第一章
物理化学的定义，相变化（物质在熔点沸点间的转化）
物理化学的基本组成：1化学热力学（方向限度）2化学动力学（速率与机理）3结构化学
物理化学的研究方法、热力学方法、动力学方法、量子力学方法 系统：热力学研究对象。
环境：与系统通过物理界面相隔开并与系统密切相关的周围部分。 系统的分类：开放系统，封闭系统，隔离系统
系统的性质：强度性（不可加），广延性（可加）。系统的状态 状态函数及其性质：1单值函数2仅取决于始末态3全微分性质。
热力学能：指系统内部所有微观粒子（如分子原子，电子）无序运动的动能，电子核运动的能量以及所有相互作用的势能的能量总和。 热：由于系统与环境间温度差的存在而引起的能量传递形式。
功：由于系统与环境间压力差或其他机电力的存在而引起的能量传递形式。 热分：潜热，显热。功分：膨胀功、非膨胀功。
热力学第一定律的两类表述：1第一类永动机不可制成。2封闭体系：能量可从一种形式转变为另一种形式，但转变过程中能量保持不变。、 恒容热、恒压热，焓的定义：PV
U H
def
+≡
恒容热：①封闭系统② W f =0 ③W e =0 恒压热：①封闭系统②W f =0 ③d p =0 理想气体的热力学能和焓是温度的函数。 C, C V , C V ,m ， C P , C P,m 的定义。
△u =n C V,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1) C V ,m =a+bT+cT 2+…/ a+bT -1+cT -2+… 单原子分子C V ,m =2
3R C P,m =2
5R 双原子分子C V ,m =2
5R C P,m =2
7
R
γ
单
=3
5 γ双=
5
7 C P,m - C V ,m =R R=8.3145J ·mol -1·k -1
可逆过程定义及特点：①阻力与动力相差很小量②完成一个循环无任何功和热交换③膨胀过程系统对环境做最大功，压缩过程环境对系统做最小功 可逆过程完成一个循环 △u=0 ∑=0W
∑=0Q
W 、 Q 、△u 、△H 的计算
①等容过程：W =0 Q =△u △u=n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1) ②等压过程：W =-Pe(V 2-V 1) Q=△H △u=n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1)
③等温过程：W=-nRTln 1
2V V Q=－W △u=△H=0
④绝热可逆过程：W=n C V ,m (T 2-T 1) /
???
?????-????
??--1
11
2111γγv v v p Q=0 △u=n C V ,m (T 2-T 1)
△H=n C P,m (T 2-T 1) 2
1p p =(1
2v v )γ
2
1T T =(
1
2v v )1-γ
2
1T T =(2
1p p )
γ
γ1
-
相变化过程中△H 及△u 的计算△u=△H-P △V=△H-nRT 见书1-10 化学计量系数ν 化学反应进度??=B
νB n ?（必与指定的化学反应方程对应）
化学反应热效应定义，
盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成或是经数步完成，反应的总标准摩尔焓变是相同的，即盖斯定律。
标准摩尔反应焓变：)(H m T r θ?=∑B
B θνm
H （B ，,β T ） 化学反应θm
H r ?的计算：1 )(H m T r θ?=∑?B
B θνm f H （B ，,β T ） θ
m f H ?：在温度为T ，由参考状态的单质生成B （B ν=1）时的标准摩尔焓变
2 )(H m T r θ?=-∑?B
B θνm
c H （B ，,β T ）θm c H ?：在温度为T ，B （B ν=-1）完全氧化成相同温度下指定产物时标准摩尔焓变 由标准摩尔燃烧焓变计算某物质θm
f H ? 基希霍夫公式：)(H m T r θ?=)15.298(H m K r θ?+?∑T
k
B
m p B
dT B C 15.298,),(βν
θ
用于计算任意温度T 时的)(H m T r θ?
注意： C P,m 温度适用范围，反应各物质无相变化，当有时分段进行。 积分溶解热、微分溶解热、积分稀释热、微分稀释热的定义。
热力学第二定律的两种表述：1（克劳休斯）不可能把热由低温物体转移到高温物体而不留下其他变化。2（开尔文）不可能从单一热源取热使之全部转换为功
而不留下其他变化（第二类永动机不可制成）
第一类永动机：不消耗任何能量做功。第二类永动机：从单一热源取热使之全部转换为功
自发过程（单向性，不可逆性）的定义，热力学第二定律研究的是自发过程的方向和限度。
卡诺循环的基本组成…
因为BC 、DA 为绝热过程TV 1-γ=常数 可推得：
1
2
v v =
4
3v v
∑W
=-nRln
1
2v v (T 1-T 2)
1Q =-W=nRT 1 ln
1
2v v
可逆热机效率：η=1
2
11
2
11
T T T Q Q Q Q W
-=
+=
-∑ 即：0
2
21
1
=+T Q T Q
卡诺定理：所有工作在两个一定温度之间的热机，以可逆热机的效率最大。
推广ηir
R
≤
1
2
1T T T -
2
21
1T Q T Q +
ir
R
≤0
熵的定义：dS=R
T
Q
)(
δ 熵是状态函数只与始态与末态有关
ir B
A B
A B A R B A T
Q ir S T
Q R S )(
)()(
)(δδ∑
∑
→→→→>
?==
?
热力学第二定律的数学表达式：dS
自发）
（平衡）
(ir R ≥
T
Q
δ
熵作为判据使用的例子：1孤立系统 dS ir R
≥0 熵增加原理：在一个隔离系统中熵永远不会减少） 2封闭系统的绝热过程 dS ir
R ≥0 用于判断过程的方向和
限度
对于非孤立系统判其是否可逆S ?孤=S ?系+S ?环≥0 熵变的计算：⑴1恒温可逆过程：S ?=nRln 1
2v v S ?=nRln
2
1p p 2恒容可逆过程：S ?=n C V ,m ln
1
2T T 3恒压可逆过程：S ?=n C P,m ln
1
2T T
B A
ir R
A （P 1,V1,T1）
B （P 2,V2,T1）
C （P 3,V3,T2）
D （P 4,V4,T2）
V ⑵P 、V 、T 都变S ?= nRln
2
1p p + n C P,m ln
1
2T T
S ?= nRln 1
2v v + n C V ,m ln 1
2T T
⑶相变过程熵变的计算 S ?=T
H n m
?
同一物质在一定T,P 下气，液，固三态熵的量值 S m (s)< S m (l)< S m (g) 熵的统计意义：熵是系统混乱度（无序度）的量度。 宏观:S=Kln Ω 0)0(=θk S
⑷化学反应的熵变：θ
θνi m i m
r S S ,∑=?
⑸气体混合过程熵变的计算：
①等温混合 S ?=∑=n
i i
i V V R n 1
ln
②非等温混合：S ?=)ln
ln
(,1
i
m v i n
i i
i T T C n V V R n +∑=
三个判据：熵，吉布斯自由能，亥姆霍茨自由能。判断过程的方向和限度。 1 dS ir R
≥0：隔离系统、封闭系统绝热。2：1
,,W P T G ?ir R
≤0
（dT=0,dP=0,W /
=0） G=u+pv-TS 3 /
,,W V T A ?ir R
≤0(dT=0,dV=0,W /=0) A=u-TS
G 1-G 2ir
R
≥-W /(对外做非膨胀功能力)：一个封闭系统等温等压条件下，过程的吉布斯
自由能减少量大于（不可逆）或等于对外所做的非膨胀功。
A1-A2ir
R ≥-（W+W /）（系统对外做最大功的能力）：一个封闭系统等温条件下，过程
的亥姆霍茨自由能减少量大于（不可逆）或等于对外所做的功。
计算A ?：⑴简单过程：等温过程 A ?=-nRTln 1
2V V 等熵过程：A ?=△u-S △T
⑵相变过程（dT=0 dP=0 W 1=0）
①可逆相变（在熔沸点相变） 凝聚体系 A ?=0 非凝聚体系 A ?=-nRT ②不可逆相变（不在熔沸点相变）：A ?=△u-T △S △u=△H-nRT
计算G ?：⑴简单过程：等温过程 △G =-nRTln 1
2V V 等熵过程：△G =△H-S △T
可逆相变 △G=0 ⑵相变过程：
不可逆相变 △G=△H-T △S △S=dT
T
C S T T P T
?
?+
?2
1
1
三个定义式：H def
≡u+PV G def
≡H-TS A def
≡u-TS
四个基本关系式：du=TdS-PdV dH=TdS+VdP
dG=-SdT+VdP dA=-SdT-PdV 四个基本关系式的应用条件：1封闭系统，2
'=0
3单组分纯物质 4无相变
θ
θ
P
P RT G G m m ln
+=：用于求任何1mol 气体在压强为P 时的G
麦克斯韦关系式： ①du=TdS-PdV V
S S P V
T )(
)(??-=??
②dH=TdS+VdP P S S V P
T )()(
??=?? ③dG=-SdT+VdP P
T T
V P S )()(
??=??-
④dA=-SdT-PdV V
T T
P V
S )(
)(
??-=??-
其他关系时：分别令①、②、③、④式dS=0,dV=0;dS=0,dP=0;dT=0,dP=0;dT=0,dV=0 可得到P
V A V u T S -=??=??)(
)( T
S H S u P V =??=??)(
)(
V
P G P H T S =??=??)()(
S
T
A T
G V P -=??=??)()(
偏摩尔量：
多组分封闭系统定义 混合物：结构相似，性质相近的组分 溶液：结构不相似，性质不相近的组分；分为溶质，溶剂。 摩尔浓度：V
n C B B =
质量摩尔浓度 A
B B m n m =
m A ：溶剂的质量
不可逆也成立（状态函数）
摩尔分数: ∑=
A
B
B
n
n x
引入偏摩尔量:任一组分形成多组分系统时(混合物或溶液),1mol 物质提供的热力学性质和纯物质提供的热力学性质不同。 偏摩尔量定义：)(,,)(
B A nA P T B
def
B n Y Y ≠??≡ 广度性质
Y ：V 、u 、H 、S 、G 、A
偏摩尔量的含义：在等温等压的条件下，其他组分的物质的量不变，1mol 物质变化时引起的热力学量的变化。 偏摩尔量的特点：
① 恒温恒压 ②*
=B B Y Y 纯物质的偏摩尔量即摩尔量 ③强度性质 ④
)C ,P ,T (f Y B =
偏摩尔量的加和公式：A A
n Y
Y ∑=
吉布斯－杜亥姆公式：0dY n A
A =∑
0dY X
A A
=∑ 意义：表示混合物或溶
液中不同组分同一片摩尔量间的关系；如果一个组分的偏摩尔量增大，则另一个组分的偏摩尔量必然减小。 化学势的定义：u B ==B G )B A (nA ,P ,T B
)n G (≠?? 偏摩尔吉布斯自由能B G 就是化学势
广义化学势：)B A (nA ,V ,T B
def
B )n A (
u ≠??≡ )B A (nA ,V ,S B
def
B )n u (
u ≠??≡ )B A (nA ,P ,S B
def
B )n H (
u ≠??≡
多组分系统：G 、A 、u 、H 微分式： dG=-SdT+VdP+B B dn u ∑ u B =)B A (nA ,P ,T B
)n G (≠??
dA=-SdT-PdV +B B dn u ∑ )
B A (nA ,V ,T B B )n A (
u ≠??=
du=TdS-PdV +B B dn u ∑ )B A (nA ,V ,S B B )n u (
u ≠??= dH=TdS+VdP+B B dn u ∑
)B A (nA ,P ,S B
B )n H (
u ≠??=
化学势是相平衡和化学平衡的判据。
①相平衡的判据： （dT=0,dP=0,W /=0）（当βα→A A ） β
α
≥A ir
R
A u u
即在相变过程中自发变化的方向总是从化学势较高的方向流向化学势较低的一侧，直至化学势相同而达到平衡。
多相平衡的条件：γβα==A A A u u u
②化学平衡的判据：（dT=0,dP=0,W /
=0） 0u ir
R
i i ≤ν∑
即在化学变化过程中自发变化的方向总是从化学势较高的一方到化学势较低的一方进行，直至反应物与生成物的化学势相等达平衡为止。 理想气体的化学势： ⑴纯理想气体：θ
θ
P
P RT G G m m
ln
+= θ
θ
+=P
P ln
RT )T (u u
⑵理想混合气体任一组分：θ
+=P ln
RT G G B m ,B m ,B θ
θ
+=P
P ln
RT )T (u u B B B
第二章
克拉珀龙方程：
m
m
m
m
V T H V S dT
dP βα
β
αβ
αβ
α??=
??= 应用于相变化过程压强与温度关系
⑴非凝聚态系统：封闭系统，单组分纯物质相变，（P
RT V m
=
?βα
C
H m =?β
α）
2m RT
H dT
P ln d β
α?= 即克—克方程，其积分式①()
2
112m 1
2T RT T T H P P ln
-?=
β
α（定积分）：用
于纯物质相变过程饱和蒸气压与其温度的关系 ②C RT
H P ln
m +?-
=β
α（不定积分）
⑵凝聚态系统：T
V dT
H dP
m m β
α
β
α??=
则有P 2-P 1=
1
2m
m
T T ln
V H βα
β
α??
饱和蒸气压：在一定温度下，与同种物质的液态处于平衡状态的蒸气所产生的压强。
拉乌尔定律：在一定温度下，平衡时稀溶液中溶剂在其气相时饱和蒸汽压P A 等
于同一温度下该纯溶剂饱和蒸气压*
A P 与该溶剂的摩尔分数的乘积。A
A A
x P P *
=
亨利定律：在一等温度下，微溶气体B 在溶剂A 中的摩尔分数X B 与该气体在气相
时
的
平
衡
分
压
P B
成
正
比
。
B B B B k P
C k P m k P x k P B c B m B x B ==== 稀溶液任一组分的化学势： ①溶剂的化学势：A
A A x ln RT
)P ,T (u )l (u +=θ
)P ,T (u A
θ溶剂的标准化学势：*
*
θθ+=P
P ln
RT )g (u u
A A
A
②溶质的化学势： /C /m (x ln RT )P ,T (u )l (u B B B B
B 或+=θ［％］
） )P ,T (u B θ
溶质的标准化学势：[]θ
θθ+=P
)
/c /m (k ln RT )g (u u 00x B B
稀溶液的蒸气压下降：2
1x P P *=?
稀溶液的沸点上升：2
b 21
2
b b m k m H
M )T (R T =?=
?*
k b （沸点上升常数）=
H
M )T (R 1
2
b ?*
稀溶液的凝固点下降：2
f f
m k T ?=?
k f (凝固点下降常数) =H
M )T (R 1
2
f ?*
稀溶液的渗透压：RT
C B =∏
稀溶液的依数性降，渗透压等的量值均与稀溶液中溶质的数量有关而与溶质种类无关， 这就是稀溶液的依数性。 分配定律：
β
α
=i
i u u
β
βθ
α
αθ
+=+i
i
i i
C ln RT u C ln RT u
C RT
u u C C ln
i i
i
i
===
βθ
αθ
β
α 所以
β
αi
i
C C =k
理想液态混合物：在一定温度下，液态混合物中任一组分B 在全部组成范围内（x B ：０ 1） 都遵守拉乌尔定律：A
A A
x P P *
=
理想液态混合物特点：①A
A A
x P P *
=②总压：
B B A A B A x P x P P P P *
*
+=+=③分压定律：
（y A 、y B 表示A 、B 气相组成）则有A
A A
A x P Py
P *
== B
B B
B
x P Py
P *
==
理想液态混合物的微观模型：①B
A B B A
A f f f ---==②B
A
V V =
理想液态混合物的化学势：A
A A x ln RT
)P ,T (u )l (u +=θ
理想液态混合物的热力学性质的特点：
①*
=→=?B
B mix V V 0V ②*
=→=?B
B mix H H 0H
③∑<=?减小
G 0x ln n
RT
G
B B
mix
④∑>=?增加
S 0x ln n R -S B B
mix
例：300K 时有5mol 邻二甲苯与5mol 间二甲苯形成理想液态混合物，求 S G H V mix mix mix mix ???? 解：H V mix mix ?=? =0；
∑--??==?mol
)2*5.0ln *5(*k 300*k
mol
J 3145.8x ln n RT G 1
1
B B
mix =-17290J
∑--??-=-=?mol
)2*5.0ln *5(*k mol
J 3145.8x ln n
R
S 1
1
B B
mix =57.63J/K
非理想液态混合物：由于组成混合物的各组分的性质差异较大，其中任意组分在整个浓度范围内对拉乌尔定律产生偏差。 正偏差：B B A A B A mix mix B B B B f f f 0H 0V x P P P ---*
<>?>?=>或 理实验 ②负偏差：B
B A A B A mix mix B B B B f f f 0H 0V x P P P ---*>
理想液态混合物二元组分组成蒸气压图：
①A
A A
x P P *
= ②)x 1(P P A B B
-=*
③)x 1(P x P P P P A B A A
B A -+
=+=**
非理想液态混合物：B B B B B B a P x P P *
*
=γ=
非理想液态混合物化学势：A
A A a ln RT )P ,T (u )l (u +=θ
a B :活度即有效浓度，B γ：活度系数
B
γ=
B
B x a =
a B =
*
B
B
P P
真实溶液对溶质：/
B x B x /B B a k x k P =γ=
/B
γ
=
理
实B B B
/
B P P x a =
a /B =
x
B k P
标准态：定义a B =1时的状态叫该物质的标准态。
自发过程
第五章 界面层的平衡与速率
表面分子的特点：受一个指向内部的合力F 作用，其能量高于内部分子能量。 表面现象：物体表面积随粒子变小分散度的增加而迅速变大，表面积越大，表面分子数越多，表面现象越显著，在高度分散系统尤为突出。
表面：凝聚态（液态、固态）与其饱和蒸气达平衡时两相紧密接触的约有几个分子厚度的过度区称为表面。
界面：指两个不同相态之间紧密接触的几个分子厚度的过度区。 分散度：一个物体被分散的程度，通常用体积表面a v 质量表面a m 表示
V
A a s def
v =
m
A a s d e f
m =
液体的表面张力：顺沿液体表面使液体收缩的力，
)
m
N (L
2F 1
-?=
σ即：
表面张力的方向：
表面张力的大小：①σ（金属）>
σ(无机盐）>σ（水）>σ（有机物）
②表面张力一般随温度的升高而降低 ③表面张力一般随压力增加而下降。 单位表面吉布斯自由能：σ=2
n ,P ,T m
J )A
G (
B -???
即：定T ，定P ，定组成，增加单位表面时，系统的吉布斯自由能的增加。 定温定压定组成：ΔG=W ′=f Δl=σ×2l Δl=σΔA 即：dA
dG A
n
,P ,T σ=
0dG P ,T <的过程是自发过程，所以定温，定压下凡是使
A 减小（表面收缩）
或使σ下降（吸附外来分子）的过程都会自发进行，这是产生表面现象的热力学原因。
高度分散系统的热力学公式： ①∑σ+μ
+
-=dA
dn PdV TdS du B
B ②∑σ+μ
+
+=dA
dn V dP TdS dH B
B ③∑σ+μ
+
+-=dA dn V dP SdT dG
B
B ④∑σ+μ
+
--=dA
dn PdV SdT dA
B
B
液体表面的附加压力P s
由于弯曲液面表面张力作用，弯曲液
面两侧存在压力差P s 称弯曲液面的附加压力，P s 指向曲面的曲心。
如图：当打开中间开关时，大的肥皂泡会
变大，小的变小直至消失，P 大=P θ+Ps 大
P 小=P θ+Ps 小 ∵Ps 小> Ps 大 ∴ P 小> P 大 液体内部气泡的压力：P 内=P θ+Ps+ρgh 最大气泡法侧表面张力σ：
平衡时：P 内=P 外 P
θ
+ΔP=P O θ
+Ps
开始时：ΔP=0，r=∞, Ps=0;
ΔP ↑， r ↓, Ps ↑; 半球时：ΔP ↑，r 最小, Ps 最大； ΔP ↑， r ↑, Ps ↓ 最终：P 内=P θ+ΔP>P 外=P O θ+Ps 气泡脱离管口。
润湿：指固体表面的气体（或液体）被液体（另一种液体）取代的现象。 由接触点O 沿液—气界面的切线OP 与固—液界面ON 间的夹角θ称为接触角或润湿角。如图所示：据平衡 条件：θσ+σ=σ---cos g l l s g
s
∴g
l l
s g s cos ---σσ-σ=
θ
当0°≤θ≤90°时润湿，当 θ=90°分界线。
Hg 与玻璃管不润湿，∴为凸液面，水与玻璃管润湿，∴为凹液面。
①中管内还受向下附加压力∴低于外液面。②中管内液体受向上附加压力∴高于外液面。
微小液滴的蒸气压（弯曲液面的蒸气压）
M
a
开尔文方程：RT
M r
2P
P ln
ρ?
σ=
*
r 凸>0 r 凹<0 ∴P 凸>P ＊>P 凹
玻璃罩内有一大一小液滴，一段时间后大液滴会变更大而 小液滴会变小直至消失。∵其蒸气压满足P 小>P 大 ∴在同 一温度下 ，小液滴蒸发量大于大液滴。
就是液体凝聚，即毛细凝聚。
四种常见的亚稳态：过饱和蒸气，过热液体，过饱和溶液，过冷液体。
过饱和蒸气：在一定温度下，当B 的蒸气分压超过该温
度下B 的饱和蒸气压而蒸气仍不凝结的现象。 下液体的沸点，而液体仍不沸腾的现象。
过饱和溶液：在一定温度，压力下，当溶液中溶质的浓度已超过该温度，压力下溶质的溶解度，而溶质仍不析出的现象。
过冷液体：在一定的压力下，当液体的温度已低于该压力下的凝固点，而液体仍不凝固的现象。
过冷水：在大气压下，冷却洁净水到达零度甚至负30℃仍不结冰。 吸附：固体表面浓度与气体本体浓度不同即吸附。 吸附质：被吸附的物质。吸附剂：吸附吸附质的物质。 吸附量：)g mol (m
x a 1
-?=
1克吸附剂吸附吸附质的量。
固体表面性质）
,P ,T (f a = 固定吸附剂时：)P ,T (f a =
a 与P 的关系曲线。
T
T
T
a
一定压强下描述a 与T 的曲线
固体对气体的吸附过程：0H 0S 0
G 0W ,P ,T
弗劳田德利希吸附等温式：n 1
kP a =
吸附等温式表明描述吸附量随压强变化的式子。 K ，n 为常数。
求k,n 两边取对数 k lg P lg n
1a lg +=
物理吸附与化学吸附：
物理吸附的作用力是范德华力，它存在于所有分子之间，吸附质以这种力在吸附剂表面凝聚。
化学吸附的作用力是吸附质与吸附剂分子间的化学键，吸附剂表面某一位置被吸附质分子占用后不再吸附其它分子。 物理吸附与化学吸附的区别：
单分子层吸附理论：
兰缪尔假设：①固体表面对气体的吸附是单分子层的；②固体表面是均匀的；③被吸附的气体分子间无相互作用力；④吸附平衡是动态平衡
lg
P lg
吸附速率：()θ-=1P K V a a 脱附速率：∞
=
θθ=a a K V d d
当d a V V =时导出吸附等温式 k k b (bP
1bP a a d
a =
+=
∞吸附平衡常数
脱附速率常数
吸附速率常数
:k :k d a
①P →0： bP a a ∞= bP
1bP a a
+=
∞ 图像 ②P 中等：bP
1bP a a +=
∞
③P
→∞：∞=a a
对bP
1bP a a +=
∞ 左右取倒数
bP
a 1a 1a
1∞∞
+
=
BET 多分子层吸附定温式：
*
*
?
-+
=
-P
P
C V 1
C C
V 1)
P P (V P m m
V ：被吸附气体的体积
P ＊：被吸附气体（温度为T ）液态时饱和蒸气
质量表面积：m
A N )4
.22V (
a :m
A N )4.22V (
S N o m
m N o m
g ==即
三个吸附等温式：
①兰缪尔吸附定温式： bP
1bP a a +=∞
②BET 多分子层吸附定温式：
*
∞∞*
?-+
=-P
P
C V 1
C C
V 1)
P P (V P
③ 弗劳田德利希吸附等温式：n 1
kP a =
P *
P
P
P
1
以作图：对**
-P
P )P P (V P 斜率=C V 1C V 1C m m =-截距
∴截距
斜率+=
1
V m
在溶液中的吸附
吸附量：()
)g mol (m
C C V m x a 1
21-?-=
=
m:吸附剂质量 V ：溶液的体积；C 1、C 2吸附前后溶液的浓度。
吸附等温式：bC
1bC a a kC
a n
1
+=
=∞
溶液表面的吸附：负吸附。正吸附int surf int surf C C C C <>
表面吸附的原因：
σ==σ
+σ=?σ=Ad dG 0dA Ad dA dG A
G 时当
例：向水中加糖，糖是有机物，其表面张力小于水的表面张力，∴dG<0,有机分子位于表面是自发过程，∴糖水上方较甜。
表面活性剂的结构：
①非表面活性物质：溶质加入，使溶液的表面张力略微升高，如无机盐，非挥发性酸，碱。
②表面活性物质：溶质加入使溶液表面张力有所下降，如有机酸，醇，醛，
酮等。 ③表面活性剂：溶质加入使溶液表面张力显著下降，如肥皂，C 链较长的有机酸等。
表面活性剂的分类：（根据其能否电离，及起作用的离子） ⑴离子型：阳离子型，阴离子型。 ⑵分子型
吉布斯吸附等温方程式：dc
d RT
C -σ?=Γ
表面过剩的溶质量：单位面积表面所含溶质的物质的量与具相同数量的溶剂在本体溶液中所含溶质物质的量的差值。
C
σ
疏水基 亲水基
σ c
Γ
Γ
c
∞
Γc
Γc
①
②
③
∵dc
d RT
c -σ?=Γ 由①中斜率可求得c -Γ的图线，再由③图求出b,∞Γ.
丙、丁、己、辛—醇的吸附等温线：
当c 同时σ—c 中斜率大的在上方最终∞Γ同（因其含相同—OH
）
第四章 化学动力学基础
化学热力学是研究物质变化过程的能量效应及过程的方向和限度，而化学动力学则是研究物质变化过程的速度和机理。 化学反应速率：①平均速率 t
c t t c c r 1
212??=--=
②瞬时速率：hH gG bB aA +→+
h :g :b :a r :r :r :r dt dc r dt
dc r dt
dc r dt
dc r H G B A H H G G B B A A ==
=
-
=-
=
化学反应速率的其他表达： ① c i
i i
i i
r v dt
dc v v
v dt
dn dt
/dn dt d r i
ν=
?
ν=
?
ν=
ν=
=
ξξ
② c i i i p RTr dt
dc RT
dt
)RT c (d dt
dP r ===
=
化学反应速率的测量：
化学方法：在不同反应时刻取出反应混合物的样品立即采取骤冷使反应停留在取样时刻进行化学分析，得到相应时刻的浓度。
物理方法：在反应过程中用仪器检测某一种与反应物质浓度成线性关系的物理量的变化，从对应的物理量变化获得反应过程中浓度的变化。 例：检测压强，旋光度，折光率，电导率等。
基元反应：如果一个化学反应的反应物分子碰撞过程中直接发生作用，即可转化
σ Γ C
为产物。
总包反应(复杂反应）：从反应物到产物所经历的过程，有两个或两个以上的基元反应组成的反应即总包反应，这些反应步骤的集合即反应机理。
质量作用定律：对于元反应，其反应速率与元反应中各反应物浓度的幂乘积成正比，幂指数即反应方程中各反应物分子个数。
而对于总包反应，其反应的速率方程必须通过实验来建立。
hH gG bB aA +→+
对于基元反应：b
B a A A A c c k dt dc r =-=
对于总包反应：β
α
=-
=B A A A c c k dt
dc r α，β叫经验常数。
反应分子数：在基元反应中实际参加反应物分子数之和 分三类： ①单分子反应（反应最容易） ②双分子反应 ③多分子反应 反应级数： hH gG bB aA +→+
对于基元反应：n=a+b 对于复杂反应：n=α+β 反应速率常数之间的关系：h :g :b :a k :k :k :k H G B A = 其单位 []
[]
-1
n
1c 时间-
（当反应物为一种时）零级反应，一级反应，二级反应各特点
⑴零级反应：①kt c c o t -= ②半衰期：k
2c t o 5.0=
③k 单位 [][]
-1
1c 时间
反应速率与反应物浓度无关
即催化反应。
⑵一级反应：①kt c ln c ln o t -=②半衰期：k
2ln t 5.0=
③k 单位 []-1
时
间
⑶二级反应：① kt c 1c 1o
t
+=
②半衰期 o
5.0kc 1t =
③k 单位 []
[]-1
1
-c 时间
反应级数的测定：
t
t
ln
t
一：积分法又称尝试法，只适用于简单整数级数
①公式法：将实验数据分别代入不同级数的积分速率方程中，如求得相应的速率系数不随反应物浓度而变，则证实为某级反应。
②作图法：分别作出 lnc —t c 1
—t 图，图为直线则为一级或二级反应。
③半衰期法：1
n 0
1
n 5.0c )1n (k 1
2
t ----=
以两个不同的开始浓度实验，测得半衰期，求
出n (不适用于一级反应） 二：微分法：
c lg n k lg )dt
dc lg(kc
dt dc -n
+=-
→=
典型的复杂反应：
⑴可逆反应：
正逆两个方向同时进行的反应，
平衡时0dt
dc -
A = 平衡常数：e
e 1
1c x a x k k k -=
=
-
⑵平行反应：（两个反应都为单分子反应或一级反应） 反应物能同时进行几种不同反应 产物的浓度与k 成正比 即：21D B k k c c =
⑶连串反应：
D B A 2
1
k k ?→??→?前一个反应的产物即
下一个反应的反应物。 ⒈稳态近似： 总包反应D R A D
A 2
1
k k ?→??→?→反应机理
活泼中间物的浓度不随时间而变 即
0dt
dc R =
A 2
1R R 2A 1R c k k c 0c k c k dt
dc =∴=-=
lgc
lg(-
lg
k 1 k 2 B D A t
c
K 1>K 2
c
A
B
t
c
t
1>k 2 1 k 1 k -1 B A ⒉预平衡近似： 总包反应：A+B →D 反应机理: ①∵B A 1 12D B A 11AB B A AB 1 1c c k k k dt dc c c k k c c c c k k ---=== ②如果此过程用稳态近似： 2 1B A 12AB 2D 2 1B A 1AB AB 2AB 1B A 1AB k k c c k k c k dt dc k k c c k c 0c k c k c c k dt dc += =+= =--=--- 范特荷夫经验定律：() 42T k )k 10T (k —=+=γ 阿仑尼乌斯公式： 微分式： 2 RT Ea dT k ln d = 积分式：定积分式：()c RT Ea k ln T RT T T Ea k k ln 2 1121 2+- =-= 不定积分式： 指数式：RT Ea Ae k -= 活化能Ea:非活化分子转变为活化分子所需要的 摩尔能量。 链反应： 直链反应：消耗一个活性质点（自由基、自由原子）只产生一个新的活性质点。 支链反应：消耗一个活性质点，同时可以产生两个或两个以上的新活性质点。 爆炸分两种： ①超快速化学反应（支链反应） ②热爆炸。 光化学反应：只有在光作用下才反应的化学反应。 光化学反应的量子效率： 0 0100 ?= φ吸收光子数 反应物分子数 多相反应：反应物、催化剂不在同一相的反应。 多相反应的基本步骤： a 反应物向固体表面扩散； b 吸附； c 表面反应； d 脱附； A+B k 1 k -1 AB AB k 2 D k 2< E 反应进程 e 产物离开固体表面。 催化剂：一种增加反应速率而不改变总标准吉布斯自由能的物质，催化剂的这种作用即催化作用。 催化剂的作用分两类：多相催化，均相催化。 催化剂的特征：不改变反应的平衡，降低了活化能，具有选择性。 物理化学上册公式总结 第一章.气体 一、理想气体适用 ①波义耳定律：定温下，一定量的气体，其体积与压力成反比 pV=C ②盖·吕萨克定律：对定量气体，定压下，体积与T成正比 V t=C`T ③阿伏伽德罗定律：同温同压下，同体积的各种气体所含分子数相同。 ④理想气体状态方程式 pV=nRT 推导：气体体积随压力温度和气体分子数量改变，即： V=f（p,T,N） 对于一定量气体，N为常数dN=0，所以 dV=（?V/?p）T,N dp+（?V/?T）p,N dT 根据波义耳定律，有V=C/P，∴（?V/?p）T,N=-C/p2=-V/p 根据盖·吕萨克定律，V=C`T，有（?V/?T）p,N=C`=V/T 代入上式，得到 dV/V=-dp/p+dT/T 积分得 lnV+lnp=lnT+常数 若所取气体为1mol，则体积为V m，常数记作lnR，即得 pV m=RT 上式两边同时乘以物质的量n，则得 pV=nRT ⑤道尔顿分压定律：混合气体的总压等于各气体分压之和。 ⑥阿马格分体积定律：在一定温度压力下，混合气体的体积等于组成该气体的各组分分体积之和。 ⑦气体分子在重力场的分布 设在高度h处的压力为p，高度h+dh的压力为p-dp，则压力差为 dp=-ρgdh 假定气体符合理想气体状态方程，则ρ=Mp/RT，代入上式， -dp/p=Mgdh/RT 对上式积分，得lnp/p0=-Mgh/RT ∴p=p0exp（-Mgh/RT） ρ=ρ0exp（-Mgh/RT）或n=n0exp（-Mgh/RT） 二、实际气体适用 ①压缩因子Z Z=pV m/RT 对于理想气体，Z=1，对实际气体，当Z大于1，表明同温度同压力下，实际气体体积大于理想气体方程计算所得结果，即实际气体的可压缩性比理想气体小。当Z小于1，情况则相反。 ②范德华方程式 物理化学学期期末总结 学习物理化学已经有一学年的时间了, 感触颇深, 早在以前就听说物理化学化学基 础课中的难点, 因为学习这么门课有它自身的学习方法, 与其他科不同的是物理化学的逻辑思维很强,可以说是在数学公式中去学习化学, 稍有一点不注意就会导致出错或者误解. 这也是我学习物理化学所遇到的最棘手的问题之一, 在这一学期的学习过程中遇到了不少问题,现总结如下: 1 , 课前预习很重要; 学习的过程中发现, 如果课前不预习, 那么上课简直就是在听天书, 尽管精力很集中但毕竟不是天才, 对于老师讲的内容很生疏,致使课堂效率不高, 而且使得课后复习的工作量加大,, 这样一来, 学习任务加大,随之而来的学习压力也就增大. 所以, 课前一定要做好预习工作. 2, 课后复习很有必要 上课听过的内容若下来不及时复习加以巩固的话, 就会导致遗忘, 课堂上本来遗留 了很多问题, 如果下来因为时间关系而没有及时复习的话, 就会遗忘,那么课就算白上了, 因为没法回忆起问题,也就不知道自己到底对本节颗所讲的知识有没有掌握; 再有, 复习可以有助于理清知识的脉络, 以便更好的掌握知识. 3, 学习态度很这样, 一定要克服”畏难情绪” ; 物理化学由于自身的特点, 逻辑性很强, 需要有很强的逻辑思维能力, 这就使的学习难度增加, 在学习过程中,如果产生了畏难情绪,遇到难题就退缩, 那永远也学不好,, 此时要端正心态,大家都难, 所以取胜的关键就是看谁有毅力,看谁能够坚持. 4, 心态要端正 良好的心态是成功的关键, 在遇到困难挫折时要以平常心去对待, 别人基础好, 学的快而扎实, 自己基础差, 底子薄就不能钻牛角尖,只要尽力作好自己的, 就很不错了,此外, 要多向别人请教, 学习别人思考问题的方法方式, 改进自己的学习方法 5, 学习方法很重要 大学不是高中,因此学习方法就大有不同, 所以除了努力之外,学习方法起者举足轻重的作用, 掌握好学习的方法, 也是取胜的关键所在. 6 , 考前的复习很重要; 要想的高分, 考前的那几天就很关键, 要把握好那几天的时间, 好好总结. 才会出成绩. 7,多博览有关领域的文献期刊,拓宽视野, 开阔思维; 总之,学习不是一天两天的事,只有循序渐进,不断总结,追求完美,才能学好. 更多范文，敬请登陆（）！ 物理化学心得体会 经过对物理化学的学习，感觉很系统，很科学，我对这门课程有了进一步的了解与熟悉。物理化学的研究内容是：热力学、动力学、和电化学等，它是化学中的数学、哲学，学好它必须用心、用脑，无论是用眼睛看，用口读，或者用手抄写，都是作为辅助用脑的手段，关键还在于用脑子去想。 学习物理化学应该有自己的方法：一、勤于思考，十分重视教科书，把其原理、公式、概念、应用一一认真思考，不粗枝大叶，且眼手并用，不放过细节，如数学运算。对抽象的概念如熵领悟其物理意义，不妨采用形象化的理解。适当地与同学老师交流、讨论，在交流中摒弃错误。二、勤于应用，在学习阶段要有意识地应用原理去解释客观事物，去做好每一道习题，与做物化实验一样，“应用”对加深对原理的理解有神奇的功效，有许多难点是通过解题才真正明白的。做习题不在于多，而在于精。对于典型的题做完后一定要总结和讨论，力求多一点“觉悟”。三、勤于对比与总结，这里有纵横二个方面，就纵向来说，一个概念原理总是经历提出、论证、应用、扩展等过程，并在课程中多次出现，进行总结定会给你豁然开朗的感觉。就横向来说，一定存在相关的原理，其间一定有内在的联系，如熵增原理、Gibbs自由能减少原理、平衡态稳定性等，通过对比对其相互关系、应用条件等定会有更深的理解，又如把许多相似的公式列出对比也能从相似与差别中感受其意义与功能。在课堂上做笔记，课下进行总结，并随时记下自己学习中的问题及感悟，书本上的、课堂上的物化都不属于自己，只有经历刻苦学习转化为自己的“觉悟”才是终身有用的。 第二、三章是热力学部分的核心与精华，在学习和领会本章内容中，有几个问题要作些说明以下几点：1. 热力学方法在由实践归纳得出的普遍规律的基础上进行演绎推论的一种方法。热力学中的归纳，是从特殊到一般的过程，也是从现象到本质的过程。拿第二定律来说，人们用各种方法制造第二类永动机，但都失败了，因而归纳出一般结论，第二类永动机是造不出来的，换句话说，功变为热是不可逆过程。第二定律抓住了所有宏观过程的本质，即不可逆性。热力学的整个体系，就是在几个基本定律的基础上，通过循环和可逆过程的帮助，由演绎得出的大量推论所构成。有些推论与基本定律一样具有普遍性，有些则结合了一定的条件，因而带有特殊性。例如从第二定律出发，根据可逆过程的特性，证明了卡诺定理，并得出热力学温标，然后导出了克劳修斯不等式，最终得出了熵和普遍的可逆性判据。以后又导出一些特殊条件下的可逆性判据。这个漫长的演绎推理过程，具有极强的逻辑性，是热力学 第一章热力学第一定律 1、热力学三大系统： （1）敞开系统：有物质和能量交换； （2）密闭系统：无物质交换，有能量交换； （3）隔绝系统（孤立系统）：无物质和能量交换。 2、状态性质（状态函数）： （1）容量性质（广度性质）：如体积，质量，热容量。 数值与物质的量成正比；具有加和性。 （2）强度性质：如压力，温度，粘度，密度。 数值与物质的量无关；不具有加和性，整个系统的强度性质的数值与各部分的相同。 特征：往往两个容量性质之比成为系统的强度性质。 3、热力学四大平衡： （1）热平衡：没有热隔壁，系统各部分没有温度差。 （2）机械平衡：没有刚壁，系统各部分没有不平衡的力存在，即压力相同 （3）化学平衡：没有化学变化的阻力因素存在，系统组成不随时间而变化。 （4）相平衡：在系统中各个相（包括气、液、固）的数量和组成不随时间而变化。 4、热力学第一定律的数学表达式： ?U = Q + W Q为吸收的热（+），W为得到的功（+）。 12、在通常温度下，对理想气体来说，定容摩尔热容为： 单原子分子系统 ,V m C =32 R 双原子分子（或线型分子）系统 ,V m C =52R 多原子分子（非线型）系统 ,V m C 6 32 R R == 定压摩尔热容： 单原子分子系统 ,52 p m C R = 双原子分子（或线型分子）系统 ,,p m V m C C R -=,72 p m C R = 多原子分子（非线型）系统 ,4p m C R = 可以看出： ,,p m V m C C R -= 13、,p m C 的两种经验公式：,2p m C a bT cT =++ （T 是热力学温度，a,b,c,c ’ 是经 ,2' p m c C a bT T =++ 验常数，与物质和温度范围有关） 14、在发生一绝热过程时，由于0Q δ=，于是dU W δ= 理想气体的绝热可逆过程，有：,V m nC dT pdV =- ? 22 ,11 ln ln V m T V C R T V =- 21,12ln ,ln V m p V C Cp m p V ?= ,,p m V m C pV C γγ=常数 =>1. 15、-焦耳汤姆逊系数：J T T =( )H p μ??- J T μ-＞0 经节流膨胀后，气体温度降低； J T μ-＜0 经节流膨胀后，气体温度升高； J T μ-=0 经节流膨胀后，气体温度不变。 16、气体的节流膨胀为一定焓过程，即0H ?=。 17、化学反应热效应：在定压或定容条件下，当产物的温度与反应物的温度相同而在反应过程中只做体积功不做其他功时，化学反应所 吸收或放出的热，称为此过程的热效应，或“反应热”。 18、化学反应进度：()()() n B n B B ξ ν-= 末初 （对于产物v 取正值，反应物取负值） 1ξ=时，r r m U U ξ ??= ，r r m H H ξ ??= 19、（1）标准摩尔生成焓（0 r m H ?）：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，为该物质的 化学知识点的归纳总结。 一、初中化学常见物质的颜色 （一）、固体的颜色 1、红色固体：铜，氧化铁 2、绿色固体：碱式碳酸铜 3、蓝色固体：氢氧化铜，硫酸铜晶体 4、紫黑色固体：高锰酸钾 5、淡黄色固体：硫磺 6、无色固体：冰，干冰，金刚石 7、银白色固体：银，铁，镁，铝，汞等金属 8、黑色固体：铁粉，木炭，氧化铜，二氧化锰，四氧化三铁，（碳黑，活性炭） 9、红褐色固体：氢氧化铁 10、白色固体：氯化钠，碳酸钠，氢氧化钠，氢氧化钙，碳酸钙，氧化钙，硫酸铜，五氧化二磷，氧化镁 （二）、液体的颜色 11、无色液体：水，双氧水 12、蓝色溶液：硫酸铜溶液，氯化铜溶液，硝酸铜溶液 13、浅绿色溶液：硫酸亚铁溶液，氯化亚铁溶液，硝酸亚铁溶液 14、黄色溶液：硫酸铁溶液，氯化铁溶液，硝酸铁溶液 15、紫红色溶液：高锰酸钾溶液 16、紫色溶液：石蕊溶液 （三）、气体的颜色 17、红棕色气体：二氧化氮 18、黄绿色气体：氯气 19、无色气体：氧气，氮气，氢气，二氧化碳，一氧化碳，二氧化硫，氯化氢气体等大多数气体。 二、初中化学之三 1、我国古代三大化学工艺：造纸，制火药，烧瓷器。 2、氧化反应的三种类型：爆炸，燃烧，缓慢氧化。 3、构成物质的三种微粒：分子，原子，离子。 4、不带电的三种微粒：分子，原子，中子。 5、物质组成与构成的三种说法： （1）、二氧化碳是由碳元素和氧元素组成的； （2）、二氧化碳是由二氧化碳分子构成的； （3）、一个二氧化碳分子是由一个碳原子和一个氧原子构成的。 6、构成原子的三种微粒：质子，中子，电子。 7、造成水污染的三种原因： （1）工业“三废”任意排放， （2）生活污水任意排放 （3）农药化肥任意施放 8、收集方法的三种方法：排水法（不容于水的气体），向上排空气法（密度 比空气大的气体），向下排空气法（密度比空气小的气体）。 《物理化学》(下) (南京大学第五版)总结 第八章 电解质溶液 一、基本概念与定义 1. 离子迁移数t 电解质溶液导电时，溶液中的i 离子运载的电流I i 与总电流之比(即i 离子所承担的导电任务的分数)。 1i i i i i i i i Q I u t t Q I u = ===∑∑ 2. 离子电迁移率(离子淌度)u i ：单位电位梯度时离子的运动速率。 3. 电导与电导率 电导G(Ω-1 )：电阻R 的倒数。a 电导率κ(Ω-1 ·m -1 )：电阻率ρ的倒数。 电导池常数K cell ：K cell = L/A L: 电极之间的距离；A:电极的面积 4. 摩尔电导率Λm (S ·m 2 ·mol -1 ) 含1mol 电解质的溶液置于相距单位距离的2个平行电极之间的电导池所具有的电导。 m c κ Λ= 5.电解质的平均活度和平均活度因子 对于任意价型的强电解质M ν+B ν- 平均活度因子 γ± =[ (γ+)ν+ (γ-)ν-] 1/(ν + + ν- ) a ± = m ±γ± m ± =[ (m +)ν+ (m -)ν-] 1/(ν + + ν- ) m + = ν+m ；m - = ν-m 电解质活度a = (a ±)( ν+ + ν- ) 6. 离子强度I 21 2i i i I m z = ∑ 7. 离子氛 电解质溶液中环绕在某一离子B 周围电荷与B 相反、电荷数量与B 相等的异号离子构成的球体。 8. 基本摩尔单元 发生1mol 电子转移电极反应的物质的量1/zM n+ + e → 1/z M 二、基本公式 1. Faraday 电解定律 往电解池通电，在电极上发生化学反应的物质的量与通入的电量成正比。 Q = It = znF z ：电极反应M n+ + ze → M 中电子转移的计量数。 物理化学知识点总结 (热力学第一定律) -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN 热力学第一定律 一、基本概念 1.系统与环境 敞开系统：与环境既有能量交换又有物质交换的系统。 封闭系统：与环境只有能量交换而无物质交换的系统。（经典热力学主要研究的系统） 孤立系统：不能以任何方式与环境发生相互作用的系统。 2.状态函数：用于宏观描述热力学系统的宏观参量，例如物质的量n、温度 T、压强p、体积V等。根据状态函数的特点，我们 把状态函数分成：广度性质和强度性质两大类。 广度性质：广度性质的值与系统中所含物质的量成 正比，如体积、质量、熵、热容等，这种性质的函数具 有加和性，是数学函数中的一次函数，即物质的量扩大 a倍，则相应的广度函数便扩大a倍。 强度性质：强度性质的值只与系统自身的特点有关，与物质的量无关，如温度，压力，密度，摩尔体积等。 注：状态函数仅取决于系统所处的平衡状态，而与此状态的历史过程无关，一旦系统的状态确定，其所有的状态函数便都有唯一确定的值。 二、热力学第一定律 热力学第一定律的数学表达式： 对于一个微小的变化状态为： dU= 公式说明：dU表示微小过程的内能变化，而δQ和δW则分别为微小过程的热和功。它们之所以采用不同的符号，是为了区别dU是全微分，而δQ和δW不是微分。或者说dU与过程无关而δQ和δW却与过程有关。这里的W既包括体积功也包括非体积功。 以上两个式子便是热力学第一定律的数学表达式。它们只能适用在非敞开系统，因为敞开系统与环境可以交换物质，物质的进出和外出必然会伴随着能量的增减，我们说热和功是能量的两种传递形式，显然这种说法对于敞开系统没有意义。 三、体积功的计算 1.如果系统与环境之间有界面，系统的体积变化时，便克服外力做功。将一 定量的气体装入一个带有理想活塞的容器中，活塞上部施加外压。当气体膨胀微小体积为dV时，活塞便向上移动微小距离dl，此微小过程中气 表界面的分类：气-液；气-固；液-液；液-固；固-固 ?表面浓度 ?分散度 ?表面形貌非均匀性 原因：由于固体表面原子的组成、排列、振动状态和体相原子的不同，由于悬挂键导致的化学性质活泼，以及周期性的势场中断导致的表面电子状态差异，固体表面形成很多导致表面形貌非均匀性的元素。 ?位错密度 ?表面粗糙度： ?原矢 ?米勒指数（miller index） ?晶面间距d hkl ? 表面原子最近邻数100110111 Fcc879 Bcc464 Sc543? ?表面自由能 ?减小表面能的方法 ?表面原子重排机理 1：表面弛豫作用 2：表面相转变 3：吸附对纯净底物表面结构的影响 层间距的变化；重组的表面结构的变化；吸附原子可以诱导表面重组?内外表面 内表面：多孔或多层材料，孔内或层间的表面 比表面积：单位质量材料的表面积；用BET方法测量 1.固体表面性质简介 固体表面的性质 结构特征：不同的位置有不同的性质 表面运动：气体分子表面撞击速度R=P/2蟺mkT1/2； 表面扩散系数（爱因斯坦方程）：D=x2/2t 外延生长原子的运动流程：a沉积/吸附在平台上-deposition；b沉积在原子岛上；c平台上扩散-diffusion；d脱附-desorption；e成核-nucleation；f交互扩散-interdifusion；g 粘附在平台上-attachment；h从平台上脱离-detachment；i：粘附在台阶上 化学性质：表面浓度依赖于气体分子撞击速度R 相界面（Gibbs界面） 表面热力学函数 其他类推：S，G，G s 比表面自由能及温度的关系 ; ; Van der Waals and Guggenheim Equation: Where: T c为临界温度；为0Kし的表面张力 ； 固体表面能的理论估算 金属表面张力估算 ； 偏析作用 来自晶体或固溶体中的杂质或溶质在界面聚集的现象 第二章 热力学第一定律 内容摘要 ?热力学第一定律表述 ?热力学第一定律在简单变化中的应用 ?热力学第一定律在相变化中的应用 ?热力学第一定律在化学变化中的应用 一、热力学第一定律表述 U Q W ?=+ d U Q W δδ=+ 适用条件：封闭系统的任何热力学过程 说明：1、amb W p dV W '=-+? 2、U 是状态函数，是广度量 W 、Q 是途径函数 二、热力学第一定律在简单变化中的应用----常用公式及基础公式 2、基础公式 热容 C p .m =a+bT+cT 2 (附录八) ● 液固系统----Cp.m=Cv.m ● 理想气体----Cp.m-Cv.m=R ● 单原子: Cp.m=5R/2 ● 双原子: Cp.m=7R/2 ● Cp.m / Cv.m=γ 理想气体 ? 状态方程 pV=nRT ? 过程方程 恒温:1122p V p V = ? 恒压: 1122//V T V T = ? 恒容: 1122/ / p T p T = ? 绝热可逆: 1122 p V p V γγ= 111122 T p T p γγγγ--= 1111 22 TV T V γγ--= 三、热力学第一定律在相变化中的应用----可逆相变化与不可逆相变化过程 1、 可逆相变化 Q p =n Δ 相变 H m W = -p ΔV 无气体存在: W = 0 有气体相,只需考虑气体,且视为理想气体 ΔU = n Δ 相变 H m － p ΔV 2、相变焓基础数据及相互关系 Δ 冷凝H m (T) = －Δ蒸发H m (T) Δ凝固H m (T) = －Δ熔化H m (T) Δ 凝华 H m (T) = －Δ 升华 H m (T) (有关手册提供的通常为可逆相变焓) 3、不可逆相变化 Δ 相变 H m (T 2) = Δ 相变 H m (T 1) +∫Σ(νB C p.m )dT 解题要点： 1.判断过程是否可逆; 2.过程设计,必须包含能获得摩尔相变焓的可逆相变化步骤; 3.除可逆相变化,其余步骤均为简单变化计算. 4.逐步计算后加和。 四、热力学第一定律在化学变化中的应用 1、基础数据 标准摩尔生成焓 Δf H θm,B (T) （附录九） 标准摩尔燃烧焓 Δc H θ m.B (T)（附录十） 2、基本公式 ?反应进度 ξ=△ξ= △n B /νB = (n B -n B.0) /νB ?由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓 Δr H θm.B (T)= ΣνB Δf H θ m.B (T) ?由标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓 Δr H θ m.B (T)=-Σ νB Δc H θ m.B (T) (摩尔焓---- ξ=1时的相应焓值) ?恒容反应热与恒压反应热的关系 Q p =Δr H Q v =Δr U Δr H =Δr U + RT ΣνB (g) ?Kirchhoff 公式 微分式 d Δr H θ m (T) / dT=Δr C p.m 积分式 Δr H θm (T 2) = Δr H θ m (T 1)+∫Σ(νB C p.m )dT 本章课后作业： 教材p.91-96（3、4、10、11、16、17、38、20、23、24、28、30、33、34） 物理化学期末总结 在这一学期的学习中，我们主要学习到了物理化学中的电化学，量子力学，统计热力学，界面现象与化学动力学的一些基础知识，这其中我个人还有许多地方存在问题，包括一些基础概念，公式，还有解题思路，都有些欠缺。这更能说明这是一门需要我们用心才能学好的课程，在这里请允许我自我检讨一下： 在这一学期的学习生活中，我并没有尽到一个好学生应尽的义务去认真负责的完成本学期的学习任务，导致在临近期末的时候脑海中实在搜刮不出一些讲得出口，拿得出手，上得了台面的知识与技巧，又实际上没有没什么可说的，没什么能说的出口的，可以说是虚度好一段大好时光。学习本如逆水行舟，不进则退。但学期末的总结也只能说是反省一下自我过失，谈不上后悔，和如果当初了......为了期末考试对于我来说我还是要好好复习。以弥补我在这个学期中对物理化学学习的不用功。 但是，这学期的课程中有很多我感兴趣的部分知识点，仍然学了些可以总结的东西，比如电化学。 电化学学习伊始，老师就提点了我们几点基本的学习要求：①理解原电池与电解池的异同点；理解电导‘电导率’摩尔电导率的定义及其应用。②掌握电解质的活度‘离子平均活度和离子平均活动系数的定义及计算。③掌握离子迁移数，离子电迁移率的定义了解迁移数的测定方法。掌握离子独立运动定律和德拜休克尔极限定律。④掌握电池反应和电极反应的能斯特方程，会利用能斯特方程计算电池电动势和电极电动势。⑤了解浓差电池的原理，了解液接电势的计算。⑥了解分解电压和极化的概念以及极化的结果。 学习中我了解到电化学是研究化学能和电能相之间相互转化规律的科学。其中电解质的导电任务是由正，负离子共同承担，向阴，阳两极迁移的正负离子物质的量总和恰好等于通入溶液的总电量，等类似的基本概念。还学会了希托夫法测量离子迁移数的测定方法，电导定义，德拜休克极限公式和有关电池热力学方面的计算与测定。当然不能不提的还有电池的原设计，其中有氧化还原反应的，中和反应的，沉淀反应的以及浓差电池——扩散过程。 窥一斑而见全豹，从本学期的电电化学的学习中，我更加深了了解物理化学这门课的含义：即物理化学是在物理和化学两大学科基础上发展起来的。它以丰富的化学现象和体系为对象，大量采纳物理学的理论成就与实验技术，探索、归纳和研究化学的基本规律和理论，构成化学科学的理论基础。也更加明白了问什么说“物理化学的水平在相当大程度上反映了化学发展的深度”。 最后我想说的是物理化学是一门值得我们学生努力学习的一门课，它相对而言更难，更精，是我们化学专业领域的一块好工具，傻傻的我一开始并不清楚，只有失去才懂得追悔莫及。 大学期末个人总结9篇 这个学期结束了。在这个学期里，教师为我们的学习付出了许多心血，我们也为自我的学习洒下了许多辛勤的汗水。这次期末考试，我的每门功课，都取得了比较好的成绩。一起来看看大学期末个人，希望能帮助到大家！ 时间如白驹过隙，总在我们不经意间流逝，大二上学期就这么过去了，依旧是那么的平静，平静的像碌碌无为。回顾这一学期，开始时一如既往，总是决心着在新的一学期里要怎样，对新学期充满了信心，有着一个个美好的计划，结束时却无奈的发现自己还是原来那个样，没有太大的改变，开始想做的事，总是因为其他而耽搁，又或是因为自己的不坚持而没有完成；开始的计划总是跟不上现实的改变而搁置，这些的 ___打击着我的信心与激情，不过，这并不意味着我在这学期没有收获，在这过程中，我更加了解到自己的不足，缺乏一点自信，更缺少一份坚持。下面对这学期做个总结。 首先，在学业方面，较之大一，这学期的学习认真程度有所下降，上课也没有大一时认真，但作业任务依然按时完成，同时也更加适应大学的学习环境，这点从这学期的成绩可以看出，所以大学我们要学的是掌握一套自己的，好的学习方法使我们事半功倍。这学期一些课程比较难，学的比较吃力，比如物理化学和数学物理方程这两门，一开始都是自己啃不懂的问题，但效率很低，有很多问题都没弄懂， 但后来我学会与几个同学一起讨论，你一言，我一句，一个问题就解决了，遇到分歧，大家都拼命自己是对的，最后如果证明自己是对的，那种“嘚瑟”的感觉是很不错的，这种学习方法既不失乐趣有能解决问题，而且效率很高。大学毕竟不像中学，我们要学会自学，更要学会高效率的学习方法，学会利用利用身边的资源是个很好的选择。大学图书馆是个资源最丰富的地方，这学期我去图书馆借书的频率有所增加，虽然次数还是不高，但比大一还是有所提升。 同时这学期学校有数学物理竞赛，我也积极参与，并在数学竞赛中获得了一定的名次。其次，在生活方面，我都可以和同学友好相处，互帮互爱，自己的事情自己完成，形成独立自主的良好品德。宿舍是一个小集体，四个人生活在同一个空间里，但是各自的生活习性都不相同，这就需要大家互相理解和迁就，只有这样才能和好相处，为我们的学习创造一个良好的学习和休息环境。这方面我们宿舍做的还是比较好的，这学期我们院就因为部分宿舍的矛盾而调整了宿舍，基本每个宿舍都被调换了，而我们宿舍却因别的宿舍人员不好搭配而被迫换走了一人。不过在这学期我也养成了一个不良习惯，那就是不吃早饭，因为这学期我们上午都是在十点多才开始上课，也就起的比较晚，每次想早点起来吃饭，但最后都没能战胜睡觉的念头，一天两顿饭的习惯也就养成了。同时在这学期的空闲放假时间，我也去做了一些兼职，这增加了我的社会阅历，锻炼了自己的为人处世的能力。 第七章 1. 法拉第定律：Q ＝zFξ 2. 迁移数计算++++-+- = = ++I Q t I I Q Q 【例】用铜电极电解CuSO 4溶液,通电一定时间后测得银电量计中析出0.7512g 银，并测得阳极区溶液中CuSO 4质量增加0.3948g 。试求CuSO 4溶液中离子的迁移数t(Cu 2+)和t(SO 42－ )。 （已知摩尔质量M (Ag) = 107.868 g·mol -1，M (CuSO 4) =159.604 g·mol -1。） 解：电量计中析出银的物质的量即为通过总电量：n (电) =0.7512g/M(Ag)= 6.964×10－3 mol 阳极区对Cu 2+ 进行物料衡算：n (原) + n (电)－n (迁出) = n (后) n (迁出) = n (原) －n (后) + n (电) n (迁出) =-+0394812 07512.().()g C u S O g A g 4M M =-?+?-(...)0394821596046964103mol =2.017× 10－ 3 mol t (Cu 2+ ) = ()() n n 迁出电=??--201710 6 9641033 .. =0.2896 t (SO 42－ ) =1－t (Cu 2+) = 0.7164 3. 电导(G )：=1G /R ，电导率1l G A R =?=?cell s κK ，摩尔电导率：/m m V c κκΛ== 【例】已知25℃时 KCl 溶液的电导率为0.2768 S·m -1。一电导池中充以此溶 液，在25 ℃时测得其电阻为453Ω。在同一电导池中装入同样体积的质量浓度为0.555g.dm -3的CaCl 2溶液，测得电阻为1050Ω。计算（1）电导池系数；（2）CaCl 2溶液的电导率；（3）CaCl 2溶液的摩尔电导率。 解：（1）电导池系数为 （2）CaCl 2溶液的电导率 （3）CaCl 2溶液的摩尔电导 4. 离子独立运动定律∞ ∞ ∞ ++--=+m m m ,,ΛνΛνΛ 【例】已知25℃时0.05mol.dm -3CH 3COOH 溶液的电导率为3.8?10-2S.m -1。计算CH 3COOH 的解离度α及解离常数K θ。4 2 1 ()349.8210..,m H S m mol ∞ + --Λ=? 4213-(CH COO )40.910..m S m mol ∞--Λ=? 物理化学判断过程总结 您需要登录后才可以回帖登录 | 注册发布 在这一学期的学习中，我们主要学习到了物理化学中的电化学，量子力学，统计热力学，界面现象与化学动力学的一些基础知识，这其中我个人还有许多地方存在问题，包括一些基础概念，公式，还有解题思路，都有些欠缺。这更能说明这是一门需要我们用心才能学好的课程，在这里请允许我自我检讨一下： 在这一学期的学习生活中，我并没有尽到一个好学生应尽的义务去认真负责的完成本学期的学习任务，导致在临近期末的时候脑海中实在搜刮不出一些讲得出口，拿得出手，上得了台面的知识与技巧，又实际上没有没什么可说的，没什么能说的出口的，可以说是虚度好一段大好时光。学习本如逆水行舟，不进则退。但学期末的总结也只能说是反省一下自我过失，谈不上后悔，和如果当初了......为了期末考试对于我来说我还是要好好复习。以弥补我在这个学期中对物理化学学习的不用功。 但是，这学期的课程中有很多我感兴趣的部分知识点，仍然学了些可以总结的东西，比如电化学。 电化学学习伊始，老师就提点了我们几点基本的学习要求：①理解原电池与电解池的异同点；理解电导‘电导率’摩尔电导率的定义及其应用。②掌握电解质的活度‘离子平均活度和离子平均活动系数的定义及计算。③掌握离子迁移数，离子电迁移率的定义了解迁移数的测定方法。掌握离子独立运动定律和德拜休克尔极限定律。④掌 握电池反应和电极反应的能斯特方程，会利用能斯特方程计算电池电动势和电极电动势。⑤了解浓差电池的原理，了解液接电势的计算。 ⑥了解分解电压和极化的概念以及极化的结果。 学习中我了解到电化学是研究化学能和电能相之间相互转化规律的科学。其中电解质的导电任务是由正，负离子共同承担，向阴，阳两极迁移的正负离子物质的量总和恰好等于通入溶液的总电量，等类似的基本概念。还学会了希托夫法测量离子迁移数的测定方法，电导定义，德拜休克极限公式和有关电池热力学方面的计算与测定。当然不能不提的还有电池的原设计，其中有氧化还原反应的，中和反应的，沉淀反应的以及浓差电池——扩散过程。 窥一斑而见全豹，从本学期的电电化学的学习中，我更加深了了解物理化学这门课的含义：即物理化学是在物理和化学两大学科基础上发展起来的。它以丰富的化学现象和体系为对象，大量采纳物理学的理论成就与实验技术，探索、归纳和研究化学的基本规律和理论，构成化学科学的理论基础。也更加明白了问什么说“物理化学的水平在相当大程度上反映了化学发展的深度”。 最后我想说的是物理化学是一门值得我们学生努力学习的一门课，它相对而言更难，更精，是我们化学专业领域的一块好工具，傻傻的我一开始并不清楚，只有失去才懂得追悔莫及。 经过对物理化学的学习，感觉很系统，很科学，我对这门课程有了进一步的了解与熟悉。物理化学的研究内容是：热力学、动力学、和电化学等，它是化学中的数学、哲学，学好它必须用心、用脑， 物理化学学期期末总结 Revised as of 23 November 2020 物理化学学期期末总结 学习物理化学已经有一学年的时间了,感触颇深,早在以前就听说物理化学化学基础课中的 难点,因为学习这么门课有它自身的学习方法,与其他科不同的是物理化学的逻辑思维很强,可以说是在数学公式中去学习化学,稍有一点不注意就会导致出错或者误解.这也是我学习 物理化学所遇到的最棘手的问题之一,在这一学期的学习过程中遇到了不少问题,现总结如下: 1 , 课前预习很重要; 学习的过程中发现,如果课前不预习,那么上课简直就是在听天书,尽管精力很集中,但毕竟 不是天才,对于老师讲的内容很生疏,致使课堂效率不高,而且使得课后复习的工作量加大,,这样一来,学习任务加大,随之而来的学习压力也就增大.所以,课前一定要做好预习工作. 2, 课后复习很有必要 上课听过的内容若下来不及时复习加以巩固的话,就会导致遗忘,课堂上本来遗留了很多问题,如果下来因为时间关系而没有及时复习的话,就会遗忘,那么课就算白上了,因为没法回 忆起问题,也就不知道自己到底对本节颗所讲的知识有没有掌握;再有,复习可以有助于理清知识的脉络,以便更好的掌握知识. 3, 学习态度很这样,一定要克服”畏难情绪”; 物理化学由于自身的特点,逻辑性很强,需要有很强的逻辑思维能力,这就使的学习难度增加, 在学习过程中,如果产生了畏难情绪,遇到难题就退缩,那永远也学不好,,此时要端正心态, 大家都难,所以取胜的关键就是看谁有毅力,看谁能够坚持. 4, 心态要端正; 良好的心态是成功的关键, 在遇到困难挫折时要以平常心去对待,别人基础好,学的快而扎实,自己基础差,底子薄就不能钻牛角尖,只要尽力作好自己的,就很不错了,此外,要多向别 人请教,学习别人思考问题的方法方式,改进自己的学习方法 关于学习物理化学的心得体会5篇 物理课和化学课是当前高中教育阶段非常重要的两门基础课程,包含在理工科之中,但是两门课程在很大程度上具备文科的特点。下面是小编为大家整理的学习物理化学的心得体会，供你参考! 学习物理化学的心得体会篇1 经过对物理化学的学习，感觉很系统，很科学，我对这门课程有了进一步的了解与熟悉。物理化学的研究内容是：热力学、动力学、和电化学等，它是化学中的数学、哲学，学好它必须用心、用脑，无论是用眼睛看，用口读，或者用手抄写，都是作为辅助用脑的手段，关键还在于用脑子去想。 学习物理化学应该有自己的方法： 一、勤于思考，十分重视教科书，把其原理、公式、概念、应用一一认真思考，不粗枝大叶，且眼手并用，不放过细节，如数学运算。对抽象的概念如熵领悟其物理意义，不妨采用形象化的理解。适当地与同学老师交流、讨论，在交流中摒弃错误。 二、勤于应用，在学习阶段要有意识地应用原理去解释客观事物，去做好每一道习题，与做物化实验一样，应用对加深对原理的理解有神奇的功效，有许多难点是通过解题才真正明白的。做习题不在于多，而在于精。对于典型的题做完后一定要总结和讨论，力求多一点觉悟。 三、勤于对比与总结，这里有纵横二个方面，就纵向来说，一个概念原理总是经历提出、论证、应用、扩展等过程，并在课程中多次出现，进行总结定会给你豁然开朗的感觉。就横向来说，一定存在相关的原理，其间一定有内在的联系，如熵增原理、Gibbs自由能减少原理、平衡态稳定性等，通过对比对其相互关系、应用条件等定会有更深的理解，又如把许多相似的公式列出对比也能从相似与差别中感受其意义与功能。在课堂上做笔记，课下进行总结，并随时记下自己学习中的问题及感悟，书本上的、课堂上的物化都不属于自己，只有经历刻苦学习转化为自己的 觉悟才是终身有用的。 第二、三章是热力学部分的核心与精华，在学习和领会*内容中，有几个问题要作些说明以下几点： 1. 热力学方法在由实践归纳得出的普遍规律的基础上进行演绎推论的一种方法。热力学中的归纳，是从特殊到一般的过程，也是从现象到本质的过程。拿第二定律来说，人们用各种方法制造第二类永动机，但都失败了，因而归纳出一般结论，第二类永 第二章 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 = －p e d V 恒外压过程：W = －p e ΔV 可逆过程：12 21ln ln p p nRT V V nRT W == 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 ; d H =d U +d(pV ) 焓与温度的关系：ΔH =?2 1 d p T T T C 3、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 =a +bT +c’T 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 e 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 p 不可逆绝热过程： Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2, W =ΔU =?T C d V ;ΔH =?T C d p 2、相变化 可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ； Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W 3、热化学 物质的标准态；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：)298,()298(B H H m f B m r θθν?=?∑ 第一章气体的pvT关系 一、理想气体状态方程 pV=（m/M）RT=nRT （1.1） 或pV m =p（V/n）=RT （1.2） 式中p、V、T及n的单位分别为 P a 、m3、K及mol。V m =V/n称为气 体的摩尔体积，其单位为m3·mol。R=8.314510J·mol-1·K-1称为摩尔气体常数。 此式适用于理想，近似于地适用于低压下的真实气体。 二、理想气体混合物 1．理想气体混合物的状态方程（1.3） pV=nRT=（∑ B B n）RT pV=mRT/M mix （1.4） 式中M mix 为混合物的摩尔质量，其可表示为 M mix def ∑ B B y M B (1.5) M mix =m/n=∑ B B m/∑ B B n （1.6） 式中M B 为混合物中某一种组分B 的摩尔质量。以上两式既适用于各种 混合气体，也适用于液态或固态等均 匀相混合系统平均摩尔质量的计算。 2.道尔顿定律 p B =n B RT/V=y B p （1.7） P=∑ B B p (1.8) 理想气体混合物中某一种组分B 的分压等于该组分单独存在于混合气 体的温度T及总体积V的条件下所具 有的压力。而混合气体的总压即等于 各组分单独存在于混合气体的温度、 体积条件下产生压力的总和。以上两 式适用于理想气体混合系统，也近似 适用于低压混合系统。 3.阿马加定律 V B *=n B RT/p=y B V （1.9） V=∑V B * （1.10） V B *表示理想气体混合物中物质B 的分体积，等于纯气体B在混合物的温度及总压条件下所占有的体积。理想气体混合物的体积具有加和性，在相同温度、压力下，混合后的总体积等于混合前各组分的体积之和。以上两式适用于理想气体混合系统，也近似适用于低压混合系统。 三、临界参数 每种液体都存在有一个特殊的温度，在该温度以上，无论加多大压力，都不可能使气体液化，我们把 这个温度称为临界温度，以T c 或t c 表 示。我们将临界温度T c 时的饱和蒸气 压称为临界压力，以p c 表示。在临界温度和临界压力下，物质的摩尔体积 称为临界摩尔体积，以V m,c 表示。临 界温度、临界压力下的状态称为临界 状态。 四、真实气体状态方程 1.范德华方程 （p+a/V m 2）(V m -b)=RT (1.11) 或（p+an2/V2）(V-nb)=nRT (1.12) 上述两式中的a和b可视为仅与 气体种类有关而与温度无关的常数， 称为范德华常数。a的单位为Pa·ｍ ６·mol，b的单位是m3mol.-1。该方 程适用于几个兆帕气压范围内实际气 体p、V、T的计算。 2.维里方程 Z(p，T)=1+Bp+Cp+Dp+… （1.13） 或Z(V m, ,T)=1+B/V m +C / V m 2 +D/ V m 3 +… （1.14） 初中物理重要知识点总结北京理工大学物理化学A(南大版)上册知识点总结
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记住的常量
1．光（电磁波）在真空中传播得最快，c=3×105Km/s=3×108m /s。光在其它透明物质中传播比在 空气中传播都要慢 2．15℃的空气中声速：340m／s，振动发声 ，声音传播需要介质，声音在真空中不能传播。一般声 音在固体中传播最快，液体中次之，气体中最慢。 3．水的密度：1．0×103Kg／m3=1g／cm3=1．0Kg／dm3。 1 个标准大气压下的水的沸点：100℃，冰的熔点 O℃， 水的比热容 4．2×103J／(Kg·℃)。 4．g=9．8N/Kg，特殊说明时可取 10 N/Kg 5．一个标准大气压=76cmHg==760mmHg=1．01×105Pa=10.3m 高水柱。 6．几个电压值：1 节干电池 1.5V，一只铅蓄电池 2V。 照明电路电压 220V，安全电压不高于 36V。 7．1 度=1 千瓦·时（kwh）=3．6×106J。 8．常见小功率用电器：电灯、电视、冰箱、电风扇； 常见大功率用电器：空调、电磁炉、电饭堡、微波炉、电烙铁。
物理量的国际单位
长度（L 或 s） ：米（m） 时间（t） ：秒（s）面积（S） ：米 2（m2）体积（V） ：米 3（m3）速度（v） ：米/秒（m/s）温度（t） ： 摄氏度（℃） （这是常用单位） 质量（m） ：千克（Kg）密度（ρ ） ：千克/米 3（Kg/m3） 。力（F） ：牛顿（N）功（能，电功，电能） （W） ：焦耳（J） 功率（电功率） （P） ：瓦特（w）压强（p） ：帕斯卡（Pa）机械效率（η ）热量（电热） （Q） ：焦耳（J） 比热容（c） ：焦耳/千克 摄氏度（J/Kg℃）热值（q） ：J/kg 或 J/m3 电流（I） ：安培（A）电压（U） ：伏特（V） 电阻（R） ：欧姆（Ω ） 。
单位换算
1nm=10-9m,1mm=10-3m,1cm=10-2m;1dm=0.1m,1Km=103m,1h=3600s,1min=60s, 1Kwh=3.6×106J.1Km/h=5/18m/s=1/3.6m/s,1g/cm3=103Kg/m3,1cm2=10-4m2, 1cm3=1mL=10-6m3,1dm3=1L=10-3m3, 词冠：m 毫(10-3)，μ 微(10-6)，K 千（103） ，M 兆(106)
公式
1.速度 v=s/t； 2.密度ρ =m/v； 3.压强 P=F/s=ρ gh； 4.浮力 F=G 排=ρ 液 gV 排=G（悬浮或漂浮）=F 向上-F 向下=G-F’ ； 5.杠杆平衡条件：F1L1=F2L2；6.功 w=Fs=Gh（克服重力做功）=Pt；7.功率 p=W/t=Fv； 8.机械效率η =W 有/W 总=Gh/Fs=G/nF=G/(G+G 动) =fL/Fs(滑轮组水平拉物体克服摩擦力作功)； 9.热量：热传递吸放热 Q=cm△t；燃料完全燃烧 Q=mq=Vq；电热：Q= I2Rt 10．电学公式：电流：I=U/R=P/U 电阻：R=U/I=U2/P 电压：U=IR=P/I 电功：W=Pt =UIt =I2Rt=U2t/R 电热：Q= I2Rt（焦耳定律）=UIt==U2t/R 电功率：P=W/t= UI=I2R=U2/R 串联电路特点：I=I1=I2,U=U1+U2,R=R1+R2 U1:U2=P1:P2=Q1:Q2=W1:W2=R1:R2 并联电路特点：I=I1+I2,U=U1=U2,1/R=1/R1+1/R2 I1:I2=P1:P2=Q1:Q2=W1:W2=R2:R1
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