物化公式归纳
物化公式归纳 第一章 化学热力学基础 公式总结
1.体积功 We = －Pe △V
2．热力学第一定律的数学表达式 △U = Q + W 3．n mol 理想气体的定温膨胀过程
.定温可逆时：
Wmax=-Wmin=
4.焓定义式 H = U + PV
在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定容过程 Qv = △U
在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定压过程 Qp = H2 – H1 = △H
5.摩尔热容 Cm ( J ·K-1·mol-1 ): 定容热容 CV
（适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 定容过程
适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）
定压热容 Cp
（适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 的定压过程
适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ）
单原子理想气体： Cv,m = 1.5R , Cp,m = 2.5R 双原子理想气体： Cv,m = 2.5R , Cp,m = 3.5R 多原子理想气体： Cv,m = 3R , Cp,m = 4R
Cp,m = Cv,m + R
6.理想气体热力学过程ΔU 、ΔH 、Q 、W 和ΔS 的总结
?=?2
1
,T T m p dT
nC H 1
221ln ln P P
nRT V V nRT =n
C
C m =?=?2
1
,T T m V dT
nC U
7.定义:△fHm θ(kJ ·mol-1)-- 标准摩尔生成焓
△H —焓变； △rHm —反应的摩尔焓变 △rHm θ—298K 时反应的标准摩尔焓变；
△fHm θ(B)—298K 时物质B 的标准摩尔生成焓； △cHm θ(B) —298K 时物质B 的标准摩尔燃烧焓。 8.热效应的计算
由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = ∑νB △fH θm ,B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = -∑νB △cH θm ,B 9.Kirchhoff （基尔霍夫） 方程
△rHm (T2) = △rHm (T1) + 如果 ΔCp 为常数，则 △rHm (T2) = △rHm (T1) + △Cp ( T2 - T1)
10.热机的效率为 对于卡诺热机
= 可逆循环过程 < 不可逆循环过程
11.熵变定义式 (体系经历一可逆过程的热温商之和等于该过程的熵变.)
12.热力学第二定律的数学表达式
(不等式中, “ > ”号表示不可逆过程 , “ = ” 号表示可逆过程 “ T ”—环境温度 , 对可逆过程也是体系温度. )
13.熵增原理 (孤立体系的熵永不减少) △S 孤立 ≥ 0 > 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 体系达平衡
.对于封闭体系
△S 孤立 = △S 封闭 + △S 环境 ≥ 0 > 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 体系达平衡
14.定温定压的可逆相变
15.化学反应熵变的计算 △rS θm = ∑νBS θm ,B
16.△rH θm 和△rS θm 与温度的关系：△rH θ m (T2) = △rH θ m (T1) +
△rS θ m (T2) = △rS θ m (T1) +
12
11Q Q Q Q W R +=-
=ηdT
C p T T ?
?2
1
1
212
11Q Q Q Q Q Q W +=+=-
=η121T T T -=0
2
2
11
≤+
T Q T Q R
B
A
A B T
Q
S S S )(
δ?=-=?∑≥?i
i i T Q S (δT
Q
dS δ≥
环
体环
环环境T Q T Q S -
==
?相变
，相变
T H n S m ?=
?dT
C p T T ??2
1
d T
T
C p
T T ??
2
1
第二章 自由能、化学势和溶液 公式
1．第一和第二定律的联合公式为
2．吉布斯自由能定义式
G = U + PV – TS = H – TS △G ＝ △H －T △S
（G----体系的状态函数, ( J ) , 绝对值无法测量 ） 3．在定温定压下，有如下关系： ΔG=W ’最大
4．吉布斯自由能判据
< 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 平衡态 > 反方向为自发过程
5
6定压下．对任意相变或化学变化 7．定温物理变化?G 的计算（W ’＝0的封闭体系） . 理想气体定温过程
0≥'+--W dV P dU dS T e e δ0
,,≤'W P T dG 0
,,≤?'W P T G S T
G
P ?-=???(?
?===?212112
ln P P P P T P P
nRT dP P nRT dP V G
. 纯液体或纯固体的定温过程
. 定温定压可逆相变 dG = -SdT + VdP dT ＝0 dP ＝0 ?G T , P, W' = 0 。定温定压不可逆相变
必须设计可逆过程 来求算, 由于△G 定温条件下的计算公式简单, 因此设计定温变压可逆途径 求解.
而计算不可逆相变的 ?H 和 ?S 时 , 是设计定压变温可逆途径进行求解.
8．化学反应?G 的计算 化学反应△ r Gm θ的计算 。由物质的△fGm θ求算
△rG θm = ∑νB △fG θm ,B 。由反应的△rH θm 和 △rS θm 求算 △rG θm = △rH θm - T △rS θm 。估计该反应能自发进行的最高温度
< 0 不可逆过程, 自发过程 △rG θm = △rH θm - T △rS θm = 0 可逆过程, 平衡态
> 0 反方向为自发过程 9条件：定温定压
（Z 代表任一广度性质 ）
对于纯物质的均相系统，偏摩尔量即为该物质的摩尔量
?
-==?2
1)(12P P l l T P P V dP V G ?
-==?2
1
)(12P P s s T P P V dP V G K S H T m r m r 314424
1012.1333
=-?-=??=θθ）B (,,,≠????
?
???=j n P T B m B j n z Z m
P T m B V n
V
V =??=,,)(
11．偏摩尔量的集合公式
12．化学势定义式
13．化学势（偏摩尔吉布斯自由能）集合公式
在一定的温度, 压力和浓度的条件下,多组分体系处于一定的状态, 体系的吉布斯自由能可用下式计算
纯组分：
14.化学势与温度的关系
15.化学势与压力的关系 16.化学势判据
在定温、定压、W ′=0 的封闭体系中
< 自发过程
≤ 0 = 可逆过程或平衡态
> 反方向为自发过程
17.化学势判据与相平衡
设在定温、定压、W ′=0 的条件下, 有dni mol 的 i 物质从 α
相转移到 β 相，
dG T, P, W ′=0 = (μi β -μi α)dni
(1)若 μi β < μi α 则 dG < 0 ; 物质从α→β相的转移 是自发过程; (2)若 μi β > μi α 则 dG > 0 ; 物质从β→α相的转移是自发过程; (3)若 μi β = μi α 则 dG = 0 ; 体系处于相平衡状态. 18.化学势判据与化学平衡
对定温、定压、W ′= 0 ，且 ξ = 1mol 的化学反应 a A + b B → g G + h H
< 0 , 反应正方向自发 = 0 , 反应达到平衡 > 0 , 逆反应方向自发
( 定T , 定P , W ′ = 0 的封闭体系 , 化学反应方向与限度的判据. 由化学势高的物质自发生成化学势低的物质) ∑
=B
m B B Z n Z ,j n P T i
i n G
,,)(??=μ∑
=B
B
B n G μm
G n G ==μm B n P B S T ,,)(-=??∑μm
B n T B
V P ,,)(=??∑μ∑
=B B dn dG μB
A H G B
B m b a h g rG μμμμμν--+==?∑
20.拉乌尔定律 (PA,PA*分别表示定温时稀溶液中的溶剂的饱和蒸气压与该温度时的纯溶剂的饱和蒸气压,xA 是溶液中溶剂的摩尔分数)
.溶液的蒸气压下降
?p =p*-p = p* - p*xA =p*(1-xA)= p*xB .溶液沸点升高
?tb = tb －tb* = Kb. bB
(Kb ——沸点上升常数，与溶剂有关。)
(tb*—纯溶剂的沸点, △vapHm —溶剂的摩尔蒸发焓)
.溶液的凝固点降低
?tf = tf*－tf = Kf bB
(Kf ——凝固点下降常数，与溶剂性质有关。)
A
A A x P P *
=)()(2
A M H t R K m
vap b b ??=*)()
()(2
A M A H t R K m
fus
f f ?=*
(tf*—纯溶剂的凝固点, △fusHm—溶剂的摩尔熔化焓)
难挥发非电介质稀溶液依数性总结
第三章公式归纳
1．C = S – R – R′
C――组分数
S――物种数
R－－体系中独立的化学平衡数
R′--- 体系中独立的浓度关系数 ( 只有在同一相中才能用此条件)
2．相律
f = C – P + 2(只适用于平衡体系，式中“2”指的是温度和压力) 另外：
f* = C – P + 1定温过程或定压过程
f* = C – P 定温和定压过程（ f* ---- 条件自由度）
3．单组分体系
f = C – P + 2=3－P
4.水的相图：
(1) 相区----- 面
AOB 面－气态水的单相区。P = 1 f = 2 AOC 面－液态水的单相区。P = 1 f = 2 BOC 面－固态水的单相区。P = 1 f = 2 (2) 相线
OA 线－水的饱和蒸气压曲线，水和水蒸气两相平衡共存，P = 2 , f = 1 ;
OB 线－冰的饱和蒸气压曲线，冰与水蒸气两相平衡共存， P = 2 , f = 1 ; OC 线－冰的熔点曲线，冰和水两相平衡共存，P = 2 , f = 1 ; （3）三相点
O 点－三相点，液、固、气三相平衡， P = 3 , f = 0
5.Clapeyron 方程 （适用条件----- 任何纯物质的任意两相平衡. ）
T, P----- 为可逆相变时的温度和压力. ?Hm ----- 定温、定压可逆相变时的摩尔相变热. ?Vm ----- 定温、定压可逆相变时的摩尔体积变化 对 l g
对 s g
6.Clausius – Clapeyron 方程
其定积分式
7.二组分双液体系
f = C – P + 2 = 4 – P
m
m
V T H dT dP ??=2ln RT H
dT P d m vap ?=
2ln RT
H
dT P d m
sub ?=2ln RT H dT P d m
?=
)11(ln 2112T T R H P P m -?=
8．二组分双液体系图 定温，p-x 图,
pA=pA*xA pB=pB*xB p=pA+pB
c 是总压与溶液组成的关系线,称为液相线
p 与x 呈线性函数关系
蒸气相组成:
yA=pA/p=(pA*xA)/p yB=pB/p=(pB*xB)/p
9．杠杆规则:
物系点M ，相点P ，Q ，联结线PQ ，系统温度Tb,总组成XB,M,物质的量n g , n l, n 总
互比量
MQ
PM n n l
g
第四章 化学平衡
1.化学平衡的条件(适用条件-----定T,P,W ’= 0的封闭体系化学反应方向与限度的判据)
a A +
b B → g G + h H
< 0 , 反应正方向自发 = 0 , 反应达到平衡 > 0 , 逆反应方向自发
2.化学反应定温式 （c θ=1mol.L-1；分压以Pa 或kPa 为单位代入，p θ=105Pa=100kPa ；）
(1)理想气体反应
分压商
化学反应定温式
(△rGm (T) ——所求状态（任意）下反应的自由能
变 △rGm θ(T)——标准状态下反应的自由能变
Q ——所求状态（任意）下的分压商（反应商）)
QP < KP θ ，则 ΔrGm < 0 反应向右自发进行 QP > KP θ ，则 ΔrGm > 0 反应向左自发进行 QP = KP θ ，则 ΔrGm = 0 反应达到平衡
在反应达到平衡时, ?rGm = 0→
(2)溶液中的反应
ln ln ln m m P P
P P P
rG rG RT Q Q RT K RT Q RT
K θ
θ
θ?=?+=-+=
θ
θ
μμC C RT T B
B B ln )(+=
C C
C C C
ln ln ln m m rG rG RT Q Q RT K RT Q RT K θ
θ
θ
?=?+=-+=
B A H G B B m b a h g rG μμμμμν--+==?∑
p
m m Q RT rG rG ln +?=?θ
ln m P rG RT K θθ
?=- d D
a A h H g G p P P P P P P P P Q )()()()(
θ
θθθ''''=
(
)()
()()g h G
H C a d A D C C C C Q C C C C θ
θ
θθ''=''反应商： 任意状态
C C ln m rG RT K θθθ
?=-（）
若溶质的浓度用 m 表示,
其中
(3)实际溶液 ( 溶质参加反应 )
用活度代替浓度即可.
(4)多相反应
反应体系中, 气体是理想气体, 液体和固体是纯物质,则平衡常数的表达式中只出现气体
的分压和溶液浓度. 例：
CO2 (g) + H2 (g) === CO (g) + H2O (l )
3.标准平衡常数的计算
(1)．对气相反应或纯物质间发生的反应
（ △rG θm = ∑νB △fG θm ,B
△rG θm = △rH θm - T △rS θm ） (２)．对稀溶液中的反应
（ ）
5.---- Van ’t Hoff 公式
d D a A h H g G m m m m m m m m m Q )()()()(θ
θθθ''''=
θ
θθm m K RT m rG ln )(-=?m m m Q RT K RT rG ln ln +-=?θ
a
a m Q RT K RT rG ln ln +-=?θ
d
D a A h H g G a a a a a K =
θ
b
B a A z Z y Y a a a a a Q )
()()()(''''=
22CO
CO H P P P P K P P
θθθθ=
?θ
θK
RT rG m ln -=?θθθC m K RT C rG ln )(-=?∑
θθθθ?ν=?)
C (G )C (rG m f B m 2ln RT rH dT K d m
θ
θ?=
)
11()
()(ln 2
112T T R
rH T K T K m -?=θ
θθ
第五章 电解质溶液
Q = nF
Q ---- 通入溶液的总电量 ( c ) ;
F ---- 1mol 电子所带的电量（ Faraday 常数） F = Le = 96485 c/mol n --- 在阴极或阳极上发生电极反应、 只含单位元电荷的物质的摩尔数. 也是阴
极或阳极上转移的电子的摩尔数。
2．含单位元电荷的物质
3．离子的电迁移
对只有一种正负离子的电解质
对给定的溶质、溶剂，在一定的温度和浓度下，离子的迁移速率只与电场强度有关：
4．电导
5．电导率
l / A ---- 电导池常数
6．摩尔电导率
（C ---- 电解质的浓度 ）
7．Kohlrausch （科尔劳施）离子独立移动定律
1
=+-+t t --+++→-+z z A M A M νννν
如 H2SO4
弱电解质
8．测弱电解质的离解度
9．求难溶盐的电导率 κ (盐)
10．求难溶盐的溶解度 C (mol ·m-3),（把溶液看作是 无限稀的溶液）：
11．
-+∞
∞∞Λ+Λ=Λ24
,,2SO m H m m ∞ΛΛ=m m
α
12．某强电解质M ν+A ν-的浓度为 b
13．离子强度
14．Debye －Huckel （德拜－休克尔）极限定律
公式适用条件: I < 0.01 mol ·kg-1
公式适用条件: 0.01< I < 0.1 mol ·kg-1
第六章 原电池
1．比较
原电池:（－）阳极 氧化反应 ( + ) 阴极 还原反应 电解池:（－）阴极 还原反应 ( + ) 阳极 氧化反应
2．可逆电极
（1）金属电极 （ ）
例：铜电极 对活泼金属，Li 、Na 、K 等，通常将金属溶解在Hg 中，形成汞齐。例 （2）非金属电极( 也称气体电极)
例：
（3）金属和金属难溶盐电极
例： （4）氧化还原电极（惰性电极插入某种元素不同氧化态的离子溶液中）
例：
3．电池电动势
+z M s M )(+
2)(Cu s Cu Cu e Cu ?++22+
Na a Hg Na ))((-OH g H Pt )(,2-
+?+OH H e O H 22222-OH g O Pt )(,2-?++OH e O H O 44222+
H g H Pt )(,2222H e H ?+++
H g O Pt )(,2O H e H O 22244?+++-Cl s Cl Hg l Hg )(),(22-
+?+Cl Hg e Cl Hg 22222++32,Fe Fe Pt +
+?+23Fe e Fe
标准电动势
电极反应
（= 8.314 J / K ·mol 纯固体、纯液体, a = 1 ; 理想气体 a 用 (P / P θ ) 代替 ; 稀溶液 a 用 (b / b θ ) 代替. ）
对于反应：
（若电池反应中的物质有纯固体和纯液体, 则其 a = 1; 若有理想气体, 则用 P/P θ 代替公式中对应的活度 ; 若是稀溶液, 则用 b / b θ 代替公式中对应的活度 。）
4．电池电动势与电池反应 ?rGm 的关系 n ----- 电池反应中转移的电子的摩尔数，也是电极上发生反应的含单位元电荷的物质的摩尔数。
E ----- 可逆电池的电动势。( v )
F ----- Faraday 常数，96485 c / mol
6.
298K: E θ= 0.059 lgK θ
8.浓差电池
例 （还原态）
氧化态d R Ox O B v ne A v Re )(→+nFE
G m r -=?θθ
nFE G m r -=?)
()2()1()(33s Ag AgNO AgNO s Ag αα
9.求PH
醌氢醌电极 将醌氢醌电极与甘汞电极组成原电池: 甘汞电极︱醌氢醌饱和的PH 待测液︱Pt
1．化学反应速率
对定容条件下的化学反应化学反应速率
2．化学反应速率方程（动力学方程）： 对基元反应→ 产物 质量作用定律
a +
b + ··· ------反应级数
零级反应 r=k ，k 的量纲为mol.L-1.s-1 一级反应 r=kc ，k 的量纲为s-1； 二级反应 r=kc2 ， k 的量纲为(mol ·L -1)-1 ·s-1
3.
经验速率方程
复合反应 a A + b B + ··· ··· → 产物 经验速率方程
k ---- 速率常数；有量纲。 nA 、nB 。。。 ----- A 物质
、B 物质的分级数。。。
n = nA + nB + ··· ----- 反应级数；
4． 简单级数反应的特征（重要） PH
F RT QH Q QH Q 303.22
-=θ
??甘汞??θ
--=PH F RT E QH Q
303.22
RT
F
E PH QH Q 303.2)(2/--=甘汞??θ
dt h dt g dt d dt a r H G D A =
=-=-=
5. van ’t Hoff 温度每升高10℃，反应速率大约增加2～
Arrhenius 经验公式
（1）. 微分形式
（2）. 不定积分形式
（3）. 定积分形式
（4）. 指数形式
C --- 积分常数
T ：K
R = 8.314 J / K ·mol
E a ---- 活化能 (J / mol) ;
A--- 指前因子或频率因子（与k 的单位相同）
6． --- 活化分子的平均能量；
--- 反应物分子的平均能量; J / mol --- 1mol 具有平均能量的分子变成活化分子所需要的最低能量; J / mol
复合反应及近似处理（作参考，会自己推导） 一．对峙反应（可逆反应） 1-1级反应
达平衡时A 、B 的平衡浓度：
*E r
E a E
二．平行反应
A 物质消耗的总反应速率为： 积分得：
三．连串反应 反应
四． 链反应。。。
第十章 液体表面
1． 比表面
或
2
．表面功
σ -- 是在定温、定压、组成不变的条件下，增加单
位表面积时体系的Gibbs 自由能的增量，称作 比表面自由能，简称为表面能，单位为：J / ㎡ 3.
4．Laplace 公式 对球形液面：
对液滴，凸面，r 取正值
对任意曲面： 对气泡，凹面，r 取负值
对平面液体，r 为∞
5．Kelvin 公式
6．我们把溶质在表面层的浓度与本体溶液中的浓度不同的现象称为------------溶液的表面吸附现象。
若 C(表) < C(内) ， C ↑, σ ↑ , 负吸附 ； 若 C(表) > C(内) ， C ↑, σ ↓ , 正吸附 ；
7．Gibbs 吸附公式
定义（表面过剩量 ）
?nB ----- 在面积为A （㎡）的表面上溶质B 的物质的与
在本体溶液中同量溶剂所含溶质B 的物质的量的差值 十一章 固体表面
1．或Γ ----- 吸附量 ；
固体质量 ；
n ----- 被吸附气体的摩尔数
Vs ---- 被吸附气体在标准态下的体积。 2．吸附过程
△G 《 0 ； △S 《0； △H 《0
3．吸附类型
4．Γ = f ( T, P )
若温度不变， 则 Γ = f ( P ) , 称为吸附定温式；
若压力不变， 则 Γ = f ( T ) , 称为吸附定压式； 若吸附量不变， 则 P = f ( T ) , 称为吸附定量式；
5．吸附定温线（记）单分子层吸附，具有极限吸附量
6．
（ n > 1
）
（公式应用范围：中等压力，单分子层吸附）
7．
Langmuir 吸附定温式 或
第十二章 溶胶
1． 分散体系的分类
2．扩散
对半径为 r 的球形粒子，有
初中物理化学知识点总结.doc
化学知识点的归纳总结。 一、初中化学常见物质的颜色 （一）、固体的颜色 1、红色固体：铜，氧化铁 2、绿色固体：碱式碳酸铜 3、蓝色固体：氢氧化铜，硫酸铜晶体 4、紫黑色固体：高锰酸钾 5、淡黄色固体：硫磺 6、无色固体：冰，干冰，金刚石 7、银白色固体：银，铁，镁，铝，汞等金属 8、黑色固体：铁粉，木炭，氧化铜，二氧化锰，四氧化三铁，（碳黑，活性炭） 9、红褐色固体：氢氧化铁 10、白色固体：氯化钠，碳酸钠，氢氧化钠，氢氧化钙，碳酸钙，氧化钙，硫酸铜，五氧化二磷，氧化镁 （二）、液体的颜色 11、无色液体：水，双氧水 12、蓝色溶液：硫酸铜溶液，氯化铜溶液，硝酸铜溶液 13、浅绿色溶液：硫酸亚铁溶液，氯化亚铁溶液，硝酸亚铁溶液 14、黄色溶液：硫酸铁溶液，氯化铁溶液，硝酸铁溶液 15、紫红色溶液：高锰酸钾溶液 16、紫色溶液：石蕊溶液 （三）、气体的颜色 17、红棕色气体：二氧化氮 18、黄绿色气体：氯气 19、无色气体：氧气，氮气，氢气，二氧化碳，一氧化碳，二氧化硫，氯化氢气体等大多数气体。 二、初中化学之三 1、我国古代三大化学工艺：造纸，制火药，烧瓷器。 2、氧化反应的三种类型：爆炸，燃烧，缓慢氧化。 3、构成物质的三种微粒：分子，原子，离子。 4、不带电的三种微粒：分子，原子，中子。 5、物质组成与构成的三种说法： （1）、二氧化碳是由碳元素和氧元素组成的； （2）、二氧化碳是由二氧化碳分子构成的； （3）、一个二氧化碳分子是由一个碳原子和一个氧原子构成的。 6、构成原子的三种微粒：质子，中子，电子。 7、造成水污染的三种原因： （1）工业“三废”任意排放， （2）生活污水任意排放 （3）农药化肥任意施放 8、收集方法的三种方法：排水法（不容于水的气体），向上排空气法（密度 比空气大的气体），向下排空气法（密度比空气小的气体）。
物化下册公式整理
相律F = C—P + n ,C=S-R-R’ 相图：相态与T，p，x的关系图 实验方法：气液系统，蒸气压法和沸点法； 液固(凝聚)，热分析法和溶解度法。杠杆规则：m=m1+m2 范特霍夫方程：lnP2/P1=Δvap H/R*(1/T1-1/T2)=lnx 法拉第定律：Q=n 电 F=Z ζ F=It F=96485.34C/mol 电导G=1/R = κA/l S（西门子） 电导池常数K cell= κ*R 摩尔电导率：Λm= κ/c 稀的强电解质：Λm=Λm∞-A√c 无限稀释溶液：Λm∞= v+Λm∞，+ + v- Λm∞，- 解离度α= Λm /Λm∞ 平衡常数K θ = [ α2/(1-α)]*(cθ/c) 难溶电解质：Λm≈Λm∞ 平均活度及活度系数 a=a v±=a v++a v--，b v±=b v++b v--，v = v+ + v-，a±=γ±b±/ bθ t +=v + Λm∞+/Λm∞ 离子迁移数：n 电解前=n 电解后 ±n 反应 ±n 迁移 (迁进为正，迁出为负) t=n 迁移 /n 反应 德拜-休克尔公式：lgγ ± =-AZ+│Z—│√I ，其中A=0.509(mol-1·kg)1/2离子强度：I = (1/2) ∑ b B Z B2≈(1/2) ∑ C B Z B2 ?G= -zFE 温度系数(? E/? T)p(V/K) ?S= -(?G/?T)p = zF (?E/? T)p (J/mol·K) ?H =?G + T? S = -zFE +zFT(?E/?T)p Q ir = T? S =zFT(?E/?T)p ?r G mθ = -zFEθ = -RT ln Kθ 极化类型：电化学极化和浓差极化 能斯特方程：E=Eθ—RT/ZF lnΠa B vB 当T=298.15K时，E=Eθ-0.05916/Z lnΠa B vB V 电极电势E(电极)=Eθ(电极)+RT/ZF ln{Πa B(电极)}vB(电极) =Eθ(电极)+RT/ZF ln{a B(还原态)/a B(氧化态)} 电池的电动势：E = E+ - E -= E 右 - E 左 浓差电池无液接：E=-RT/ZF lna2/a1 有液接：E 有=E 无 +E 液 =2t+RT/ZFln(a±)1/(a±)2 E液=(2t+-1)RT/ZFln(a±)1/(a±)2 第一类电极：金属、氢、氧、卤素电极等。第二类：金属-难容盐、金属-难容氧化物电极。第三类：氧化还原电极。 比表面a s =A s / V或a s =A s / m 表面功：δW'r = d G =(F/2l) d A s = γ d A s(T，p，n一定) 表面张力：γ = F/2l = (δW'r / d A s )T，p，n = (?G/? A s) T,，p，n=(?U/? A s) S，V，n=(?H/? A s) S,，p，n=(?A/? A s) T,， V，n 表面张力与温度关系：(?S/? A s) T,，p，n=-(?γ/? T) A,，P，n ?G T,P=γΔAs(ΔAs面积差) 高度分散系统的热力学方程：d G = -S d T + V d p +Σμ B d n B + γ d A s
初中物理所有公式总结
1. 电功(W)：电流所做的功叫电功， 2. 电功的单位：国际单位：焦耳。常用单位有：度(千瓦时)，1度=1千瓦时= 3.6×106焦耳。 3. 测量电功的工具：电能表(电度表) 4. 电功计算公式：W=UIt(式中单位W→焦(J);U→伏(V);I→安 (A);t→秒)。 5. 利用W=UIt计算电功时注意：①式中的W.U.I和t是在同一段电路;②计算时单位要统一;③已知任意的三个量都可以求出第四个量。 6. 计算电功还可用以下公式：W=I2Rt ;W=Pt;W=UQ(Q是电量); 7. 电功率(P)：电流在单位时间内做的功。单位有：瓦特(国际);常用单位有：千瓦 8. 计算电功率公式： (式中单位P→瓦(w);W→焦;t→秒;U→伏(V); I→安(A) 9. 利用计算时单位要统一，①如果W用焦、t用秒，则P的单位是瓦;②如果W用千瓦时、t用小时，则P的单位是千瓦。 10.计算电功率还可用右公式：P=I2R和P=U2/R 11.额定电压(U0)：用电器正常工作的电压。 12.额定功率(P0)：用电器在额定电压下的功率。 13.实际电压(U)：实际加在用电器两端的电压。 14.实际功率(P)：用电器在实际电压下的功率。 当U > U0时，则P > P0 ;灯很亮，易烧坏。当U < U0时，则P < P0 ;灯很暗，当U = U0时，则P = P0 ;正常发光。 (同一个电阻或灯炮，接在不同的电压下使用，则有 ;如：当实际电压是额定电压的一半时，则实际功率就是额定功率的1/4。例220V100W是表示额定电压是220伏，额定功率是100瓦的灯泡如果接在110伏的电路中，则实际功率是25瓦。) 15.焦耳定律：电流通过导体产生的热量跟电流的二次方成正比，跟导体的电阻成正比，跟通电时间成正比。 16.焦耳定律公式：Q=I2Rt ，(式中单位Q→焦; I→安(A);R→欧
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 f （1）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/dT （1）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： pVγ＝常数TVγ-1＝常数p1-γTγ＝常数γ＝C p/ C v 理想气体绝热功：W＝C v（T1—T2）＝（p1V1—p2V2） 理想气体多方可逆过程：W＝（T1—T2） 热机效率：η＝冷冻系数：β＝－Q1/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＝δQ R/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＋Vdp dF＝－SdT－pdV dG＝－SdT＋Vdp （2）Maxwell关系： ＝＝－ （3）热容与T、S、p、V的关系： C V＝T C p＝T Gibbs自由能与温度的关系：Gibbs－Helmholtz公式＝－ 单组分体系的两相平衡： （1）Clapeyron方程式：＝式中x代表vap，fus，sub。（2）Clausius－Clapeyron方程式（两相平衡中一相为气相）：＝
大学物理化学公式大全Word版
热力学第一定律 功：δW ＝δW e ＋δW f （1）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/dT （1）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）＝1 1 －γ（p 1V 1—p 2V 2） 理想气体多方可逆过程：W ＝1 nR －δ（T 1—T 2） 热机效率：η＝ 2 1 2T T T － 冷冻系数：β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数：β＝ 1 21 T T T － 焦汤系数： μJ －T ＝H p T ???? ????＝－()p T C p H ?? 实际气体的ΔH 和ΔU ： ΔU ＝dT T U V ??? ????＋dV V U T ??? ???? ΔH ＝dT T H P ??? ????＋dp p H T ???? ???? 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 ＋∑B B γRT 化学反应热效应与温度的关系：()()()dT B C T H T H 2 1 T T m p B 1m r 2m r ? ∑??，＋＝γ 热力学第二定律
傅献彩_物理化学主要公式及使用条件总结
第一章 气体的pVT 关系 1. 理想气体状态方程式 nRT RT M m pV ==)/( 或 RT n V p pV ==)/(m 式中p ，V ，T 及n 单位分别为Pa ，m 3，K 及mol 。 m /V V n =称为气体的摩尔体积，其单位为m 3 · mol -1。 R =8.314510 J · mol -1 · K -1，称为摩尔气体常数。 此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。 2. 气体混合物 （1） 组成 摩尔分数 y B (或x B ) = ∑A A B /n n 体积分数 / y B m,B B * =V ?∑* A V y A m,A 式中∑A A n 为混合气体总的物质的量。A m,* V 表示在一定T ，p 下纯气体A 的摩尔体积。∑*A A m,A V y 为在一定T ，p 下混合之前各纯组分体积的总和。 （2） 摩尔质量 ∑∑∑===B B B B B B B mix //n M n m M y M 式中 ∑=B B m m 为混合气体的总质量，∑=B B n n 为混合气体总的物质的量。 上述各式适用于任意的气体混合物。 （3） V V p p n n y ///B B B B * === 式中pB 为气体B ，在混合的T ，V 条件下，单独存在时所产生的压力，称为B 的分压力。*B V 为B 气体在混合气体的T ，p 下，单独存在时所占的体积。 3. 道尔顿定律 p B = y B p ，∑=B B p p 适用于任意气体。 V RT n p /B B = 适用于理想气体 4. 阿马加分体积定律 V RT n V /B B =* 此式只适用于理想气体。 5. 范德华方程 RT b V V a p =-+))(/(m 2m n R T nb V V an p =-+))(/(22
物化各种公式概念总结
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，能与焓。 二、基本定律 热力学第一定律：ΔU =Q +W 。 三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p 外d V 恒外压过程：W = －p 外ΔV 定温可逆过程（理想气体）：W =nRT 1 2 21ln ln p p nRT V V = 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 ; ΔH =ΔU +Δ(pV ) 焓与温度的关系：ΔH =?2 1d p T T T C 3、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 ，m =a +bT +cT 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 外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 C V (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑V 1-㏑V 2)（T 与V 的关系） C p (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑P 2-㏑P 1) (T 与P 的关系) 不可逆绝热过程：Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p 外(V 2-V 1)求出T 2, W =ΔU =?T C d V ;ΔH =?T C d p 2、相变化 可逆相变化：ΔH =Q =n ΔH ； Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W 3、实际气体节流膨胀：焦耳-汤姆逊系数：μJ-T （理想气体在定焓过程中温度不变，故其值为0；其为正值，则随p 降低气体T 降低；反之亦然） 4、热化学 标准摩尔生成焓：在标准压力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物 质的量某物质的定压反应热（各种稳定单质在任意温度下的生成焓值为0） 标准摩尔燃烧焓：…………，单位物质的量的某物质被氧完全氧化时的反应焓 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 热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式） T Q dS δ≥ “=”可逆；“＞”不可逆
物理化学公式归纳
第一章 气体的pVT 关系 主要公式及使用条件 1. 理想气体状态方程式 nRT RT M m pV ==)/( 或 RT n V p pV ==)/(m 此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气 体。 式中p ，V ，T 及n 单位分别为Pa ，m 3，K 及mol 。 m /V V n =称为气体的摩尔体积，其单位为m 3 · mol -1。 R =8.314510 J · mol -1 · K -1，称为摩尔气体常数。 2. 气体混合物 （1） （1） 组成 摩尔分数 y B (或x B ) = ∑A A B / n n 体积分数 /y B m,B B *=V ?∑*A V y A m ,A 式中∑A A n 为混合气体总的物质的量。A m,*V 表示在一定T ，p 下纯气体A 的摩尔体积。∑* A A m ,A V y 为在一定T ，p 下混合之前各纯组分体积的总和。 （2） （2） 摩尔质量 ∑∑∑===B B B B B B B mix //n M n m M y M 式中 ∑=B B m m 为混合气体的总质量，∑=B B n n 为混合气体总的物质的量。上述各式适用于任 意的气体混合物。 （3） V V p p n n y ///B B B B * === 式中p B 为气体B ，在混合的T ，V 条件下，单独存在时所产生的压力，称为B 的分压力。*B V 为B 气体在混合气体的T ，p 下，单独存在时所占的体积。 3. 道尔顿定律
p B = y B p ，∑=B B p p 上式适用于任意气体。对于理想气体 V RT n p /B B = 5. 德华方程 RT b V V a p =-+))(/(m 2m nRT nb V V an p =-+))(/(22 式中a 的单位为Pa · m 6 · mol -2，b 的单位为m 3 · mol -1，a 和b 皆为只与气体的种类有关的常数，称为德华常数。 此式适用于最高压力为几个MPa 的中压围实际气体p ，V ，T ，n 的相互计算。 第二章 热力学第一定律 主要公式及使用条件 1. 热力学第一定律的数学表示式 W Q U +=? 或 'amb δδδd δdU Q W Q p V W =+=-+ 规定系统吸热为正，放热为负。系统得功为正，对环境作功为负。式中 p amb 为环境的压力，W ’为非体积功。上式适用于封闭体系的一切过程。 1. 2. 焓的定义式 2. 3. 焓变 （1） )(pV U H ?+?=? 式中)(pV ?为pV 乘积的增量，只有在恒压下)()(12V V p pV -=?在数值上等于体积功。 （2） 2,m 1 d p H nC T ?=? 此式适用于理想气体单纯pVT 变化的一切过程，或真实气体的恒压变温过程，或纯的液体、固体物质压力变化不大的变温过程。 4. 热力学能(又称能)变 此式适用于理想气体单纯pVT 变化的一切过程。 pV U H +=2,m 1 d V U nC T ?=?
大学物理化学必考公式总结
物理化学期末重点复习资料
热力学第一定律 功：δW ＝δW e ＋δW f （1）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/dT （1）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）＝1 1 －γ（p 1V 1—p 2V 2） 理想气体多方可逆过程：W ＝1 nR －δ（T 1—T 2） 热机效率：η＝ 2 1 2T T T － 冷冻系数：β＝－Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数：β＝1 21T T T － 焦汤系数： μ J －T ＝H p T ???? ????＝－()p T C p H ?? 实际气体的ΔH 和ΔU ： ΔU ＝dT T U V ??? ????＋dV V U T ??? ???? ΔH ＝dT T H P ??? ????＋dp p H T ???? ? ??? 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 ＋∑B B γRT 化学反应热效应与温度的关系：()()()dT B C T H T H 2 1 T T m p B 1m r 2m r ? ∑??，＋＝γ 热力学第二定律
大学物理下公式方法归纳
大学物理下公式方法归纳 Modified by JEEP on December 26th, 2020.
大 学物理下归纳总结 电学 基本要求： 1．会求解描述静电场的两个重要物理量：电场强度E 和电势V 。 2．掌握描述静电场的重要定理：高斯定理和安培环路定理（公式内容及物理意义）。 3．掌握导体的静电平衡及应用；介质的极化机理及介质中的高斯定理。 主要公式： 一、 电场强度 1 计算场强的方法（3种） 1、点电荷场的场强及叠加原理 点电荷系场强：∑=i i i r r Q E 304πε 连续带电体场强：?=Q r dQ r E 3 04πε （五步走积分法）(建立坐标系、取电荷元、写E d 、分解、积分) 2、静电场高斯定理： 物理意义：表明静电场中，通过任意闭合曲面的电通量（电场强度沿任意闭合曲面的面积分），等于该曲面内包围的电荷代数和除以0ε。
3、利用电场和电势关系： 二、电势 电势及定义： 1．电场力做功：??=?=2100l l l d E q U q A 2. 静电场安培环路定理：静电场的保守性质 物理意义：表明静电场中，电场强度沿任意闭合路径的线积分为0。 3．电势：)0(00 =?=?p p a a U l d E U ；电势差：??=?B A AB l d E U 电势的计算： 1．点电荷场的电势及叠加原理 点电荷系电势：∑=i i i r Q U 04πε （四步走积分法）(建立坐标系、取电荷元、写dV 、积分) 2．已知场强分布求电势：定义法 三、静电场中的导体及电介质 1. 弄清静电平衡条件及静电平衡下导体的性质 2. 了解电介质极化机理，及描述极化的物理量—电极化强度P , 会用介质中的高斯定 理，求对称或分区均匀问题中的,,D E P 及界面处的束缚电荷面密度 σ。 3. 会按电容的定义式计算电容。 典型带电体系的电势
物化公式归纳
物化公式归纳 第一章 化学热力学基础 公式总结 1.体积功 We = －Pe △V 2．热力学第一定律的数学表达式 △U = Q + W 3．n mol 理想气体的定温膨胀过程 .定温可逆时： Wmax=-Wmin= 4.焓定义式 H = U + PV 在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定容过程 Qv = △U 在封闭体系中，W ′= 0，体系发生一定压过程 Qp = H2 – H1 = △H 5.摩尔热容 Cm ( J ·K-1·mol-1 ): 定容热容 CV （适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 定容过程 适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ） 定压热容 Cp ?=?2 1 ,T T m p dT nC H （适用条件 :封闭体系、无相变、无化学变化、 W ′=0 的定压过程 适用对象 : 任意的气体、液体、固体物质 ） 单原子理想气体： Cv,m = 1.5R , Cp,m = 2.5R 双原子理想气体： Cv,m = 2.5R , Cp,m = 3.5R 多原子理想气体： Cv,m = 3R , Cp,m = 4R Cp,m = Cv,m + R 6.理想气体热力学过程ΔU 、ΔH 、Q 、W 和ΔS 的总结 1 221ln ln P P nRT V V nRT =n C C m =?=?2 1 ,T T m V dT nC U
7.定义:△fHm θ(kJ ·mol-1)-- 标准摩尔生成焓 △H —焓变； △rHm —反应的摩尔焓变 △rHm θ—298K 时反应的标准摩尔焓变； △fHm θ(B)—298K 时物质B 的标准摩尔生成焓； △cHm θ(B) —298K 时物质B 的标准摩尔燃烧焓。 8.热效应的计算 由物质的标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = ∑νB △fH θm ,B 由物质的标准摩尔燃烧焓计算反应的标准摩尔焓变 △rH θm = -∑νB △cH θm ,B 9.Kirchhoff （基尔霍夫） 方程 △rHm (T2) = △rHm (T1) + 如果 ΔCp 为常数，则 △rHm (T2) = △rHm (T1) + △Cp ( T2 - T1) 10.热机的效率为 对于卡诺热机 12 11Q Q Q Q W R +=- =η = 可逆循环过程 < 不可逆循环过程 11.熵变定义式 (体系经历一可逆过程的热温商之和等于该过程的熵变.) 12.热力学第二定律的数学表达式 (不等式中, “ > ”号表示不可逆过程 , “ = ” 号表示可逆过程 “ T ”—环境温度 , 对可逆过程也是体系温度. ) 13.熵增原理 (孤立体系的熵永不减少) △S 孤立 ≥ 0 > 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 体系达平衡 .对于封闭体系 △S 孤立 = △S 封闭 + △S 环境 ≥ 0 > 不可逆过程, 自发过程 = 可逆过程, 体系达平衡 14.定温定压的可逆相变 15.化学反应熵变的计算 △rS θm = ∑νBS θm ,B 16.△rH θm 和△rS θm 与温度的关系：△rH θ m (T2) = △rH θ m (T1) + △rS θ m (T2) = △rS θ m (T1) + dT C p T T ? ?2 1 1 212 11Q Q Q Q Q Q W +=+=- =η121T T T -=0 2 211≤+T Q T Q R B A A B T Q S S S )( δ?=-=?∑≥?i i i T Q S ) (δT Q dS δ≥ 环 体环 环环境T Q T Q S - == ?相变 ，相变 T H n S m ?= ?dT C p T T ??2 1 d T T C p T ?? 2
物理化学重点超强总结归纳
第一章热力学第一定律 1、热力学三大系统： （1）敞开系统：有物质和能量交换； （2）密闭系统：无物质交换，有能量交换； （3）隔绝系统（孤立系统）：无物质和能量交换。 2、状态性质（状态函数）： （1）容量性质（广度性质）：如体积，质量，热容量。 数值与物质的量成正比；具有加和性。 （2）强度性质：如压力，温度，粘度，密度。 数值与物质的量无关；不具有加和性，整个系统的强度性质的数值与各部分的相同。 特征：往往两个容量性质之比成为系统的强度性质。 3、热力学四大平衡： （1）热平衡：没有热隔壁，系统各部分没有温度差。 （2）机械平衡：没有刚壁，系统各部分没有不平衡的力存在，即压力相同 （3）化学平衡：没有化学变化的阻力因素存在，系统组成不随时间而变化。 （4）相平衡：在系统中各个相（包括气、液、固）的数量和组成不随时间而变化。 4、热力学第一定律的数学表达式： ?U = Q + W Q为吸收的热（+），W为得到的功（+）。
12、在通常温度下，对理想气体来说，定容摩尔热容为： 单原子分子系统 ,V m C =32 R 双原子分子（或线型分子）系统 ,V m C =52R 多原子分子（非线型）系统 ,V m C 6 32 R R == 定压摩尔热容： 单原子分子系统 ,52 p m C R = 双原子分子（或线型分子）系统 ,,p m V m C C R -=,72 p m C R = 多原子分子（非线型）系统 ,4p m C R = 可以看出： ,,p m V m C C R -= 13、,p m C 的两种经验公式：,2p m C a bT cT =++ （T 是热力学温度，a,b,c,c ’ 是经 ,2' p m c C a bT T =++ 验常数，与物质和温度范围有关） 14、在发生一绝热过程时，由于0Q δ=，于是dU W δ= 理想气体的绝热可逆过程，有：,V m nC dT pdV =- ? 22 ,11 ln ln V m T V C R T V =- 21,12ln ,ln V m p V C Cp m p V ?= ,,p m V m C pV C γγ=常数 =>1. 15、-焦耳汤姆逊系数：J T T =( )H p μ??- J T μ-＞0 经节流膨胀后，气体温度降低； J T μ-＜0 经节流膨胀后，气体温度升高； J T μ-=0 经节流膨胀后，气体温度不变。 16、气体的节流膨胀为一定焓过程，即0H ?=。 17、化学反应热效应：在定压或定容条件下，当产物的温度与反应物的温度相同而在反应过程中只做体积功不做其他功时，化学反应所 吸收或放出的热，称为此过程的热效应，或“反应热”。 18、化学反应进度：()()() n B n B B ξ ν-= 末初 （对于产物v 取正值，反应物取负值） 1ξ=时，r r m U U ξ ??= ，r r m H H ξ ??= 19、（1）标准摩尔生成焓（0 r m H ?）：在标准压力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热，为该物质的 标准摩尔生成焓。 （2）标准摩尔燃烧焓（0 c m H ?）：在标准压力和指定温度下，单位物质的量的某种物质被氧完全氧化时的反应焓，为该物质的标 准摩尔燃烧焓。 任意一反应的反应焓0 r m H ?等于反应物燃烧焓之和减去产物燃烧焓之和。 20、反应焓与温度的关系-------基尔霍夫方程
物化公式总结(傅献彩第五版)
物理化学（第五版） 公式总结 傅献彩版 专业：化学 姓名：XXX 学号：XXX
物化公式总结 第一章 气体分子动理论 内容 公式 使用条件 气体分子动理论的基本公式 231mnu P = 23 1 mNu PV = 统计概念 压力和温度的统计概念 )(2 1 2T f mu Et == 统计概念 Boyle-Marriote 定律 PV=C 定T Charles-Gay-Lussac 定律 T C V t '= 定P Avogadro 定律 同温同压下，同体积的各种气体所含有的分子个数相同 理想气体状态方程式 nRT RT M m pV ==)/( RT n V p pV ==)/(m p ，V ，T ，n ——Pa ，m 3，K ，mol R =8.3145J · mol -1 · K -1 T Nk PV nRT PV B == ( L R k L N n B = = ) 此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气 体 Dalton 分压定律 i mix i x N N P P P P P ==++=...... 21 任意气体，T,V 一定 对于理想气体V RT n p /B B = Amagat 分体积定律 i i Vx V V V V =++= (21) 任意气体，T ，P 一定 分子平均平动能与温度关系 T k E B t 2 3 =
摩尔气体常数 113145.6)()(00 -?-?==→→K mol J R T PV PV P m P Maxwell 速率分布定律 2 25.1)2exp()2(4)(v kT mv kT m v f -=π 三个统计 平均值 最概然速率 M RT m T k v B m 22== 数学平均速率 m kT v a π8= 231mnu P = 根均方速率 m kT u π3= 分子平均动能的分布 dE kT E kT N dN kT E N N kT E N N E E E E )exp()exp()exp(2111-= ?-=∞→∞→-=∞→ 气体分子在重力场中的分布 ??? ??=?? ? ??=??? ??=??? ??=kT mgh n n kT mgh kT mgh p p RT Mgh p p -exp -exp -exp -exp 00000ρρ 0~h 的高度T 不变 液体中有悬浮颗粒（悬浮颗粒：.,,V m ρ） ))(0() 1()1(00 0kT gh m n n m m m Vg mg ** =-=- =-ρ ρ ρ ρρ
物理化学重要概念公式总结
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: W =nRT 1221ln ln p p nRT V V = 2、热效应、焓 等容热:Q V =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) 焓的 定义:H =U +pV ; d H =d U +d(pV ) 焓与温度的关系:ΔH =?2 1d p T T T C 3、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 p 2、相变化 可逆相变化:ΔH =Q =n Δ＿H ; Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W 3、热化学
初中物理化学公式大全
初中物理化学公式大全物理 1、匀速直线运动的速度公式： 求速度：v=s/t 求路程：s=vt 求时间：t=s/v 2、变速直线运动的速度公式：v=s/t 3、物体的物重与质量的关系：G=mg （g=9.8N/kg） 4、密度的定义式 求物质的密度：ρ=m/V 求物质的质量：m=ρV 求物质的体积：V=m/ρ 4、压强的计算。 定义式：p=F/S（物质处于任何状态下都能适用） 液体压强：p=ρgh（h为深度） 求压力：F=pS 求受力面积：S=F/p 5、浮力的计算 称量法：F浮=G—F 公式法：F浮=G排=ρ排V排g 漂浮法：F浮=G物（V排＜V物） 悬浮法：F浮=G物（V排=V物） 6、杠杆平衡条件：F1L1=F2L2 7、功的定义式：W=Fs 8、功率定义式：P=W/t 对于匀速直线运动情况来说：P=Fv （F为动力） 9、机械效率：η=W有用/W总 对于提升物体来说： W有用=Gh（h为高度） W总=Fs 10、斜面公式：FL=Gh 11、物体温度变化时的吸热放热情况 Q吸=cmΔt （Δt=t-t0） Q放=cmΔt （Δt=t0-t） 12、燃料燃烧放出热量的计算：Q放=qm 13、热平衡方程：Q吸=Q放 14、热机效率：η=W有用/ Q放（Q放=qm） 15、电流定义式：I=Q/t （Q为电量，单位是库仑） 16、欧姆定律：I=U/R 变形求电压：U=IR 变形求电阻：R=U/I 17、串联电路的特点：（以两纯电阻式用电器串联为例） 电压的关系：U=U1 U2
电流的关系：I=I1=I2 电阻的关系：R=R1 R2 18、并联电路的特点：（以两纯电阻式用电器并联为例） 电压的关系：U=U1=U2 电流的关系：I=I1 I2 电阻的关系：1/R=1/R1 1/R2 19、电功的计算：W=UIt 20、电功率的定义式：P=W/t 常用公式：P=UI 21、焦耳定律：Q放=I2Rt 对于纯电阻电路而言：Q放=I2Rt =U2t/R=UIt=Pt=UQ=W 22、照明电路的总功率的计算：P=P1 P1 …… 化学 化合反应 1、镁在空气中燃烧：2Mg O2 点燃2MgO 2、铁在氧气中燃烧：3Fe 2O2 点燃Fe3O4 3、铝在空气中燃烧：4Al 3O2 点燃2Al2O3 4、氢气在空气中燃烧：2H2 O2 点燃2H2O 5、红磷在空气中燃烧：4P 5O2 点燃2P2O5 6、硫粉在空气中燃烧：S O2 点燃SO2 7、碳在氧气中充分燃烧：C O2 点燃CO2 8、碳在氧气中不充分燃烧：2C O2 点燃2CO 9、二氧化碳通过灼热碳层：C CO2 高温2CO 10、一氧化碳在氧气中燃烧：2CO O2 点燃2CO2 11、二氧化碳和水反应（二氧化碳通入紫色石蕊试液）：CO2 H2O === H2CO3 12、生石灰溶于水：CaO H2O === Ca(OH)2 13、无水硫酸铜作干燥剂：CuSO4 5H2O ==== CuSO4·5H2O 14、钠在氯气中燃烧：2Na Cl2点燃2NaCl 分解反应 15、实验室用双氧水制氧气：2H2O2 MnO2 2H2O O2↑ 16、加热高锰酸钾：2KMnO4 加热K2MnO4 MnO2 O2↑ 17、水在直流电的作用下分解：2H2O 通电2H2↑ O2 ↑ 18、碳酸不稳定而分解：H2CO3 === H2O C O2↑ 19、高温煅烧石灰石（二氧化碳工业制法）：CaCO3 高温CaO CO2↑ 置换反应 20、铁和硫酸铜溶液反应：Fe CuSO4 == FeSO4 Cu 21、锌和稀硫酸反应（实验室制氢气）：Zn H2SO4 == ZnSO4 H2↑ 22、镁和稀盐酸反应：Mg 2HCl === MgCl2 H2↑ 23、氢气还原氧化铜：H2 CuO 加热Cu H2O 24、木炭还原氧化铜：C 2CuO 高温2Cu CO2↑ 25、甲烷在空气中燃烧：CH4 2O2 点燃CO2 2H2O 26、水蒸气通过灼热碳层：H2O C 高温H2 CO
物化公式整理资料
1.E = U+T+V 2.H ≡U ＋pV 2.1 理想气体绝热可逆过程有3种等价的形式: (3) 常数 = T p (2)常数 = pV (1)常数 = TV -1－1γγγ γ 3.单原子分子:CV,m=3/2R Cp,m=5/2R 双原子分子:CV,m=5/2R Cp,m=7/2R 多原子分子:CV,m=3R Cp,m=4R 4.ξ：反应进度 B B t B n n νξ) 0()(-= 5.基尔霍夫定律的定积分式: T1) －m(T2rCp, +rHm(T1)= mdT rCp, +rHm(T1) =rHm(T2)T2 T1 ?????? 6.卡诺热机 η=-W/Q2 =(T2－T1)/T2 =1－(T1/T2) 7. 熵的微观意义： S=klnW W:宏观状态拥有的微观运动状态的数量 k ：Boltzmann 常数 8.纯物质B 在状态(T,p)的规定熵即为下 述过程的熵变:
),()0(p T B K B → K p T B T K p T B S S S S 0,0),(-=?= 9. 等温过程的熵变: (理想气体) (p1/p2)nRln = S p2/p1 =V2/V1∴p2V2 =p1V1∵ (1) (V2/V1)nRln = S 1)/T nRTln(V2/V =-WR/T =QR/T =QR/T ∫=S ???δ 10. 绝热过程: 绝热可逆过程, 由熵的判别式: 0 = S ? 绝热可逆 (2) 绝热不可逆过程: 对此类过程需设计一条可逆途径, 从相同的始态到相同末态, 再沿可逆途径求算熵变. 11. 变温过程: 简单体系 A. 等压变温: ) Cpln(T2/T1 = (4)(Cp/T)dT =QR/T ∫=S CpdT =QR ??δδ B. 等容变温: ln(T2/T1) C = /T)dT ∫(C =/T Q ∫=S dT C =Q V V R V R δδ? 12.相变过程： 平衡相变： 平衡相变是一可逆过程, 在等温等压下进行. /T Q =Q/T ∫=S R δ?平衡相变有: H =Qp ? 故平衡相变的熵变为: 相变H/T =S ?? (6) 即：平衡相变的熵变等于相变潜热除以相变温度 13.理想气体的混合过程: （1).A, B 先各自等温可逆膨胀到各自的末态; (2).可逆混合. 第一步的熵变为: 2Rln2 = ) /V Rln(V +)/V Rln(V = S +S =S1B 1,B 2,A 1,A 2,B A ???
初中物理化学知识点
初中物理重要知识点总结
记住的常量
1．光（电磁波）在真空中传播得最快，c=3×105Km/s=3×108m /s。光在其它透明物质中传播比在 空气中传播都要慢 2．15℃的空气中声速：340m／s，振动发声 ，声音传播需要介质，声音在真空中不能传播。一般声 音在固体中传播最快，液体中次之，气体中最慢。 3．水的密度：1．0×103Kg／m3=1g／cm3=1．0Kg／dm3。 1 个标准大气压下的水的沸点：100℃，冰的熔点 O℃， 水的比热容 4．2×103J／(Kg·℃)。 4．g=9．8N/Kg，特殊说明时可取 10 N/Kg 5．一个标准大气压=76cmHg==760mmHg=1．01×105Pa=10.3m 高水柱。 6．几个电压值：1 节干电池 1.5V，一只铅蓄电池 2V。 照明电路电压 220V，安全电压不高于 36V。 7．1 度=1 千瓦·时（kwh）=3．6×106J。 8．常见小功率用电器：电灯、电视、冰箱、电风扇； 常见大功率用电器：空调、电磁炉、电饭堡、微波炉、电烙铁。
物理量的国际单位
长度（L 或 s） ：米（m） 时间（t） ：秒（s）面积（S） ：米 2（m2）体积（V） ：米 3（m3）速度（v） ：米/秒（m/s）温度（t） ： 摄氏度（℃） （这是常用单位） 质量（m） ：千克（Kg）密度（ρ ） ：千克/米 3（Kg/m3） 。力（F） ：牛顿（N）功（能，电功，电能） （W） ：焦耳（J） 功率（电功率） （P） ：瓦特（w）压强（p） ：帕斯卡（Pa）机械效率（η ）热量（电热） （Q） ：焦耳（J） 比热容（c） ：焦耳/千克 摄氏度（J/Kg℃）热值（q） ：J/kg 或 J/m3 电流（I） ：安培（A）电压（U） ：伏特（V） 电阻（R） ：欧姆（Ω ） 。
单位换算
1nm=10-9m,1mm=10-3m,1cm=10-2m;1dm=0.1m,1Km=103m,1h=3600s,1min=60s, 1Kwh=3.6×106J.1Km/h=5/18m/s=1/3.6m/s,1g/cm3=103Kg/m3,1cm2=10-4m2, 1cm3=1mL=10-6m3,1dm3=1L=10-3m3, 词冠：m 毫(10-3)，μ 微(10-6)，K 千（103） ，M 兆(106)
公式
1.速度 v=s/t； 2.密度ρ =m/v； 3.压强 P=F/s=ρ gh； 4.浮力 F=G 排=ρ 液 gV 排=G（悬浮或漂浮）=F 向上-F 向下=G-F’ ； 5.杠杆平衡条件：F1L1=F2L2；6.功 w=Fs=Gh（克服重力做功）=Pt；7.功率 p=W/t=Fv； 8.机械效率η =W 有/W 总=Gh/Fs=G/nF=G/(G+G 动) =fL/Fs(滑轮组水平拉物体克服摩擦力作功)； 9.热量：热传递吸放热 Q=cm△t；燃料完全燃烧 Q=mq=Vq；电热：Q= I2Rt 10．电学公式：电流：I=U/R=P/U 电阻：R=U/I=U2/P 电压：U=IR=P/I 电功：W=Pt =UIt =I2Rt=U2t/R 电热：Q= I2Rt（焦耳定律）=UIt==U2t/R 电功率：P=W/t= UI=I2R=U2/R 串联电路特点：I=I1=I2,U=U1+U2,R=R1+R2 U1:U2=P1:P2=Q1:Q2=W1:W2=R1:R2 并联电路特点：I=I1+I2,U=U1=U2,1/R=1/R1+1/R2 I1:I2=P1:P2=Q1:Q2=W1:W2=R2:R1
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