物化筆記總結(jié)(1)

1、第一章 熱力學第一定律一、基本概念系統(tǒng)與環(huán)境，狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)，廣度性質(zhì)與強度性質(zhì)，過程與途徑，熱與功，內(nèi)能與焓。二、基本定律熱力學第一定律：U=Q+W。焦耳實驗：U=f(T) ; H=f(T)三、基本關(guān)系式1、體積功的計算 W= pedV恒外壓過程：W= peV可逆過程： W=nRT2、熱效應、焓等容熱：QV =U（封閉系統(tǒng)不作其他功）等壓熱：Qp =H（封閉系統(tǒng)不作其他功）焓的定義：H=U+pV ; dH=dU+d(pV)焓與溫度的關(guān)系：H=3、等壓熱容與等容熱容熱容定義：；定壓熱容與定容熱容的關(guān)系：熱容與溫度的關(guān)系：Cp=a+bT+cT2四、第一定律的應用1、理想氣體狀態(tài)變化等溫過程：U=

2、0 ; H=0 ; W=Q=pedV等容過程：W=0 ; Q=U= ; H=等壓過程：W=peV ; Q=H= ; U=可逆絕熱過程：Q=0 ; 利用p1V1=p2V2求出T2, W=U=;H=不可逆絕熱過程：Q=0 ; 利用CV(T2-T1)=pe(V2-V1)求出T2, W=U=;H=2、相變化可逆相變化：H=Q=nH；p(V2-V1)=pVg=nRT ; U=Q+W3、熱化學物質(zhì)的標準態(tài)；熱化學方程式；蓋斯定律；標準摩爾生成焓。摩爾反應熱的求算：反應熱與溫度的關(guān)系基爾霍夫定律：。第二章 熱力學第二定律一、基本概念自發(fā)過程與非自發(fā)過程二、熱力學第二定律1、熱力學第二定律的經(jīng)典表述克勞修斯，

3、開爾文，奧斯瓦爾德。實質(zhì)：熱功轉(zhuǎn)換的不可逆性。2、熱力學第二定律的數(shù)學表達式（克勞修斯不等式） “=”可逆；“”不可逆三、熵1、熵的導出：卡若循環(huán)與卡諾定理2、熵的定義：3、熵的物理意義：系統(tǒng)混亂度的量度。4、絕對熵：熱力學第三定律5、熵變的計算（1） 理想氣體等溫過程：（2）理想氣體等壓過程：（3）理想氣體等容過程：（4）理想氣體pTV都改變的過程：（5）可逆相變化過程：（6）化學反應過程：四、赫姆霍茲函數(shù)和吉布斯函數(shù)1、定義：A=U-TS；G=H-TS等溫變化：A=U-TS；G=H-TS2、應用：不做其他功時，AT,V0 ；自發(fā)、平衡 GT,V0 ；自發(fā)、平衡3、熱力學基本關(guān)系式dA=-S

4、dT-Vdp；dG=-SdT+pdV4、A和G的求算（1）理想氣體等溫過程用公式：A=U-TS；G=H-TS用基本關(guān)系式：dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV（2）可逆相變過程A=U-TS=W=-nRT；G=0（3）化學反應過程的G標準熵法：G=H-TS標準生成吉布斯函數(shù)法：（4）G與溫度的關(guān)系G=H-TS ，設H、S不遂溫度變化。五、化學勢1、化學式的定義和物理意義 ；在T、p及其他物質(zhì)的量保持不變的情況下，增加1molB物質(zhì)引起系統(tǒng)吉布斯函數(shù)的增量。2、化學勢的應用在等溫等壓不作其他功時，0自發(fā)；0平衡；逆向自發(fā)3、化學時表示式理想氣體：純固體和純液體：第三章 化學平衡一、化學平

5、衡常數(shù)與平衡常數(shù)表達式如：Zn+2HCl(aq)=H2+ZnCl2（aq）；二、 標準平衡常數(shù)的求算三、 范特荷夫等溫方程四、平衡常數(shù)與溫度的關(guān)系；五、各種因素對平衡的影響分壓、總壓、惰性氣體、溫度。第四章 液態(tài)混合物和溶液一、拉烏爾定律和亨利定律1、拉烏爾定律pA=p*xA ；pA=p*ax,A 適用于液態(tài)混合物和溶液中的溶劑。2、亨利定律pB=kx,BxB=kb,BbB=k%,B%B ； pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B 適用于溶液中的溶質(zhì)。二、液態(tài)混合物和溶液中各組分的化學勢1、理想液態(tài)混合物 標準態(tài)為：同溫下的液態(tài)純?nèi)軇?、真實液態(tài)混合物 標準態(tài)為：同溫下的

6、液態(tài)純?nèi)軇?、理想稀溶液溶劑： 標準態(tài)為：同溫下的液態(tài)純?nèi)軇Ｈ苜|(zhì)： 標準態(tài)為：同溫下xB=1且符合亨利定律的溶質(zhì)（假想狀態(tài)）。4、真實溶液溶劑： ；ax,A=fx,A x; 標準態(tài)為：同溫下的液態(tài)純?nèi)軇?。溶質(zhì)： ; ax,B=x,B xB; 標準態(tài)為：同溫下xB=1且符合亨利定律的溶質(zhì)（假想狀態(tài)）。; ab,B=b,B bB; 標準態(tài)為：同溫下bB=1且符合亨利定律的溶質(zhì)（假想狀態(tài)）。; a%,B=%,B%B; 標準態(tài)為：同溫下B%=1且符合亨利定律的溶質(zhì)（一般為假想狀態(tài)）。三、各種平衡規(guī)律1、液態(tài)混合物的氣液平衡pA=pax,A ; pA=pax,A ; p=pA+pB 2、溶液的氣液平

7、衡pA=pax,A；pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B；p=pA+pB3、理想稀溶液的凝固點降低4、分配定律5、化學平衡6、西弗特定律第五章 相平衡一、相律1、物種數(shù)、獨立組分數(shù)、相數(shù)、自由度數(shù)2、相律公式f=C-+2二、單組分系統(tǒng)1、克-克方程2、水的相圖三面、三線、一點。三、雙組分系統(tǒng)1、相律分析根據(jù)f=C-+1（一般固定壓力），=2,f=1；=3,f=02、杠桿規(guī)則3、步冷曲線四、典型相圖1、Mg-Ge相圖2、Na-K相圖3、Ag-Cu相圖第六章 電解質(zhì)溶液一、電解質(zhì)溶液的電導1、電導G=1/R ; 單位：S(西門子)2、電導率G=A/l 或=G l/A ; 單位

8、：S/m3、摩爾電導率m=/c4、無限稀釋摩爾電導率5、離子的電遷移 ； ；二、電解質(zhì)溶液的活度1、電解質(zhì)的化學勢（電解質(zhì)溶液的濃度用mB或bB表示）2、離子強度3、德拜休克爾極限公式 ；適用于25時的極稀水溶液。第七章 電化學一、可逆電池的構(gòu)成電池反應互為逆反應；充放電時電流無窮小。二、可逆電池熱力學1、2、3、4、 ；電池反應做了其他功。三、能斯特方程1、電池反應的能斯特方程；常用2、電極反應的能斯特方程 ；不常用四、可逆電極的種類1、第一類電極金屬電極；氣體電極2、第二類電極難溶鹽電極；難溶氧化物電極3、氧化還原電極五、電極電勢的應用1、測定電池反應的熱力學函數(shù)2、測定電解質(zhì)的3、測定溶

9、液的pH值4、濃差定氧六、極化現(xiàn)象和超電勢1、濃差極化電極反應速度比離子遷移速度快造成的。2、電化學極化電極反應速度比電子移動速度慢造成的。3、極化結(jié)果；對陽極總為正；對陰極總為負。七、金屬腐蝕與防護1、金屬腐蝕電化學腐蝕：析氫腐蝕，吸氧腐蝕2、金屬防護陰極保護法：犧牲陽極法，外加電流法。陽極保護法：鈍化。涂層保護法：熱鍍、電鍍、有機涂層。第八章 表面現(xiàn)象一、表面吉布斯函數(shù)1、產(chǎn)生表面分子與內(nèi)部分子的差別。2、定義及單位 ；J/m2或N/m；因此又稱表面張力。3、影響因素物質(zhì)本性、溫度、相鄰相、溶質(zhì)的種類。4、表面熱力學在溫度、壓力、組成不變的情況下，縮小表面積和降低表面張力為自發(fā)方向。二、彎

10、曲液面的表面現(xiàn)象1、附加壓力2、飽和蒸氣壓3、毛細管現(xiàn)象三、新相生成與介安狀態(tài)1、過飽和蒸汽與人工降雨2、過冷現(xiàn)象與晶種3、過飽和溶液與種鹽4、過熱現(xiàn)象與沸石5、淬火與回火四、固體表面的吸附作用1、物理吸附與化學吸附范德華力與化學鍵力；又無選擇性；單分子層與多分子層。2、吸附曲線等溫線（判斷單多層）；等壓線（判斷吸附類型）、等量線（求吸附熱）3、吸附等溫式弗倫德里希：朗格謬爾：五、溶液表面的吸附1、溶液的表面張力各類溶質(zhì)對表面張力的影響。2、吉布斯吸附公式六、潤濕現(xiàn)象1、接觸角=0，完全潤濕；90，潤濕；90，不潤濕；=180，完全不潤濕。2、楊氏方程七、表面活性劑1、定義溶于水后能顯著降低水

11、的表面張力的物質(zhì)。2、分類離子型、非離子型。3、結(jié)構(gòu)特點一端親水基一端親油基。4、應用乳化、去污（增溶）、浮選、改變潤濕角。第九章 化學動力學基礎一、關(guān)于反應速率的基本概念1、反應速率的表示2、反應速率的測定測定不同時刻的濃度（化學法、物理法），作ct曲線，t時刻切線的斜率即為t時的反應速率。3、基元反應和非基元反應一步完成的反應為基元反應，基元反應遵守質(zhì)量作用定律。是否基元反應只能通過實驗確定。4、速率方程與速率常數(shù)質(zhì)量作用定律是速率方程的特殊形式，對于非基元反應也有類似的式子。速率常數(shù)僅與溫度和催化劑有關(guān)，而與濃度無關(guān)。5、反應級數(shù)速率方程中濃度冪之和稱之。基元反應一定為正整數(shù)，非基元反應

12、可為0或小數(shù)。二、濃度對反應速率的影響1、一級反應微分式： 反應速率與濃度的一次方成正比；k的單位為時間-1；積分式： 以lnct作圖得一直線；半衰期： 與起始濃度無關(guān)。2、二級反應與準一級反應微分式： 反應速率與濃度的二次方成正比；k的單位為濃度-1時間-1；積分式： 以1/ct作圖得一直線；半衰期： 與起始濃度的一次方成反比。準一級反應：對于A+B=Y+Z，當A大大過量或B大大過量時，可按一級反應處理。3、反應級數(shù)的測定嘗試法：將一組ct數(shù)據(jù)代入不同積分公式求k，若k為常數(shù)則所代公式正確；作圖法：將一組ct數(shù)據(jù)按lnct、1/ct等作圖，若得直線可判定反應級數(shù)；半衰期法：根據(jù)得，以作圖可得直線，從斜率可求n。微分法：根據(jù)得，以作圖可得直線，斜率即為n。四、溫度對反應速率的影響1、阿侖尼烏斯公式微分式：積分式：2、活化能活化分子的平