物理化学
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1．热力学第一定律
热力学的基本术语和概念：体系、环境、性质、平衡态、状态函数、热力学过程，热和功，内能，热力学第一定律的
表
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述和数学式，功与可逆过程，等容热，等压热，焓，平均热容，真热容，等压热容，等容热容，热容与温度的关系，物质升温过程热的计算。第一定律对理想气体状态变化及物质相变过程的应用。
化学反应热效应，反应进度，等压热效应与等容热效应的关系，盖斯定律，几种基本热效应，生成热，燃烧热，溶解热，热效应与温度的关系，基尔霍夫公式及其应用。
2．热力学第二定律及热力学第三定律
自发过程的共性和热力学第二定律的叙述，熵的引入，熵的物理意义，第二定律的数学式，熵增原理，熵变判断过程的方向和限度，熵变计算（简单状态变化过程及相变过程），熵的统计意义，赫姆霍茨自由能与吉布斯自由能，定义、意义，自由能最小原理，简单状态变化和相变过程自由能变化的计算，热力学第三定律，规定熵，化学反应熵变的计算，热力学函数之间的关系及其应用。
3．化学平衡
化学反应
标准
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Gibbs自由能变化的计算，Gibbs-Helmholtz方程,(rG(m与 T 的二项式，化学反应等温方程式的导出，意义，(rG(m 与 K( 的联系式，标准平衡常数及其他形式的平衡常数，平衡常数的应用，化学反应等温方程式的应用，纯凝聚相参加的多相反应的平衡，化合物的分解压力，生成氧化物的标准Gibbs自由能与温度的关系图及其应用，平衡常数与温度的关系，绝对熵法求平衡常数，各种因素对平衡的影响。
4．非电解质溶液
偏摩尔量，集合公式，Gibbs-Duhem方程，偏摩尔量的求法，相对偏摩尔量，化学势及其在化学反应、相变过程中的应用，多组元多相体系的平衡条件，理想气体的化学势。
稀溶液的气液平衡规律，Raoult定律，Henry定律，西华特定律，稀溶液中组元的化学势，理想溶液的定义、组元的化学势，理想溶液热力学，稀溶液的依数性，稀溶液的分配定律。
实际溶液对理想溶液的偏差，活度的引出和意义，活度的标准状态，实际溶液中组元的化学势，活度的测定方法，有溶液参加的多相化学反应等温方程式。
5．相平衡
单元系相图，水的相图，物态转变方程式，相，独立组元，自由度，相律的推导和应用。二元系相图，热分析法绘制相图，液态完全互溶固态完全不互溶生成简单共晶的二元系，杠杆规则，固态完全互溶的二元系，液态部分互溶的二元系，固态部分互溶的二元系（共晶型，包晶型），生成化合物的二元系，组元在固态具有晶型转变，二元系相图小结，Fe-C、Fe-Cu或CaO-SiO2相图分析。
6．表面现象
表面张力，表面自由能，弯曲液面的附加压力，微小颗粒的表面性质，Kelvin公式，介安状态，润湿现象与接触角，固体对气体的吸附，物理吸附与化学吸附，Freundlich吸附等温式，Langmuir吸附等温式，BET多分子层吸附理论，溶液表面的吸附，表面活性物质，Gibbs吸附等温式，固体在溶液中的吸附。
7．化学动力学
化学反应速率的表示法，基元反应与非基元反应，反应速率与反应物浓度的关系，基元反应的质量作用定律，反应速率常数，反应级数，一级反应，二级反应，三级反应，零级反应，反应级数的测定，典型的复杂反应（对峙、平行、连串），稳态近似法和预平衡法确定速率方程，反应速率与温度的关系，Arrhenius公式，活化能，反应速率理论简介（有效碰撞理论，过渡状态理论）。
8．电化学
电解质溶液的电导，电导率，摩尔电导率，离子独立移动定律，电导测定的应用，离子淌度与离子迁移数，电解质溶液的活度，离子平均活度，平均活度系数，离子平均活度系数与离子强度的关系。
原电池及电池符号的表示法，可逆电池，可逆电极的种类，可逆电池热力学，电动势与反应物质活度的关系，电动势产生的机理，标准氢标电极电势，标准电极电势，Nernst方程，各类电池电动势的计算，电池电动势测定及应用。
电极的极化与超电势，产生极化的原因，原电池与电解池的极化，极化曲线的测量，氢的超电势，电解时离子析出顺序。
课程要求
学时分配
内容
讲授
h
习题讨论
测验min
演示实验
作业数量
自学内容
绪论
1
热一律
9
16
燃烧热、绝热方程式
热二律
10
2
15
16
化学平衡
8
14
平衡移动原理
溶液
12
15
偏摩尔量
16
沸点升高、渗透压
相平衡
12
2
15
水酚相图
14
电化学
12
16
表面现象
8
10
动力学
10
14
机动
2
总复习
2
总计
86
4
116
浙公网安备 33021202002483