第一篇：物理化學基礎知識總結上冊

物理化學基礎知識總結上冊

第一章 熱力學第一定律及其應用

1．體系與環境：我們用觀察，實驗等方法進行科學研究時，必須先確定所要研究的對象，把一部分物質與其余的分開（可以是實際的，也可以是想像的）。這種被劃定的研究對象，就稱為體系或系統，而在體系以外與體系密切相關，影響所能及的部分，則稱為環境。根據體系和環境之間的關系，可以把體系分為三種：體系完全不受環境的影響，和環境之間沒有物質或能量的交換者，稱為隔離體系或孤立體系；體系與環境之間沒有物質的交換，但可以發生能量的交換者，稱為封閉體系；體系不受上述限制，即體系與環境之間可以有能量以及物質交換者，稱為敞開體系。明確所研究的體系屬于何種體系是至關重要的。由于處理問題的對象不同，描述他們的變量不同，所適用的熱力學公式也有所不同。描述體系宏觀性質的熱力學變量可分為兩類：廣度性質（容量性質）和強度性質。廣度性質的數值與體系的數量成正比。此種性質具有加和性，即整個性質的某種廣度性質是體系中各部分該種性質的總和。廣度性質在數學上是一次齊函數。強度性質此種性質不具有加和性，其數值取決于體系自身的特性，與體系的數量無關。強度性質在數學上是零次齊函數。體系的某種廣度性質除以總質量或物質的量（或者把體系的兩個容量性質相除）之后就成為強度性質。若體系中所含物質的量是單位量，即一摩爾，則廣度性質就成為強度性質。

2． 熱力學平衡態和狀態函數：熱平衡，力學平衡，相平衡，化學平衡。當體系處于一定的狀態時，其廣度性質和強度性質都具有一定的數值。但是體系的這些性質彼此之間是相互關聯的，通常只需要指定其中的幾個，其余的也就隨之而定了。也就是說，在這些性質之中只有部分是獨立的。體系的某些性質的改變只與始態和終態有關，而與變化時所經歷的途徑無關。在熱力學中，把具有這種特性的物理量叫做狀態函數。熱和功與其改變的途徑有關，是過程函數，從微觀角度來說，功是大量質點以有序運動而傳遞的能量，熱量是大量質點以無序運動方式而傳遞的能量。3． 熱力學第一定律：熱力學第一定律是建立內能函數的依據，它既說明了內能、熱和功可以相互轉化，又表述了它們轉化時的定量關系，所以這個定律是能量守恒與轉化定律在熱現象領域內所具有的特殊形式。如果將體系的內能擴展為一切能量，則熱力學第一定律就是能量守恒與轉化定律。熱力學第一定律也可以表述為：第一類永動機是不可能造成的。內能是體系內部能量的總和。由于人們對物質運動形式的認識有待于繼續不斷的深入探討，認識永無窮盡。所以內能的絕對值是無法確定的，但這一點對于解決實際問題并無妨礙，我們只需要知道在變化中的改變量就行了。熱力學正是通過外界的變化來衡量體系狀態函數的變化量，這是熱力學解決問題的一種特殊方法。4． 準靜態過程與可逆過程：功的計算方法分為以下幾種：自由膨脹、外壓始終維持恒定、多次等外壓膨脹、可逆膨脹，但是功的計算最基本的思路是其基本公式外壓乘以體積的膨脹，其中根據過程的不同其具體形式不同，但都是在這基本公式的基礎上演化而來的。根據熱力學第一定律，內能的改變量決定于始、終狀態，由于功的數值與過程有關，顯然熱的數值也必于變化的途徑有關。同樣，不能說體系中含有多少熱量和功。功和熱是被傳遞的能量，/ 8 都不是狀態函數，只有在過程發生時，才有意義，也只有聯系某一具體的變化過程時，才能求出功和熱來，也就是說功和熱是體系的過程函數，在其具體的變化過程中才能體現出來，計算出來，不是狀態函數。準靜態過程：整個過程可以看成是由一系列極接近于平衡的狀態所構成，這種過程稱為準靜態過程。準靜態過程是一種理想化的過程，實際上是辦不到的。因為一個過程必定引起狀態的改變，而狀態的改變一定破壞平衡。但一個過程進行的非常非常慢，速度趨于零時，這個過程就趨于準靜態過程。

5． 可逆過程：某一體系經過某一過程，由狀態1變到狀態2之后，如果能使體系和環境都完全復原（即體系回到原來的狀態，同時消除了原來過程對環境所產生的一切影響，環境也復原），則這樣的過程就稱為可逆過程。反之，如果用任何方法都不可能使體系和環境完全復原，則稱為不可逆過程。在可逆膨脹過程中體系所做的功最大，而使體系復原的壓縮過程中環境做的功最小。可逆過程是一種理想的過程，是一種科學的抽象，客觀世界中并不真正存在可逆過程，實際過程只能無限地趨近于它。但是可逆過程的概念卻很重要。可逆過程是在體系接近于平衡的狀態下發生的，因此它和平衡態密切相關。以后我們可以看到一些重要的熱力學函數的增量，只有通過可逆過程才能求得。可逆過程這個概念很重要！

6． 焓：引入了焓這個狀態輔助函數，它的數學定義表達式。在不做非膨脹功的條件下，體系在等容過程中所吸收的熱量全部用于增加內能；體系在等壓過程中所吸收的熱量，全部用于使焓增加。這個概念應該予以理解，焓是體系的狀態函數，不是在等壓條件下才存在，只是在等壓條件下吸收的熱量等于焓的改變量。由于一般的化學反應大都是在等壓下進行的，所以焓更有實用價值。

7． 對封閉體系（均相且組成不變）加熱時，設從環境吸進熱量，體系的溫度從1升高到2，則定義平均熱容，溫度的變化很小時可以寫成微分的形式。對于不同的條件是等容或等壓條件是其公式不一樣，一個針對內能，一個針對焓。等容熱容和等壓熱容一般視為常數，但有時候也考慮是溫度的函數，這時候就去積分。

8． 熱力學第一定律對理想氣體的應用：蓋-呂薩克-焦耳實驗說明理想氣體的內能和焓只是溫度的函數，不考慮體積和壓力的影響，這在做題目時也是很好的一個思路。理想氣體的等壓熱容和等容熱容之間的關系相差一個氣體常數值。這個可以用公式進行推導，詳見課本35—36頁。絕熱過程的功和過程方程式，對于理想氣體絕熱可逆過程存在過程方程，這也是求解此類題目的關鍵所在，利用其過程方程和理想氣體狀態方程去求解一些量。在過程中完全理想的絕熱或完全理想的熱交換都是不可能的，實際上一切過程都不是嚴格地絕熱或嚴格地等溫，而是介于兩者之間。這種過程稱為多方過程，它的方程式也應該介于等溫可逆和絕熱可逆過程之間，對于實際過程而言，但一般求解還是這兩個理想過程。

9． 實際氣體：理想氣體具有理想氣體狀態方程式，并且具有其特性，但對于實際氣體的考慮就較為復雜一些。實際氣體的狀態方程式有很多版本，例如范德華氣體方程式等等。對實際氣體的考慮一般要從最基本的公式結合具體的方程式去推導，理想氣體的一些結論只不過是很熟練而已，其實其具體的推導也是從基本公式來推導。例如對于理想氣體而言內能和焓僅僅是溫度的函數，但對于實際氣體而言就要考慮體積和壓力的影響。有關實際氣體的一些/ 8 求算應該予以掌握。對于實際氣體的討論有一個節流實驗，這個過程是一個絕熱過程和等焓過程，在這的基礎上去推導焦耳-湯姆遜系數，根據具體的實際氣體來討論該系數的正負，進而判斷節流前后的溫度的變化；對于理想氣體該系數為零，溫度前后不發生變化。

10． 赫斯定律：實驗證明，不管化學反應是一步完成的，還是分幾步完成的，該反應的熱效應相同。換言之，即反應的熱效應只與起始狀態和終了狀態有關，與變化的途徑無關，著就是赫斯定律。這個定律是根據一些反應求解某一反應的狀態函數的數值的理論依據，要靈活應用有時候會結合電化學方面的內容。

11． 幾種熱效應：焓的絕對值是無法測定的，可以通過一些數據來進行求其變化前后的改變量。例如：化合物的生成焓、自鍵焓估算生成焓、離子生成焓、燃燒焓等等，可以通過它們去求解反應的焓變。

12． 反應熱與溫度的關系----基爾霍夫定律：在等壓下，若使同一化學反應分別在兩個不同的溫度下進行，則所產生的熱效應一般不同。等壓下的熱效應也就是焓與溫度的關系，滿足基爾霍夫定律，但一般在溫度變化較小的情況下可以做簡單處理視為常數。對于熵也可以這樣處理，但注意的是在變化過程中沒有相的變化。

13． 絕熱反應---非等溫反應：對于實際反應而言既不是完全的等溫又不是完全的絕熱。這是兩個極限的過程，我們一般都做等溫處理，即反應前后的溫度視為不變。絕熱反應也是反應的另一個極限，這個過程有幾點假設絕熱等壓過程，即焓變等于零，進而求該反應的最高反應溫度。

14． 熱力學第一定律的微觀說明：對于內能的改變和功和熱之間的關系從微觀的角度進行解釋。內能是體系內部能量的總和。其中功的改變從微觀解釋是能級間隔發生了改變，但各能及間隔上的粒子數沒有改變；熱的改變從微觀解釋是能級的間隔并沒有發生改變，而粒子在能級上的數量發生改變。從微觀的角度去解釋內能和功及熱之間的關系，即它們之間的微觀關系。15． 熱容---能量均分原理：經典的能量均分原理是從自由度的角度來進行解釋的，平動、轉動、振動等都可以從自由度的角度來進行能量的估計，用能量均分原理。這個原理的缺點就是不能說明熱容與溫度的關系。其之間的關系應該從量子理論來解釋。

第二章熱力學第二定律

---熱力學第二定律說明了反應進行的方向和反應的限度問題

1．自發變化的共同特征-----不可逆性：自發變化乃是熱力學的不可逆過程。這個結論是經驗的總結，也是熱力學第二定律的基礎。上述自發變化都不會自動逆向進行，但這并不意味著它們根本不可能倒轉，借助于外力可以使一個自動變化發生后再逆向返回原態。熱力學第二定律的幾種文字表述：

一、克勞修斯的說法：不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體，而不引起其他變化。

二、開爾文說法：不可能從單一熱源取出熱使之完全變為功而不發生其它的變化。這兩種說法實際上是等效的。克勞修斯從卡諾定理（討論的是可逆機與不可逆機的熱機效率問題，但它具有非常重大的意義。它在公式中引入了一個不等號。就是這個不等號解決了化學反應的方向問題，同時卡諾定理在原則上也解決了熱機效率的極限值問題）的推導中引入了一個非常重要的概/ 8 念即熵的概念。熵是一個狀態函數，并且可以根據自身的變化來判斷絕熱體系和隔離體系的變化的方向問題。同時熵的引入也間接的引入了兩個重要的熱力學狀態函數亥姆霍茲函數和吉布斯函數。用它們可以判斷一定條件下體系的反應方向問題和反應限度問題。

2．克勞修斯不等式與熵增加原理：克勞修斯在卡諾不等式的基礎上經過推導引入了熵這個狀態函數，用克勞修斯不等式可以判斷反應進行的方向即過程的可逆性，也可以作為熱力學第二定律的一種數學表達形式。對于絕熱體系和隔離體系不可逆變化過程的熵大于零即熵增加原理。

3．熱力學第二定律的本質和熵的統計意義：我們知道熱是分子混亂運動的一種表現。因為分子互撞的結果混亂的程度只會增加，直到混亂度達到最大程度為止（即達到在給定情況下所允許的最大值）。而功則是在與有方向的運動相聯系是有秩序的運動，所以功轉變為熱的過程是規則運動轉化為無規則的運動，是向混亂度增加的方向進行的。而有秩序的運動會自發地變為無秩序的運動。反之，無秩序的運動卻不會自動地變為有秩序的運動。對于氣體的混合和熱的傳遞都可以從這個方面去解釋，由此可見一切不可逆過程都是向混亂度增加的方向進行，而熵函數則可以作為體系混亂度的一種量度。這就是熱力學第二定律所闡明的不可逆過程的本質。

4．熵和熱力學概率-----玻爾茲曼公式:熵和體系的微觀狀態數有關，進而建立了宏觀熱力學和微觀之間的關系即統計熱力學。通過微觀的狀態數去分析和闡述宏觀的性質。

5．亥姆霍茲函數和吉布斯函數：在引入熵函數的基礎上，通過克勞修斯不等式間接引入了這兩個重要的熱力學函數。它們也可以對體系變化的方向在一定條件的前提下進行判斷。

6．化學變化中的吉布斯自由能變----化學反應的等溫式：對于一個化學反應方向的判斷不是用標準吉布斯自由能變來進行判斷，而是通過吉布斯自由能變來進行判斷，這個之間的關系就是化學反應的等溫式。通過此式可以判斷化學反應進行的方向。當達到平衡時吉布斯自由能變等于零，通過標準吉布斯自由能變和標準平衡常數之間的關系可以求平衡時的組成。這就涉及到兩個問題一是反應方向的判斷問題二是平衡時的組成問題。

7．幾個熱力學函數間的關系：一是熱力學函數之間的關系即推導出的輔助函數和一個吉布斯函數和亥姆霍茲函數之間的關系式。以及熱力學的四個基本公式。并且通過麥克斯韋關系式推導出的一些關系式是非常重要的，在一些公式的推導中是很有用的。課本上的（1）----（7）個關系式的推導是很重要的，它考慮了一般情況下的函數之間的關系。比如在實際氣體的討論中內能和焓不僅僅是溫度的函數還要考慮體積和壓力的影響，這些之間的關系就要結合基本公式和麥克斯韋關系式以及全微分的內容去推導。熵的計算中我們一般不考慮體積和壓力的影響，在其需要考慮時就要去推導。等等。。8．吉布斯自由能與溫度的關系------吉亥方程式：吉亥方程式是吉布斯自由能和亥姆霍茲自由能與溫度之間的關系的方程式，在前面說過焓和熵也是溫度的函數，但在溫度變化很小的情況下可視為常數，但吉布斯函數和亥姆霍茲函數則不能忽略溫度的影響。從吉亥方程式可以推導范特霍夫方程式即標準平衡常數與溫度的關系和電化學章節的溫度系數即電動勢與溫度的關系。這是很重要的。吉亥公式-----范特霍夫公式----溫度系數。

9．吉布斯自由能與壓力的關系：由熱力學基本方程式可以知道吉布斯是溫度和/ 8 壓力的特性函數，所以有時候也要考慮壓力對吉布斯函數的影響，對于化學勢與壓力的關系就是從這得來的。

10． 單組分體系的兩相平衡----熱力學對單組分體系的應用：對于純物質而言，結合熱力學基本方程推導出壓力和溫度之間的關系即克拉貝龍公式，在一些假設的基礎上得出克勞修斯-克拉貝龍方程。關于克克方程的一些計算是很重要的并且會結合拉烏爾定律和亨利定律的相關內容出題。關于摩爾蒸發熱，有一個近似的規則稱為楚頓規則，用它可以大致的估算蒸發熱的大小。克克方程、范特霍夫方程和阿侖尼烏斯方程在求解的技巧方面有很大相同之處。

11． 外壓與蒸汽壓的關系----不活潑氣體對蒸汽壓的影響：這方面的內容見課本147-148頁。

12． 多組分體系中物質的偏摩爾量和化學勢：在討論兩種或兩種以上的物質所構成的均相體系時，必須引入新的概念來代替對于純物質所用的摩爾量的概念，于是就引入了偏摩爾量這個概念。它考察的是多組分體系中物質的量對廣度性質的影響。存在兩個重要的公式一是偏摩爾量的集合公式二是吉布斯-杜亥姆公式。引入偏摩爾量這個概念都是在等溫等壓條件，因此這兩個公式也是在等溫等壓條件下成立。吉布斯-杜亥姆公式表明了偏摩爾量之間不是彼此無關的，而是具有一定的聯系。在討論溶液問題時，它是一個很重要的公式。

13． 在討論多組分體系中，熱力學基本方程也要考慮到物質的量即組成的因素，對內能、焓、亥姆霍茲和吉布斯對組成求偏導即得化學勢這個概念，但一般我們用到的是偏摩爾吉布斯自由能。注意偏摩爾量要求的條件必須是等溫等壓的條件，所以在化學勢的定義中只有偏摩爾吉布斯滿足這個條件才是偏摩爾量，才能滿足上面的兩個公式。

14． 化學勢在相平衡中的應用：某組分在兩相中分配達平衡時的條件是該組分在兩相中的化學勢相等。化學勢就是等溫等壓下的偏摩爾吉布斯，所以自發變化的方向是物質從化學勢較大的相流向化學勢較小的相，直到化學勢相等為止，即達到兩相平衡。

15． 化學勢與溫度、壓力的關系：根據偏微商的規則，可以導出化學勢與溫度、壓力的關系。化學勢與壓力的關系可以根據熱力學基本方程推導出來，等于偏摩爾體積。化學勢與溫度的關系也可以根據熱力學基本方程推導出來，等于偏摩爾熵的負數。這對于純物質而言就是吉布斯函數與溫度和壓力的關系。對于純物質來說，不存在偏摩爾量，它的偏摩爾量就是摩爾量。

16． 熱力學第三定律與規定熵：熱力學第二定律引入了熵這個函數，可以求得其改變量但其絕對值也沒有給出。熵在熱力學和統計熱力學中都沒有給定絕對值。第三定律規定：在零K時任何完整晶體的熵等于零。我們一般給出的是在標準狀態下溫度為298K時的數值與吉布斯和焓的給定值條件相同。熵規定的是零K時的值為零，通過公式求出在298K時的數值考慮相變的過程。有時候不是完美晶體其零K時的熵值不等于零，和統計熱力學求出的統計熵相比較得出的差值稱為殘余熵。熱力學第三定律的演化過程值得注意。詳見課本161—163頁。

第三章統計熱力學基礎

1.玻爾茲曼統計：對微觀體系用玻爾茲曼進行統計分析。在滿足粒子總數相等/ 8 和總能量相同的前提下體系可能具有很多微觀分布。在大量粒子存在時，可能有一種分布所對應的微觀狀態數幾乎等于體系總的微觀狀態數。這樣就可以用這種分布來代替體系總的微觀狀態。這種分布稱為玻爾茲曼最概然分布。在滿足前兩種條件的前提下，運用拉格朗日乘因子法去求微觀狀態數的最大值，進而求得對應這個最大值的粒子的分布。此分布就稱為玻爾茲曼最概然分布。將其代入就可以求得體系的微觀狀態數即體系總的微觀狀態數，根據玻爾茲曼公式就可以求得熵值。熵是體系體系混亂度的一種度量，它也是建立宏觀和微觀的一座橋梁。2．粒子配分函數：粒子配分函數是對體系中一個粒子的所有可能狀態的玻爾茲曼因子求和。因此又稱為狀態和。由于是獨立粒子體系，任何粒子不受其他粒子存在的影響，所以配分函數這個量是屬于一個粒子的，與其余的粒子無關，故稱為粒子的配分函數。粒子配分函數與熱力學函數之間的關系。通過玻爾茲曼公式得到熵與粒子配分函數之間的關系，進而得到亥姆霍茲函數與粒子配分函數之間的關系，進而可以推導出其他的熱力學函數與粒子配分函數之間的關系。對于定位體系和非定位體系有些關系式是不同的，其中亥姆霍茲、熵和吉布斯是不同的，內能、焓和熱容是相同的，其實不同也無大礙，因為在求改變量的時候這些常數項可以互相消去。粒子配分函數也熱力學函數之間的關系是很重要的。

3．粒子配分函數的分離：粒子的運動一般可以分為核運動、電子運動、平動、轉動和振動5種。其中對于單原子分子而言只考慮核運動、電子運動和平動，沒有轉動和振動。同時一般情況下也不予以考慮核運動，電子運動是否考慮應該具體問題具體去分析。粒子配分函數的析因子性質應該記住每個配分函數的推導由來，以及每個運動形式的能量表達形式和簡并度的概念，有些配分函數的推導會比較復雜一些，如平動和轉動的粒子配分函數的推導，由于其能級間隔較小，所以做近似連續處理用積分的方法，而對于振動而言能級間隔較大不能做以上處理，所以引用了一個公式簡化。根據粒子配分函數的析因子性質和熱力學函數之間的關系可以得出熱力學函數可以看成是各個配分函數的貢獻之和。其中主要還是會要求解平動、轉動和振動對其的貢獻，其中主要掌握的是平動摩爾熵（沙克爾-特魯德公式），轉動摩爾熵的計算公式。同時對于其他熱力學函數的貢獻，平動和轉動的公式比較重要一些，應該會予以推導，其次是振動。

4．狀態方程式：用統計熱力學的方法可以導出氣體的狀態方程式。對于理想氣體狀態方程式的推導應該予以掌握，它不僅僅適用與單原子理想氣體對于多原子的理想氣體仍然適用，因為其中是對體積求導，而對于配分函數而言只有平動配分函數中有體積項，所以不管是單原子或多原子都不考慮轉動和振動的影響。5．統計熱力學雜記：轉動特征溫度和振動特征溫度，以及在求解上的一些簡化。玻爾茲曼最概然分布公式的一些應用：不同能級上的粒子數之比，某一能級上的粒子百分數以及最可能的分布。各粒子配分函數對熱力學函數的貢獻公式的推導應用很重要，在一些計算和證明經常用到。

第四章溶液—多組分體系熱力學在溶液中的應用

1．溶液的概念：溶液從廣義而言可分為氣態溶液、固態溶液和液態溶液。它顯然是一個多組分的均相體系。我在這主要研究的是狹義的概念主要是液態溶液。溶液又可分為電解質溶液和非電解質溶液。第四章主要討論的是非電解質溶液（電解質溶液中離子間的作用力較非電解質復雜。電解質溶液考慮的是離子之間的靜電作用力是長程力，研究的方法不同。對于多組分均相體系來說，偏摩爾量是溶液的一個很重要的熱力學量，簡單地說，在溶液中偏摩爾量具有加和性，它/ 8 遵從偏摩爾量的集合公式。化學勢是偏摩爾吉布斯自由能，在討論溶液問題時，它是一個非常重要的物理量，在溶液的許多性質以及所涉及的公式都可以用化學勢來表示。化學勢是解決溶液問題一個很重要的函數。

2．溶液組成的表示法：溶液組成的表示法有物質的量分數、質量摩爾濃度、物質的量濃度和質量分數。其中之間的關系尤其對于極稀溶液的近似等式對于一些計算中還是有用的。

3．稀溶液中的兩個經驗定律：拉烏爾定律和亨利定律是稀溶液的兩個重要的經驗定律。對于理想溶液而言拉烏爾定律和亨利定律是內在統一的。對于稀溶液而言熔劑服從拉烏爾定律，溶質服從亨利定律。在討論這方面的問題時一定要注意，分清溶劑和溶質再利用其對應的定律處理問題。

4．多組分體系化學勢的各種求法：混合理想氣體化學勢的求法、混合實際氣體化學勢的求法、理想溶液化學勢的求法、稀溶液化學勢的求法。一定要掌握各個化學勢的推導過程。這個推導過程是考慮等溫下化學勢與壓力的關系，對于理想氣體和實際氣體的推導都是根據最基本的等式具體分析的，代入理想氣體方程式和實際氣體的方程式去推導。在實際氣體的推導過程中引入了逸度這個概念。在理想溶液和稀溶液的推導過程中用到了拉烏爾定律和亨利定律，具體的推導見課本249-264頁。

5．理想溶液和稀溶液的微觀說明：理想溶液的定義是凡是溶液中任一組分的化學勢在全部濃度范圍內都滿足化學勢的求算公式即為理想溶液。從微觀的角度去闡明理想溶液應該滿足兩個假定：一是混合前后總體積不變，二是分子間的作用能不變若假設A和B混合，A-A和B-B以及混合后的A-B之間的作用能相等，不能理解為理想氣體沒有作用力。對于理想溶液從微觀討論滿足以下幾個公式：混合體積、分子間的作用能、混合熵、混合焓、混合內能、混合亥姆霍茲和混合吉布斯。這幾個公式應該掌握，并且會予以推導。對于稀溶液而言有些不同，需要進行修正。

6．稀溶液的依數性：在本章中只討論非揮發性質二組分溶液的依數性如沸點升高、凝固點降低及滲透壓等，稱為依數性。何謂依數性是指在指定溶劑的種類和數量后，這些性質只取決于所含溶質分子的數目，而與溶質的本性無關。即只與溶劑的數量有關與溶質的種類無關，應該理解，（西安交大的一個選擇題）。對于關于稀溶液的一些公式必須掌握，了解部分推導過程。

7．吉布斯-杜亥姆公式和杜亥姆-馬居耳公式：在討論溶液問題時，有兩個重要的熱力學公式即吉布斯-杜亥姆公式和杜亥姆-馬居耳公式，前者更具有一般性，后者是前者的延伸和具體應用。這兩個公式屬于較理論的內容，有些難度。吉布斯-杜亥姆公式是各組分偏摩爾量之間的關系這里主要講到的是化學勢存在的關系；杜亥姆-馬居耳公式是吉布斯-杜亥姆公式的延伸，它主要討論二組分體系中各組分的蒸汽壓之間的關系。根據杜亥姆-馬居耳公式可知：一若組分A在某一濃度區間遵從拉烏爾定律，則在該濃度區間內組分B必遵從亨利定律。具體推導見課本285-285頁。二是倘若在溶液中增加某一組分的濃度后，使它在氣相中的分壓上升，則在氣相中另一組分的分壓必下降。這個不要自己憑空想像，應該根據具體的理論去推導結論才可以。三是可以求得總蒸汽壓與組成的關系，這也稱為柯諾瓦洛夫的第二規則。柯諾瓦洛夫最初是由實驗總結出這兩個規則的，而根據杜亥姆-馬居耳公式則可以從熱力學上予以證明。在相圖中可以得到具體的應用。這兩個公式比較理論，抽象具體理解見課本內容。

8．非理想溶液：前面講述了理想溶液的化學勢的推導和從微觀角度的討論，這/ 8 里講解非理想溶液，是在與理想溶液對比的基礎上進行討論，在推導化學勢的時候引入了活度的概念，也就是對理想溶液的修正。從微觀角度的討論，注意與理想溶液的一些結論進行比較，有異同。

9．超額函數：若要衡量整個溶液的不理想程度，則用超額函數較為方便。一般分兩種情況：一是正規溶液：超額熵等于零，超額吉布斯等于超額焓，此時的非理想性完全由混合熱效應而引起的，這種非理想溶液稱為正規溶液，正規溶液中各組分活度系數的對數與溫度成反比。二是無熱溶液：超額焓等于零，超額吉布斯等于超額熵乘以溫度的負數，此時的非理想性完全由熵效應而引起的，這種溶液稱為無熱溶液。無熱溶液中各組分的活度系數均與溫度無關。

10．分配定律---溶質在兩互不相容溶液中的分配：該定律的推導過程是根據某一組分在互不相容的兩相中的化學勢相等。化學勢是一個很重要的概念。分配定律的一個重要的應用就是計算萃取效率的問題。掌握萃取效率的公式。

第六章化學平衡

1．化學平衡是一種動態平衡。熱力學基本原理和規律應用于化學反應可以從原則上確定反應進行的方向，平衡的條件，反應所能達到的最高限度，以及導出平衡時物質的數量關系，并用平衡常數來表示。從化學熱力學的角度來推導化學反應的方向問題和平衡問題，是較理論的內容，具體見課本380-387頁。這也是對化學平衡最根本的認識。這章主要討論化學平衡的方向問題和條件以及化學反應的平衡問題以及平衡時的組成問題。平衡常數是溫度的函數，溫度不變平衡常數是定值。這符合范特霍夫方程。范特霍夫方程是在標準平衡常數與吉布斯函數關系的基礎上根據吉布斯-亥姆霍茲公式推導而來的。這方面的計算應予以掌握。2．用配分函數計算標準吉布斯自由能變和反應的標準平衡常數。從統計熱力學的觀點來看，化學平衡是體系中不同粒子的運動狀態之間達成的平衡，宏觀狀態的改變必定伴隨著能量的變化。因此，化學平衡的計算在統計力學中歸結為計算粒子的各種運動狀態和能量的問題，而配分函數正是反映了粒子的各種運動狀態和能量的分布。由于粒子之間的作用力是十分復雜的，因此，我們只能引用近獨立粒子體系的一些結果，即只處理理想體系。這也是統計熱力學章節的一些假設，研究的也是粒子之間沒有作用力的獨立粒子體系，又分為獨立粒子定位體系和非獨立（離域）粒子體系。掌握從統計熱力學的角度求解平衡常數的一些公式和計算。

3．溫度、壓力及惰性氣體對化學平衡的影響：在知道這些因素對化學平衡的具體影響時，應該會從理論上給予理解才行。根據范特霍夫方程可以分析溫度對平衡常數的影響。如果焓變不是常數，也看作溫度的函數，可以求出平衡常數與溫度的關系式，再進行分析。在這里還有一點就是：用壓力表示的平衡常數和用濃度表示的平衡常數之間的關系，具體見課本419頁。壓力和惰性氣體對化學平衡的影響，可以從壓力對吉布斯函數的影響來進行考慮，因吉布斯函數與平衡常數存在關系，因此就可以得出壓力對平衡常數的影響。從這個角度去考慮問題會更加簡單一些。壓力對平衡常數的影響，對于氣相反應我們一般不能忽略，對于凝聚相反應一般不予以考慮。對于這方面的計算應該掌握，對于氣相反應平衡常數的表示應該掌握，用分壓來表示。尤其注意有惰性氣體參加時的平衡常數的表示法。這方面的計算也是化學平衡這一章節的重點題。對于凝聚相反應有時候也要考慮壓力的影響，例如：石墨變成金剛石的反應的討論。同時對于高壓下的反應還要進行修正，用道爾頓-路易斯規則。/ 8

第二篇：物理化學上冊知識點總結

第一章：氣體

pV1、掌握理想氣體的狀態方程（?nRT）及分壓力、分體積等概念，會進行簡單計算

2、理解真實氣體與理想氣體的偏差及原因，了解壓縮因子Z的定義及數值大小的意義，熟悉范德華方程（理想氣體基礎上引入壓力、體積修正項）

第二章：熱力學第二定律；第三章：熱力學第三定律

1、系統性質（廣度、強度性質）

2、狀態函數特性（如：異途同歸，值變相等；周而復始，數值還原及在數學上具有全微分的性質等）

3、熱力學第一定律：ΔU =Q+W（Q、W取號的規定及各種過程對應計算）

4、恒容熱、恒壓熱及之間的關系式，能進行簡單計算，掌握焓的定義式，會應用赫斯定律

5、掌握各種不同過程的熱力學函數計算（單純PVT變化時自由膨脹、等溫、等壓、等容及絕熱可逆或不可逆等過程的U、H、A、G、S 等函變以及正常、非正常相變過程焓變、吉布斯函變和熵變計算（狀態函數法）

6、理解理想氣體的一些性質（如U、H僅為溫度函數、Cp與Cv的差值及單原子、雙原子理想氣體的CV，m和絕熱可逆過程過程方程式等）、實際氣體—節流膨脹過程（等焓過程，了解焦-湯系數等）

7、反應進度

8、如何由標準摩爾生成焓、燃燒焓計算標準摩爾反應焓變以及相關規定

9、反應焓變與溫度的關系（基爾霍夫定律）

10、自發過程及其共同特征；熱力學第二定律文字描述

11、卡諾循環、卡諾定理、熱機效率；熵的定義式及克勞修斯不等式

12、判斷過程可逆性及自發變化方向的各種判據

13、了解熱力學第三定律，掌握根據規定熵、標準摩爾生成焓、標準摩爾生成吉布斯函變計算化學變化過程中對應函數的變化值

14、熱力學函數間的關系及麥克斯韋關系式的應用（應用于各函數間的相互計算以及一些證明），了解各函數特征變量

15、了解Clapeyron方程，掌握Clausius-Clapeyron方程各種形式

第四章：多組分系統熱力學及其在溶液中的應用

1、熟悉偏摩爾量、化學勢表示，了解偏摩爾量加和公式和吉布斯-杜亥姆公式，掌握相平衡、化學平衡條件

2、了解各種不同情況化學勢的表達式，假想標準態等概念

3、掌握稀溶液中兩個經驗定律：拉烏爾、亨利定律表達式及簡單計算

4、掌握理想液態混合物的通性

5、了解依數性的一些結論

第五章：化學平衡

1、會表示任意化學反應的標準平衡常數、其它各種平衡常數，并能相互換算

2、熟悉化學反應等溫方程，并能應用其判斷反應方向

3、掌握范特霍夫方程各種形式并進行相關計算

4、了解溫度、壓力等各種因素對化學平衡影響的相關結論

5、掌握使用標準平衡常數定義式以及熱力學相關公式進算平衡組成的計算。

第六章：相平衡（相圖分析）

1、掌握相律的形式并會計算其中各個量

2、杠桿規則、對拉烏爾定律發生正負偏差，從而相圖上出現最高、最低點、恒沸混合物、蒸餾或精餾基本原理等（完全互溶雙液系）

4、、能看懂相圖并會使用相律分析相圖，并繪制步冷曲線（如較復雜的低共熔二元相圖、形成化合物系統及固態部分互溶的二組分相圖）

第三篇：物理化學總結[推薦]

物理化學總結

一、簡史

隨著化學與物理學兩個學科的發展，二者之間相互結合滲透并吸收其他學科(如計算機、數學等)的科研成果逐步形成比較成熟的現代的物理化學。熱力學第一定律和第二定律被廣泛地應用于化學系統。1840年，蓋斯(Hess)建立了熱化學定律。1876年，美國的化學家吉布斯(Gibbs)，對化學熱力學貢獻最大，引出了吉布斯自由能，定義了化學勢，形成一套完整的處理方法，對相平衡、化學平衡等進行了嚴密地數學處理。1884年范特荷夫(Van'tHoff),創立了稀溶液理論，推導出化學平衡的等溫方程式。1886～1893年間F.M.拉烏爾發表了關于系列物質蒸氣壓與溶液濃度、溶液凝固點與溫度方面論文提出了拉烏爾定律和非揮發溶質溶劑凝固點降低規律。J.W.吉布斯對多相系統平衡的研究并建立了相律，奠定了化學熱力學重要理論基礎。1886年，阿侖尼烏斯(S.Anhencus)建立電離理論，揭了電解質水溶液的本性。在化學動力學上作出很大貢獻。提出了阿侖尼烏斯方程式。1906年能斯特(W.Nernst)發現了熱定律，建立了熱力學第三定律，他還對電化學作出很大的貢獻，提出了能斯特方程。化學熱力學基本理論已經臻于成熟。

二、物理化學的特殊研究方法：

1、熱力學方法。以熱力學二個定律為基礎，研究宏觀體系。

2、統計力學方法。以幾率定律為基礎，核心是配分函數，是微觀方法。

3、量子力學方法。以薛定諤方程為基礎，是微觀方法。

三、學習內容

1、關于熱力學定律和熱力學基本方程

熱力學基本方程是熱力學理論框架的中心熱力學基本方程將p、V、T、S、U、H、A、G 等八個狀態函數及其變化聯系起來，它是一種普遍聯系，可以由一些性質預測或計算另一些性質。

主要公式：熱力學第一定律：△U＝Q—W焓H＝U＋pV

熱力學第二定律Clausius不等式：?SA?B—B?A?QT?0

Gibbs自由能定義：G＝H－TS

熵函數的定義：dS＝δQR/TBoltzman熵定理：S＝klnΩ

Maxwell關系：???S?＝??p??????V?T??T?V??S???V? ＝－??????p??T??p??T

dlnpClausius－Clapeyron方程式（兩相平衡中一相為氣相）dT＝?vapHm

RT2

在等溫過程中，一個封閉體系所能做的最大功等于其Helmbolz自由能的減少。等溫等壓下，一個封閉體系所能做的最大非膨脹功等于其Gibbs自由能的減少。要注意：

I.理想氣體的pVT變化；Ⅱ.實際氣體、液體或固體的pVT變化；Ⅲ.相變化；Ⅳ.化學 變化；Ⅴ.上述各種類型的綜合。⑶ 過程的特征：a.恒溫可逆過程；b.恒溫過程；c.絕熱可逆過程；d.絕熱過程；e.恒壓過程；f.恒容過程；g.上述各種過程的綜合；h.循環過程。⑷ 確定初終態。⑸ 所提供的物質特性，即pVT關系和標準熱性質。

2、統計熱力學基礎

研究由大量均為摩爾級微觀粒子組成的宏觀系統。統計熱力學認為宏觀系統性質取決微觀組成、粒子的微觀結構和微觀運動狀態。可分為平衡態統計熱力學和非平衡態統計熱力學。著重討論麥克斯韋－玻耳茲曼（Maxwall-Boltzmann）分布原理，通過粒子的配分函數把粒子的微觀性質與系統的宏觀性質聯系起來，用以闡述宏觀系統的平衡規律。主要公式：波茲曼公式：S＝klnΩ

giNigiNi

一種分布的微觀狀態數：定位體系：ti＝N！?非定位體系：ti＝?

N！N！iiii

波茲曼分布：

Ni

N

＝

gie－?i

kT

g

i

i

e

－?ikT

gAe－?A/kTgBe

－?B/kT

在A、B兩個能級上粒子數之比：

NA

＝NB

－?i/kTge分子配分函數定義：q＝?i－?i為能級能量

i

－?i/kTeq＝?－?i為量子態能量

i3、化學動力學

化學熱力學是解決物質變化過程的可能性，而化學動力學則是解決如何把這種可能性變

為現實性的科學。主要是反應速率的定義及測定。濃度對反應速率的影響：元反應、復雜反應，質量作用定律、速率方程，溫度對反應速率的影響：阿侖尼烏斯公式及其應用。復雜反應：平行反應、對行反應、連串反應，復雜反應近似處理方法。

?t2?lg?'??t2??? 主要公式：半衰期法計算反應級數：n＝1＋

?a’?lg??a????

Ea＝RT2

dlnkEk

ln2＝a

dTk1R

?11

?－?TT2?1?t1

?＝ln?t2?

4、溶液－多組分體系體系熱力學在溶液中的應用

組成可變的多組分系統熱力學基本方程與組成不變的相應方程的區別，就在于多了一項系數Σμidni。主要公式：拉烏爾定律

?

pA＝p亨利定律：p＝kxx＝kmmB＝kccB AxA

?

??T,p p?＝???T?＋RTlp

氣體：純理想氣體的化學勢

混合理想氣體中組分B的化學勢?B

?

?T,p?＝?B?T,p?＋RTlnxB

溶液：理想溶液組分的化學勢

?B?T,pp, x?＝??B?T?＋RTlnB

?

?T,p?＝?A?T,p?＋RTlnxA

稀溶液中各組分的化學勢溶劑：?A

稀溶液依數性：（1）凝固點降低：?Tf＝KfmB

（2）沸點升高：（3）滲透壓：

?Tb＝KbmB

?V＝nBRT5、相平衡和化學平衡

相平衡為兩大部分，一是實驗規律，二是理論推導與計算，它們是研究多組分系統相平

衡相輔相成的兩個方面。相律的推導及應用，單組分系統相圖。二組分系統典型相圖的特點及應用，杠桿規則。

化學平衡：等溫方程及標準平衡常數。標準摩爾反應吉布斯函數的計算。各種因素對平衡的影響，平衡組成的計算。

6、電化學

內容： 電解質溶液的導電機理，活度與活度系數。原電池、電解池和法拉第定律。

原電池熱力學，電極電勢、電池電動勢、能斯特方程。電池電動勢的測定及應用。超電勢、電解與極化。公式：（I）法拉第定律：Q＝nzFr?＝U?

?

?

dEdE1

r－＝U－Kce＝ R＝kRll

dldl?

?

離子獨立移動定律：?m＝?m,?＋?m,－＝U+＋U－F

?

??

?

c2

?m?

?

奧斯特瓦兒德稀釋定律：Kc＝? ?

?m?m－?m

平均活度系數：?

?

vv－

＝?＋??－

??

v

平均活度：a?＝

?a

v?＋

a

v－－

?

v

＝??

m?

? m

離子強度：I＝

mizi2?2i

德拜－休克爾公式：lg??＝－A|z＋z-－|

I

（ΔrGm）T,p＝zEF

標準電動勢E與平衡常數K的關系：E＝

φ

φ

φ

RT

lnK? zF

還原電極電勢的計算公式：?＝?－

?

aRT

ln還原態 zFa氧化態??E?

??T??p

電池反應的有關熱力學函數：?rSm＝zF?

??E?

?rHm＝－zEF＋zFT??

??T?p

（II）電解與極化作用E分解＝E可逆＋ΔE不可逆＋IRΔE不可逆＝η

陰＋η陽

η陰＝（φ可逆－φ不可逆）陰η陽＝（φ不可逆－φ可逆）陽

φ陽，析出＝φ陽，可逆＋η

η＝a＋blnj

E（實際分解）＝E（理論分解）＋η（陰）＋η（陽）＋IR

對電解池，由于超電勢的存在，總是使外加電壓增加而多消耗電能；對原電池，由于超電勢的存在，使電池電動勢變小而降低了對外作功的能力。在陰極上，（還原）電勢愈正者，其氧化態愈先還原而析出；同理，在陽機上，則（還原）電勢愈負者其還原態愈先氧化而析出。（需外加電壓小）

四、物化總結：

隨著科學的進展，今后物理化學發展趨勢將沿著從宏觀態向微觀態、從平衡態向非平衡態，從體相向表相、從靜態向動態研究方向發展。分子動態學、激光化學、表面結構化學、原子簇化學、生物及藥物大分子結構等代表著物理化學前沿性研究課題。物理化學將采用近代各種譜儀、物理化學實驗、計算機、自動化技術，不斷吸收主要是化學還有物理學、數學、分子生物學、材料科學等學科研究成果，諸多學科相互交叉滲透從不同側面聯系起來，愈加深刻地揭示出錯綜復雜的化學物質性質和行為，闡明其本質。

陽

φ陰，析出＝φ陰，可逆－η

陰

第四篇：《物理化學》學總結

XXX學校

2013—2014學年第一學期《物理化學》

教

學

總

結

XXX2013年12月18日

XXX學校2013—2014學年第一學期

《物理化學》教學總結

一學期即將過去，可以說緊張忙碌而收獲多多。總體看，認真執行學校教育教學工作計劃，轉變思想，積極探索，改革教學，在繼續推進我校“自主——創新”課堂教學模式的同時，把新課程標準的新思想、新理念和數學課堂教學的新思路、新設想結合起來，轉變思想，積極探索，改革教學，收到很好的效果。

一、業務學習

加強學習，提高思想認識，樹立新的理念。堅持每周的政治學習和業務學習，緊緊圍繞學習新課程，構建新課程，嘗試新教法的目標，不斷更新教學觀念。注重把學習新課程標準與構建新理念有機的結合起來。通過學習新的《課程標準》，認識到新課程改革既是挑戰，又是機遇。將理論聯系到實際教學工作中，解放思想，更新觀念，豐富知識，提高能力，以全新的素質結構接受新一輪課程改革浪潮的“洗禮”。

二、新課改

通過學習新的《課程標準》，使自己逐步領會到“一切為了人的發展”的教學理念。樹立了學生主體觀，貫徹了民主教學的思想，構建了一種民主和諧平等的新型師生關系，使尊重學生人格，尊重學生觀點，承認學生個性差異，積極創造和提供滿足不同學生學習成長條件的理念落到實處。將學生的發展作為教學活動的出發點和歸宿。重視了學生獨立性，自主性的培養與發揮，收到了良好的效果。

三、教學研究

教學工作是學校各項工作的中心，也是檢驗一個教師工作成敗的關鍵。一學期來，在堅持抓好新課程理念學習和應用的同時，我積極探索教育教學規律，充分運用學校現有的教育教學資源，大膽改革課堂教學，加大新型教學方法使用力度，取得了明顯效果，具體表現在：

（一）發揮教師為主導的作用、備課深入細致。平時認真研究教材，多方參閱各種資料，力求深入理解教材，準確把握難重點。在制定教學目的時，非常注意學生的實際情況。教案編寫認真，并不斷歸納總結經驗教訓。、注重課堂教學效果。針對高二年級學生特點，以愉快式教學為主，不搞滿堂灌，堅持學生為主體，教師為主導、教學為主線，注重講練結合。在教學中注意抓住重點，突破難點。、堅持參加校內外教學研討活動，不斷汲取他人的寶貴經驗，提高自己的教學水平。經常向經驗豐富的教師請教并經常在一起討論教學問題。聽公開課多次，在校內聽課8 節。、在作業批改上，認真及時，力求做到全批全改，重在訂正，及時了解學生的學習情況，以便在輔導中做到有的放矢。

四、工作中存在的問題、教材挖掘不深入。、教法不靈活，不能吸引學生學習，對學生的引導、啟發不足。3、新課標下新的教學思想學習不深入。對學生的自主學習, 合作學習, 缺乏理論指導。、差生末抓在手。由于對學生的了解不夠，對學生的學習態度、思維能力不太清楚。上課和復習時該講的都講了，學生掌握的情況怎樣，教師心中無數。導致了教學中的盲目性。

五、今后努力的方向、加強學習，學習新課標下新的教學思想。、學習新課標，挖掘教材，進一步把握知識點和考點。、多聽課，學習同科目教師先進的教學方法的教學理念。4、加強轉差培優力度。、加強教學反思，加大教學投入。

XXX2013年12月18日

第五篇：物理化學實驗大總結

物理化學實驗總結

實驗一 液體飽和蒸氣壓的測定

本實驗方法是否用于測定溶液的蒸汽壓，為什么？

我覺得不能用來測定溶液的蒸汽壓，因為蒸汽中混有水蒸氣，影響測量結果（不知道對不對）

實驗的的改進:

采用蒸餾水代替異丙醇，因為異丙醇是有毒.有刺激性的氣體。如果長期使用會對師生的身體健康產生威脅，還會污染實驗室的環境。用蒸餾水代替異丙醇后不僅降低了原料的成本，又保護了實驗室的環境，對師生的身體健康也是有益的。

實驗二 燃燒熱的的測定

實驗關鍵：點火成功、試樣完全燃燒是實驗成敗關鍵，可以考慮以下幾項措施：

①試樣應進行磨細、烘干、干燥器恒重等前處理，潮濕樣品不易燃燒且有誤差。

壓片緊實度：一般硬到表面有較細密的光潔度，棱角無粗粒，使能燃燒又不至于引起爆炸性燃燒殘剩黑糊等狀。

②點火絲與電極接觸電阻要盡可能小，注意電極松動和鐵絲碰杯短路

問題。

③充足氧(2MPa)并保證氧彈不漏氧，保證充分燃燒。燃燒不完全，還時常形成灰白相間如散棉絮狀。

實驗的的改進:

在此次實驗中，通常將點火電流控制旋鈕事先測試并固定在第十

個數據，這種處理方法長會出現電流過小或過大.點火的時間過短或

過長的現象，可將點火電流控制旋鈕在點火之前至最小值，按下點火

鍵后，在將點火電流控制轉鈕勻速的向電流增加的方向旋轉，并將點

火時間控制在5s以內，在點火指示點火結束后，終止點火。這樣控

制點火電流，使燃燒絲有一個在小電流下預熱.發亮的過程，同時也

使藥品受到預熱而易被點燃，在較高壓力氧氣存在的條件下，紅熱的燃燒絲立即被高溫氧化，耐火度迅速提高，在較高電流作用下，燃燒

絲才會熔斷，從而提高藥品連同燃燒絲一起被燒掉的機會，提高點火

功率。

實驗三 最大氣泡壓力法測定液體表面張力

最大氣泡法測表面張力實驗中，理論計算所得值與實驗測得數值存在偏差的因素是什么？

1：首先要保證裝置不能有一點點漏氣，所以在玻璃裝置的某些接口

處涂點凡士林。

2：要保證毛細管尖端的潔凈與完好無損，但實際中總是會有點缺陷，如果將毛細管尖端換成是一次性的東西，然后再與毛細管相連，但這

樣之后就可能不能保證整個毛細管的垂直，所以不知道可不可行。

3.本實驗還有一個問題，就是要求毛細管與液面相切，但實際中可能

做不到；但伸入液面△h的話，測出來的又不是表面的張力，所以不

知道這個問題還不知道怎么解決。

實驗四 蔗糖水解反應速率常數的測定

1.WXG-4圓盤旋光儀的正確使用方法

1.準備工作

1）先把預測溶液配好，并混合均勻；

2）把預測溶液盛入試管待測。但應注意試管兩端螺旋不能旋得太緊

（一般以隨手旋緊不漏水為止），以免護玻片產生應力而引起視場亮

度發生變化，影響測定準確度，并將兩端殘液揩拭干凈；

3）接通電源，約點燃10min，待完全發出鈉黃光后，才可觀察使用；

4）檢驗度盤零度位置是否正確，如不正確，可旋松度盤蓋四只連接

螺釘、轉動度盤殼進行校正

2.測定工作：

1）打開鏡蓋，把試管放入鏡筒中測定，試管內不應有氣泡，否則會

影響觀察和測定；

2）調節視度螺旋至視場中三分視界清晰時止；

3）轉動度盤手輪，至視場照度相一致時止；

4）從放大鏡中讀出度盤所旋轉的角度；

2.蔗糖水解反應速率常數的測定中為什么可以用粗天平稱取反應物

蔗糖的用量 ？

答：因為蔗糖水解為一級反應，反應物起始濃度不影響反應速度常數，還有實驗中用到的蔗糖是普通的食用蔗糖，品質較差，里面混有比較

多的雜質，純度不是很高。所以，用粗天平稱取蔗糖用量。因為即使

用精密度很高的天平稱蔗糖也沒有太大意義。

實驗心得：通過這四個物理化學實驗使我掌握了物理化學實驗的的基本方法和技

能，根據所學的內容設計實驗，正確的選擇和使用儀器。重要的是如何應用計算

機軟件進行數據模擬.數據分析等（學會了originr軟件求斜率，excel繪圖等），培養了我們正確的觀察現象，記錄數據以及分析式樣的結果能力，還培養我們嚴

肅認真.實事求是的科學態度。通過物理化學的實驗加深和鞏固了對所學的知識的理解，還提高了我們團隊協作的能力。

至尊敬的方老師：當我們上第一節課的時候，您就給我留下了深刻的印象，您把

前幾屆學生的成績都寫在黑板上了，還分析了成績情況。從中可以看出方老師在教學方面的嚴謹。經歷了這半年的相處，感覺方老師是個非常嚴謹的人，尤其是

在時間方面。從高中到大學，從來沒有一個老師向您方老師半雙語式的教學方式，這種方式我們都感覺挺好的，在一定程度上提高了同學的學習熱情，但我感覺英

語有點少。希望方老師在以后的教學方面能多一點英語。方老師在講課方面有自

己的獨特的方法，因材施教，還有老師提問的方式也非常新穎，經常能夠提問到

同學知識上的盲區，而且涉及知識面特別廣，能讓同學了解到許多課本之外的東

西，但講課的語速有點快，希望老師在以后的教學過程中能把語速放慢些。

我是一個貪玩的學生，在開學之初對于物理化學這門學科沒有足夠的認識，上課也沒有完全投入，課堂筆記也不是非常細致，由于個人原因曾缺席兩節課，經過二個月的學習之后，發現自己在知識方面有較多的漏洞，這是才意識到物理化學的重要性，我心里非常著急，不知道自己是否能把落下的知識補回來。這時老師上課提問的教學方式對我起到了很大的作用，在幾次的提問后我漸漸的開始彌補以前落下的知識，利用課余時間向其他同學請教不會的知識并且和他們一起討論研究。在最后的期末復習中，方老師還精心整理出非常細致的框架，對于我們復習給與了極大的幫助。最后的最后方老師還給我們一些人生經驗。經過這一學期的接觸，發現方老師是個非常值得我們尊敬和學習的人，在知識上一絲不茍，治學嚴謹，對學生嚴格但并不嚴厲，傳授知識的過程中細致而富有幽默感。最后說聲：謝謝您方老師。