物理化学重要概念公式总结

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1、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。焦耳实验：ΔU=f(T);ΔH=f(T)三、基本关系式1、体积功的计算δW=－pedV恒外压过程：W=－peΔV可逆过程：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;dH=dU+d(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

2、关系：热容与温度的关系：Cp=a+bT+c’T2四、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=pedV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=不可逆绝热过程：Q=0;利用CV(T2-T1)=－pe(V2-V1)求出T2,W=ΔU=;ΔH=2、相变化可逆相变化：ΔH=Q=nΔ＿H；Ｗ＝－p(V2-V1)=－pVg=－nRT;ΔU=Q+W3、热化学物质的

3、标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。摩尔反应热的求算：反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：。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1、热力学第二定律的经典表述克劳修斯，开尔文，奥斯瓦尔德。实质：热功转换的不可逆性。2、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1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理2、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5、熵变的计算（1）理想气体等温过程：（2）理想气体等压过

4、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，ΔAT,V≤0；自发、平衡ΔGT,V≤0；自发、平衡3、热力学基本关系式dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV4、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-Vdp；dG=-SdT+

5、pdV（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不遂温度变化。五、化学势1、化学式的定义和物理意义；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。2、化学势的应用在等温等压不作其他功时，＜0自发；＝0平衡；＞逆向自发3、化学时表示式理想气体：纯固体和纯液体：第三章化学平衡一、化学平衡常数与平衡常数表达式如：Zn+2

6、HCl(aq)=H2+ZnCl2（aq）；二、标准平衡常数的求算三、范特荷夫等温方程四、平衡常数与温度的关系；五、各种因素对平衡的影响分压、总压、惰性气体、温度。第四章液态混合物和溶液一、拉乌尔定律和亨利定律1、拉乌尔定律pA=p*xA；pA=p*ax,A适用于液态混合物和溶液中的溶剂。2、亨利定律pB=kx,BxB=kb,BbB=k%,B[%B]；pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B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

7、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（假想状态）。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（假想状态）。;ab,B=γb,BbB;标准态为：同温下bB=1且符合亨利定律的溶质（假想状态）。;a%,B=γ%,B[%B];标准态为：同温下[B%]=1且符合亨利定律的溶质

8、（一般为假想状态）。三、各种平衡规律1、液态混合物的气液平衡pA=pax,A;pA=pax,A;p=pA+pB2、溶液的气液平衡pA=pax,A；pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B；p=pA+pB3、理想稀溶液的凝固点降低4、分配定律5、化学平衡6、西弗特定律第五章相平衡一、相律1、物种数、独立组分数、相数、自由度数2、相律公式f=C-φ+2二、单组分系统1、克-克方程2、水的相图三面、三线、一点。三、双组分系统1、相律分析根据f=C-φ+1（一般固定压力），φ=2,f=