热力学基本关系式d A=-S d T－V d p;ｄＧ=—S d T+ｐｄV4、ΔA与ΔG得求算(1)理想气体等温过程用公式:ΔA=ΔU—ＴΔＳ；ΔG=ΔＨ—TΔS用基本关系式:ｄA＝—ＳｄT—V d ｐ;ｄG=—S d T+p d V（２）可逆相变过程ΔA＝ΔU—TΔＳ=W=－nRＴ；ΔG＝0 (3）化学反应过程得ΔG标准熵法：ΔG=ΔH－TΔＳ标准生成吉布斯函数法：（4）ΔG与温度得关系ΔG=ΔH—ＴΔS ，设ΔH、ΔＳ不遂温度变化.五、化学势1、化学式得定义与物理意义;在T、p及其她物质得量保持不变得情况下，增加1molB物质引起系统吉布斯函数得增量。
2、化学势得应用在等温等压不作其她功时，<0自发；＝0平衡;＞逆向自发3、化学时表示式理想气体:纯固体与纯液体:第三章化学平衡一、化学平衡常数与平衡常数表达式如:Zn+２HＣl(aq）＝H２+ZｎCl2（ａｑ）；二、标准平衡常数得求算三、范特荷夫等温方程四、平衡常数与温度得关系;五、各种因素对平衡得影响分压、总压、惰性气体、温度。
第四章液态混合物与溶液一、拉乌尔定律与亨利定律１、拉乌尔定律pＡ=p＊x A；ｐＡ=p＊a x,A适用于液态混合物与溶液中得溶剂.2、亨利定律p B＝kｘ，B x B=ｋb，B bＢ=k%，B[%B］;p B ＝k x，B a x，B=k b,B aｂ,B＝k％,B a％，B适用于溶液中得溶质。
二、液态混合物与溶液中各组分得化学势1、理想液态混合物标准态为:同温下得液态纯溶剂。
２、真实液态混合物标准态为:同温下得液态纯溶剂。
3、理想稀溶液溶剂：标准态为:同温下得液态纯溶剂.溶质：标准态为:同温下xＢ=１且符合亨利定律得溶质(假想状态）。
４、真实溶液溶剂: ;a x,A=ｆx，A x；标准态为:同温下得液态纯溶剂。
溶质：；a x，Ｂ=γx，Ｂx B; 标准态为：同温下x B=1且符合亨利定律得溶质（假想状态)。
；a b,Ｂ=γb，B bＢ; 标准态为:同温下bＢ=１且符合亨利定律得溶质（假想状态）。
;a%，Ｂ=γ％，B［%B]; 标准态为：同温下［Ｂ%］=1且符合亨利定律得溶质(一般为假想状态)。
三、各种平衡规律1、液态混合物得气液平衡pＡ=ｐａx，Ａ；ｐA=ｐaｘ，Ａ; p＝p A+p B2、溶液得气液平衡p A＝paｘ,A；pＢ=k x，B a x,B=ｋb，Ｂａb，Ｂ=k%,B a％，B；p=ｐA+p B3、理想稀溶液得凝固点降低4、分配定律5、化学平衡6、西弗特定律第五章相平衡一、相律1、物种数、独立组分数、相数、自由度数2、相律公式f=C－φ＋２二、单组分系统1、克—克方程２、水得相图三面、三线、一点。
三、双组分系统1、相律分析根据ｆ=C—φ+1（一般固定压力）,φ＝２,f=1；φ＝3，f=02、杠杆规则3、步冷曲线四、典型相图1、Mｇ—Gｅ相图２、Na—Ｋ相图３、A ｇ-Cu 相图第六章 电解质溶液一、电解质溶液得电导1、电导G =1/R ； 单位：S(西门子）2、电导率G =κＡ/l 或κ=Ｇ l ／Ａ ； 单位：S/m3、摩尔电导率Λｍ=κ/c4、无限稀释摩尔电导率5、离子得电迁移； ；二、电解质溶液得活度1、电解质得化学势(电解质溶液得浓度用m B 或b B 表示）;)(;)(;/)(;/1/1/1ννννννθννννγγγγ-+-+-+-+±-+±±±-+±±⋅=⋅=⋅=⋅==m m m m m a a a a a B2、离子强度3、德拜—休克尔极限公式；适用于２5℃时得极稀水溶液。
第七章电化学一、可逆电池得构成电池反应互为逆反应；充放电时电流无穷小。
二、可逆电池热力学1、2、3、4、；电池反应做了其她功。
三、能斯特方程1、电池反应得能斯特方程;常用2、电极反应得能斯特方程;不常用四、可逆电极得种类1、第一类电极金属电极；气体电极２、第二类电极难溶盐电极；难溶氧化物电极３、氧化还原电极五、电极电势得应用1、测定电池反应得热力学函数２、测定电解质得３、测定溶液得pH值4、浓差定氧六、极化现象与超电势1、浓差极化电极反应速度比离子迁移速度快造成得。
2、电化学极化电极反应速度比电子移动速度慢造成得。
３、极化结果;对阳极η总为正；对阴极η总为负. 七、金属腐蚀与防护１、金属腐蚀电化学腐蚀：析氢腐蚀，吸氧腐蚀2、金属防护阴极保护法：牺牲阳极法,外加电流法。
阳极保护法：钝化。
涂层保护法:热镀、电镀、有机涂层。
第八章表面现象一、表面吉布斯函数１、产生表面分子与内部分子得差别。
2、定义及单位；J/m２或Ｎ/m;因此又称表面张力。
３、影响因素物质本性、温度、相邻相、溶质得种类。
4、表面热力学在温度、压力、组成不变得情况下，缩小表面积与降低表面张力为自发方向.二、弯曲液面得表面现象1、附加压力2、饱与蒸气压3、毛细管现象三、新相生成与介安状态1、过饱与蒸汽与人工降雨2、过冷现象与晶种3、过饱与溶液与种盐4、过热现象与沸石5、淬火与回火四、固体表面得吸附作用1、物理吸附与化学吸附范德华力与化学键力；又无选择性;单分子层与多分子层。
2、吸附曲线等温线(判断单多层）;等压线(判断吸附类型）、等量线(求吸附热)3、吸附等温式弗伦德里希:朗格谬尔:五、溶液表面得吸附１、溶液得表面张力各类溶质对表面张力得影响.２、吉布斯吸附公式六、润湿现象1、接触角θθ=0°,完全润湿;θ〈９0°，润湿;θ＞9０°,不润湿;θ=180°，完全不润湿。
2、杨氏方程七、表面活性剂1、定义溶于水后能显著降低水得表面张力得物质。
2、分类离子型、非离子型。
3、结构特点一端亲水基一端亲油基。
4、应用乳化、去污(增溶)、浮选、改变润湿角。
第九章化学动力学基础一、关于反应速率得基本概念1、反应速率得表示2、反应速率得测定测定不同时刻得浓度（化学法、物理法）,作c~ｔ曲线,t时刻切线得斜率即为t时得反应速率。
3、基元反应与非基元反应一步完成得反应为基元反应,基元反应遵守质量作用定律。
就是否基元反应只能通过实验确定.4、速率方程与速率常数质量作用定律就是速率方程得特殊形式，对于非基元反应也有类似得式子。
速率常数仅与温度与催化剂有关，而与浓度无关。
5、反应级数速率方程中浓度幂之与称之。
基元反应一定为正整数，非基元反应可为0或小数。
二、浓度对反应速率得影响1、一级反应微分式：——反应速率与浓度得一次方成正比；ｋ得单位为Ｓ—１;积分式：-—以ｌn c~t作图得一直线；半衰期：——与起始浓度无关.2、二级反应与准一级反应微分式: ——反应速率与浓度得二次方成正比;ｋ得单位为浓度-1时间—１；积分式:—-以１/c～t作图得一直线;半衰期：——与起始浓度得一次方成反比。
准一级反应:对于A+B＝=Ｙ+Z,当A大大过量或B大大过量时，可按一级反应处理.3、反应级数得测定尝试法:将一组c~ｔ数据代入不同积分公式求k,若k为常数则所代公式正确;作图法:将一组c～t数据按lｎc～t、1/c~ｔ等作图,若得直线可判定反应级数；半衰期法:根据得,以～作图可得直线，从斜率可求n。
微分法:根据得，以～作图可得直线,斜率即为n。
四、温度对反应速率得影响1、阿仑尼乌斯公式微分式:积分式：2、活化能活化分子得平均能量与反应物分子得平均能量之差。
第十章复合反应动力学一、复合反应基本类型１、平行反应；2、对行反应;3、连串反应；；二、复合反应机理近似处理方法1、平衡态法对于；若，则反应物与中间物达成平衡。
；2、稳态法对于;若,则中间物得浓度维持微小量不变。
；三、链反应与爆炸半岛1、链反应分为直链反应与支链反应;链引发、链传递、链终止。
2、爆炸半岛常见可燃气体在空气中得爆炸限。