第一章物理化学得定义,相变化（物质在熔点沸点间得转化)物理化学得基本组成：1化学热力学（方向限度)2化学动力学（速率与机理)3结构化学物理化学得研究方法、热力学方法、动力学方法、量子力学方法系统、环境得定义.系统得分类:开放系统,封闭系统,隔离系统系统得性质：强度性(不可加),广延性(可加)。系统得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、热与功得定义热分:潜热,显热。功分：膨胀功、非膨胀功。热力学第一定律得两类表述: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，焓得定义。恒容热:①封闭系统②Wf＝0=3\*GB３③Ｗｅ=0恒压热:①封闭系统②Wf=0＝3＼*GＢ3③dp=0理想气体得热力学能与焓就是温度得函数。C，CＶ,CV，m，CP,CP,m得定义.△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=RCP,ｍ=R双原子分子CV,ｍ=RCP，m=R单=双=ＣP，m-CV，m=RＲ=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与热交换=3\*GB３③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＝0W、Q、△u、△H得计算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\*GB3③等温过程：W=－nRTｌnQ=－W△ｕ=△Ｈ=0＝4\＊GB３④绝热可逆过程：W=ｎＣV,m(T2-T１)/Q＝0△ｕ＝nＣV,ｍ（T2—T1）△H＝nＣP，m(T2—T1)＝（）=（)=(）相变化过程中△H及△u得计算△u＝△H—Ｐ△V＝△H－nRＴ见书1—1０化学计量系数化学反应进度=（必与指定得化学反应方程对应）化学反应热效应定义，盖斯定律:一个化学反应，不管就是一步完成或就是经数步完成,反应得总标准摩尔焓变就是相同得,即盖斯定律。标准摩尔反应焓变:=（B,T）化学反应得计算:1＝(B，T):在温度为Ｔ，由参考状态得单质生成B（=１）时得标准摩尔焓变2=—（Ｂ,T):在温度为T,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基希霍夫公式:=+用于计算任意温度T时得注意：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、微分稀释热得定义.热力学第二定律得两种表述: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她变化.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她变化（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）得定义,热力学第二定律研究得就是自发过程得方向与限度。卡诺循环得基本组成…A(P1,V1,T1)B(P2,V2,T1)C(P3,V3,T2)D(P4,V4,T2)因为BC、DA为绝热过程TＶ=常数可推得：==－nRｌｎ(T1-T2）＝－Ｗ=nRT1ｌn可逆热机效率:＝即：卡诺定理:所有工作在两个一定温度之间得热机,以可逆热机得效率最大.推广0BAirR熵得定义：dS=熵就是状态函数只与始态与末态有关热力学第二定律得数学表达式:ｄS熵作为判据使用得例子:1孤立系统dS0熵增加原理:在一个隔离系统中熵永远不会减少）２封闭系统得绝热过程ｄＳ0用于判断过程得方向与限度对于非孤立系统判其就是否可逆孤＝系+环0熵变得计算:=1\*GB2⑴1恒温可逆过程:=nRln=nRlｎ2恒容可逆过程:=nCＶ,ｍｌｎ3恒压可逆过程:＝nＣＰ，ｍln＝２\＊ＧB2⑵Ｐ、Ｖ、T都变=nRln＋nＣP，mln=nRln+nCV，mlｎ=３\＊GB2⑶相变过程熵变得计算=同一物质在一定Ｔ,P下气，液,固三态熵得量值Sｍ（ｓ）＜Sm(l）<Sm（g)熵得统计意义:熵就是系统混乱度（无序度)得量度。宏观：S=Kln=4\*ＧB２⑷化学反应得熵变:=5\＊GB２⑸气体混合过程熵变得计算:１等温混合=2非等温混合：=三个判据:熵，吉布斯自由能,亥姆霍茨自由能.判断过程得方向与限度。dＳ０:隔离系统、封闭系统绝热。2：0（ｄＴ=0，dP=0，W/=0)G＝ｕ+pｖ-TS30(dT=0，dV=