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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：U=Q+W。三、基本关系式1、体积功的计算 W= p外dV恒外压过程：W= p外V定温可逆过程（理想气体）：W=nRT2、热效应、焓：等容热：QV =U（封闭系统不作其他功）等压热：Qp =H（封闭系统不作其他功）焓的定义：H=U+pV ; H=U+(pV)焓与温度的关系：H=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：U=0 ; H=0 ; W=
2、Q=p外dV等容过程：W=0 ; Q=U= ; H=等压过程：W=peV ; Q=H= ; U=可逆绝热过程：Q=0 ; 利用p1V1=p2V2求出T2, W=U=;H=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=U=;H=2、相变化 可逆相变化：H=Q=nH；p(V2-V1)=pVg=nRT ; U=Q+W3、实际气体节流膨胀：焦耳-汤姆逊系数：J-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
3、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5、 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p
4、TV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：A=U-TS；G=H-TS2、应用：不做其他功时，GT,p0 ；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、A和G的求算（1）理想气体等温过程用公式：A=U-TS；G=H-TS用基本关系式：dA=-SdT- pdV；dG=-SdT+ Vdp （2）可逆相变过程 A=U-TS=W=-nRT；G=0（3）化学反应过程的G 标准熵法：G=H-TS标准生成吉布斯函数法：（4）
5、G与温度的关系G=H-TS ，设H、S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
6、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,A x; 标准态为：同温下的液态纯溶剂。溶质： ; ax,B=x,B xB; 标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质。; ab,B=b,B bB; 标准态为：同温下bB=1且符合亨利定律
7、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+RTQP（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：K=Kp（p）-V（产物与反应物计量数之差）=Kx（p/ p）V=Kn（p/ pn总）V若v=0则K=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
8、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-+2，（f=K-+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
9、=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96.5kC/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=A/l 或=G l/A ; 单位：S/m3、摩尔电导率 m=/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
10、：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=（正极电势）-(负)= （阴）-（阳）无论原电池还是电解池，相对于可逆电极电势，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（阳）=+，（阴）=-
11、1、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，下降二、纯液体的表面现象1、附加压力：2、润湿现象=0，完全润湿；90，润湿；90，不润湿；=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
12、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=kAaBb）。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mol-1.dm3.s-1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）