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。
恒容热：①封闭系统② Wf=0 We=0 恒压热：①封闭系统②Wf=0 dp=0
理想气体的热力学能和焓是温度的函数。
C, CV, CV,m， CP, CP,msafe and sound 歌词 的定义。
△u =n CV,m (T2-T1) △H=n CP,m(T2-T1) CV,m=a+bT+cT2+…/ a+bT-1+cT-2+…
单原子分子CV,m=R CP,m=R 双原子分子CV,m蓝牙耳机怎么连接电脑=R CP,m=R
单= 双= CP,m- CV,m=R R=·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
W、 Q、△u、△H的计算
①等容过程：W=0 Q=△u △u=n CV,m(T2-T1) △H=n CP,m(T2-T1)
②等压过程：W=-Pe(V2-V1) Q=△H △u=n CV,m(T2-T1) △H=n CP,m(T2-T1)
等温过程：W=-nRTln Q=－W △u=△H=0
生化危机2重制版攻略绝热可逆过程：W=n CV,m(T2-T1) / Q=0 △u=n CV,m(T2-T1)
△H=n CP,m(T2-T1) =() =() =()
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=（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：=（B， T）
化学反应的计算：1 =（B， T） ：在温度为T，由参考状态的单质生成B（=1）时的标准摩尔焓变 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时的
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TV=常数 可推得：= =-nRln(T1-T2) =-W=nRT1 ln
可逆热机效率：= 即：
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 0
熵的定义：dS= 熵是状态函数只与始态与末态有关
热力学第二定律的数学表达式：dS
熵作为判据使用的例子：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封闭系统的绝热过程 dS0 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孤=系+环0
熵变的计算： 1恒温可逆过程：=nRln =nRln
2恒容可逆过程：=n CV,mln 3恒压可逆过程：=n CP,mln
P、V、T都变= nRln+ n森海塞尔无线话筒 CP,mln = nRln+ n CV,mln
相变过程熵变的计算 =
同一物质在一定T,P下气，液，固三态熵的量值 Sm(s)< Sm(l)< Sm(g)
熵的统计意义：熵是系统混乱度（无序度）的量度。
宏观:S=Kln
化学反应的熵变：
气体混合过程熵变的计算：
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。判断过程的方向和限度。
1 洛克王国宠物技能表dS0：隔离系统、封闭系统绝热。2：0（dT=0,dP=0,W/=0） G=u+pv-TS
3 0(dT=0,dV=0,W/=0) A=u-TS
G1-G2-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-A2-（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：简单过程：等温过程 =-nRTln 等熵过程：=△u-S△T
凝聚体系 =0
相变过程（dT=0 dP=0 W1=0）①可逆相变（在熔沸点相变）
非童话作文凝聚体系 =-nRT
②不可逆相变（不在熔沸点相变）：=△u-T△S △u=△H-nRT
计算：简单过程：等温过程 △G=-nRTln 等熵过程：△G=△H-S△T
相变过程： 可逆相变 △G=0
不可逆相变 △G=△H-T△S △S=
三个定义式：Hu+PV GH-TS Au-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
：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 ② dH=TdS+VdP
dG=-SdT+VdP dA=-SdT-PdV
其他关系时：分别令①、②、、式dS=0,dV=0;dS=0,dP=0;dT=0,dP=0;dT=0,dV=0
可得到
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： 质量摩尔浓度 mA：溶剂的质量
摩尔分数:
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： 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 纯物质的偏摩尔量即摩尔量强度性质
偏摩尔量的加和公式：
吉布斯－杜亥姆公式： 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。
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