物理化学小结
（第一、二章）
第一章．热力学第一定律
一、基本概念
1.系统与环境：三类系统，系统的两种性质及相互关系。
2.热力学平衡态：4种。
3.状态函数：特性。
4.状态方程：pv ＝nRT
5.过程和途径
6.热和功：正、负值的规定。
7.热力学第一定律的数学表达式：ΔU ＝Q ＋W
二、体积功与可逆过程
1.体积功的计算：膨胀或压缩过程三种情况的计算表达式
2.可逆过程：特点。
三、焓：定义，ΔU ＝Q V ，ΔH ＝Q P 。熟练掌握相关Q 、W 、ΔU 和ΔH 之间的关系，要求计算。
四、热容：定义，会用热容C V 、C P 来计算ΔU 、ΔH 。
五、应用
1.应用于理想气体：理想气体的热力学能和焓是温度的函数；
理想气体C V 和C P 的差值（记住单原子分子、双原子分子的热容值）； 理想气体的绝热过程：热容比，过程方程式。（计算类型见例1－7）。
2.应用于实际气体：节流膨胀的意思
节流膨胀的恒焓过程
Joule-Thomson 系数：利用其正负值来判断T 和P 的变化关系。
六、热化学
1.热效应的正负规定
2.化学反应中热效应的关系及热化学方程式
3.反应进度的概念
4.化学反应热效应的计算：赫斯定律
利用生成焓来计算（产物－反应物）
利用燃烧热来计算（反应物－产物）
第二章．热力学第二定律
一、自发过程的特征：3个
二、热力学第二定律的两种表述
三、卡诺循环：循环过程中Q 、W 的计算，热机效率121T T η=-或121Q Q η=+，3点结论（P49） 四、卡诺定理的表述：2点
五、熵
1.熵的导出：热温商，熵S 的表达式及意义。
2. 热力学第二定律的数学表达式－克劳修斯不等式：Q
dS o T δ-≥，式中符号的物理意义，
学会用来判断过程是否可逆。
3.熵增加原理：ΔS 绝热 ≥ 0
ΔS 孤立 ≥ 0
判断自发过程与可逆过程的关系 （注意条件）
孤立系统中，熵增加原理可判别过程的方向和限度。
六、熵变的计算：在相同始终态之间设计可逆过程 A B S S S δ??B r
系A Q
＝－＝ T
ΔS 环＝－Q 实际/T 环
1.等温过程中的计算：a.理想气体等温过程
b.相变过程
c.理想气体混合过程
2.变温过程中熵变的计算：等容变化V
dT S C ??21T T ＝ T
等压变化P dT S C ??21T T ＝ T 计算时，先设计成等温、等容可逆过程或等温、等压可逆过程，再分步计算。
七、熵函数的物理意义：掌握“熵是系统混乱程度的度量”的相关内容
八、热力学第三定律及规定熵：各自的定义，标准摩尔熵，利用标准摩尔熵计算化学反应的熵变（产物－反应物）
九、吉布斯能和亥姆霍兹能
1. 吉布斯能和亥姆霍兹能的定义及规定的条件
2.自发变化方向和限度的判据（见表2－2）
十、ΔG 的计算
1.理想气体等温变化中的ΔG ：21
ln P G nRT P ?= 2.相变过程的ΔG ：a.等温等压下的可逆相变过程：ΔG ＝0
b.等温等压下的不可逆相变过程：需设计成可逆过程来计算。
3.化学变化的0r G ?：先求0r H ?及0r S ?，后用000r r r G H T S ?=?-?求算。 十一、热力学函数之间的关系
1.热力学基本关系式：4个（见P73，牢牢记住），会用数学求导方法分别对其求导，求得T 、P 、V 、S 的几个等式。
2.麦克斯韦关系式：会用二阶求导法应用于4个基本公式，得到P75的几个等式（证明不要求）。
3.吉布斯－亥姆霍兹公式：微分式
十二、（略）
十三、偏摩尔量和化学势
1.偏摩尔量：定义及其物理意义，集合公式（简单计算），吉布斯－杜亥姆公式
2.化学势：a.定义；化学势的广义定义；注意下角，只有吉布斯能表示的化学势才是偏摩尔量；组成可变系统中4个热力学基本公式的表示。
3.温度、压力对化学势的影响：用偏摩尔量代替摩尔量
4.化学势判据的应用：在相平衡、化学平衡中的应用，化学势势是物质传递方向和限度的判
据。
十四、化学势的标准态及其表达式
1.气体的化学势：
a.理想气体：纯态理想气体的化学势，道尔顿分压定律，理想气体混合物中组分B 的化学势。 （公式见P89）
b.真实气体的化学势：引入校正因子γ（逸度系数，掌握其与温度压力的关系），校正压力f P γ=
2.液态混合物、稀溶液、真实溶液的化学势：
a. 液态混合物的化学势：拉乌尔定律，表达式
b.理想稀溶液的化学势：溶剂服从拉乌尔定律，溶质服从亨利定律；表达式
c. 真实溶液的化学势：分别用活度系数γ对拉乌尔定律、亨利定律进行修正，表达式 （统一表达式见课本）
化学平衡
一、化学反应的平衡条件
二、化学反应等温式和平衡常数：概念和公式见P96，掌握比较K ?与Q P 的大小来判定反应的状态，计算见例。
三.平衡常数的表示法
1.理想气体反应标准平衡常数：K ?无量纲，是温度的函数，值越大反应越完全（产物除以反应物，以计量系数为幂指数，数值与反应式的写法有关）。
2. 理想气体反应经验平衡常数（公式见课本P97－99，需记住，与ν?有关）
a. 用K P 表示的：有量纲，是温度的函数；ν?＝0时无量纲
b. .用K x 表示的：与温度、压力有关
c. .用K c 表示的：温度的函数
d. .用K n 表示的：与温度、压力和配料比有关
3.真实气体反应平衡常数：加入γ进行修正。
4.液相反应平衡常数：
5.复相化学反应：只考虑气体，凝聚相可认为处于标准态；分解压。
四、标准状态下反应的吉布斯能变化及化合物的标准生成吉布斯能
1. 标准状态下反应的吉布斯能变化：
a.计算平衡常数
b.间接计算反应的吉布斯能变化：利用反应的0r m G ?，根据反应式进行加减。
C.估计反应的可能性：0ln r m r m a G G RT Q ?=?+
用0r m G ?直接判断时，以42kJ ·mol -1和-42kJ ·mol -1
进行判断。 2. 化合物的标准生成吉布斯能0f m G ?：定义；计算时，生成物－反应物（与计量系数有关）
五、温度对平衡常数的影响
化学反应等压方程式：见公式,根据公式判断K ?与温度的变化关系。 计算：0r m H ?与温度无关：定积分公式；不定积分公式（0r m H ?与温度有关的计算不要求）
六、耦合反应的概念
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、环境的定义。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、热和功的定义 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 = 23R C P ,m =25R 双原子分子C V ,m =25R C P ,m =2 7R γ单= 35 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) /?? ? ???? ?-??? ? ??--1112111γγv v v p Q=0 △u=n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P ,m (T 2-T 1) 21p p =(12v v )γ 21T T =(12v v )1-γ 21T 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 θν m H （B ，,β T ） 化学反应θ m H r ?的计算：1 )(H m T r θ ?= ∑?B B θν m f H （B ，,β T ） θ m f H ?：在温度为T ，
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
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》(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(下)总结 (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Ii与总电流之比(即i离子所承担的导电任务的分数)。 2、离子电迁移率(离子淌度)ui：单位电位梯度时离子的运 动速率。 3、电导与电导率电导G(W-1)：电阻R的倒数。a电导率 k(W-1m-1)：电阻率r的倒数。电导池常数Kcell：Kcell = L/A L: 电极之间的距离；A:电极的面积 4、摩尔电导率Lm(Sm2mol-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。 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Mn+Bn-平均活度因子 g =[ (g+)n+ (g-)n-]1/(n+ + n- )a = mgm =[ (m+)n+ (m-)n-]1/(n+ + n- )m+ = n+m；m- = n-m电解质活度a = (a)(n+ + n- ) 6、离子强度I 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/zMn+ + e1/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 = znFz：电极反应Mn+ + ze M中电子转移的计量数。n:析出的M的量； 2、离子独立运动定律对于电解质Mn+Bn-的无限稀释溶液，有： 3、离子迁移数ti = n迁移/n电解 (希脱夫法，界面移动法) 4、 Debye-Hckel 极限公式 (A = 0、509) 三、电导测定的应用 1、求弱电解质的解离度和电离常数 2、求难溶盐的溶解度 3、水的纯度 4、电导滴定第九、章原电池与电解池 1、原电池与电解池的比较原电池电解池化学能电能负极(阳极)，正极(阴极)，电池中电极的极性取决于组成电池的电极氧化 还原电势。E端 = E可逆 h阴zF E可逆 < 0, E可逆 > 0电能化学能负极(阴极)，正极(阳极)电解池中电极的极性取决于外加电 源的极性。E分解 = E可逆 + h阳 + h阴 +IRDGT, p = Wf, R > 0 在可逆条件下，h阳 = 0; h阴 = 0; IR = 0对于原电池，I0, 电极反应可逆，电池中其他过程也可逆(如液界电势0)，电池为可逆电池E端 = E可逆 = j +,R,R (电池电动势的测定采用对消 法)Weston battery(cell): Cd(Hg)|CdSO4(饱和)|
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 标准摩尔生成焓。 （2）标准摩尔燃烧焓（0 c m H ?）：在标准压力和指定温度下，单位物质的量的某种物质被氧完全氧化时的反应焓，为该物质的标 准摩尔燃烧焓。 任意一反应的反应焓0 r m H ?等于反应物燃烧焓之和减去产物燃烧焓之和。 20、反应焓与温度的关系-------基尔霍夫方程
表格中所写章节以傅献彩五版物理化学为准2007大题汇总 2008大题汇总
2009大题汇总 2010年大题汇总
2011年大题汇总
2012大题汇总 2013年大题汇总
以上列了近几年厦门大学物理化学考试科目大题的主要考点。厦门大学的物理化学不同于其他学校，他考察的题型比较单一。一般12~16分的选择题，然后剩下的大概十道左右的大题。 首先，复习过程中一般使用傅献彩的物理化学课本，据悉厦大本校上课也是使用这本教材。第一章气体的不用看，统计热力学一般就考一个选择，也可舍弃（明确说明只考概念），第十四章胶体近年来也只考选择，也可考虑舍弃。厦大的物化热力学考察并非重点，但热力学函数的关系、麦克斯韦关系要会熟练推导，并要求熟悉各个函数的意义，今年来有向热化学、能源方面考察的趋势。相图每年必考，且分值较大，考察的相图也较为常规，多进行几个典型相图的练习总结规律就行，步冷曲线也一般会要求绘制，杠杆规则的应用，并注意这部分可以和第四章结合考察。化学平衡也几乎年年考，这部分相对简单。电解质这一章本身就比较简单，一般是求电导率以及弱电解质平衡常数。第九十章电化学每年必考大题，能斯特方程要熟练运用，注意超电势的问题以及电解过程中离子浓度的改变。第十一十二章动力学每年考察的比重比较大，常用的反应级数求解、稳态近似平衡假设的使用及其使用条件、过渡态理论中热力学函数与活化能的关系、重要的关系式的推导。第十三章也年年考大题，开尔文公式、毛细现象，都很简单，但要注意浸润与不浸润时方程中R的正负（14年考的汞和玻璃，非常遗憾做错了） 最后，厦大物化最重要的参考书是孙世刚编写的物理化学的学习指导以及物理化学题库，历年真题很多出自上面。要将上面的习题反复练习。
第一章 理想气体 1、理想气体：在任何温度、压力下都遵循PV=nRT 状态方程的气体。 2、分压力：混合气体中某一组分的压力。在混合气体中，各种组分的气体分子 分别占有相同的体积(即容器的总空间)和具有相同的温度。混合气体的总压力是 各种分子对器壁产生撞击的共同作用的结果。每一种组分所产生的压力叫分压 力，它可看作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生的压力B P 。 P y P B B =，其中∑=B B B B n n y 。 分压定律：∑=B B P P 道尔顿定律：混合气体的总压力等于与混合气体温度、体积相同条件下各组 分单独存在时所产生的压力的总和。 ∑=B B V RT n P ) /( 3、压缩因子Z Z=)(/)(理实m m V V 4、德华状态方程 RT b V V a p m m =-+))((2 nRT nb V V an p =-+))((22 5、临界状态(临界状态任何物质的表面力都等于0) 临界点C ——蒸气与液体两者合二为一，不可区分，气液界面消失； 临界参数： (1)临界温度c T ——气体能够液化的最高温度。高于这个温度，无论如何 加压 气体都不可能液化；
(2)临界压力c p ——气体在临界温度下液化的最低压力； (3)临界体积c V ——临界温度和临界压力下的摩尔体积。 6、饱和蒸气压：一定条件下，能与液体平衡共存的它的蒸气的压力。取决于状 态，主要取决于温度，温度越高，饱和蒸气压越高。 7、沸点：蒸气压等于外压时的温度。 8、对应状态原理——处在相同对比状态的气体具有相似的物理性质。 对比参数：表示不同气体离开各自临界状态的倍数 (1)对比温度c r T T T /= (2)对比摩尔体积c r V V V /= (3)对比压力c r p p p /= 9、r r r c r r r c c c T V p Z T V p RT V p Z =?= 10、压缩因子图：先查出临界参数，再求出对比参数r T 和r p ，从图中找出对应 的Z 。 11、阿玛格定律：B B Vy V = p RT n V B B /= 12、单原子理想气体 R C m p 25,=,双原子理想气体R C m p 27,= 第二章 热力学第一定律 1、热力学第一定律：自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能 从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过 程中能量的总和不变，△U=Q+W （适用于非开放系统）。 2、
物理化学总结 基本解释 Q：代表热，由于系统和环境之间存在温差而产生能量交换称为热。这定义可证明绝热可逆过程中，Q=0.在物质相变时，温度虽然恒定，但系统还吸收或放出热量，这种热称为潜热。显热是没有化学变化和相变的单纯升温降温过程系统吸收放出的热，由此可知在计算相变时会有过程I到II虽然温度不变 W:功是系统和环境之间能量交换的另一种形式。物理化学中功分为体积功和非体积功，其中体积功专指系统反抗外压力导致△V而做的功，这时，系统消耗自身的能量，W=-P△V 恒压过程：W=-P△V 恒温过程：恒温自由膨胀中W=-nRTlnV 2/V 1 自由膨胀：W=0 U内能：一个系统内部的能量总和。结合热力学第一定律：孤立系统的总能量不变可为其它量的计算建立联系。物理化学中，△U=Q-W。值得注意的是，如果系统的始，终态确定后，经过不同的途径完成，Q和W会有不同，但是△U不变，即Q-W的值不变。 △U=nC v，m （T 2 -T 1 ） H焓：焓是物体的一个热力学能状态函数H=U+PV（流动的内能+推动功），焓的变化值只取决于系统的始终态。焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。 定义式：H=U+PV 恒压下△U=Q 其它情况包括恒压下，△H=nC p,m （T 2- T 1 ） 热容 针对理想气体 理想气体 C p,m -C v,m =R 单原子C v,m =3/2*R C p,m =5/2*R 双原子C v,m =5/2*R C p,m =7/2*R 相变：气体的相是气相，液体的相是液相，相变又称物态变化。 特征：恒压恒温 可逆相变：Q=△H=M（相对分子质量）*△H（蒸发焓，融化焓，升华焓） 若告诉蒸发热，融化热，升华热则不用上述公式，直接用△H=Q 不可逆相变：过冷水结冰，不可以用△S=△H/T 热温商：Q/T 熵：△S状态函数，是反应体系的混乱程度，但是熵变只等于可逆过程的热温商，不可逆循环热温商代数和小于零。 恒温过程：△S=Q/T;Q=W=nRTlnV 2/V 1 =nRTlnP 1 /P 2 △S=nRlnV 2 /V 1 =nRlnP 1 /P 2 恒压变温过程：△H=Q△S=Q/T=△H/T=nC p,m ln(T2/T1) 恒容变温过程：体积功为零，Q=U △S=nC v,m ln(T2/T) PVT均改变设计分解为上述几个过程，熵是状态函数，只与始末状态有关 A:亥姆霍兹函数A=U-TS,A也为状态函数 恒温过程△A=△U-T△S=△G=-nRTlnV2/V1=-nRTlnP1/P2 G:吉布斯函数G=H-TS=U+PV-TS=A+PV △G=△U+△(PV)-TS 恒温过程△G=△H-T△S 作用：判断恒温恒压且非体积功为零条件下，若系统发生不可逆过程则△G<0，且此时是自发的过程（不可逆）;若过程可逆则△G=0，且系统处于平衡态 恒温过程，ΔH=△U=0；
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=?
蔗糖水解速率常数的测定 1．蔗糖水解反应速率常数和哪些因素有关？ 答：主要和温度、反应物浓度和作为催化剂的H+浓度有关。 2．在测量蔗糖转化速率常数时，选用长的旋光管好？还是短的旋光管好？ 答：选用长的旋光管好。旋光度和旋光管长度呈正比。对于旋光能力较弱或者较稀的溶液，为了提高准确度，降低读数的相对误差，应选用较长的旋光管。根据公式（a）=a*1000/LC,在其他条件不变的情况下，L越长，a越大，则a的相对测量误差越小。 3．如何根据蔗糖、葡萄糖、果糖的比旋光度数据计算？ 答：α0＝〔α蔗糖〕Dt℃L[蔗糖]0/100 α∞＝〔α葡萄糖〕Dt℃L[葡萄糖]∞/100＋〔α果糖〕Dt℃L[果糖]∞/100 式中：[α蔗糖]Dt℃，[α葡萄糖]Dt℃，[α果糖]Dt℃分别表示用钠黄光作光源在t℃时蔗糖、葡萄糖和果糖的比旋光度，L(用dm表示)为旋光管的长度，[蔗糖]0为反应液中蔗糖的初始浓度，[葡萄糖]∞和[果糖]∞表示葡萄糖和果糖在反应完成时的浓度。 设t＝20℃L=2 dm [蔗糖]0=10g/100mL 则： α0＝66.6×2×10/100＝13.32° α∞＝×2×10/100×（52.2-91.9）＝－3.94° 4．试估计本实验的误差，怎样减少误差？ 答：本实验的误差主要是蔗糖反应在整个实验过程中不恒温。在混合蔗糖溶液和盐酸时，尤其在测定旋光度时，温度已不再是测量温度，可以改用带有恒温实施的旋光仪，保证实验在恒温下进行，在本实验条件下，测定时要力求动作迅速熟练。其他误差主要是用旋光仪测定时的读数误差，调节明暗度判断终点的误差，移取反应物时的体积误差，计时误差等等，这些都由主观因素决定，可通过认真预习实验，实验过程中严格进行操作来避免。 乙酸乙酯皂化反应速率常数测定 电导的测定及其应用 1、本实验为何要测水的电导率？ 答：因为普通蒸馏水中常溶有CO2和氨等杂质而存在一定电导，故实验所测的电导值是欲测电解质和水的电导的总和。作电导实验时需纯度较高的水，称为电导水。水的电导率相对弱电解质的电导率来说是不能够忽略的。所以要测水的电导率。 2、实验中为何通常用镀铂黑电极?铂黑电极使用时应注意什么？为什么？
大学物理化学知识点 归纳
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 、m 3、K 及mol 。V m =V/n 称为气体的摩尔体积，其单位为m 3·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+an 2/V 2）(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m 3mol.-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 /
第一章固体材料与表面结构 表面物理化学性质的特殊性 1、组成（成分偏析、表面吸附） 2、原子排列结构（重排）、原子振动状态等 3、悬挂键，化学性质活泼 4、周期势场中断，表面电子状态差异 表面浓度(surface concentration) Area of unit cell =(0.3 x 10-9)2m2 1 atom per unit cell 表面原子浓度= 1/ (0.3 x 10-9)2= 1.1 x 1019atoms m-2= 1.1 x 1015atoms cm-2 体相原子浓度=3.7*1022cm-3 分散度 随原子数增加，D下降。颗粒尺寸增加，D下降。 立方八面体，催化剂理论模型中常用的颗粒形状，是热力学平衡条件下表面能最低的形状。 表面粗糙度
表面形貌非均匀性 1、平台 2、螺型位错 3、刃型位错 4、8、10、外来吸附原子 5、单原子台阶 6、9、11、褶皱 7、扭折 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 位错分割平台 表面原子排列有序性 表现在具有一定原子间距，二维周期性 1、具有底物结构 2、表面原子重排 原矢
米勒指数（miller index） 晶面间距d（hkl） 晶体类型：体心立方，面心立方，简单立方 在立方晶系中，晶向和晶面垂直 Wood记号和矩阵表示（必考） 100，110，111
选取基矢时，若中心包含原子，则写成c（q×r） 矩阵表示： 固体表面性质简介 1、相界面（Gibbs界面） 2、表面热力学函数 其他类推：S，G，G s 3、固体表面能的理论估算 表面自由能 表面的分子处于一种比体相更大的自由能状态，这是由于在表面缺乏最近邻的相互作用。 减小表面能的方法
第八章电解质溶液
第九章 1.可逆电极有哪些主要类型?每种类型试举一例，并写出该电极的还原反应。对于气体电极和氧化还原电极在书写电极表示式时应注意什么问题? 答：可逆电极有三种类型： (1)金属气体电极如Zn(s)|Zn2+ (m) Zn2+(m) +2e- = Zn(s) (2)金属难溶盐和金属难溶氧化物电极如Ag(s)|AgCl(s)|Cl-(m)， AgCl(s)+ e- = Ag(s)+Cl-(m) (3)氧化还原电极如：Pt|Fe3+(m1),Fe2+(m2) Fe3+(m1) +e- = Fe2+(m2) 对于气体电极和氧化还原电极，在书写时要标明电极反应所依附的惰性金属。 2.什么叫电池的电动势?用伏特表侧得的电池的端电压与电池的电动势是否相同?为何在测电动势时要用对消法? 答：正、负两端的电势差叫电动势。不同。当把伏特计与电池接通后，必须有适量的电流通过才能使伏特计显示，这样电池中发生化学反应，溶液浓度发生改变，同时电池有内阻，也会有电压降，所以只能在没有电流通过的情况下才能测量电池的电动势。 3.为什么Weslon标准电池的负极采用含有Cd的质量分数约为0.04~0.12的Cd一Hg齐时，标准电池都有稳定的电动势值?试用Cd一Hg的二元相图说明。标准电池的电动势会随温度而变化吗? 答：在Cd一Hg的二元相图上，Cd的质量分数约为0.04~0.12的Cd一Hg齐落在与Cd一Hg固溶体的两相平衡区，在一定温度下Cd一Hg齐的活度有定值。因为标准电池的电动势在定温下只与Cd一Hg齐的活度有关，所以电动势也有定值，但电动势会随温度而改变。 4.用书面表示电池时有哪些通用符号?为什么电极电势有正、有负？用实验能测到负的电动势吗？ 答：用“|”表示不同界面，用“||”表示盐桥。电极电势有正有负是相对于标准氢电极而言的。 不能测到负电势。5.电极电势是否就是电极表面与电解质溶液之间的电势差?单个电极的电势能否测
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）
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 = －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?=?∑
大学生学习物理化学的心得体会 一个学期物理化学的悄然而逝，回首的往事，感慨颇多。我对大学物理化学的学习有了比较深入的了解。物理化学是化学学科的理论基础，所以历史上也曾称作"理论化学"。物理化学综合运用数学，物理等基础科学的理论和实验方法来研究化学过程中的平衡规律和速率规律及这些规律与微观结构的关系。 首先，从那里我学到了，做事之前的准备要做好，做事时常常抬头从不同的角度看看，做完了要记得总结。做之前要认真思考：我做这件事是为了什么目的，我想达到什么效果，中间可能会出现哪些问题，我有没有在做无用功……很多时候总觉得自己很忙，可是在忙什么呢?有必要吗?有没有快速点的办法?这些问题却没有思考。那是 ___吗?当然，我们都知道，是挤出来的。正如，很多成功之士，他们的成功部分在于他们会挤时间，把时间用在刀刃上。 其次，我觉得有一点特别重要，就是我从白老师身上深深感受到的乐观的心态。每次上课，老师都是笑嘻嘻的，非常开心。每节课都如此精彩。我得养成乐观的心态，向老师那样，开心的工作，愉快的学习，那样也才有。 我自己认为因为考试是重要的，学生把前途都寄托在考试中，老师觉得要对学生负责，所以一上课老师不敢多寒暄，往往没几句"
家常"就直奔主题，接着便是一大串拗口的外 ___名字和写在黑板上像铁丝网一样密密麻麻的方程，让人头晕目眩。一节课下来，有的同学早已在睡梦中度过了半节课，有的随着盼望已久的下课铃声的响起而应声睡着了，有的早已拿出了《读者》之类的杂志津津有味地读着，有的什么也不干耳朵却塞着耳机在听音乐。 我们的课堂里到底有多少学生在认真听课?一个学生一个学期会认真听几节课?每节课会认真听几分钟?有的同学在问我学物理化学到底有什么用?这些问题就是有一个学习的兴趣问题。 所以，我体会到，对物理化学的学习和其他门学科的学习一样，兴趣是很重要的。经常和老师同学讨论物理化学问题，会增加我对物理化学课的兴趣。因为书上的理论都很枯燥，通过讨论可以给这些理论增加一点人味，因为一想起某个理论问题我就会想起我的老师和同学们，因而感到亲切和安慰，于是便受到了鼓舞。总之，物理化学是培养学生逻辑思维能力和实验动手能力的一门最重要的学科。要学好需要老师和同学之间的互动。 学习物理化学必须讲究方法，而改进的本质目的，就是为了学习效率。可以这样认为，学习效率很高的人，必定是学习成绩好的学生。因此，对大部分学生而言，学习效率就是提高学习成绩的直接途径。