物理化學復習歸納

1、第一章 熱力學第一定律1.基本概念1.1體系和環(huán)境 系統(tǒng)（System）被劃定的研究對象稱為系統(tǒng)。 環(huán)境（surroundings） 與系統(tǒng)密切相關、有相互作用或影響所能及的部分稱為環(huán)境。1.2狀態(tài)函數(shù) *狀態(tài)函數(shù)由系統(tǒng)的狀態(tài)確定的系統(tǒng)的各種熱力學性質(zhì)稱為系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)。 *它具有以下特點：（1）狀態(tài)函數(shù)是狀態(tài)的單一函數(shù)。 （2）系統(tǒng)的狀態(tài)發(fā)生變化，狀態(tài)函數(shù)的變化值取決于系統(tǒng)始、終態(tài)。與所經(jīng)歷的途徑無關。（3）狀態(tài)函數(shù)的微小變化，在數(shù)學上是全微分。（4）不同狀態(tài)函數(shù)的集合（和、差、積、商）也是狀態(tài)函數(shù)。 1.3體積功 功（work）-系統(tǒng)與環(huán)境之間傳遞的除熱以外的其它能量都稱為功，用符號W表示

2、。體積功就是體積膨脹或縮小所做的功。 系統(tǒng)對環(huán)境作功，W01.4可逆過程（下）1.5各種熱力學函數(shù)（U, H, Q,W) U和H是狀態(tài)函數(shù)，Q和W不是狀態(tài)函數(shù)。1.6標準摩爾生成焓概念 在標準壓力下，反應溫度時，由最穩(wěn)定的單質(zhì)合成標準狀態(tài)下一摩爾物質(zhì)的焓變，稱為該物質(zhì)的標準摩爾生成焓，用下述符號表示：（物質(zhì)，相態(tài)，溫度）2 體系和環(huán)境2.1 體系（系統(tǒng)）*敞開系統(tǒng)（open system）系統(tǒng)與環(huán)境之間既有物質(zhì)交換，又有能量交換。*封閉系統(tǒng)（closed system）系統(tǒng)與環(huán)境之間無物質(zhì)交換，但有能量交換。*孤立系統(tǒng)（isolated system）系統(tǒng)與環(huán)境之間既無物質(zhì)交換，又無能量交換。

3、熱力學上有時把系統(tǒng)和環(huán)境加在一起的總體看成是孤立系統(tǒng)。2.2狀態(tài)函數(shù) 體系的一些性質(zhì)，其數(shù)值僅取決于體系所處的狀態(tài)，而與體系的歷史無關；它的變化值僅取決于體系的始態(tài)和終態(tài)，而與變化的途徑無關。具有這種特性的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。對于循環(huán)過程：所有狀態(tài)函數(shù)的改變值均為零2.3可逆過程 體系經(jīng)過某一過程從狀態(tài)（1）變到狀態(tài)（2）之后，如果能使體系和環(huán)境都恢復到原來的狀態(tài)而未留下任何永久性的變化，則該過程稱為熱力學可逆過程。否則為不可逆過程。2.4熱和功 Q ，W體系吸熱，Q0；體系放熱，Q0 。體系對環(huán)境作功，W0 。=2.5焓H（單位是kJ*mol-1）*定義式：H = U + pV *焓的物理意

4、義： 在非體積功為零的條件下，封閉系統(tǒng)經(jīng)一鄧蓉過程，所吸收的熱全部用于增加系統(tǒng)的熱力學能。 *焓的特點：1.焓是狀態(tài)函數(shù) 定義式中焓由狀態(tài)函數(shù)組成。 2.不能確定焓的絕對值，但可求變化值。 3.焓也是廣度性質(zhì)，并具能量的量綱。2.6基本理論1.熱力學第一定律 宏觀上靜止且無外立場存在的封閉體系中 DU = Q + W2.熱力學第一定律的應用*理想氣體的內(nèi)能和焓：“理想氣體的熱力學能U和焓H僅是溫度的函數(shù),而與體積或壓力無關?！?理想氣體絕熱過程特點：Q=02.7熱化學*定義式：封閉系統(tǒng)中發(fā)生某化學反應，當產(chǎn)物的溫度與反應物的溫度相同時，體系所吸收或放出的熱量，稱為該化學反應的熱效應， 亦稱為反

5、應熱。*恒壓反應的熱效應：反應在等壓下進行所產(chǎn)生的熱效應為 ，如果不作非膨脹功W =0，則 （W =0,恒壓）*恒容反應的熱效應：反應在等容下進行所產(chǎn)生的熱效應為 ,如果不作非膨脹功, 則 2.8基本計算 *等溫過程、可逆相變過程中各熱力學量（Q、W、 U、H）的計算。 *恒壓反應熱（H）、恒容反應熱（U）、標準摩爾生成焓簡單計算。 2.9生成焓 ，標準摩爾生成焓， *標準摩爾生成焓定義式：在標準壓力下，反應溫度時，由最穩(wěn)定的單質(zhì)合成標準狀態(tài)下一摩爾物質(zhì)的焓變，稱為該物質(zhì)的標準摩爾生成焓，用下述符號表示：（物質(zhì)，相態(tài)，溫度） *標準摩爾燃燒焓 定義式：在標準壓力P q=100KPa和指定溫度下

6、，1摩爾某種物質(zhì)完全燃燒的恒壓熱效應稱為該物質(zhì)的標準摩爾燃燒焓，用下述符號表示： (物質(zhì)、相態(tài)、溫度)第二章 熱力學第二定律1基本概念：熱力學函數(shù)定義（S,F,G)自發(fā)過程的方向和限度判據(jù)熱力學基本關系式化學勢的概念及物理意義 2.幾個熱力學函數(shù)定義：（1）熵：（2）亥姆霍斯自由能：（3）吉布斯自由能： 3自發(fā)變化的方向和限度 熵判據(jù)： ，即DS孤立= DS系統(tǒng)D+S環(huán)境 0“” 號為自發(fā)過程“=” 號為可逆過程“0 3.孤立體系：對于孤立體系， ，所以clausius不等式為：*等號表示可逆過程，不等號表示不可逆過程。*孤立系統(tǒng)排除了環(huán)境對系統(tǒng)以任何方式的干擾，因此，孤立系中的不可逆過程必然

7、是自發(fā)過程。*熵增加原理可表述為：孤立系統(tǒng)中自發(fā)過程的方向總是朝著熵值增大的方向進行，直到在該條件下系統(tǒng)熵值達到最大為止，此時孤立系統(tǒng)達平衡態(tài)。5. 基本計算 等溫過程、相變過程、化學變化過程中各熱力學量（S（環(huán)境，體系，孤立體系）、F、G）的計算。 書上P52-576.各個過程熱力學函數(shù)的計算6.1、等溫可逆過程理想氣體等溫可逆，溫度不變 6.2、理想氣體等溫恒外壓膨脹6.3、理想氣體自由膨脹6.4、可逆相變 第三章 化學平衡1.基本概念 標準平衡常數(shù)的表達式 標準生成吉布斯能 有凝聚相參加的氣體反應、分解壓的概念 2.平衡常數(shù)的表達 理想氣體的標準平衡常數(shù)：標準平衡常數(shù)可認為只是溫度的函數(shù)

8、，有純態(tài)凝聚相參加的理想氣體反應的平衡常數(shù)只與反應物和產(chǎn)物中氣體物質(zhì)有關。(分解壓力)3.基本計算反應向左自發(fā)進行反應達平衡 化學等溫式： 反應向右自發(fā)進行反應向左自發(fā)進行反應達平衡 標準生成吉布斯自由能： 最穩(wěn)定單質(zhì)的吉布斯能為零。 各種因素對化學平衡的影響（外界條件對平衡的影響 ）*溫度對平衡的影響：對吸熱反應，0，升高溫度，增加，對正反應有利。對放熱反應，0時，若p增大，則 減少，增加壓力對體積變大的反應不利 當v0反應加入惰性氣體，Kx DV=0反應加入惰性氣體，無影響 DV0反應加入惰性氣體，Kx 第四章 相平衡1.基本概念 物種數(shù)：平衡體系中所含的化學物質(zhì)數(shù)，S表示； 獨立組分數(shù)：

9、足以表示體系中所有各相組成所需的最少物種數(shù)，稱獨立組分數(shù)或組 分數(shù)。符號K表示。獨立化學平衡數(shù)：R 濃度控制條件:(注意:濃度限制條件只在同一相中方才能成立,在不同相之間, 濃度限制條件不成立. ) 自由度: 在一平衡體系中，不發(fā)生相變的條件下（無舊相消失和新相生成），在一定范圍內(nèi)可以任意改變的可變因素（溫度、壓力、濃度等強度因素）的最多數(shù)目. 稱 為自由度。用符號f表示 相（phase） 體系內(nèi)部物理和化學性質(zhì)完全均勻的部分稱為相。體系中相的總數(shù)稱為相數(shù)。 組分數(shù)=物種數(shù)-獨立的化學平衡數(shù)-獨立的濃度限制條件（K=S-R-） 相點 物系點：系統(tǒng)物質(zhì)的總組成點（不管相的存在狀態(tài)）2.基本理論

10、相律的表達及應用:表達式: f = KF + 2(自由度=組分數(shù)-相數(shù)+環(huán)境因素)若指定了溫度或者壓力（只考慮溫度和壓力)：f* = KF + 1 完全互溶雙液系相圖（最低恒沸點，最高恒沸點）完全互溶雙液體系T-x圖的分析（相圖上點，線，面的分析，相律的應用等）書上P123-125 簡單低共熔相圖在藥學中的應用舉例P139 1.利用熔點變化檢查樣品純度； 2.藥物的配伍及防凍制劑；3.改良劑型增進藥效；4.結晶與蒸餾的綜合利用。3.基本計算 完全互溶雙液體系T-x圖的分析（相圖上點，線，面的分析，相律的應用等）；書上P123-125 杠桿規(guī)則及應用；P125 簡單低共熔相圖的分析（相圖上點，線

11、，面的分析，相律的應用等）P136 冷卻曲線、最低共熔點的概念 第五章 電化學1.基本概念 兩類導體（離子導體、電子導體）：第一類導體：依靠電子的定向遷移來導電，又稱電子導體，如金屬、石墨等。 主要特征：溫度升高，導電能力下降 第二類導體：依靠離子的定向遷移來導電，又稱離子導體，如電解質(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)等。 主要特征：溫度升高，導電能力增強 兩類裝置（電解池、原電池）：電解池：電能轉化為化學能的電化學裝置原電池：化學能轉化為電能的電化學裝置 電解池和原電池均由電極和電解質(zhì)溶液組成電化學約定 正極、負極；陽極、陰極定義： 陽極：發(fā)生氧化反應的電極陰極：發(fā)生還原反應的電極 物理學約定正極：電勢高的

12、電極負極：電勢低的電極 電導，電導率，摩爾電導率（1.電導G電阻的倒數(shù)，G=1/R，電導的單位：S（西門子 )或W-1（姆歐） 均勻?qū)w的電導與導體的截面積A成正比，與導體的長度成反比。 （2.電導率k電阻率的倒數(shù)，單位：Sm-1 物理意義：相距1 m、截面積為1 m2的兩平行電極間放置1 m3電解質(zhì)溶液時所具有的電導。 （3.摩爾電導率1. 定義：相距為1 m的兩平行電極間放置含有1 mol電解質(zhì)的溶液所具有的電導。 2. 符號：Lm3. 單位：4.摩爾電導率與電導率的關系： 注意：1. c的單位為molm-3 2. 用Lm比較不同類型電解質(zhì)的導電能力時，必須在荷電量相同的基礎上進行。 2.

13、基本理論 法拉第定律：摩爾電導率和濃度的關系： 電解質(zhì)溶液的摩爾電導率，隨溶液的稀釋而增加。對強電解質(zhì)而言，當濃度達到極稀時，摩爾電導率接近一定值。 Lm與c之間符合經(jīng)驗關系： 是電解質(zhì)的無限稀釋摩爾電導率，可由直線外推法求得。弱電解質(zhì)的Lm與c之間不存在上述關系。 強電解質(zhì)理論 電極的極化（原電池和電解池的極化曲線） 3.基本計算 可逆電池的熱力學： 電池的書寫方式；電極反應，電池反應； 各種熱力學函數(shù)和電動勢之間的關系； 電池的能斯特方程： 第六章 化學動力學1.基本概念 反應速率的表達 基元反應 總包反應（復雜反應） 反應分子數(shù)（基元反應） 反應速率常數(shù) 反應級數(shù)：在具有反應物濃度冪乘積

14、形式的速率方程中，各反應物濃度冪中的指數(shù)，稱為反應物的級數(shù)，所有反應物的級數(shù)之和稱為該反應的總級數(shù)。2.基本理論 質(zhì)量作用定律（對基元反應而言） 催化反應及催化劑的特點 溶液中的反應（離子強度對反應速率的影響）3.基本計算 具有簡單級數(shù)反應的特點，積分式，微分式 溫度對反應速率的影響：（阿侖尼烏斯方程的幾種表達及應用，活化能的計算等） A: 指前因子或頻率因子；Ea: 實驗活化能或表觀活化能, 簡稱活化能。上式可表達為對數(shù)形式： 還可表達為： 或說明：(1) 阿侖尼烏斯公式最初是從氣相反應中總結出來的, 后來發(fā)現(xiàn)它也 適用于液相反應或復相催化反應; (2) 阿侖尼烏斯公式既適用于基元反應, 也適用于一些具有反應物濃度冪乘積形式的總包反應。 活化能 第七章 表面現(xiàn)象1.基本概念 比表面和分散度 表面吉布斯能，比表面吉布斯能 表面張力 彎曲表面下的附加壓力 毛細現(xiàn)象 溶液的表面吸附 表面張力等溫線（表面非活性和表面活性物質(zhì)） 正吸附和負