1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。PVUHdef恒容热：①封闭系统②Wf=0③We=0恒压热：①封闭系统②Wf=0③dp=0理想气体的热力学能和焓是温度的函数。C,CV,CV,m，CP,CP,m的定义。△u=nCV,m(T2-T1)△H=nCP,m(T2-T1)CV,m=a+bT+cT2+⋯/a+bT-1+cT-2+⋯单原子分子CV,m=23RCP,m=25R双原子分子CV,m=25RCP,m=27R单=35双=57CP,m-CV,m=RR=·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=00W0QW、Q、△u、△H的计算①等容过程：W=0Q=△u△u=nCV,m(T2-T1)△H=nCP,m(T2-T1)②等压过程：W=-Pe(V2-V1)Q=△H△u=nCV,m(T2-T1)△H=nCP,m(T2-T1)③等温过程：W=-nRTln12VVQ=－W△u=△H=0④绝热可逆过程：W=nCV,m(T2-T1)/1112111vvvpQ=0△u=nCV,m(T2-T1)△H=nCP,m(T2-T1)21pp=(12vv)21TT=(12vv)121TT=(21pp)1相变化过程中△H及△u的计算△u=△H-P△V=△H-nRT见书1-10化学计量系数化学反应进度=BBn（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：)(HmTr=BBmH（B，,T）2化学反应mHr的计算：1)(HmTr=BBmfH（B，,T）mfH：在温度为T，由参考状态的单质生成B（B=1）时的标准摩尔焓变2)(HmTr=-BBmcH（B，,T）mcH：在温度为T，B（B=-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mfH基希霍夫公式：)(HmTr=)15.298(HmKr+TkBmpBdTBC15.298,),(用于计算任意温度T时的)(HmTr注意：CP,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TV1=常数可推得：12vv=43vvW=-nRln12vv(T1-T2)1Q=-W=nRT1ln12vv可逆热机效率：=1211211TTTQQQQW即：02211TQTQ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irR121TTT2211TQTQirR0熵的定义：dS=RTQ)(熵是状态函数只与始态与末态有关irBABABARBATQirSTQRS)()()()(热力学第二定律的数学表达式：dS自发）（平衡）(irRTQ熵作为判据使用的例子：1孤立系统dSirR0熵增加原理：在一个隔离系统中熵永BAiRA（P1,V1,T1）B（P2,V2,T1）C（P3,V3,T2）D（P4,V4,T2）3远不会减少）2封闭系统的绝热过程dSirR0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=nRln12vvS=nRln21pp2恒容可逆过程：S=nCV,mln12TT3恒压可逆过程：S=nCP,mln12TT⑵P、V、T都变S=nRln21pp+nCP,mln12TTS=nRln12vv+nCV,mln12TT⑶相变过程熵变的计算S=THnm同一物质在一定T,P下气，液，固三态熵的量值Sm(s)
