物理化學---知識點總結.doc

學習資料收集于網(wǎng)絡，僅供參考物理化學學習要點熱力學第一定律一、 本章框架熱力學第一定律解決變化過程的能量問題熱力學第一定律熱力學第一定律的應用數(shù)學表達式適用于封閉系統(tǒng)理想氣體過程相變過程化學反應實際氣體過程等溫過程等壓過程等容過程pVT都變化過程絕熱過程可逆相變過程不可逆相變過程標準摩爾反應焓標準摩爾燃燒焓標準摩爾生成焓非等溫反應節(jié)流膨脹 二、 本章要求1、 了解熱力學基本概念：系統(tǒng)、環(huán)境、功、熱、平衡狀態(tài)、狀態(tài)函數(shù)、可逆過程等；2、 明確熱力學第一定律和熱力學能的概念；3、 明確焓、標準摩爾反應焓、標準摩爾生成焓和燃燒焓的定義；4、 熟練掌握在理想氣體單純pVT變化、相變化及化學變化過程中計算熱、功、U、H的原理和方法；三、考核要求：1熱力學概論1.1 熱力學的目的、內(nèi)容和方法 （了解）1.2 熱力學的一些基本概念1.2.1 體系與環(huán)境，體系的性質(zhì) （理解）1.2.2 熱力學平衡態(tài)和狀態(tài)函數(shù) （理解）2熱力學第一定律2.1 熱和功 （掌握）2.2 熱力學能 （掌握）2.3 熱力學第一定律的表述與數(shù)學表達式 （應用）3體積功與可逆過程3.1 等溫過程的體積功 （應用）3.2 可逆過程與最大功 （理解）4焓與熱容4.1 焓的定義（了解）4.2 焓變與等壓熱的關系 （應用）4.3 等壓熱容和等容熱容 （理解）5熱力學第一定律對理想氣體的應用5.1 理想氣體的熱力學能和焓 （掌握）5.2 理想氣體的Cp與Cv之差 （理解）5.3 理想氣體的絕熱過程 （掌握） 6熱力學第一定律對實際氣體的應用6.1 節(jié)流膨脹與焦耳-湯姆遜效應 （了解）7熱力學第一定律對相變過程的應用 （掌握）8化學熱力學8.1 化學反應熱效應8.1.1 等壓熱效應與等容熱效應 （掌握）8.1.2 反應進度 （了解）8.2 赫斯定律與常溫下反應熱效應的計算8.2.1 赫斯定律 （應用）8.2.2 標準摩爾生成焓與標準摩爾燃燒焓 （掌握）8.3 標準反應焓變與溫度的關系基爾霍夫定律（應用）四、重要概念1、 系統(tǒng)與環(huán)境；2、 隔離系統(tǒng)、封閉系統(tǒng)、敞開系統(tǒng)；注意：隔離系統(tǒng)Q=0，W=03、 廣度性質(zhì)（加和性：V，U，H，S，A，G）強度性質(zhì)（物質(zhì)的量，T，p）；4、 功W和熱Q；注意W與Q的符號；W與Q均為途徑函數(shù)（非狀態(tài)函數(shù)）5、 熱力學能；6、 焓；7、 熱容；8、 狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)；9、 平衡態(tài)；10、 可逆過程；11、 節(jié)流過程；12、 真空膨脹過程；13、 標準態(tài)；14、 標準摩爾反應焓，標準摩爾生成焓，標準摩爾燃燒焓五、重要公式與適用條件1. 體積功：W= -p外dV（封閉系統(tǒng)，計算體積功）2. 熱力學第一定律：D U = Q+W ， dU =Q +W （封閉系統(tǒng)）3焓的定義： H=U + pV4熱容：定容摩爾熱容 CV，m =Q V /dT =（ Um/ T）V 定壓摩爾熱容 Cp，m = Q p /dT =（ Hm/ T）P 理想氣體：Cp，m- CV，m=R；凝聚態(tài)：Cp，m- CV，m0 理想單原子氣體CV，m =3R/2，Cp，m= CV，m+R=5R/2 5. 標準摩爾反應焓：由標準摩爾生成焓DfHBy（T）或標準摩爾燃燒焓Dc HBy（T）計算 D rHmy = S vB D fHBy（T）= -S vB D c HBy（T）6. 基?；舴蚬剑ㄟm用于相變和化學反應過程） D rHmy（T2）= D rHmy（T1）+7. 等壓摩爾反應熱與等容摩爾反應熱的關系式 Qp-QV = D rHm（T）-D rUm（T）=S vB（g）RT 8. 理想氣體的可逆絕熱過程方程： 六、各種過程Q、W、D U、D H 的計算1、 理想氣體： 等溫過程dT=0， D U=D H=0， Q=W； 非等溫過程，D U = n CV，m D T， D H = n Cp，m D T， 單原子氣體CV，m =3R/2，Cp，m = CV，m+R = 5R/22、對于凝聚相，狀態(tài)函數(shù)通常近似認為與溫度有關，而與壓力或體積無關，即 D UD H= n Cp，m D T3 等壓過程：p外=p=常數(shù)，非體積功為零W=0（1） W= -p外（V2-V1）， D H = Qp =， D U =D H-D（pV），Q=D U-W（2） 真空膨脹過程p外=0，W=0，Q=D U 理想氣體結果：dT=0，W=0，Q=D U=0，D H=0（3） 等外壓過程：W= -p外（V2-V1）4. 等容過程 ：dV=0 W=0，QV =D U =， D H=D U+V D p 5絕熱過程：Q=0（1）絕熱可逆過程 W= D U =，D H=D U+D pV理想氣體： （2）絕熱一般過程：由方程W = D U = 建立方程求解。6節(jié)流過程（等焓過程）：D H=0，Q=0 焦耳-湯姆遜系數(shù) J-T =（T/p）H，理想氣體J-T =0，實際氣體J-T07. 相變過程：（1）可逆相變（正常相變或平衡相變）：在溫度T對應的飽和蒸氣壓下的相變，如水在常壓下的0 結冰或冰溶解(2) 不可逆相變物理化學學習要點熱力學第二定律一、本章框架二、本章要求1. 了解自發(fā)過程的共同特征；2. 理解第二、第三定律的表述；3. 了解卡諾循環(huán)的意義；4. 理解克勞修斯不等式；5. 掌握熵增原理和平衡判據(jù)的一般準則；6. 明確熵、赫姆霍茲函數(shù)、吉布斯函數(shù)、標準摩爾熵及標準摩爾生成吉布斯自由能的定義并會應用；7. 熟練掌握在理想氣體單純pVT變化、相變及化學變化過程中計算S、A、G的原理和方法；8. 理解熱力學基本方程；9. 掌握推導熱力學公式的演繹方法；10. 了解麥克斯韋關系式的推導及應用；三、重要概念1. 卡諾循環(huán)2. 熱機效率3. 熵4. 亥姆霍茲函數(shù)5. 吉布斯函數(shù)四、主要公式與定義式1. 熱機效率： = -W / Q1 =（Q1+Q2）/ Q1 = 1 - T2 / T12卡諾定理：任何循環(huán)的熱溫熵小于或等于0不可逆可逆 Q1 / T1 + Q2 / T2 0 3熵的定義式：dS =Qr / T 4亥姆霍茲（Helmholtz）函數(shù)的定義式： A=U-TS5吉布斯（Gibbs）函數(shù)的定義式：G=H-TS，G=A+pV6熱力學第三定律：S*（0K，完美晶體）= 07過程方向的判據(jù)：（1）等溫等壓不做非體積功過程（最常用）： dG0，自發(fā)（不可逆）；D S（隔離系統(tǒng)）=0，平衡（可逆）。 D S（絕熱系統(tǒng)）0，自發(fā)（不可逆）；D S（絕熱系統(tǒng)）=0，平衡（可逆）。（3）等溫等容不做非體積功過程： dA0，自發(fā)（不可逆）；dA=0，平衡（可逆）。8. 熱力學基本方程與麥克斯韋關系式 基本式： dU =T dS-pdV 其他式： dH =d（U + pV） = T dS + V dp dA = d（U -TS） = -SdT p dV dG = d（H-TS） = -SdT + V dp 以上系列式，應重點掌握dG= -SdT +V dp 在恒壓下的關系式dG= -SdT 和恒溫時的關系式dG= -Vdp。麥克斯韋關系式（了解）：若dF = Mdx + N dy，則（ M/ y）x = （ N/ x）y 即： 利用dU =T dS-pdV關系有：-（ T/ V）S = （ p/ S）V dH = T dS + V dp關系有： （ T/ p）S = （ V/ S）p dA = -S dT - p dV關系有： （ S/ V）T = （ p/ T）V dG = -S dT + V dp關系有：-（ S/ p）T = （ V/ T）p 五、D S、D A、D G的計算1D S的計算（1）理想氣體pVT過程的計算 dS=Qr / T =（dU-Wr）/T =（nCV，mdT-pdV）/T （狀態(tài)函數(shù)與路徑無關，理想氣體：p=nRT/V）積分結果： D S = nCV，mln（T2/T1） + nRln（V2/V1） （代入：V=nRT/p） = nCp，mln（T2/T1） + nRln（p1/p2） （Cp，m = CV，m +R）特例：等溫過程： D S = nRln（V2/V1） 等容過程： D S =nCV，mln（T2/T1） 等壓過程： D S =nCp，mln（T2/T1）（2）等容過程：D S =（nCV，m/T）dT（3） 等壓過程： D S =（4） 相變過程：可逆相變D S =D H/T （5） 環(huán)境過程：認為是恒溫的大熱源，過程為可逆 D S = Qr（環(huán)）/T（環(huán)）= -Q（系）/T（環(huán)） （6）絕對熵的計算：利用熱力學第三定律計算的熵為絕對熵，過程通常涉及多個相變過程，是一個綜合計算過程。（7）標準摩爾反應熵的計算 D rSmy = S vB Smy（B，T）2D G的計算（1）平衡相變過程：D G=0（2）等溫過程： D G=D H-T D S（3）非等溫過程：D G=D H- DT S =D H -（T 2S2-T1S1）=D H -（T 2D S- S1D T）訣竅：題目若要計算D G，一般是恒溫過程；若不是恒溫，題目必然會給出絕對熵S的值。3D A的計算（1）恒溫恒容不做非體積功可逆過程：D A=0（2）恒溫：D A=D U-T D S=D G-D （pV）（3）非恒溫過程： D G=D U- DT S =D U -（T 2S2-T1S1）=D U -（T 2D S- S1D T） 訣竅：題目若要計算D A，一般是恒溫過程；若不是恒溫，題目必然會給出絕對熵。二、本章要求1. 了解自發(fā)過程的共同特征；2. 理解第二、第三定律的表述；3. 了解卡諾循環(huán)的意義；4. 理解克勞修斯不等式；5. 掌握熵增原理和平衡判據(jù)的一般準則；6. 明確熵、赫姆霍茲函數(shù)、吉布斯函數(shù)、標準摩爾熵及標準摩爾生成吉布斯自由能的定義并會應用；7. 熟練掌握在理想氣體單純PVT變化、相變及化學變化過程中計算S、A、G的原理和方法； 物理化學學習要點化學勢一、 本章框架多組分系統(tǒng)多 相（可分為若干單相）單 相溶 液混 合 物液態(tài)溶液固態(tài)溶液理想稀溶液實際溶液電解質(zhì)溶液非電解質(zhì)溶液氣態(tài)混合物液態(tài)混合物固態(tài)混合物按導電性分理想混合物實際混合物按聚集態(tài)分按聚集態(tài)分按規(guī)律分按聚集態(tài)分二、本章要求1、掌握組成表示法及其相互關系；2、掌握拉烏爾定律和亨利定律并會用于計算；3、理解偏摩爾量及化學勢的含義及意義；4、掌握有關依數(shù)性的計算；5、了解理想氣體混合物、理想液態(tài)混合物、理想稀溶液中各組分化學勢的表達式、逸度和活度的標準態(tài)及對組分活度系數(shù)的簡單計算。三、重要概念1、組成表示：物質(zhì)B的摩爾分數(shù)xB、質(zhì)量分數(shù)wB、（物質(zhì)的量）濃度cB、質(zhì)量摩爾濃度bB.注意：混合物（各組分標準態(tài)相同）與溶液（分溶劑和溶質(zhì)，標準態(tài)不同）；2、拉烏爾定律和亨利定律；3、偏摩爾量與化學勢；4、理想液態(tài)混合物；5、理想稀溶液；6、非理想溶液混合物；7、逸度和逸度系數(shù)；8、活度和活度系數(shù)；9、稀溶液的依數(shù)性。四、重要定理與公式1拉烏爾定律：稀溶液溶劑A的蒸氣壓與純?nèi)軇┑恼魵鈮宏P系 pA = pA*xA 2亨利定律：稀溶液揮發(fā)性溶質(zhì)B的蒸氣壓pA = k xA，k為亨利常數(shù)3稀溶液的依數(shù)性：（1）蒸氣壓下降：D pA = pA* - pA = pA* xB （2）凝固點降低：D Tf =Kf bB，Kf 溶劑有關的凝固點降低常數(shù)（3）沸點升高：D Tb =Kb bB ，Kf 溶劑有關的沸點升高常數(shù)（4）滲透壓：在半透膜兩邊的平衡壓力差=cRT4. 化學勢定義 =（ G/ nB）T，p，ncnB （1）理想氣體的化學勢 =y +RTln（p/py ）（2） 實際氣體的化學勢與逸度f =y +RTln（fB /py ） 其中逸度系數(shù)fB=B pB ，理想氣體B =1。5過程方向判據(jù)：dT=0，dp=0，W=0時（1）相變過程：自發(fā)過程方向 D0。 可逆相變D=0（2）化學反應：恒溫恒壓下自發(fā)過程方向 D vBB 0。6. 理想液態(tài)混合物的性質(zhì)理想液態(tài)混合物：任一組分在全部組成范圍內(nèi)都符合拉烏爾定律的混合物。（1）化學勢B =By +R T ln xB（2）混合過程性質(zhì)的變化量 D mixV=0，D mixH=0，D mixS= -nR S xblnxB，D mixG=D mixH - TD mixS = nRT S xblnxB，7. 真實液態(tài)混合物：濃度用活度代替 B =By +R T ln aB 其中aB = fB xB， fB 活度系數(shù)。五、典型題型1根據(jù)稀溶液的性質(zhì)作依數(shù)性等方面的計算2在多相平衡一章中常用拉烏爾定律和亨利定律。 物理化學學習要點化學平衡一、 本章框架化學反應方向反應限度-化學平衡化學平衡判斷方法rGm等溫方程式平衡常數(shù)表示方法K的計算影響因素壓力的影響溫度的影響惰性組分的影響熱力學法由反應式算氣相液相復相由生成吉布斯函數(shù)算二、 本章要求1、 理解標準平衡常數(shù)的含義；2、 掌握有關理想氣體、簡單復相化學平衡的計算方法；3、 掌握標準摩爾反應吉布斯自由能的求算和應用；4、 能判斷一定條件下化學反應可能進行的方向和限度；5、 會分析溫度、壓力、組成等因素對平衡的影響；6、 會計算不同溫度下的標準平衡常數(shù)及平衡組成；7、 了解Kf、Ka等概念；三、主要內(nèi)容1、化學反應平衡條件；2、化學反應等溫方程式；3、壓力商；4、標準平衡常數(shù)；5、復相化學平衡；6、標準摩爾反應吉布斯自由能；7、平衡常數(shù)與溫度的關系-范特霍夫等壓方程式；8、各種因素對平衡組成的影響；四、主要公式1理想氣體反應的等溫方程：D rGm = D rGmy +RTlnQp 其中：（1） 壓力商 Qp= 注意：對于多相反應，通常只考慮氣相組分，固相或液相的活度近似認為不變。（2） 標準反應摩爾吉布斯函數(shù)變：D rGmy = -RT ln Ky（3） 標準平衡常數(shù)：K y=exp（-D rGmy /RT） =QP（平衡）（即平衡常數(shù)的兩種計算方法）（4） 等溫等總壓時，D rGm = D rGmy +RTlnQp = RTln（Qp / K y) 0 即Qp 0，總壓p增大，Ky不變，Ky 減少，產(chǎn)物分壓減少，反應朝反應物方向移動。 Ky = Ky （p/py）D v（2）惰性組分的影響：Ky = Kn （p/pyS nB）D v ，相當于降低總壓。五、典型類型1標準摩爾反應吉布斯函數(shù)D rGmy的計算（1）由標準生成吉布斯函數(shù)計算：D rGmy=S vB D fGmyB （2）由D rHmy 和D rSmy 計算：D rGmy =D rHmy -T D rSmy（3）由平衡常數(shù)計算： D rGmy = -RT ln K y（4）由相關反應計算：利用狀態(tài)函數(shù)的加和性進行。（5）等溫等壓下，D rGm = D rGmy+RTlnQp0反應正向進行2平衡常數(shù)的計算（1）由D rGmy計算：K y=exp（-D rGmy /RT）（2）由平衡組成計算：K y=QP（平衡）（3）由相關反應的平衡常數(shù)進行計算（4）由K y（T1）計算K y（T2）：利用等壓方程。物理化學學習要點多相平衡一、 本章框架二、 本章要求1、 理解相律的推導、意義、應用；2、 掌握單組份系統(tǒng)Tp圖和二組份系統(tǒng)典型pX圖、TX圖的特點和繪制方法；3、 理解相圖中各相區(qū)、線和特殊點的意義；4、 理解步冷曲線和熱分析法；5、 掌握二組分低共熔系統(tǒng)相圖的繪制；6、 會用杠桿規(guī)則進行計算；7、 了解精餾原理、三組份系統(tǒng)相圖的表示方法；8、 理解克拉佩龍方程和克勞修斯克拉佩龍方程的推導及應用。三、主要內(nèi)容1、相律；2、克拉佩龍方程；3、單組份系統(tǒng)相圖；4、二組份系統(tǒng)相圖；5、理想液態(tài)混合物氣液平衡；6、真實液態(tài)混含物氣液平衡；7、部分互溶液液及液一液氣平衡；8、完全不互溶氣液平衡；9、液固平衡；10、精餾原理；11、熱分析法；12、杠桿規(guī)則三組份系統(tǒng)相圖的表示方法。四、主要概念組分數(shù)；自由度；相圖；共熔點；三相線；步冷曲線五、重要定律與公式1、相律： f = K - + n , 其中： K=S-R-R (1) 強度因素T，p可變時n=2（2）對單組分系統(tǒng)：K=1, f=3-（3）對雙組分系統(tǒng)：K=2，f=4-；應用于平面相圖時恒溫或恒壓，f=3-。2、相圖（1）相圖：相態(tài)與T，p，x的關系圖，通常將有關的相變點聯(lián)結而成。（2）實驗方法：實驗主要是測定系統(tǒng)的相變點。常用如下四種方法得到。 對于氣液平衡系統(tǒng)，常用方法蒸氣壓法和沸點法； 液固（凝聚）系統(tǒng)，通常用熱分析法和溶解度法。3、單組分系統(tǒng)的典型相圖對于單組分系統(tǒng)K=1，f=K-+2=3-。當相數(shù)=1時，自由度數(shù)f=2最大，即為雙變量系統(tǒng)，通常繪制蒸氣壓-溫度（p-T）相圖，見下圖。 （a） 正常相圖 （b） 水的相圖 （c） 硫的相圖4、二組分系統(tǒng)的相圖 類型：恒壓的t-x（y）和恒溫的p-x（y）相圖。 相態(tài)：氣液相圖和液-固（凝聚系統(tǒng)）相圖。（1）氣液相圖 根據(jù)液態(tài)的互溶性分為完全互溶（細分為形成理想混合物、最大正偏差和最大負偏差）、部分互溶（細分為有一低共溶點和有一轉變溫度的系統(tǒng)）和完全不溶（溶液完全分層）的相圖?？梢宰骱銣叵碌膒-x（壓力-組成）圖或恒壓下的t-x（溫度-組成）圖，見圖6-2和圖6-3。 （a） 理想混合物 （b） 最大負偏差的混合物 （c） 最大正偏差的混合物（a）理想或偏差不大的混合物 （b）具有最高恒沸點（大負偏差）（c）具有最低恒沸點（大正偏差）（d） 有最高會溶點的部分互溶系統(tǒng) （e）有最高和最低會溶點的部分互溶系統(tǒng) （f） 沸點與會溶點分離 （g） 液相部分互溶的典型系統(tǒng) （h）液相有轉沸點的部分互溶系統(tǒng) （i） 液相完全不互溶的系統(tǒng)（2）液-固系統(tǒng)相圖： 通常忽略壓力的影響而只考慮t-x圖。 簡單的相圖也可分為固相部分完全互溶（形成固溶體a，b）、固相部分互溶（細分為有一低共溶點和有一轉變溫度的系統(tǒng)）、固相完全不互溶（形成低共熔混合物）、固相形成穩(wěn)定化合物和固相形成不穩(wěn)定化合物的相圖，見下。液相完全互溶，固相完全互溶、固相部分互溶和完全不互溶的液固相圖與液相完全互溶、部分互溶和完全不互溶的氣液相圖的形狀相似，只不過在液固相圖中的固態(tài)和液態(tài)在氣液相圖中變?yōu)橐簯B(tài)和氣態(tài)。 穩(wěn)定化合物熔化時固相和液相組成相同，其相圖見下圖，相當于兩個雙組分系統(tǒng)A-C和C-B相圖的組合。不穩(wěn)定化合物加熱到一定溫度后分解成一種固體和溶液，溶液組成與化合物組成不同，典型為H2O-NaCl系統(tǒng)，見圖 （a） 固相部分互溶系統(tǒng) （b） 固相有轉溶點的部分互溶系統(tǒng) （c） 固相完全不互溶的系統(tǒng) （d） 形成穩(wěn)定的化合物 （e） 形成不穩(wěn)定的化合物 從上可知，只要知道氣-液系統(tǒng)或液-固系統(tǒng)的相圖特征，便可知道另一系統(tǒng)的相圖特征。（3）雙組分系統(tǒng)的相圖在恒溫或恒壓下得到，故相律f=K-+1。單相區(qū)：K=1，f=K-+1=2-1+1=2兩相區(qū)：K=2，f=K-+1=2-2+1=1三相線：K=3，f=K-+1=2-3+1=0，為無變量系統(tǒng)。5、杠桿規(guī)則杠桿規(guī)則示意圖在任意的兩相平衡區(qū)，如圖6-5。某系統(tǒng)中物質(zhì)的總量為n，組成為xo，在某一溫度下達到兩相平衡，其對應的左右相態(tài)物質(zhì)的量分別為nL、nR，組成分別為xL、xR，則有 或 杠桿規(guī)則若橫坐標為質(zhì)量百分數(shù)m，則杠桿規(guī)則可改寫為 利用杠桿規(guī)則，加上式或，即可計算出平衡時兩個相態(tài)分布的量。三相線：在相區(qū)中平行于組成軸的直線。一般規(guī)律：由左右各為單相區(qū)或單相組分線包圍的區(qū)域必是兩相區(qū)，而由兩個兩相區(qū)包圍的區(qū)域或分隔線必是單相區(qū)或單相線或三相線。具體可見下圖的情況。6、復雜相圖 （a） （b）二組分凝聚系統(tǒng)的溫度-組成圖7步冷曲線（或稱冷卻曲線）的繪制步冷曲線即系統(tǒng)加熱到高溫后讓其冷卻得到的系統(tǒng)溫度與時間的關系曲線。系統(tǒng)冷卻過程中，無相變時，溫度隨時間平滑下降，即出現(xiàn)連續(xù)下降的平滑曲線，但低溫區(qū)的斜率稍小些；出現(xiàn)相變時，因有熱效應，會出現(xiàn)折點，曲線斜率變小；若出現(xiàn)自由度為0的相變（如單組分系統(tǒng)的相變點或雙組分系統(tǒng)的三相線上），曲線變水平，斜率為0。基于上述原理，很容易根據(jù)t-x相圖繪出步冷曲線。物理化學學習要點原電池熱力學一、 本章框架二、 本章要求1、掌握能斯特方程；2、電池電動勢的計算及應用；3、會寫電極反應和設計原電池；三、 主要內(nèi)容1、 可逆原電池的熱力學；2、 能斯特方程；3、 電極電勢；4、 電動勢的計算和應用；5、 電極的種類；6、 電極反應。四、 重要概念1、可逆原電池；2、能斯特方程；3、可逆原電池的熱力學；4、電極反應。五、重要定律與公式1、 原電池熱力學 D G= -nFE D S= -（G/ T）p = nF （ E/ T）p D H =D G + T D S = -nFE +nFT （ E/ T）p Qir = T D S =nFT （ E/ T）p2、 能斯特方程 D rGmy = -nFEy = -RTlnKy 當T=298.15K時，3、 電極電勢：規(guī)定標準氫電極 H+(a H+=1) | H2(p ) | Pt 電勢為0。 對于還原反應：氧化態(tài)+n e- 還原態(tài) 電極電勢 電池的電動勢 E = E+ - E- 物理化學學習要點電解與極化一、 本章框架電解與極化極化曲線極化的原因超電勢析出電勢濃差極化電化學極化電解池極化曲線原電池極化曲線陽極析出電勢陰極析出電勢金屬分離電化學腐蝕金屬防腐二、 本章要求1、了解電解與極化概念；2、了解電解時的電極反應；三、 主要內(nèi)容1、 極化和超電勢；2、 分解電壓；3、 析出電位；4、 電解時的反應。四、 重要概念1、超電勢；2、析出電位；3、極化； 五、重要定律與公式極化和超電勢、電解、分解電壓和析出電位物理化學學習要點表面現(xiàn)象與分散系統(tǒng)一、 本章要求理解表面張力及表面吉布斯函數(shù)的概念及其與接觸角、潤濕、鋪展的聯(lián)系，了解彎曲液面對熱力學性質(zhì)的影響，了解拉普拉斯公式及開爾文公式的應用。了解介穩(wěn)狀態(tài)與新相生成的關系，了解溶液界面的吸附及表面活性物質(zhì)的作用，了解吉布斯吸附公式的含義和應用，理解物理吸附與化學吸附的含義和區(qū)別，理解蘭格繆爾單分子層吸附理論和吸附等溫式。二、 主要內(nèi)容1表面自由能和表面張力。2彎曲表面下的附加壓力和蒸氣壓。3固-液界面現(xiàn)象。4氣體在固體表面的吸附。5溶液的表面吸附現(xiàn)象。6表面活性劑的性質(zhì)及其應用。7分散系統(tǒng)的分類8溶膠的動力性質(zhì)、光學性質(zhì)與電學性質(zhì)。9膠團的結構，膠體的穩(wěn)定性與聚沉作用。三、重要概念表面張力，附加壓力，潤濕與鋪展，接觸角，表面吸附量四、重要定律與公式1.表面張力F=2l2.附加壓力 Laplace 公式3. 彎曲液面上的蒸汽壓 Kelvin公式4. 接觸角 Young 方程6. Langmuir吸附等溫式 7. Gibbs吸附公式 物理化學學習要點動力學基礎（一）一、 本章框架動力學基礎（1）概念影響因素反應速率速率常數(shù)反應速率反應機理濃度溫度反應級數(shù)基元反應質(zhì)量作用定律速率方程簡單級數(shù)的反應復雜反應阿累尼烏斯方程選取控制步驟法穩(wěn)（定）態(tài)近似法快速平衡法零級反應一級反應二級反應三級反應n級反應微分式積分式特征平行反應連串反應對峙反應各類反應的特征鏈反應其他反應二、 本章要求1） 明確化學反應速率、反應速率常數(shù)、反應級數(shù)的概念；2） 掌握一級和二級反應的速率方程的建立及其應用；3） 理解阿侖尼烏斯方程的意義并會應用；4） 明確活化能及指前因子的定義；5） 理解基元反應及反應分子數(shù)的概念；6） 了解復雜反應的特征；三、 主要內(nèi)容1、 化學反應速率、速率常數(shù)、反應級數(shù)；2、 速率方程的建立及其應用；3、 溫度對反應速率的影響-阿侖尼烏斯方程；4、 活化能、指前因子；5、 反應機理、基元反應、反應分子數(shù)；6、 定態(tài)近似法、平衡近似法、控速步驟法擬定速率方程；7、 平行反應、對行反應、連串反應、鏈反應。四、 重要概念1、 速率常數(shù)、反應級數(shù)；2、 活化能、指前因子；3、 基元反應、反應分子數(shù)；4、 定態(tài)近似法、平衡近似法、控速步驟法擬定速率方程；5、 平行反應、對行反應、連串反應、鏈反應。五、重要定律與公式1、反應速率：反應 0=SB vB B ，反應速率： 恒容過程： 生成速率(反應物)： 消耗速率(產(chǎn)物)：2質(zhì)量作用定律：對基元反應 aA + bB +. lL +mM 速率方程： -dcA/dt = k cAa cBb .3. 速率方程的一般形式：經(jīng)驗式 ：-dcA/dt = k cAacBb . (微分式) 式中：a、b反應物A，B的分級數(shù)，反應的總級數(shù) n=a+b+. ； k-速率常數(shù)，與溫度有關。4簡單級數(shù)反應的動力學特征表1簡單反應濃度對反應速率的影響級數(shù)微分式積分式半衰期k量綱線形關系式0A=kcA0- cA = kt濃度時間-11A=kcAln(cA0/cA)= kt或ln1/(1-xA)=kt時間-12A=kcA2或 濃度-1時間-1nA=kcAn注意：n1濃度1-n時間-1注意：用濃度表示的反應速率如 dcA/dt=kccAn，則k指kc。若用分壓表示的反應速率dpA/dt=kppAn，則k指kp。兩者關系為kp = kc (RT) 1 - n 5、確定反應級數(shù)的方法1）嘗試法：以實驗數(shù)據(jù)ct (pt,vt) 代入各不同級數(shù)的反應速率方程，算出k，看哪個k為常數(shù)即為幾級。2）作圖法：a. ln CA t是直線1級 b. l/CA t是直線2級c. l/CA2 t是直線3級3） 半衰期法若半衰期與濃度無關為1級。若半衰期與濃度有關，則測不同起始濃度C0 、C0時的t、 t lg(t/ t) n = + 1 lg(C0 / C0) 4）微分法： v A = - dCA / dt = kC lg (-dCA / dt) = lgk + nlgCA 以CA t作圖，曲線上每一點對應的斜率為(-dCA / dt)； 再以lg (-dCA / dt) lgCA作圖應為一直線，斜率=n。6、溫度對反應速率的影響：速率常數(shù)k 與溫度T的關系(1)范特霍夫(Vant Hoff)規(guī)則：(2)阿累尼烏斯(Arrhenius)方程： (微分式，活化能Ea的定義式) a不定積分式： 或指數(shù)式： 以ln(k/k) 或ln(k/k)對1/T作圖為一直線，由直線斜率和截距可分別計算活化能Ea和指前因子k0。 b 定積分式 ： cEa大則k小，反應難。Ea大，