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物理化学（上）要点总结 1、△U 的计算 根据能量守恒原理据能量守恒原理，若系统的热力学能发生了变化，则必与环境发生能量的交换。系统与环境间交换的能量是多少，系统的热力学能变化就是多少。若杜绝了系统与环境间物质的交换，在热力学考虑的范围内，两者之间就只能以“热”或者“功”的形式交换能量。故对于封闭系统，热或功的“收入”和“支出”情况就决定了热力学能的增减。于是有： △U＝Q＋W 等容无其他功过程： △U＝QV 等容无其他功简单变化过程： 2、△H 的计算 （1） 根椐H 的定义式H＝U＋pV 有： （2）利用理想气体的H 为温度的单值函数的特性， （3）利用热化学数据，可求等T、p 下的化学变化的：（基于热力学函数规定值） （4）利用Kirchhoff 定律，已知某一温度下的△H 1，可求另一温度下的△H 2： （5） 利用热力学函数关系式，有： △H＝△G＋△TS 对于可???电池（等T、p）反应： （6）利用Vant Hoff 公式测定某化学反应在不同温度下的平衡常数，可求该反应（平均）热效应： 得 3、W的计算 热力学一定律中的W 包括体积功和非体积功。 （1） 非体积功W ’有如下关系式： 4、 Q的计算 5、 △S的计算 （1） 依据二定律数学表达式求△S 计算△S 的最重要的基础是热力学二定律数学表达式： 可通过计算过程的热温商之和来求△S。但不等式不能用来求△S 值，可利用的只是克劳修斯等式，而等式只对可逆过程成立。注意到熵的状态函数性质，对于不可逆过程总是设法在相同的初终态之间设计一个可逆过程，求出了该可逆过程的△S，也就求出了相应的不可逆过程的△S。 （2）依据热力学函数之间的关系求△S （3）依据热力学三定律求△S 分别求出过程初终态物质的规定熵，两者之差即过程中系统的熵变。 △S＝SB－SA SB、SA 分别表示终态和初态的规定熵。 对于化学反应 6、 △G的计算 （1） △G＝△H－△（TS） 该式为定义式。对任何系统的任何过程恒成立。 若过程等温，则： △G＝△H－T△S （2） dG＝－SdT＋Vdp 该式为热力学基本关系式。对无其它功可逆过程或单组分均相封闭系统的简单变化过程成??。 （3） △GT 、p ＝W’ R 即最大功原理,适用于等温、等压条件下（有其它功）的可逆过程。 电池反应中 （4）化学反应的△G （5）Gibbs－Helmholth 公式 适用于压力不变，已知一温度下的相变化或化学变化的△G1 ，求另一温度下的△G2 7、△G 涉及的主要过程 （1） 等温过程 等温简单变化过程可利用： 若为理想气体系统等温过程则： 液体或固体系统，因V 随p 变化很小可视为常量，故： （2） 可逆相变过程 对于可逆无其它功过程，dG＝－SdT＋Vdp 成立，又相变过程一般在等温等压下进行， dT = 0,dp =0,故：△G = 0 （等温等压可逆相变） （3） 不可逆相变过程 若知相变平衡点（如某温度下的饱和蒸汽压或某压力下的熔点、沸点等）则可设计一 通过该点的可逆过程。非等温等压相变可看成等温等压相变和简单变化过程的组合。 （4）化学变化过程  = 1 \* GB3 ①由热力学数据求化学反应的△rG。 直接由各反应物质的生成自由能利用 求化学反应的自由能变化是很方便的。对于等温化学反应，可先由热力学数据求出 △H 和△S，再利用△G＝△H－T△S 求算。  =2 \* GB3 ②由电动势的测定求△rG。 若一反应可安排在电池中可逆地进行，则有： △rG＝WR’＝－qE＝－nFE 测出电池电动势，从而可以推算电池反应的△rG。据状态函数性质，该反应无论在电池中或烧杯中进行，只要反应物和产物状态一致，则△rG 为同一值。 8、化学势μ (1) （2）理解偏摩尔量和化学势的定义， 并能用化学势进行相变和化学反应方向的判断。 （3）掌握理想气体、理想液态混合物、稀溶液中溶剂和溶质的化学势的表达式。 （4）掌握活度的概念。 9、化学平衡 （1）了解化学平衡点的特征。在等温等压无非体积功条件下，△rG=0 （2）掌握平衡常数K°,KP,Kx,,及Kn的表达式，能相互换算。 （3）能利用热力学数据计算标准平衡常数K°；能利用平衡常数进行化学反应的平衡计算。 （4）了解 K°与温度的关系，浓度、压力、温度对平衡移动的影响。 9、相平衡 （1）理解相律表达式的意义。f=K-Φ+2 (2) 会分析单组分系统相图、 完全互溶双液系气液平衡相图、 合金体系与盐水系统固液平衡相图中各个面、线、点的相态、相数和自由度。会分析系统相态随外界条件（T,P）变化的情况。 (3) 掌握热分析法与步冷曲线 10、电解质溶液的简单计算 （1）摩尔电导率