物化各种公式概念总结

TheStandardizationOfficewasrevisedontheafternoonofDecember13,2020物化各种公式概念 总结 初级经济法重点总结下载党员个人总结TXt高中句型全总结.doc高中句型全总结.doc理论力学知识点总结pdf 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。三、基本关系式1、体积功的计算δW=－p外dV恒外压过程：W=－p外ΔV定温可逆过程（理想气体）：W=nRT2、热效应、焓：等容热：QV=ΔU（封闭系统不作其他功）等压热：Qp=ΔH（封闭系统不作其他功）焓的定义：H=U+pV;ΔH=ΔU+Δ(pV)焓与温度的关系：ΔH=3、等压热容与等容热容：热容定义：；定压热容与定容热容的关系：热容与温度的关系：Cp，m=a+bT+cT2四、第一定律的应用1、理想气体状态变化等温过程：ΔU=0;ΔH=0;W=－Q=p外dV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=CV(㏑T2-㏑T1)=nR(㏑V1-㏑V2)（T与V的关系）Cp(㏑T2-㏑T1)=nR(㏑P2-㏑P1)(T与P的关系)不可逆绝热过程：Q=0;利用CV(T2-T1)=－p外(V2-V1)求出T2,W=ΔU=;ΔH=2、相变化可逆相变化：ΔH=Q=nΔH；Ｗ＝－p(V2-V1)=－pVg=－nRT;ΔU=Q+W3、实际气体节流膨胀：焦耳-汤姆逊系数：μJ-T（理想气体在定焓过程中温度不变，故其值为0；其为正值，则随p降低气体T降低；反之亦然）4、热化学标准摩尔生成焓：在标准压力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热（各种稳定单质在任意温度下的生成焓值为0）标准摩尔燃烧焓：…………，单位物质的量的某物质被氧完全氧化时的反应焓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、热力学第二定律热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式）“=”可逆；“＞”不可逆三、熵（0k时任何纯物质的完美结晶丧子为0）1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理（页522、熵的定义：3、熵的物理意义：系统混乱度的量度。4、绝对熵：热力学第三定律熵变的计算（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都改变的过程：（5）可逆相变化过程：（6）化学反应过程：四、赫姆霍兹函数和吉布斯函数1、定义：A=U-TS；G=H-TS等温变化：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS2、应用：不做其他功时，ΔGT,p≤0；自发、平衡3、热力学重要关系式：dU=TdS-pdV；dH=TdS+Vdp【页72】dA=-SdT-pdV；dG=-SdT+Vdp4、ΔA和ΔG的求算（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-pdV；dG=-SdT+Vdp（2）可逆相变过程ΔA=ΔU-TΔS=W=-nRT；ΔG=0（3）化学反应过程的ΔG标准熵法：ΔG=ΔH-TΔS标准生成吉布斯函数法：（4）ΔG与温度的关系ΔG=ΔH-TΔS，设ΔH、ΔS不随温度变化。第三章化学势1、化学势的定义。物理意义：决定物质传递方向的限度的强度因素。；在T、p及其他物质的量保持不变的情况下，增加1molB物质引起系统吉布斯函数的增量。（又称偏摩尔量。1、只有系统的容量性质才有偏摩尔量，故系统强度性质没有偏摩尔量【页8有两种性质定义】2、只有在定稳T，定压P下才成为偏摩尔量）2、化学势的应用在等温等压不作其他功时，＜0自发；＝0平衡；＞0逆向自发3、化学时表示式理想气体：纯固体和纯液体：拉乌尔定律和亨利定律1、拉乌尔定律pA=p*xA（溶液中该物质蒸汽压=纯该物质蒸汽压*溶液中该物质物质量分数【理想】）适用于液态混合物和溶液中的溶剂。2、亨利定律pB=kx,xB（与溶液平衡的溶质蒸汽的分压=亨利系数*溶质在溶液中的摩尔分数）适用于溶液中的溶质。二、液态混合物和溶液中各组分的化学势1、理想液态混合物标准态为：同温下的液态纯溶剂。2、真实液态混合物标准态为：同温下的液态纯溶剂。3、理想稀溶液溶剂：标准态为：同温下的液态纯溶剂。溶质：标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。4、真实溶液溶剂：；ax,A=fx,Ax;标准态为：同温下的液态纯溶剂。溶质：;ax,B=γx,BxB;标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。;ab,B=γb,BbB;标准态为：同温下bB=1且符合亨利定律的溶质。理想稀溶液的凝固点降低第四章化学平衡一、化学平衡常数与平衡常数表达式二、标准平衡常数的求算：三、范特荷夫等温方程+RT㏑QP（页114四、平衡常数与温度的关系；五、平衡常数的各种表示方法：（页121Kp、Kx是气相反应的经验平衡常数。其与标准平衡常数关系为：Kθ=Kp（pθ）-△V（产物与反应物计量数之差）=Kx（p/pθ）△V=Kn（p/pθn总）△V若△v=0则Kθ=Kp=Kx=Kn分解压：固体物质在一定温度下分解达到平衡时产物中气体的总压力第五章多相平衡一、相律1、系统中所包含的相的总数称为相数，以Ф表示。最小值为1。正整数2、一个系统中无论多少气体都为一个气相；系统一般一两个液相；多少固体物质便有多少固相。3、系统中所含化学物质书称为“物种数”以S表示，最小值为1.正整数4、足以表示系统中各相组成所需的最少独立物种数称为系统“组分数”，以K表示。组分数=物种数-独立化学平衡数-独立浓度关系数K=S-R-R,自由度：在不引起旧相消失和新相形成的前提下，可在一定范围内独立变动的强度性质，以f表示只考虑温度与压力因素的影响时f=K-φ+2，（f=K-φ+1指定温度或压力）。最小值为0二、单组分系统1、克-克方程2、水的相图三面、三线、一点。三、二组分系统1、步冷曲线（页1702、看相图：有“丁”字型相则说明有不稳定化合物生成。第六章（没学不考）第七章电化学通过电极电荷量：Q=nF（n为电极反应时得失电子的物质的量，F为1mol电子电荷量，叫法拉第，通常取mol）一、电解质溶液的电导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/m3、摩尔电导率Λm=κ/c4、无限稀释摩尔电导率5、离子的电迁移；；二、电解质溶液的活度（229页表格1、电解质的化学势（电解质溶液的浓度用mB或bB表示）2、离子强度电池系列一、可逆电池的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、（△rGm）T,P=-nFE=-QE2、4、；电池反应做了其他功。三、能斯特方程四、可逆电极的种类1、第一类电极：金属电极；气体电极2、第二类电极：微溶盐电极；微溶氧化物电极3、第三类电极：氧化还原电极电池表示式（1）以化学式表示电池中各种物质的组成，并需分别注明固液气等物态。对气体注明压力，对溶液注明浓度（2）以“|”表示不同物相之间的界面，包括电极与溶液的接界和不同溶液间的接界。盐桥以“||”（3）电池中的负极（氧化反应）写在左边。五、电极电势的应用1、判断反应趋势2、求化学反应平衡常数3、求微溶盐活度积4、测离子平均活度六、电动势E=φ（正极电势）-φ(负)=φ（阴）-φ（阳）无论原电池还是电解池，相对于可逆电极电势φ，当有电流通过电极时，由于电极的极化，阳极电势升高，阴极电势降低，即φ（阳）=φ+μ，φ（阴）=φ-μ1、浓差极化：电极反应速度比离子迁移速度快造成的。2、活化极化：电极反应速度比电子移动速度慢造成的。第八章表面现象与分散系统一、表面吉布斯函数1、；J/m2或N/m；因此又称表面张力。2、影响因素物质性质、温度、压力、溶质的种类。一般T（P）上升，σ下降二、纯液体的表面现象1、附加压力：2、润湿现象θ=0°，完全润湿；θ＜90°，润湿；θ＞90°，不润湿；θ=180°，完全不润湿。3、毛细管现象：三、溶液表面的吸附溶质在表面层浓度小于本体浓度，成为“负吸附”；反之为“正吸附”1、溶液的表面张力：各类溶质对表面张力的影响。2、吉布斯吸附公式：（最多选择题、判断题）四、表面活性剂1、定义：作为溶质能使溶液表面张力显著降低的物质2、分类：离子型（正负【一般不能混用】）、非离子型3、表面活性剂在水溶液中形成胶束所需的最低浓度成为临界胶束浓度，以cmc表示4、作用：润湿、增溶、乳化、起泡、洗涤。W/O（油包水）分散系统（基本都是文字。【页311到页319】）第九章化学动力学基本原理一、关于反应速率的基本概念1、反应速率的表示：2、一步完成的反应为基元反应，基元反应遵守质量作用定律（r=k[A]a[B]b）。是否基元反应只能通过实验确定。3、速率常数k一级反应单位为s-1，二级反应单位为速率常数仅与温度和催化剂有关，而与浓度无关。4、反应级数基元反应一定为正整数，非基元反应可为0或小数。二、浓度对反应速率的影响（各级半衰期及速率公式表格【页3391、一级反应反应速率与浓度的一次方成正比；以lnc对t作图得一直线；半衰期与起始浓度无关。2、二级反应反应速率与浓度的二次方成正比；以1/c对t作图得一直线；半衰期与起始浓度的一次方成反比。3、零级反应反应速率与浓度无关以c对t作图得直线半衰期与起始浓度成正比三、温度对反应速率的影响1、阿仑尼乌斯公式微分式：积分式：2、活化能活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。第十章复合反应动力学（唐大炮说：自己预习复习）