物理化学重要概念公式总结.docx

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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、体积功得计算δＷ=　—pedV

恒外压过程：

W=-peΔＶ

可逆过程：

Ｗ=nＲT

2、热效应、焓

等容热：

ＱV=ΔＵ（封闭系统不作其她功）

等压热:

Qp=ΔH（封闭系统不作其她功）

焓得定义:

Ｈ=Ｕ+pV　；dH=dU+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:

Cp=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=pｅdＶ

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CV（T２—T1）=—pe（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）=—pVg＝－nＲT；ΔU=Q+W

3、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—TΔS

２、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

dA=-SdT－Vdp;ｄＧ=—SdT+ｐｄV

4、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—Vdｐ;ｄG=—SdT+pdV

（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＊xA　；ｐＡ=p＊ax,A适用于液态混合物与溶液中得溶剂.

2、亨利定律

pB＝kｘ，BxB=ｋb，BbＢ=k%，B[%B］　;　pB＝kx，Bax，B=kb,Baｂ,B＝k％,Ba％，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:

;ax,A=ｆx，Ax；标准态为:

同温下得液态纯溶剂。

溶质：

；ax，Ｂ=γx，ＢxB;标准态为：

同温下xB=1且符合亨利定律得溶质（假想状态）。

；ab,Ｂ=γb，BbＢ;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＝pA+pB

2、溶液得气液平衡

pA＝paｘ,A；pＢ=kx，Bax,B=ｋb，Ｂａb，Ｂ=k%,Ba％，B；p=ｐA+pB

3、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=0

2、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、Aｇ-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=Ｇl／Ａ　；单位：

S/m

3、摩尔电导率

Λｍ=κ/c

4、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mB或bB表示）

2、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θ

θ=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ｌnc~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。