物理化学复习要点
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。
山东省考研化学复习资料物理化学重要知识点速记
山东省考研化学复习资料物理化学重要知识点速记物理化学作为化学学科的重要分支，是考研化学考试中必不可少的一部分。
为了帮助山东省考研学生高效复习，本文将介绍一些物理化学的重要知识点，并提供速记方法，希望能对大家的备考有所帮助。
1. 热力学与热学热力学是研究物质能量转化和变化规律的学科，而化学中的热力学则关注化学反应的能量变化。
- 熵（S）：描述系统的无序程度。
- 焓（H）：表示系统的热能或热容。
- 自由能（G）：体系可进行非体积功的最大能量。
- 反应熵变（ΔS）：反应前后的熵差。
- 反应焓变（ΔH）：反应前后的焓差。
- 反应自由能变（ΔG）：反应前后的自由能差。
2. 化学动力学化学动力学研究化学反应速率及其影响因素。
- 反应速率：单位时间内反应物消失或生成物增加的量。
- 反应级数：反应速率与反应物浓度的关系。
- 反应速率常数（k）：描述反应速率与浓度之间的关系。
- 反应机理：描述反应的分子层面的步骤和能量变化。
- 表观活化能（Ea）：反应物转化为产物所需的最小能量。
- 反应速率方程：描述反应速率与反应物浓度之间的关系。
3. 量子力学与原子结构量子力学研究微观粒子在能级间跃迁的规律。
- 波粒二象性：微观粒子既具有波动性又具有粒子性。
- 波函数（Ψ）：描述微观粒子的状态，满足薛定谔方程。
- 薛定谔方程：描述微观粒子在势场中运动。
- 原子轨道：描述电子在原子中运动的空间区域。
- 量子数：描述原子轨道中电子的状态。
- 能级图：描述原子核和电子能量的分布。
4. 化学键与分子结构化学键决定了分子的性质和稳定性。
- 共价键：通过共用电子对形成。
- 极性键：共价键中电子密度分布不均。
- 离子键：通过电子转移形成。
- 金属键：金属中离子间的强电子云。
- 范德华力：分子间的瞬时极化引起的引力。
- 分子形状：确定分子性质和反应活性。
- 分子对称性：分子主轴和面的对称性。
5. 动态平衡与化学平衡化学反应在一定条件下可以达到动态平衡。
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。
物理化学知识点归纳
物理化学知识点归纳物理化学是化学学科的一个重要分支，它综合运用物理学的原理和方法来研究化学现象和过程。
以下是对物理化学一些重要知识点的归纳：一、热力学第一定律热力学第一定律，也就是能量守恒定律，表明能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
在热力学中，通常用公式△U ＝ Q ＋ W来表示，其中△U 是系统内能的变化，Q 是系统吸收或放出的热量，W 是系统对外做功或外界对系统做功。
例如，在一个绝热容器中进行的化学反应，如果体系对外做功，那么内能就会减少；反之，如果外界对体系做功，内能就会增加。
二、热力学第二定律热力学第二定律有多种表述方式，其中克劳修斯表述为：热量不能自发地从低温物体传到高温物体。
开尔文表述为：不可能从单一热源取热使之完全变为有用功而不产生其他影响。
熵（S）的概念在热力学第二定律中至关重要。
对于一个孤立系统，熵总是增加的，这意味着系统总是朝着更加混乱和无序的方向发展。
比如，混合气体自发扩散后，不会自动分离回到初始状态，因为这个过程熵增加了。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出，绝对零度（0K）时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这一定律为计算物质在不同温度下的熵值提供了基准。
四、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间改变的状态。
平衡常数（K）是衡量化学平衡的重要参数。
对于一个一般的化学反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，平衡常数 K 的表达式为：K ＝ C^cD^d ／ A^aB^b （其中方括号表示物质的浓度）。
影响化学平衡的因素包括温度、浓度、压强等。
例如，对于吸热反应，升高温度会使平衡向正反应方向移动；增加反应物浓度，平衡也会向正反应方向移动。
五、相平衡相平衡研究的是多相体系中各相的组成、性质以及它们之间的相互转化规律。
相律是描述相平衡体系中自由度、组分数和相数之间关系的定律，其表达式为 F ＝ C P ＋ 2，其中 F 是自由度，C 是组分数，P 是相数。
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。
物理化学总复习1
物理化学总复习1物理化学是一门研究物质的性质、结构和变化规律的学科，它融合了物理学和化学的原理和方法，对于理解化学反应、物质的状态和性质等方面具有重要意义。
以下是对物理化学的一些重要知识点的总复习。
一、热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，其核心表述为：能量可以在不同形式之间转换，但总能量保持不变。
这一定律在物理化学中有着广泛的应用。
比如，在一个封闭系统中，如果有热量 Q 传递给系统，同时系统对外做功 W，那么系统的内能变化ΔU 就等于 Q W 。
这个公式清晰地展示了能量的转化关系。
理解热力学第一定律，对于分析各种热力学过程至关重要。
例如，在一个绝热过程中，Q ＝ 0 ，那么系统内能的变化就完全取决于系统对外做功或者外界对系统做功。
二、热力学第二定律热力学第二定律揭示了自发过程的方向性。
常见的表述有克劳修斯表述和开尔文表述。
克劳修斯表述指出：热量不能自发地从低温物体传递到高温物体。
开尔文表述则表明：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。
通过熵的概念，可以更定量地理解热力学第二定律。
熵是一个系统混乱程度的度量。
在一个孤立系统中，熵总是增加的，这反映了自发过程总是朝着更加混乱、无序的方向发展。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出：绝对零度时，纯物质的完美晶体的熵值为零。
这一定律为确定物质的熵值提供了基准。
四、化学热力学在化学热力学中，我们经常关注化学反应的热力学性质，如反应的焓变、熵变和自由能变化。
通过计算反应的焓变，可以判断反应是吸热还是放热。
熵变则反映了反应前后系统混乱程度的变化。
而自由能变化（ΔG）是判断反应能否自发进行的重要依据。
当ΔG ＜ 0 时，反应在给定条件下能够自发进行；当ΔG ＝ 0 时，反应处于平衡状态；当ΔG ＞ 0 时，反应不能自发进行。
五、多组分系统热力学多组分系统中，需要考虑溶质和溶剂的相互作用。
引入了偏摩尔量的概念来描述多组分系统中某一组分的性质。
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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式中“2”是指影响体系的外界因素只有T和P两 个因素。 Φ ＝ C +2 – f f = 0, Φ最多
二、相图及其应用
总要求：
a）会看图。能准确指出相图中各点、线、面的意义 及各相区存在的稳定相，三相线上三个相之间的平 衡关系 b）能用相律分析相图中各点、线、面的自由度数 c）正确应用杠杆规则计算在两相平衡时，两个相的 相对数量 d）能根据二组分液－固平衡相图，正确地画出步冷 曲线，并能说明冷却过程中体系相态的变化
4.热和功
过程的函数
热(Q)：由于温度不同，在体系与环境之间传
递的能量称为热。规定：体系吸热，热为正值； 体系放热，热为负值。
功(W)：除了热以外，体系与环境之间所传递
的其它各种形式的能量统称为功。在热力学中， 把功简单地分为体积功和非体积功（其它功） 两类，并规定：体系对环境做功，功为负值； 环境对体系做功，功为正值。
隔离体系、封闭体系和敞开体系。
2.体系的性质和状态函数
体系的性质就是体系的宏观物理量。
它可以分为二类：
广度性质和强度性质。
广度性质其数值与体系中物质的数量成正比， 在一定条件下具有加和性。强度性质的数值 取决于体系自身的性质，无加和性。
态函状数
体系的状态是体系所有热力学性质的综合表现。在热
力学中，把仅决定于它现在所处的状态而与其过去的历史 无关的体系性质叫做状态函数。即当体系的状态发生变化 时，它的一系列性质也随之而改变。改变的值， 只取决于 体系的始态和终态，而与变化时所经历的具体途径无关 。 状态函数具有全微分的性质。
基本公式 （重点）
1. 体积功的基本公式： δ W= -P外dV
2. 封闭体系热力学第一定律：
△U=Q+W dU=δ Q+δ W
3. 焓的定义式： H≡U+PV
4. 两个重要关系式：
Δ U=QV Δ H=QP (封闭体系、Wf=0、等容过程) （封闭体系、Wf=0、等压过程）
5. 热容的定义式：
3.阿马加定律（分体积定律）
RT V nB p
* B
VB = yBV 所以 VB/ VA=nB/nA=χB/χA
理想气体混合物的总体积等于各个组分以同 混合物相同的温度和压力单独存在时的分体 积之和。
第二章 热力学第一定律及其应用
一、了解热力学的一些基本概念 1. 体系和环境 被划定的研究对象称为体系。体系以外与体系 密切相关，影响所能及的部分称为环境。 体系可以分为三类：
蒸气压下降 Δ P=P*A﹣PA= P*AXB
nB bB mA m ol kg 1
凝固点降低（析出固态纯溶剂） Δ T f = k fb B n
bB
B
mA
沸点升高 渗透压
m ol kg 1
Δ T b = k bb B π =CBRT
π V=nBRT ,
浓度一样是否意味着变化量一致？
第六章 相平衡
dG dAs
从力学角度来看，γ称为表面张力，它是作用在表面 的边界线上，垂直于边界线向着表面的中心并与表面相切的 一种力，其量纲为 N· -1 m γ=F/2l 对于大多数物质，温度升高时，表面张力下降。
二、掌握弯曲表面下的附加压力产生的原因及与曲率 半径的关系 由于表面张力的作用，在弯曲表面下产生附加压力 P=2γ/R′ 对于凸液面（液滴），R′>0,则P向下,即凸液 面所受的压力大于平液面，且液滴的半径R′愈小， 所受的附加压力愈大。 对于凹液面（气泡），R′<0,则P向上,即凹液 面所受的压力小于平液面，且气泡的半径R′愈小， 所受的附加压力愈小。 对于空气中的气泡（如肥皂泡） P=4γ/R′
4. 吉布斯自由能判据
（dG）T, P, Wf=0 ≤0
＞0
不可逆 （自发） 可逆 （平衡）
不能自发的过程
在等温等压不做其它功的条件下，自发变化总是朝向
吉布斯自由能减少的方向进行，直至体系达到平衡。
五.熟练掌握一些简单过程
Δ S、Δ A、Δ G的计算
1.无相变、无化变、Wf= 0的过程
★ 理想气体等温可逆过程(重点）
2. 二组分体系的相图 1、二组分系统液液气平衡相图（重点）
液－固平衡相图------重点
简单的低共熔混合物 形成化合物的体系（稳定化合物
和不稳定化合物）
形成固熔体的体系
复杂二组分相图的识别方法： （1）首先看图中有没有垂线，如有伞形“ ”垂 线为 稳定化合物，如有T形垂线为不稳定化合物。 （2）寻找复杂相图中的单相区－或部分互溶固溶体 或部分互溶液相区，其特征是围成这些单相区的线段 不包含三相线。 （3）鉴别出单相区后，剩下的均是由两个单相区所 夹的面积，就是该两相区所共存的两相区。 （4）图中水平线的识别：若有“ ”形状的水平 线为低共熔线；若有T形或“ ”形状的水平线为 转熔线。
一、相律（重点）
1.明确相、相数Φ、独立组分数 C 、自由度 f 等的含义及如何确定它们的数值 '
C S RR
R：独立的化学平衡数 R’:同一相中不同物种组成之间的独立关系数(浓度
限制条件）, 一相中各物质的摩尔分数之和为1这个
关系除外
2. 相律： f +Φ =C + 2 （重点） （只适用于平衡体系）
在隔离体系中，自发变化总是朝着熵增加的 方向进行。 熵增加原理：在绝热条件下，趋向于平衡的 过程使体系的熵增加。 或， 一个隔离体系的熵永不减少。
3. 亥姆霍兹自由能判据
（dA）T,
V, Wf=0
≤0
不可逆 （自发） 可逆 （平衡）
＞0
（非自发）
在等温等容不做其它功的条件下，自发变化总是朝向 亥姆霍兹自由能减少的方向进行，直至体系达到平衡。
W= -P(V2﹣V1),
QP=Δ 相变H=nΔ 相变Hm,
Δ U=QP﹣W 等温等压不可逆相变-----
一般设计一个可逆过程计算
四.化学反应热的计算
了解化学反应热效应、反应进度、化合 物的生成焓、燃烧焓等概念 1.化学反应热的计算
Δ rHθ m=∑υ BΔ fHθ m(B)
Δ rHθ m=﹣∑υ BΔ CHθ m(B)
CP,m与CV,m关系和常用热容值
对于理想气体 CP,m﹣CV,m=R 单原子理想气体 CV,m=3R/2 CP,m=5R/2
几种典型的过程(重点）பைடு நூலகம்
1.无相变、无化变、Wf=0的过程 对于无相变、无化变、Wf=0的封闭体系，理想气体的内能和焓 仅是温度的函数，U=f（T），H=f (T)，因此，在该条件下计 算理想气体的内能和焓的变化都可用 Δ U=∫CVdT= CV(T2﹣T1) (CV为常数)
五、Hess定律（Hess’s law）（重点）
不管反应是一步完成的，还是分几步完成的，
其热效应相同，当然要保持反应条件（如温度、压
力等）不变。 反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变 化途径无关。
Hess定律
第三章 热力学第二定律
一、热力学第二定律的经验说法和自发变化的 共同特征
1. 经验说法
3.可逆过程与最大功
可逆过程与不可逆过程的概念： 当体系经过某一过程，由状态（1）变到状态（2之后， 如果能使体系和环境都完全回到原来的状态，而不留下其 它变化，则该过程就称为可逆过程。反之，如果用任何方 法都不能使体系和环境都完全复原，则该过程称为不可逆 过程。
在等温可逆膨胀过程中体系对环境做最大功，在等温可 逆压缩过程中环境对体系做最小功。
(CP为常数)
Δ G=Δ H﹣Δ (T2S2﹣T1S1),
Δ A=Δ U﹣Δ (T2S2﹣T1S1)
S2=S1+Δ S
★
理想气体绝热可逆过程
ΔS=0
ΔG=ΔH﹣SΔT
ΔA=ΔU﹣SΔT
★
理想气体从P1V1T1变化到P2V2T2的过程 Δ S=nR㏑(V2/V1)+ CV㏑(T2/T1) =nR㏑(P1/P2)+ CP㏑(T2/T1) =CV㏑(P2/P1)+ CP㏑(V2/V1)
2. 亥姆霍兹自由能A ： A ≡ U﹣TS 在等温过程中 δW≤﹣dA 或 W≤﹣ΔA 在等温过程中,一个封闭体系所能做的最大 功等于其亥姆霍兹自由能的减少，即 （﹣ΔA）T= Wmax
3.
吉布斯自由能G：
G ≡H﹣TS
在等温等压过程中
或
δWf≤﹣dG
Wf≤﹣ΔG
在等温等压过程中, 一个封闭体系所能做的最大非体积 功等于其吉布斯自由能的减少，即
三、毛细现象
在一定温度下，毛细管越细， 液体的密度越小，液体对管壁 润湿越好，那么液体在毛细管 内上升越高
2.等温等压相变过程(重点）
等温等压可逆相变 ΔS=Δ相变H/T ΔG=0
等温等压不可逆相变 ΔS≠Δ相变H/T ---- 设计一个可逆过程计算
克-克方程
第四章 多组分体系热力学 及在溶液中 的应用
一、掌握稀溶液的两个经验定律
拉乌尔定律： PA=P*AXA
亨利定律：
PB=kx,BXB=km,BmB=kc,BCB
注意两个定律的区别和应用
四、稀溶液的依数性（非挥发性溶质）（重点）
1. 什么是依数性？当非挥发性溶质溶于溶剂 形成稀溶液时，溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝 固点降低及产生渗透压等，当溶剂的种类和数量确 定时，这些性质只决定于所含溶质分子的数目，而
与溶质本身性质无关，故这些性质称为依数性。
2. 依数性主要表现(重点）
克劳修斯说法：不可能把热从低温物体传到高 温物体，而不引起其它变化。 开尔文说法：不可能从单一热源取出热使之完 全变为功，而不发生其它的变化。
2. 自发变化的共同特征--------不可逆性
二、明确熵、亥姆霍兹自由能、吉布斯自由能的定义及 它们在特定条件下的物理意义