物理化學總復習第二章熱力學第一定律1.熱力學第一定律(1)本質：能量守恒定律。（2）數學表達式：△U=Q+W或dU=δQ+δW

注意：U是熱力學能。它的絕對值是不知道的，只能求出它的相對值，即從一種狀態變化到另一種狀態時的改變值，是狀態函數，只與始態、末態有關，與具體的路徑無關。狀態定了，其值也定了。而Q、W是非狀態函數，對于相同的始末態，若途徑不同時，其值也不同。因此，若只知始末態，而未給出過程的具體途徑是無法求得Q、W的，并且也不能任意假設途徑求實際過程的Q、W，說明Q、W是途徑函數。

本書規定：系統吸熱為正，放熱為負

系統得功為正，對環境做功為負

在任何過程中能量既不能創造也不能消滅,能量只能從一種形式轉變為另一種形式,而不同形式的能量在互相轉化時,永遠是數量相當的。

另幾種說法是：①第一類永動機不可能造成。不供給能量而可連續不斷對外做功的機器叫第一類永動機。

②孤立體系中，體系所貯藏的內能不變。

③內能是狀態的單值函數。

(3)文字描述：熱力學第一定律的本質是能量守恒定律。它有多種說法，一種方法是：2.體積功W=－PambΔV或δW=－PambdV對于可逆過程：Pamb=P,即環境壓力等于系統壓力則：Wr=－∫PdV3.焓

U是熱力學第一定律的基本函數，由U我們引出了一個輔助函數焓H，其定義式為：H=U+pV

系統的焓變：H

=ΔU+Δ(PV)U、H都是狀態函數，只與始態、末態有關，與具體的路徑無關。狀態定了，其值也定了。

4.各種過程Q、W、ΔU、ΔH的計算(1)解題時可能要用到的內容①對于氣體，若題目沒有特別聲明，一般可認為是理想氣體，如N2，O2，H2等。對于理想氣體：若其恒溫過程：dT=0，dU=dH=0，Q=-W若其非恒溫過程：dU=nCV，mdT，dH=nCp，mdT單原子氣體：CV，m=3R/2，Cp，m=5R/2雙原子氣體：CV，m=5R/2，Cp，m=7R/2Cp，m-CV，m=R②對于凝聚相，狀態函數通常近似認為只與溫度有關，而與壓力或體積無關，即dU≈dH=nCp，mdT(2)恒壓過程：Pamb=P=常數，若無非體積功W′=0①W=-P(V2-V1)，ΔH=Qp=∫nCp，mdT，ΔU=ΔH-PΔV②真空膨脹過程:Pamb=0，W=0，Q=ΔU理想氣體(Joule實驗)結果：dT=0，W=0，Q=ΔU=0，ΔH=0③恒外壓過程(3)恒容過程：dV=0W=0QV=ΔU=∫nCV，mdT，ΔH=ΔU+VΔp(4)絕熱過程：Q=0①絕熱可逆過程

W=-∫pdV=ΔU=∫nCV，mdT，ΔH=ΔU+Δ(pV)對于理想氣體，若Cp,m為定值，即與溫度無關，則有：

PVγ=常數TVγ-1=常數TP(1-γ)/γ=常數γ=Cp，m/CV，m②絕熱一般過程：由方程W=-∫PambdV=ΔU=∫nCV，mdT建立方程求解。(5)節流過程(等焓過程)：ΔH=0，Q=0節流膨脹過程是在絕熱條件下，氣體始末態壓力分別保持恒定條件下的膨脹過程（P1>P2)。焦耳-湯姆遜系數：μJ-T=(T/p)H，理想氣體:μJ-T=0，實際氣體:μJ-T≠0,可產生致冷（μJ-T>0)和致熱效應(μJ-T<0)。（6）相變過程B(α)→B(β)：①可逆相變(正常相變或平衡相變)：在溫度T時對應的飽和蒸氣壓下的相變，如水在常壓(101.325kPa)下0℃結冰或冰溶解，100℃時的汽化或凝結等過程。在恒溫恒壓下，若α、β都為凝聚相，例如熔化和晶型轉化過程：Qp=ΔH；W=-PΔV≈0；ΔU≈ΔH

若α為凝聚相（液相或固相），β為氣相，例如蒸發和升華過程，又假如氣相為理想氣體：Qp=ΔH,W=-PVg=-nRTΔU≈ΔH-nRT由溫度T1下的相變焓計算另一溫度T2下的相變焓ΔHm(T2)=ΔHm(T1)+∫ΔCp，mdT

②不可逆相變：利用狀態函數與路徑無關的特點，根據題目所給的條件，設計成題目給定或根據常識知道的(比如水的正常相變點)若干個可逆過程，然后進行計算。（請問水在100℃，100kPa下的相變是可逆相變嗎？）(7)化學過程：標準反應焓ΔrHθm的計算（標準態壓力為100kPa）①由298.15K時的標準摩爾生成焓或標準摩爾燃燒焓計算標準摩爾反應焓:

rHm

=BΔfHmθ(B)=-

BcHm

(B)再利用基希霍夫公式計算另一溫度T時的標準反應焓。

注意：理解生成反應和燃燒反應的定義，以及標準摩爾生成焓或標準摩爾燃燒焓存在的聯系。例如H2O(l)的生成焓與H2的燃燒焓，CO2的生成焓與C(石墨)的燃燒焓在數值上是等同的。最穩定單質的標準摩爾生成焓為零；H2O(l)和CO2的標準摩爾燃燒焓為零。②反應進度（一定是正值）

dξ=dnB/νB（8）化學反應的恒壓摩爾反應熱Qp,m與恒容摩爾反應熱Qv,m之間的關系：Qp,m-Qv,m=ΔrHm-ΔrUm=RT｛∑νB(g)｝

式中∑νB(g)為化學反應方程式中氣態反應物及氣態產物的化學計量數之和。

顯然，∑νB(g)≠0時，ΔrHm≠ΔrUm；∑νB(g)=0時，ΔrHm=ΔrUm。第三章熱力學第二定律1.熱力學第二定律(1)本質：回答過程的方向和限度問題。（2）數學表達式：克勞修斯不等式

（3）文字表述▲Clausius說法：不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體而不引起其它變化。

>

不可逆過程=

可逆過程▲kelvin說法：不可能從單一熱源取出熱使之全部轉化為功,而不留下其它變化。

開爾文的說法后來被奧斯特瓦德(Ostward)表述為：“第二類永動機是不可能造成的”。

第二類永動機：從單一熱源吸熱使之完全變為功而不留下任何影響。2.可逆熱機效率：η=-W/Q1=(Q1+Q2)/Q1=1-T2/T1

注意：T2,T1分別為低溫，高溫熱源的熱力學溫度3.卡諾定理：所有工作于同溫熱源和同溫冷源之間的熱機，其效率都不能超過可逆機，即可逆機的效率為最大。卡諾定理推論：所有工作于同溫高溫熱源與同溫低溫熱源之間的可逆機，其熱機效率都相等，即與熱機的工作物質及變化的類型無關。4.熵的定義式：dS=δQr/T式中：T為系統的溫度δQr為系統與環境交換的可逆熱

熵是狀態函數，是量度系統無序的函數，無序度增大的過程是熵增大的過程。5.亥姆霍茲(helmholtz)函數的定義式：A=U-TS6．吉布斯(Gibbs)函數的定義式：G=H-TS，G=A+pV

7.熱力學第三定律：解決熵的零點問題即Sm*(純物質，0K，完美晶體)=08.過程方向的判據：(1)ΔSiso=ΔSsys+ΔSamb≥0:ΔSiso>0，不可逆;ΔSiso=0，可逆(2)恒T、恒p、W′=0過程(最常用)：dG<0，自發(不可逆)；dG=0，平衡(可逆)(3)恒T、恒V、W′=0過程：dA<0，自發(不可逆)；dA=0，平衡(可逆)9.熱力學基本方程(封閉系統，不需可逆)關鍵式：dU=TdS-PdV(源由：dU=δQ+δW，可逆過程：δQr=TdS，δWr=-PdV)其它式重點掌握：dG=-SdT+VdP(來源：H=U+pV，G=H－TS，微分處理得)恒壓下：dG=-SdT恒溫下：dG=Vdp理想氣體變溫過程：ΔG=ΔH－Δ(TS）

10.克拉佩龍方程與克-克方程：任意相變B(α)→B(β)的蒸氣壓p與T的關系(1)克拉佩龍方程：任意相變dP/dT=ΔHm/(TΔVm)(2)克勞修斯-克拉佩龍方程(克-克方程）：一相為氣相且認為是理想氣體；另一相為凝聚相，即為固相或液相，跟氣相相比，其體積忽略，即Vm(g)-Vm(l)≈Vm(g)；ΔHm近似與溫度無關。在這三個假設的基礎上，我們得到了克-克方程的不定積分形式為：ln(P2/P1)=-ΔvapHm(1/T2-1/T1)/R或lg(P2/P1)=-ΔvapHm(1/T2-1/T1)/(2.303R)定積分式為：lnP=-ΔvapHm/（RT)+C

11.吉布斯-亥姆霍茲方程{Э(A/T)/ЭT}v=-U/T2;{Э(G/T)/ЭT}p=-H/T2

二、ΔS、ΔA、ΔG的計算1．ΔS的計算(1)理想氣體PVT過程的計算ΔS=nCV，mln(T2/T1)+nRln(V2/V1)=nCp，mln(T2/T1)-nRln(P2/P1)=nCV，mln(P2/P1)+nCp，mln(V2/V1)特例：恒溫過程：ΔS=nRln(V2/V1)恒容過程：ΔS=nCV，mln(T2/T1)恒壓過程：ΔS=nCp，mln(T2/T1)

(2)恒容過程：ΔS=∫

(nCV，m/T)dT(3)恒壓過程：ΔS=∫

(nCp，m/T)dT(4)相變過程：可逆相變ΔS=ΔH/T；非可逆相變需設可逆路徑計算(5)環境過程：認為是恒溫的大熱源，過程為可逆ΔSamb=Qamb/Tamb=-Qsys/Tamb

(6)標準摩爾反應熵的計算

rSm=BSmθ(B)

2．ΔG的計算(1)平衡相變或反應過程：ΔG=0(2)恒溫過程：ΔG=ΔH-TΔS(3)非恒溫過程：

ΔG=ΔH-Δ(TS)=ΔH-(T2S2-T1S1)=ΔH–[T2(S1+ΔS)-T1S1)]

訣竅：題目若要計算ΔG，一般是恒溫過程；若不是恒溫過程，題目必然會給出規定熵（絕對熵）。（根據絕對零度時，物質的完美晶體的熵值為零的規定，求得該物質在其它狀態下的熵值稱為該物質在該狀態下的規定熵。）3．ΔA的計算(1)恒溫恒容不做非體積功可逆過程：ΔA=0(2)恒溫：ΔA=ΔU-TΔS=ΔG-Δ(pV)(3)非恒溫過程：ΔA=ΔU-Δ（TS）=ΔU-(T2S2-T1S1)訣竅：題目若要計算ΔA，一般是恒溫過程；若不是恒溫過程，題目必然會給出規定熵。4.綜合計算舉例lmol單原子理想氣體由始態(273K，Pθ)經由下列兩個途徑到達終態(T2，Pθ/2)：(l)可逆絕熱膨脹；(2)反抗Pθ/2的外壓絕熱膨脹。試分別求出T2，W，Sm和Gm。并回答能否由Gm來判斷過程的方向?已知Sθ(298K)=100J·K-1·mol-1。解：(1)可逆絕熱膨脹過程Qr=Q=0JS=0J·K-1(可逆過程為恒熵過程)單原子理想氣體的絕熱系數=1.667，利用絕熱可逆公式求得T2=207K

∴W=U=nCV,m(T2-T1)=1mol×(1.5×8.315J·K-1·mol-1)×(207K-273K)=-823.1JH=nCP,m(T2-T1)=1mol×(2.5×8.3145J·K-1·mol-1)×(207K-273K)=-1371.9JG=H-(TS)=H-(T2S2-T1S1)=H-S(T2-T1)=-1371.9J-100J·K-1×(207K-273K)=5228J過程為非恒溫過程，不能用G來判斷過程的方向。(2)恒外壓絕熱膨脹過程，利用Q=0，U=W建立方程求出T2。U=nCV,m(T2-T1)=n(1.5×R)×(T2-T1)W=-Pamb(V2-V1)=-P2(V2-V1)=-nR[T2-(T1/P1)P2]=-nR(T2-T1/2)∴n(1.5×R)×(T2-T1)=-nR(T2-T1/2)則T2=0.8T1=0.8×273K=218.4KW=U=nCV,m(T2-T1)=1mol×(1.5×8.315J·K-1·mol-1)×(218.4K-273K)=-681.0JΔS=nCp，mln(T2/T1)+nRln(P1/P2)=1.125J·K-1H=nCp,m(T2-T1)=1mol×(2.5×8.315J·K-1·mol-1)×(218.4K-73K)=-1135JG=H-(TS)=ΔH–[T2(S1+ΔS)-T1S1)]=4079J過程為非恒溫過程，不能用G來判斷過程的方向。第四章多組分系統熱力學1.偏摩爾量的定義式:XB=(?X/?nB)T,P,nc

X代表體系V、U、H、S、A和G等具有廣度性質的狀態函數。2.吉布斯–杜亥姆方程:∑xBdXB=0

方程表明：多組分體系中各物質的偏摩爾量之間不是彼此無關的，而是有一定的聯系的。如有某一組分的偏摩爾量增加，必有一個或多個組分的偏摩爾量減少，其變化量服從吉布斯-杜亥姆方程。在某些情況下偏摩爾量可以為負值。

3.化學勢定義μB=GB

=(G/nB)T，p，nc=(U/nB)s，v，nc

=(H/nB)s，p，nc=(A/nB)T，v，nc這四個偏導數中,只有第一個既是化學勢的定義式，又是偏摩爾量，其余三個均不是偏摩爾量。(1)理想氣體的化學勢μ*（pg)=μθ(g)+RTln(P/Pθ)(2)分配定律：在T，P下，某溶質B在溶劑A構成的兩相達到平衡時有CB(α)/CB(β)=K(T，P)

4.過程方向判據：dT=0，dP=0，W′=0時(1)相變過程：自發過程方向Δμ<0。(2)化學反應：恒溫恒壓下自發過程方向∑μBdnB<05.拉烏爾定律：稀溶液溶劑PA=PA*xA

亨利定律：稀溶液溶質PB=kx,BxB6.稀溶液的依數性：溶劑遵守Raoult定律，溶質遵守Henry定律，這種溶液稱為稀溶液。(1)溶劑蒸氣壓下降：ΔPA=PA*-PA=pA*xB

(2)凝固點降低(析出固態純溶劑）

：ΔTf=Tf*-Tf=KfbB，Kf–溶劑有關的凝固點降低常數(3)沸點升高（溶質不揮發）:ΔTb=Tb-Tb*=KbbB，Kb–溶劑有關的沸點升高常數(4)滲透壓：在半透膜兩邊的平衡壓力差PB=CBRT附：由溶劑A與溶質B形成一定組成的溶液，有：bB=xB/[（1-xB）MA]CB=xBρ/[MA-(MA-MB)xB]對于稀溶液，CB≈xBρA/MA7.理想液態混合物的性質理想液態混合物：任一組分在全部組成范圍內都符合拉烏爾定律的混合物。(1)化學勢μB(l)=μ*B(l)+RTlnxB

(2)恒T，P混合過程的混合性質ΔmixV=0，ΔmixH=0，ΔmixS=-nR∑xBlnxB.>0，ΔmixG=nRT∑xBlnxB<o第五章化學平衡1.理想氣體反應的等溫方程：ΔrGm=ΔrGmθ+RTlnJp

其中Jp=Π(PB/Pθ)νB

注意：對于多相反應，通常只考慮氣相組分，固相或液相的活度近似認為為1。2.標準平衡常數：Kθ=exp(-ΔrGmθ/RT)=JPeq(即平衡常數的兩種計算方法)這樣等溫方程可以寫成ΔrGm=RTln（Jp/Kθ)

在等溫、等壓下：當Jp>K時，ΔrGm>0,逆向反應自發進行當Jp＝K時，ΔrGm＝0,反應處于平衡狀態當Jp<K時，ΔrGm<0,正向反應自發進行注意：有純凝聚態物質參加的理想氣體化學反應（參加反應所有物質）（只計氣體）3.相關反應標準平衡常數之間的關系：

利用狀態函數具有加和性的性質若在同一溫度下，幾個不同的化學反應具有加和性時，這些反應的標準摩爾反應吉布斯函數也具有加和性。根據各反應的標準摩爾反應吉布斯函數之間的關系，即可得出相關反應標準平衡常數之間的關系。

注意：(1)ΔrGmθ具有加和性，而K不具有加和性；（2）化學計量方程式寫法不同，K也是不同的。4.平衡常數與溫度的關系-范特霍夫方程ΔrHmθ為常數時ln(K2θ/K1θ)=-(ΔrHmθ/R)(1/T2-1/T1)(定積分)

5.溫度一定時(Kθ一定)，影響理想氣體反應平衡的其它因素：(1)壓力的影響(2)惰性組分的影響：相當于降低總壓。(3)反應物配比的影響：符合化學計量數之比時，產物在混合氣的比例最大。作業答案：P2465.11題：解：A(g)+B(g)=C(g)+D(g)t=01100t=te1/31/32/32/3

Σng=2mol

Σv(g)=0(1)K?=Kn[P/（P?

Σng)]Σv(g)=Kn=4(2)A(g)+B(g)=C(g)+D(g)t=01200t=te1-nc2-ncncnc

K?=Kn=nc2/[(1-nc)(2-nc)=4∴nc=0.845mol(3)A(g)+B(g)=C(g)+D(g)t=0110.50t=te1.5-nc1.5-ncncnc-0.5

K?=Kn=nc(nc-0.5)/(1.5-nc)2=4∴nc=1.096mol(4)A(g)+B(g)=C(g)+D(g)t=00012t=te1-nc1-ncnc1+nc

K?=Kn=nc(1+nc)/(1-nc)2=4∴nc=0.543molP2495.27題：解：C6H5C2H5(g)=C6H5C2H3(g)+H2(g)t=0n00t=ten(1-α)nαnα

Σng=n(1+α)

Σv(g)=1(1)P=100kPa時，K?=α

2P/[P?(1-α)(1+α)]=1.51∴α=77.6%(2)P=10kPa時，K?=α

2P/[P?(1-α)(1+α)]=1.51∴α=96.8%(3)C6H5C2H5(g)=C6H5C2H3(g)+H2(g)H2Ot=0n0010nt=ten(1-α)nαnα10n

Σng=n(11+α)

Σv(g)=1K?=α

2P/[P?(1-α)(11+α)]=1.51∴α=95.0%

第六章相平衡一、主要概念組分數，相數，自由度數，相圖，相點，露點，泡點，恒沸點二、重要定律與公式本章主要要求掌握相律的使用條件和應用，單組分和雙組分系統的各類典型相圖特征、繪制方法和應用，利用杠桿規則進行有關計算。1、相律：F=C-P+n,其中：C=S-R-R’(1)強度因素T，p可變時n=2(2)對單組分系統：C=1,F=3-P,最大自由度數為2(3)對雙組分系統：C=2，F=4-P，最大自由度數為3；應用于平面相圖時恒溫或恒壓，F=3-P2、單組分系統的典型相圖對于單組分系統C=1，F=C-P+2=3-P。當相數P=1時，自由度數F=2最大，即為雙變量系統，通常繪制蒸氣壓-溫度(p-T)相圖，常見的相圖：(a)水的相圖(注意水的三相點與冰點的區別）(b)硫的相圖三相點與冰點不同：三相點：是純水在其飽和蒸氣壓下凝固點。水的三相點為610Pa，0.01℃。冰點：p=101.325kPa下，被空氣飽和的水的凝固點（101.325kPa，273.15K）。3、二組分系統的相圖類型：恒壓的t-x(y)和恒溫的p-x(y)相圖。相態：氣-液平衡相圖。(1)氣-液平衡相圖根據液態的互溶性分為完全互溶(細分為形成理想混合物、最大正偏差和最大負偏差)、部分互溶(細分為有一低共溶點和有一轉變溫度的系統)和完全不溶(溶液完全分層)的相圖。可以作恒溫下的p-x(壓力-組成)圖或恒壓下的t-x(溫度-組成)圖(2)雙組分系統的相圖在恒溫或恒壓下得到，故相律F=C-P+1。單相區：P=1，F=C-P+1=2-1+1=2兩相區：P=2，F=C-P+1=2-2+1=1三相點：P=3，F=C-P+1=2-3+1=0，為無變量系統。(3)具有最大正偏差和具有最大負偏差系統二組分液態混合物的氣-液平衡相圖甲醇（A)-氯仿（B)氯仿（A)-丙酮（B)注意：恒沸混合物的組成取決于壓力，壓力一定，恒沸混合物的組成一定，壓力改變，恒沸混合物的組成改變，甚至恒沸點可以消失。這證明恒沸混合物不是一種化合物。4.杠桿規則的應用杠桿規則:設n為系統的總摩爾數，x、y為液相、氣相的摩爾分數，當系統氣、液兩相平衡時，有xByBn(l)n(g)xB,On(l){xB,O-xB}=n(g){yB-xB,O}且有:n=n(l)+n(g)若A、B兩物質能形成理想液態混合物，則氣、液兩相平衡時有：PA=PA*xA=PA*(1-xA)PB=PB*xB=PB*(1-xA)P=PA+PBPA=yAP第七章電化學一、重要概念

陽極、陰極，正極、負極，原電池，電解池，電導G，電導率k，(無限稀釋時)摩爾電導率Λm，遷移數t，可逆電池，電池的電動勢E，電池反應的寫法，標準電極電位,電極的類型二、重要定律與公式1．電解質部分(1)法拉第定律：氧化態+ze－→還原態

Q=zFξ=It(F=96500C·mol-1)通過電極的電量正比于電極反應的反應進度與電極反應電荷數的乘積（2）離子遷移數的定義及測定方法（Hittorf法）(3)電導G=1/R=kA/l電導率：k=Gl/A=Kcell/R

注意：電導的測定可利用惠斯通電橋，為了防止電解或極化，應采用適當頻率的交流電源。摩爾電導率：Λm=k/c電導率、摩爾電導率與濃度關系：稀的強電解質：(4)離子獨立定律：無限稀釋溶液，

堿金屬離子在25℃無限稀釋水溶液中的摩爾電導率的順序與電遷移率的順序是一致的，即k+為最大，Na+次之，Li+最小，這是離子在水溶液中有水合作用，離子本身越小，其水合作用的程度越大，電遷移率越小，摩爾電導率也越小。在25℃無限稀釋水溶液中，電遷移率最大陽離子是H+，電遷移率最大陰離子是OH-。(5)電導應用：i.計算弱電解質的解離度和解離常數對反應HA=H++A-

解離度a=Λm/Λm∞平衡常數ii.計算難溶鹽的溶解度難溶鹽(電解質)溶液電導率的加和性：k[溶液]=k[難溶鹽]+k[水]→k[難溶鹽]→摩爾電導率Λm≈Λm∞→溶解度c=k[難溶鹽]/Λm(6)平均活度及活度系數：電解質(7)德拜-休克爾極限公式：

25℃水溶液中A=0.509(mol·kg-1)-1/2例如：25℃時，0.005mol·kg-1的CaCl2水溶液CaCl2=Ca2++2Cl-有：υ+=1，υ-=2，z+=2,z-=-1,則b+=b，b-=2b所以，b±3=b+b-2=4b3

b±=41/3b=0.007937mol·kg-1I=1/2(0.005×22+0.01×12)=0.015mol·kg-1lgγ±=-0.509×2×1×0.0151/2=-0.1247∴γ±=0.75a±=0.005953a=2.095×10-7

2.原電池(1)熱力學

ΔrGm=－ZFE注意：

按上式計算出的ΔrHm是該反應在沒有非體積功的情況下進行時的恒溫恒壓反應熱。

按上式計算出的電池反應的可逆熱Qr,m，是有非體積功的過程熱，它并不是該化學反應的恒壓反應熱，因為通常所說的反應熱要求過程無非體積功。(2)能斯特方程

298.15K時：電池平衡時：(3)電極電勢對于還原反應：氧化態+ze-→還原態電極電勢

電池的電動勢：E=E右-E左

標準氫電極規定：氫氣壓力為1標準壓力、溶液中H+活度為1時的氫電極。即H+{a(H+)=1}|H2(g,100kPa)|Pt可逆電池的書寫方式(1)負極在左，正極在右，按物質接觸順序依次書寫。(2)注明物質的相態、壓力（逸度）或濃度（活度）。(3)“│”：代表兩相的界面；“”：代表鹽橋；“┊”：代表兩種液體的接界；“，”代表混合溶液中的不同組分。另外，寫電池反應時，應注意以下幾點：1.電池反應應包括陽極反應、陰極反應及電池反應；2.陽極反應、陰極反應得失電子數應相等；陽極反應失去電子，電子數寫在等式的右邊；陰極反應得到電子，電子數寫在等式的左邊，電子帶負電荷。另外電池反應中若是單液電池，陰、陽離子不要分開寫，且應標明各物質的相態。4）鹽橋只能降低液接電勢，但不能完全消除。1）鹽橋中離子的t+≈t-，使Ej≈0。2）最適合鹽橋條件的強電解質溶液為KCl的飽和溶液，因為K+與Cl-的遷移數相近。當有Ag+時用KNO3或NH4NO3等強電解質溶液。3）鹽橋中鹽的濃度要很高，常用飽和溶液。但是不能有晶體。

（4）液接電勢的消除——鹽橋（Saltbridge）3.電極的種類

（1）第一類電極 將某金屬或吸附了某種氣體的惰性金屬置于含有該元素離子的溶液中構成的。包括金屬電極、氫電極、氧電極和鹵素電極。

（2）第二類電極 包括金屬-難溶鹽電極和金屬-難溶氧化物電極。(1)金屬-難溶鹽電極：在金屬上覆蓋一層該金屬的難溶鹽，然后將它浸入含有與該難溶鹽具有相同負離子的易溶鹽溶液中而構成的。最常用的有銀-氯化銀電極和甘汞電極。電極反應：Hg2Cl2(s)+2e-2Hg(l)+2Cl-（3）第三類電極在同一溶液中存在某離子的氧化態和還原態，它們借助惰性電極作導體，發生電極反應。4.原電池設計舉例從化學反應設計成電池，抓住三個環節：1.確定電解質溶液2.確定電極

3.復合反應注意：設計原電池時，中間應加鹽橋消除液體的接界電勢。

第十章表面現象一、主要概念分散度，比表面，表面與界面，表面張力與影響因素，表面功，比表面吉布斯函數，潤濕，沾濕，浸濕，鋪展，潤濕角，附加壓力，毛細現象，亞穩狀態與新相生成，亞穩現象及其解釋，吸附，吸附質，吸附劑，化學吸附，物理吸附，(平衡)吸附量，單分子層吸附理論，覆蓋率，吸附系數，表面過剩，正吸附與負吸附，表面活性劑，臨界膠束濃度，表面活性劑的去污和潤濕作用原理。二、主要公式1．比表面as=As/V或as=As/m2．表面功與表面張力dW'r=dG=(F/2l)dAs=γdAs(T，p，N一定)γ=F/2l=(dW'r/dAs)T，p，N

=(G/As)T,，p，N

3.高度分散系統的熱力學方程dG=-SdT+Vdp+ΣμBdnB+γdAs4.亞穩狀態和新相生成

在新相最初生成時，其最初生成新相的顆粒是很小的，其比表面和表面吉布斯能都很大，體系處于不穩定狀態，所以體系中要產生一個新相是比較困難的。

由于新較難生成，因而引起各種過飽和現象。這些過飽和現象從熱力學觀點看是不穩定的，稱為亞穩(或介穩)狀態。介穩狀態（過飽和蒸汽、過飽和溶液、過冷液體、過熱液體等）5.潤濕與楊氏(Young)方程γs=γls+γlcosθ，θ-潤濕角鋪展系數(spreadingcoefficient):s=γs-γls-γl

鋪展的必要條件：S0

習慣上，人們常用接觸角來判斷液體對固體的潤濕。當θ<90°時，稱為潤濕當θ>90°時，稱為不潤濕當θ=0°或不存在時，稱為完全潤濕當θ=180°時，稱為完全不潤濕

按潤濕程度的深淺一般可將潤濕分為三類：(a)沾濕：固體表面與液體表面相接觸時，原氣-固界面及氣-液界面轉變為固-液界面的過程。(b)浸濕：當固體浸入液體時，氣-固界面完全被固-液界面所取代的現象。(C)鋪展：少量的液體在光滑的固體表面(或液體表面)上自動展開，形成一層薄膜的過程。6.彎曲液面現象附加壓力-拉普拉斯(Laplace)方程：Δp=2γ/r

對于肥皂泡,由于具有內、外兩個球形表面，所以Δp=4γ/r

(2)毛細現象公式：(3)彎曲液面的飽和蒸氣壓-開爾文公式：物理吸附化學吸附吸附力范德華力化學鍵力吸附熱較小,近于液化熱較大,近于化學反應熱吸附選擇性無選擇性有選擇性吸附穩定性不穩定,易解吸比較穩定,不易解吸吸附分子層單分子層或多分子層單分子層吸附速率較快,且不受溫度影響較慢,溫度升高速率加快7．吸附現象（1）固體表面的吸附：由于物理吸附和化學吸附在分子作用力有本質的不同，所以表現出許多不同的性質。要點：A.單分子層吸附。（最基本的假設）B.固體表面均勻。C.被吸附在固體表面上的分子間無作用力。D.吸附與解吸是動態平衡。(2)氣-固吸附，朗繆爾吸附等溫式公式：

由飽和吸附量Vma可計算吸附劑的比表面as。

式中:V0為1mol氣體在標準狀況(0℃,101.325KPa)下的體積,V0=22.4dm3·mol-1L為阿伏加德羅常數(6.022×1023mol-1)am為每個被吸附分子的截面積或Va的單位：dm3/kg（1）若，則，正吸附（2）若，則，負吸附（1）若，則，正吸附（3）若，則，無吸附(3)溶液表面的吸附-吉布斯等溫吸附方程：