物理化学复习资料考试重点全
物理化学期末复习重点总结
物理化学1第一章 1热力学是研究能量相互转换过程中所遵循的规律的科学.是12定律的基础。
一是研究化学变化和相变的热效应问题。
二是解决变化方向和限度问题及化学平衡相平衡的有关问题 2局限性：对微观无法解答，只反应微观粒子平均行为有统计意义，只研究体系变化可能性限度问题。
4状态函数：是体系状态的单值函数与体系形成和将来变化无关，变化仅取决于始终态，微小变化是全微分 准静态准静态压缩环境做功最少，环境对体系做最小功 可逆：状态1-2，体系环境都完全复原。
特点：体系无限接近平衡态，体系环境完全复原，体系在可逆中做最大功环境最小功 11盖斯定律：一个化学反应，不论一步还是几步热效应同 12生成热：元素单质化合成单一化合物的反应热（后面-前面） 第二章 热力学第一定律:能量守恒.不供给能量而可连续不断对外做的第一类永动机是不可能造成的.自然界的一切物质都具有能量,能量有各种不同形式,能够从一种形式转化为另一种,能量保持不变 1自发过程共同特征:不可逆性 1第二定律:1克劳修斯不可能把热量由低温物到高温无无其他变化2开尔文：不可能单一热源取出热全转为功无其他变化（第二类永动机不可造成） 2卡诺循环结论：可逆热机效率只与两热源温度有关 卡诺定理：在同一组热源之间工作的所有热机可你热机效率最大 3熵增原理:状态函数.在绝热过程中体系的熵值永不减少△S >=0(条件:绝热、孤立、自发) △S=Qr/T(熵变定义)基本公式 过程可逆热效应才能带（混合过程不可逆不行） 4亥姆霍兹函数:F=U-TS d F(T,V,W ’)<=0是定温定容和非体积功为0的条件下自发过程的判据 5吉不斯函数:G=H-TS d G(T,P,W ’)<=0：定温定压，体系G 减小等于可逆过程非体积功，不可逆则大于非体积功 dG=-SdT+Vdp 5化学势定义：是偏摩尔吉布斯函数，由高类相到低类，压力增，化学势增. 物理意义:决定物质传递方向和限度的强度因素 判据 TP 一定才有偏摩尔量 6拉乌尔：定温下，稀溶液中溶剂A 饱和蒸汽压pA 与溶剂在溶液中摩尔分数xA 正比 PA=PA*Xa 7亨利定律:定温稀溶液挥发性溶质的平衡分压pB 与该溶质在溶液中的浓度成正比pb=kbxb 8稀溶液依数性：蒸汽压下降,沸点升高,凝固点降低,渗透现象.本质是蒸气压下降（沸点高凝低渗透现象）生理盐水与血液等渗 眼药水与眼球组织等 第六章 4反应机理:反应物变为产物所经历的途径,又称反应历程 5基元反应:由反应物分子(或离子.原子.自由基等)直接作用生成新产物的反应 A+B=C 是简单反应基元反应双分子反应二级反应 是双分子反应一定是二级反应 10一级反应：反应速率与反应物浓度的一次方成正比的反应 特征：速率常数k 的数值与所用的浓度单位无关k 的量纲为【时间】－1 属于一级反应的有：放射性元素的蜕变。
物理化学期末复习知识点
物理化学期末复习知识点第二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-p amb dV+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p amb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=-p amb dV（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=p amb（V1-V2）=-p amb△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W r=-⎰21pVVdV(4)理想气体恒温可逆过程体积功W r=⎰21pVVdV=nRTln(V1/V2)=nRTln(p2/p1)(5)可逆相变体积功W=-pdV三、恒热容、恒压热，焓1.焓的定义式H def U + p V2．焓变（1）△H=△U+△(pV)式中△(pV)为p V乘积的增量，只有在恒压下△(pV)=p(V2-V1)在数值上等于体积功。
（2）△H=⎰21,T T m p dT nC此式适用于理想气体单纯p VT 变化的一切过程，或真实气体的恒压变温过程，或纯的液、固态物质压力变化不大的变温过程。
3. 内能变 (1)△U=Qv式中Qv 为恒热容。
此式适用于封闭系统，W`=0、dV=0的过程。
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。
物化考试知识点总结归纳
物化考试知识点总结归纳一、物化学的基本概念物化学是研究物质结构、性质、转化和能量变化规律的一门综合性学科。
它是化学和物理学的交叉学科，需要掌握一定的物理学和化学知识。
主要内容包括物质的结构与性质、化学反应、物质的分析和合成、能量变化等。
二、物质的结构与性质1. 原子结构：由质子、中子和电子组成，质子和中子构成原子核，电子绕原子核运动。
原子的构成和结构对其性质有重要影响。
2. 分子结构：由原子组成的，带有化学惯性的微小粒子。
分子的结构可以影响物质的性质和化学反应。
3. 材料的结晶与非晶性：材料的结晶状态和非晶状态会对材料的性质产生很大的影响。
4. 同质材料与杂质材料：同质材料的成分纯净，杂质材料中含有各种杂质。
5. 各种材料的特性：如导电性、导热性、磁性、光学性能等。
6. 物质的相变：固态、液态、气态是物质存在的三种基本状态，相变包含气固相变、液固相变、气液相变等。
三、化学反应1. 化学方程式：化学反应可以用化学方程式来表示，反应物和生成物之间的质量和数量的变化可以通过化学方程式来分析。
2. 反应物的量与生成物的量：根据化学方程式，可以通过量比关系来求出反应物的量和生成物的量以及反应的过程。
3. 化学平衡：在一定温度下，化学反应达到动态平衡，反应物和生成物的数量保持一定的比例。
4. 化学反应的速率：化学反应速率可以通过引入反应物浓度、温度等因素来调控。
5. 化学反应的热效应：化学反应会释放或吸收热量，在化学反应中热量变化可以用热效应表示。
四、物质的分析与合成1. 分析化学：用化学方法对物质的成分、结构和性质进行研究和分析。
2. 合成化学：通过化学方法对物质进行合成，制备特定的化合物。
3. 分析与合成中的物质计算：在分析和合成中，需要用到物质的质量、摩尔质量、浓度等相关计算。
五、能量变化1. 能量的概念：能量是物质的固有属性，包括动能、势能、化学能量等。
2. 热力学定律：包括热力学第一定律和热力学第二定律，可以用来描述能量转化和能量守恒。
物化知识点高考总结大全
物化知识点高考总结大全高考是每个学生都经历过的重要考试，物理和化学科目是高考中的一大难点。
因此，对于物化知识的总结是非常重要的。
在这篇文章中，我将为大家总结一些高中物理和化学的重要知识点，帮助大家更好地备考和应对高考。
一、物理知识点总结1. 力学(1) 牛顿运动定律：包括牛顿第一、二、三定律的内容，了解物体的平衡和非平衡状态。
(2) 动量和能量：掌握动量守恒定律和能量守恒定律的应用，理解碰撞和能量转化的过程。
(3) 弹力和重力：了解弹性势能和弹性力，重力是力的基本性质，掌握万有引力定律的应用。
(4) 运动学：掌握匀速直线运动和匀加速直线运动的公式和图像，理解运动曲线和速度变化的关系。
2. 热学(1) 热力学基本定律：掌握热力学第一、二定律的内容，了解热力学循环的特点。
(2) 热传导和热辐射：理解热传导的机制、导热系数和热辐射的特性，掌握热传导和热辐射的计算方法。
(3) 热量和温度：了解热量和温度概念的区别，掌握温度计的原理和使用方法。
(4) 热力学过程：了解绝热过程、等温过程和绝热过程的特点与计算，掌握理想气体定律和气体状态方程的应用。
3. 光学(1) 光的传播和折射：理解光的传播速度和光的折射，掌握光在不同介质中的传播规律。
(2) 光的反射和成像：了解光的反射现象和成像规律，掌握平面镜和球面镜的特性与应用。
(3) 光的干涉和衍射：理解光的干涉与衍射现象，掌握干涉仪器和衍射的计算方法。
(4) 光的色散和光的波粒性：了解光的色散现象和光的波粒二象性，掌握光的波长和频率的关系。
二、化学知识点总结1. 酸碱中和反应：了解酸碱的概念和性质，掌握酸碱中和反应的特点和计算方法。
2. 氧化还原反应：理解氧化还原反应的定义和条件，掌握氧化还原反应的平衡关系。
3. 高分子化合物：掌握高分子化合物的分类、性质和制备方法，了解聚合反应的机理和条件。
4. 电解质和非电解质：理解电解质和非电解质的区别，掌握电解质溶液的导电性与浓度的关系。
化学学科考研复习建议物理化学核心知识点
化学学科考研复习建议物理化学核心知识点考研复习是每个考生所面临的重要任务，在化学学科考研中，物理化学是一个重要的知识点。
本文将从基本概念、重点章节及复习方法等方面为大家介绍化学学科考研复习建议物理化学核心知识点。
一、基本概念物理化学是研究物质的性质和变化规律的一门学科，它结合了物理、化学和数学等多个学科，是考研中的重点知识点之一。
物理化学主要包括热力学、量子化学、动力学等内容。
二、重点章节1. 热力学热力学是物理化学的基础和核心内容，包括物质的热力学性质、状态函数、气体状态方程、热力学定律等。
在热力学的学习中，重点关注理想气体的性质和定律，以及热力学过程中的能量变化和熵变。
2. 量子化学量子化学是研究微观世界的理论体系，研究微观粒子的运动和性质。
在量子化学的学习中，重点理解波粒二象性理论、薛定谔方程、波函数和波函数解释、原子的电子结构等内容。
3. 动力学动力学是研究物质反应速率和反应机理的学科，主要包括化学动力学和平衡态动力学。
在动力学的学习中，重点关注反应速率的表达式、反应速率常数、反应机理、平衡态动力学等内容。
三、复习方法1. 系统查漏补缺首先，应该对物理化学的基本概念进行系统的学习和掌握，查漏补缺。
对于已经学过但不够熟悉的内容，可以通过参考教材、习题册等资料进行复习和演练，加深对核心知识点的理解和记忆。
2. 精简笔记重点复习在复习过程中，可以结合自己的理解和记忆特点，对重点知识点进行精简整理，并制作成精简笔记。
通过不断的复习和反复演练，加深对重点知识点的掌握。
3. 解析习题巩固知识掌握理论知识的同时，要加强对习题的解析和理解。
通过解析习题，可以巩固知识点，掌握解题技巧。
4. 考前模拟考试在考前阶段，可以进行模拟考试来检验自己的复习水平。
通过模拟考试，可以了解自己的薄弱环节，并针对性地进行复习和强化。
综上所述，化学学科考研复习中，物理化学是一个重要的知识点。
合理的复习方法和策略可以帮助考生顺利应对考试，取得好成绩。
物理化学考试重点
物理化学考试重点一、热力学第一、第二定律（一）选择题1．内能、焓、熵、吉布斯函数、化学势、热、功的物理意义及特点。
2．体积功的计算W = -P外（V2– V1）W = －nRT ln(V2/V1)W = △νg RT3．简单过程热的计算Q v = △U = n C vm△TQ p = △H = n C pm△T4、熵判据ΔS－Q/T环≥ 0 （>：自发过程，=：可逆过程）ΔS绝热≥0（>：自发过程，=：可逆过程）ΔS隔离≥0（>：自发过程，=：可逆过程）5、吉布斯函数判据ΔG TP≤ W，（<：自发过程，=：可逆过程）ΔG TP W，=0≤ 0 （<：自发过程，=：可逆过程）（二）计算题等温等压下化学反应及相变过程的Q、W、△U、△H、△G、△S △H == △U + △νg RT△H(T2) = △H(T1)+ △Cp( T2－T1)△S = Q R/T △S = C p ln(T2/T1)△r G m(T2)/ T2 = △r G m(T1)/ T1 +△r H m(1/ T2－1/ T1)2.27，2.31，2.32，3.36，3.37，例3.5.1二、化学平衡（一）选择题1、平衡常数与计量方程的关系2、判断化学反应方向3、温度、压强、惰性气体及反应物配比对平衡的影响（二）计算题1．平衡常数的计算Δr G mθ(T)=-RTlnKθKθ=[(P C/Pθ)c(P D/Pθ)d/(P A/Pθ)a(P B/Pθ)b]平衡lnKθ(T2)/ Kθ(T1)=-Δr H mθ(1/T2-1/T1)/R2．平衡转化率的计算5.2，5.6，5.8，5.22，5.27，例5.2.1，例5.4.2三、电化学（一）选择题1、关于电极及电池的能斯特公式2、关于电池电动势测定的应用（二）计算题1、计算弱电解质电离常数及难溶盐的溶解度Λm=κ/C2．利用电极反应之间的热力学关系计算电极电势3、可逆电池电动势测定的应用7.7，7.10，7.11，7.14，7.34，7.39，7.40，例7.3.2，例7.9.2四、化学动力学（一）选择题1、不同反应物表示的反应速率、反应速率常数之间的关系2、关于基元反应、复杂反应的概念3、有关零级、一级、二级反应特征4、催化剂的基本特征5．典型复杂反应的特点（二）计算题1．计算反应速率常数一级反应：lnC A/C AO=- kt t1/2 = ln2/k二级反应：1/C A-1/C A0= kt t1/2= 1/kC A0零级反应：C A = C AO– kt t1/2 = C AO/2k2．计算反应活化能k = A.exp(-Ea/RT)lnk2/k1= Ea(1/T1-1/T2) /R11.1，11.20，11.32五、表面与胶体化学选择题1．弯曲液面下的附加压强及弯曲液面的饱和蒸汽压ΔP=2γ/rRTIn P r /Pθ= 2γM/rρ2．溶胶的胶团结构及聚沉。
物理化学高考知识点总结
物理化学高考知识点总结物理化学是高考中的一门重要科目，对于学生来说，掌握物理化学的知识点是非常关键的。
下面我将总结一些物理化学的高考知识点，帮助大家复习备考。
一、热力学知识点总结1. 热力学第一定律：能量守恒定律，系统的内能变化等于吸收的热量与对外做的功的代数和。
ΔU = Q + W。
2. 热力学第二定律：热能不能自行从低温物体传给高温物体，热量只能从高温物体自行传给低温物体，熵增原理。
3. 热力学第三定律：绝对零度是无限接近的理论温度，系统的熵在绝对零度下为0。
4. 热力学循环：等压、等体、等温、绝热过程的组合，如卡诺循环。
5. 热力学性质：焓、熵、自由能、化学势等。
二、电化学知识点总结1. 电池：由正极、负极和导电电解质组成，通过氧化还原反应将化学能转化为电能。
2. 电解质溶液：电解质在溶液中分解成离子，电解过程为非自发过程，需要外加电源。
3. 电解质溶液的导电性：与离子浓度和离子迁移速率有关，浓度越高，迁移速率越快，导电性越强。
4. 电解质溶液的离子速度：与离子电荷、半径、温度和溶液粘度有关，电荷越大、半径越小、温度越高、溶液粘度越低，离子迁移速度越快。
5. 电解质溶液的电导率：导电性的指标，与溶液中离子浓度、电离度和离子迁移速度有关。
三、化学动力学知识点总结1. 反应速率：反应物浓度的变化率，与反应物的摩尔数、温度、催化剂等因素有关。
2. 反应速率方程：描述反应速率与反应物浓度的关系，通常为A^nB^m的形式。
3. 反应级数：与反应速率方程中的n和m有关，代表了各个反应物的变化对反应速率的影响。
4. 反应速率常数：与反应速率方程中的系数k有关，与温度和催化剂有关。
5. 反应速率与温度：速率常数随温度升高而增大，反应速率大约每升高10摄氏度，就增加一到两倍。
四、化学平衡知识点总结1. 反应的方向：正向反应和逆向反应同时进行，当正向反应速率等于逆向反应速率时，达到动态平衡。
2. 平衡常数：描述反应物浓度与平衡浓度的关系，与温度有关，可以用来判断反应的进行方向。
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物理化学复习资料考试重点全1、俄国科学家罗蒙诺索夫最早使用“物理化学”这一术语。
2、1887年德国科学家W.Ostwald（奥斯特瓦尔德）（1853～1932）开设物理化学讲座，并和荷兰科学家J.H.van’t Hoff （范特霍夫）(1852～1911)合办了第一本“物理化学杂志”(德文)。
标志着物理化学学科的正式建立。
3、物理化学三剑客：范特霍夫（1901年获诺贝尔奖）奥斯特瓦尔德（1903）阿累尼乌斯（1909）4、根据系统与环境之间的物质和能量交换的不同，可将体系分为下面三种：（1）敝开系统：既有物质的交换又有能量的传递。
（2）密闭系统：又称封闭系统，只有能量传递，没有物质交换。
（3 ）隔绝系统：又称孤立体系。
既无物质交换又无能量交换。
5、状态函数共同性质：(1)体系的状态一定，状态函数有确定值。
(2)状态函数的改变量只取决于体系的始态和终态，而与变化过程无关。
若Z代表体系的状态函数，体系由A态，改变到B态。
则△Z = Zb –Za (3)对于循环过程，状态函数的改变量为零。
6、系统的性质：系统的温度、压力、体积、密度…都是系统的热力学性质，简称性质，它们都是宏观量，并且可以改变。
分类：(1) 广度性质(或容量性质)：其数值大小与体系中所含物质的量成正比的性质，它们具有加和性，如V、m、u、s等。
(2) 强度性质：其数值大小与体系中物质的量无关，不具有加和性。
例如：T、P、ρ、η等。
7、热力学平衡：当体系的性质不随时间而改变，此时体系就处于热力学的平衡态。
8、真正的热力学平衡态应当同时包括以下四个平衡关系：（1）热平衡：体系各部分的温度应相等。
(等于T环)（2）机械平衡：体系各部分之间在没有刚性壁存在的情况下，体系各部分的压力相等。
(P）（3 ）化学平衡：当体系各物质之间发生化学反应时，达到平衡后，体系的组成不随时间而改变（4）相平衡：体系各相的组成和数量不随时间而改变。
9、热：体系与环境间因温度不同而传递的能量。
是一种能量传递形式。
体系吸热Q > 0，体系放热Q < 0 。
热量总是从高温物体传至低温物体，当体系与环境温度相等时，达热平衡，没有热量的传递。
热量传递的途径有三条：热传导、对流换热、热辐射10、功：除热以外，体系与环境间所传递的能量。
体系对环境作功为W>0，环境对体系作功 W <0 。
注意：功和热都不是体系的性质，它们只是在体系发生变化过程中与环境交换能量时才出现，所以功和热都不是状态函数，其微小变量用δW、δQ表示。
热和功的数值大小与状态变化所经历的途径有关，过程不同，功和热的数值也不同。
11、热力学第一定律：是人类长期实践经验的总结，虽然说法很多，本质都是能量守恒。
即：能量可从一种形式转变为另一种形式，它既不能凭空产生，也不能自行消失。
热力学第一定律的几种说法：(1) 第一类永动机不可能造成。
(2) 孤立体系中，能量可以转化，但总值不变。
(3) 内能是状态的单值函数。
热力学第一定律的数学表达式：ΔU = Q + W ΔU：体系内能变化；Q：热；W：功。
12、设系统为理想气体，完成下列过程有多种不同途径：（n , p1 , V1 , T ) （n , p2 ,V2 , T ) (1)自由膨胀，即气体向真空膨胀。
P外=0，则W=0。
(2)恒外压膨胀（P外保持不变）W＝－P（V2－V1）(3)可逆过程，所作的功最大 w=nRTln(V1/V2)=nRTln(P2/P1)13、理想气体的热力学能和焓只是温度的函数，与体积和压力无关。
对理想气体的定温过程来讲：△U=0；△H=0 14、理想气体的热容:(1)理想气体： Cp－CV = nR ；Cp, m－CV, m=R (2)单原子理想气体：CV , m=3/2R ；Cp , m=5/2R (3)双原子理想气体：CV , m=5/2R ；Cp ,m=7/2R (4)多原子理想气体： CV , m=3R ；Cp , m=4R (5)凝聚态：Cp , m≈CV ,15、Qp,m 与 QV,m的关系: Qp,m = QV,m + P △V = QV,m + ∑υB(g) RT 或△Hm= △Um+ ∑υB(g) RT 。
∑υB(g) 表示产物与反应物中气态物质的化学计量系数之和16、盖斯定律: 化学反应不管是一步完成，还是分几步完成，该反应的热效应相同。
也就是反应热效应只与起始状态和终了状态有关，而与变化途径无关。
17、最稳定单质的生成焓为零。
稳定燃烧产物及助燃物质氧气的标准燃烧焓为零。
18、自发过程的共同特征：不可逆性.一切实际过程都是热力学不可逆过程19、卡诺循环：恒温可逆膨胀、绝热可逆膨胀、恒温可逆压缩、绝热可逆压缩。
卡诺原理：所有工作于同温热源和同温冷源之间的热机,其效率都不能超过可逆热机，即可逆热机的效率最大。
卡诺原理推论：所有工作于同温热源与同温冷源之间的可逆机，其热机效率都相等，即卡诺热机的效率只与两热源的温度有关，与热机的工作物质无关。
Carnot 可逆循环的热温商之和等于零，而不可逆循环的热温商之和小与零。
20、熵:是系统混乱度的度量。
系统的混乱度越低，有序性越高，则熵值越低。
对同一种物质来讲，熵值：固态＜液态＜气态。
随温度的降低，系统的熵值大幅度降低。
21、熵增原理：在绝热条件下，系统发生不可逆过程，其熵增加。
或者说在绝热条件下，不可能发生熵减少的过程。
22、可逆相变：在定温定压下两相平衡时发生的相变过程。
△S= Qr/T =△H/T= =n△Hm/T两种情况：⑴正常相变点的相变: ⑵温度T时在饱和蒸汽压下的相变。
23、热力学第三定律：在绝对零度（0K）时任何纯物质的完美晶体的熵等于零。
24、亥姆霍兹函数:定温定容及不作其他功过程：A= U –TS△AT,V ≤ 0 （< 自发，= 平衡，＞非自发）亥姆霍兹函数判据。
在定温定容且非体积功为零的条件下，亥姆霍兹函数减少的过程能够自动进行，亥姆霍兹函数不变时处于平衡态，不可能发生亥姆霍兹函数增大的过程。
25、吉布斯函数：定温定压及不作其他功过程：G =U+PV-TS=H –TS 。
△GT,p ≤ 0 （ < 自发，= 平衡，＞非自发）吉布斯函数判据。
在恒温恒压且非体积功为零的条件下，吉布斯函数减少的过程能够自动进行，吉布斯函数不变时处于平衡态，不可能发生吉布斯函数增大的过程。
26、等温过程中的△A、△G的计算：（1）简单状态变化的定温过程△AT = –nRT ln(V2 /V1) = nRT ln(p2 /p1)；△GT = nRT ln(p2 /p1) = –nRT ln(V2 /V1) 两者相等。
或者用定义式：△AT = △U-T S= -T△S；△GT = △H-T△S = -T△S （2）相变过程△G的计算，定温定压可逆相变，△G=0。
两种情况：⑴正常相变点的相变；⑵温度T时在饱和蒸汽压下的相变。
（3）化学反应△G的计算△rG?m = △rH?m –T△rS?m27、偏摩尔量：只有广度性质才有偏摩尔量，而偏摩尔量是强度性质。
任何偏摩尔量都是T，p和组成的函数。
注意理解：不是任意热力学函数对nB的偏微商都称作化学势，要注意下角条件，只有用吉布斯能表示的化学势才是偏摩尔量。
28、多相平衡：自发变化的方向是物质B从化学势大的相向化学势较小的相转移，直到物质B在两相中的化学势相等为止。
多组分多相系统平衡条件是除系统中各相温度、压力相等外，任意组分B在各相中的化学势必须相等。
29、化学平衡：自发地由化学势高的一方向化学势低的一方进行。
30、γ为逸度系数，数值与气体的特性，温度及压力有关。
31、拉乌尔定律：一定温度时，溶液中溶剂的蒸汽压与溶剂在溶液中的物质量分数成正比，其比例系数为纯溶剂在该温度下的蒸汽压32、理想溶液定义：在一定的温度和压力下，溶液中任意一种物质在任意浓度范围内都遵守拉乌尔定律，这种溶液称为理想溶液。
理想液态混合物的混合性质：△V = 0、△H = 0△G＜0 、△S＞033、亨利定律：（1803年）在一定温度和平衡状态下，稀溶液中挥发性溶质的平衡分压与溶质在溶液中的物质的量分数成正比。
溶液浓度愈稀，对亨利定律符合得愈好。
34、理想稀溶液：两种挥发性物质组成一溶液，在一定的温度和压力下，在一定的浓度范围内，溶剂遵守拉乌尔定律，溶质遵守亨利定律的溶液。
35、不挥发性溶质稀溶液的依数性：指定溶剂的类型和数量后，这些性质只取决于所含溶质粒子的数目，而与溶质的本性无关。
(1)蒸气压下降(2)凝固点降低(3)沸点升高(4) 渗透压36、γ称为物质i的活度系数，表明实际溶液与理想溶液的偏差程度.37、△fGm (最稳定单质) = 0令任意温度下，处于标准态时，各种最稳定单质的生成吉布斯自由能为零。
38、Kθ称为热力学平衡常数，它仅是温度的函数，在数值上等于平衡时的压力商，是无量纲的量。
因为它与标准摩尔反应吉布斯函数有关，所以又称为标准平衡常数。
39、平衡常数的应用:(1).一般情况下，可以根据Kθ值的大小，判断出反应进行的程度。
(2)反应前后分子数无变化的反应(3)对于任意同时平衡的反应，其平衡常数的关系。
40、压力:若Δv> 0，压力P增大将使Kx减小，即平衡向反应物方向移动。
若Δv < 0，压力P增大将使Kx增大，即平衡向产物方向移动。
若Δv= 0，压力P的改变对平衡无影响。
总之，增加压力，反应总是向生成气体体积减小即气体分子数减少的方向进行；减小压力，反应向气体分子数增加的方向进行。
41、惰性气体：若Δv> 0，惰性气体存在使 n 增大，使得Kn增大，即平衡向产物方向移动，提高了产品的转化率(工业上常用)。
若ΔvB < 0，惰性气体存在使 n 增大，使得Kn减小，即平衡向反应物方向移动。
若ΔvB = 0，Kn不变，平衡不变。
总之，增加惰性气体，相当于减小压力，反应总是向生成气体体积增大即气体分子数增加的方向移动。
42、相：系统中，物理和化学性质完全均匀的部分称为相。
相与相之间在指定条件下有明显的界面。
系统中相的总数称为相数，用 P 表示。
气体不论有多少种气体混合，只有一个气相。
液体按其互溶程度可以组成一相、两相或三相共存。
固体一般有一种固体便有一个相。
两种固体粉末无论混合得多么均匀，仍是两个相（固体溶液除外，它是单相）。
43、物种数（S）：系统中所含化学物质的种类数。
不同聚集状态的同一种化学物质只能算一个物种。
44、组分数（K）：用来确定相平衡系统中各相组成所需的最少独立物种数。
如果系统中各物质之间不发生化学反应时，K=S;如果系统中各物质之间发生化学反应时，K＜S.45、K=S-R-R’。
R——独立的化学反应平衡数；系统中如果其中一个反应可由其他反应组合得到，则不是独立的。