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，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d V恒外压过程：W = －p 外ΔV定温可逆过程（理想气体）：W =nRT 1221ln ln p p nRT V V = 2、热效应、焓：等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功）等压热：Q p =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 =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容：热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂= 定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p热容与温度的关系：C p ，m =a +bT +cT 2四、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d V等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d pC V (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑V 1-㏑V 2)（T 与V 的关系）C p (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑P 2-㏑P 1) (T 与P 的关系)不可逆绝热过程：Q =0 ;利用C V (T 2-T 1)=－p 外(V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化 可逆相变化：ΔH =Q =n ΔH ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－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）T Q dS δ≥“=”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：T Q dS rδ=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：2112ln ln p p nR V V nR T Q S r ===∆ （2）理想气体等压过程：12,ln T T nC S m p =∆ （3）理想气体等容过程：12,ln T T nC S m V =∆ （4）理想气体pTV 都改变的过程：2112,ln ln p p nR T T nC S m p +=∆ （5）可逆相变化过程：T H n S _∆=∆（6）化学反应过程：)298,()298(B S S m B m r ∑=∆θθν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-T ΔS ；ΔG=ΔH-T ΔS2、应用：不做其他功时，ΔG T ,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-T ΔS ；ΔG=ΔH-T ΔS用基本关系式：d A =-S d T - pdV ；d G =-S d T + Vdp（2）可逆相变过程 ΔA=ΔU-T ΔS =W =-nRT ；ΔG =0（3）化学反应过程的ΔG 标准熵法：ΔG=ΔH-T ΔS标准生成吉布斯函数法：)298,()298(B G G m f B m r θθν∆=∆∑（4）ΔG 与温度的关系ΔG=ΔH-T ΔS ，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。

)(,,)(B c c n p T BB n G ≠∂∂=μ ；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，∑B B μν＜0自发；＝0平衡；＞0逆向自发3、化学时表示式理想气体：)/ln(θθμμp p RT += 纯固体和纯液体：θμμ=拉乌尔定律和亨利定律1、拉乌尔定律p A =p *x A （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p B =k x,x B （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x RT T mix p T x ln )(),,(+=θμμ 标准态为：同温下的液态纯溶剂。

2、真实液态混合物x x a RT T mix p T ln )(),,(+=θμμ 标准态为：同温下的液态纯溶剂。

3、理想稀溶液溶剂：A A x A x RT T sln p T ln )(),,(+=θμμ 标准态为：同温下的液态纯溶剂。

溶质：B B x B x RT T sln p T ln )(),,(+=θμμ 标准态为：同温下x B =1且符合亨利定律的溶质。

4、真实溶液 溶剂：A x A x A a RT T sln p T ,,ln )(),,(+=θμμ ；a x,A =f x,A x ; 标准态为：同温下的液态纯溶剂。

溶质：B x B x B a RT T sln p T ,ln )(),,(+=θμμ ; a x,B =γx,B x B ; 标准态为：同温下x B =1且符合亨利定律的溶质。

B b B b B a RT T sln p T ,,ln )(),,(+=θμμ; ab,B =γb,B b B ; 标准态为：同温下b B =1且符合亨利定律的溶质。

理想稀溶液的凝固点降低B A m fus f f f x H T RT T ,*∆=∆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：θθK RT T G m r ln )(-=∆ 三、 特荷夫等温方程θθK RT T G m r ln )(-=∆+RT ㏑Q P（页114 四、平衡常数与温度的关系θθθm r m r m r S T H T G ∆-∆=∆)(；θθK RT T G m r ln )(-=∆五、平衡常数的各种表示方法：（页121K p 、K x 是气相反应的经验平衡常数。

其与标准平衡常数关系为： K θ=K p （p θ）-△V （产物与反应物计量数之差）=K x （p/ p θ）△V =K n （p/ p θn 总）△V若△v=0则K θ=K p =K x =K n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，可在一定围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 )11(ln 2112T T R H p p m vap -∆=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 =κA /l 或κ=G l /A ; 单位：S/m3、摩尔电导率 Λm =κ/c4、无限稀释摩尔电导率 ∞--∞++∞+=ΛΛΛm νν5、离子的电迁移l E U ∆=++υ ；-++--+++++=+===U U U I IQ Qt υυυ ；1=+-+t t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m B 或b B 表示）B B B a RT ln +=θμμ;)(;)(;/)(;/1/1/1ννννννθννννγγγγ-+-+-+-+±-+±±±-+±±⋅=⋅=⋅=⋅==m m m m m a a a a a B 2、离子强度 ∑=221B B z m I 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、（△r G m ）T,P =-nFE=-QE2、p m r T E zF S )(∂∂=∆4、m r r S T Q ∆= ；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±γ 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。