化学反应（等温p外ΔV 等压） Qp ΔrUm＝ ΔrHm－ ΔrHm＝
溶液－多组分体系体系热力学在溶液中的应用
溶液组成的表示法：（1）物质的量分数：（2）质量摩尔浓度：（3）物质的量浓度： （4）质量浓度 拉乌尔定律 亨利定律：
化学势的各种表示式和某些符号的物理意义： 气体：
（1）纯理想气体的化学势 标准态：任意温度，p＝pφ＝101325Pa。μφ（T）为标准态时的化学势
（2）纯实际气体的化学势 标准态：任意温度，f＝pφ且复合理想气体行为的假想态（即p＝pφ，γ＝1），μφ（T）为标准态时的化学势。
（3）混合理想气体中组分B的化学势 因为 所以不是标准态时的化学势，是纯B气体在指定T、p时的化学势。 溶液：
（1） 理想溶液组分的化学势
所以不是标准态时的化学势而是温度为T、溶液上方总压为p时，纯液体B的化学势。
（2） 稀溶液中各组分的化学势
溶剂： 不是标准态时的化学势而是温度为T、溶液上方总压为p时，纯溶剂A的化学势。 溶质：
，，均不是标准态时的化学势，均是T，p的函数，它们分别为：当xB＝1，mB＝1molkg－1，cB＝1moldm－3时且服从亨利定律的那个假想态的化学势。 （4）非理想溶液中各组分的化学势
溶剂： 不是标准态的化学势，而是aA,x＝1即xA＝1，γA＝1的纯组分A的化学势。 溶质：
，，均不是标准态时的化学势，均是T，p的函数，它们分别为：当aB,x＝1，aB,m＝1，aB,c＝1时且服从亨利定律的那个假想态的化学势。 （4）活度a的求算公式：
ü 蒸汽压法：溶剂aA＝γAxA＝pA /pA * 溶质：aB＝γBxB＝pA /kc ü 凝固点下降法：溶剂
ü Gibbs－Duhem公式从溶质（剂）的活度求溶剂（质）的活度。 （5）理想溶液与非理想溶液性质： 理想溶液： 非理想溶液： 超额函数：
溶液热力学中的重要公式： （1） Gibbs－Duhem公式
（2） Duhem－Margule公式： 对二组分体系： 稀溶液依数性： （1）凝固点降低： （2）沸点升高：
（3）渗透压： 化平衡学
化学反应亲和势：A＝－ 化学反应等温式： 平衡常数的表达式：
温度，压力及惰性气体对化学平衡的影响：
电解质溶液
法拉第定律：Q＝nzF m＝
t＋＝＝＝＝＝
r+为离子移动速率，U+( U－)为正（负）离子的电迁移率（亦称淌度）。 近似： （浓度不太大的强电解质溶液） 离子迁移数：tB＝＝ ＝＋＝1 电导：G＝1/R＝I/U＝kA/l
电导率：k＝1/ρ 单位：S·m-1 莫尔电导率：Λm＝kVm＝k/c 单位S·m2·mol－1
科尔劳乌施经验式：Λm＝ 离子独立移动定律：＝ 奥斯特瓦儿德稀释定律：＝
平均质量摩尔浓度：＝
平均活度系数：＝ 平均活度：＝＝ 电解质B的活度：aB＝＝ m+＝v+mB m－＝v－mB 离子强度：I＝
德拜－休克尔公式：lg＝－A|z＋z-－|
可逆电池的电动势及其应用
（ΔrG）T,p＝－Wf,max （ΔrGm）T,p＝zEF
Nernst Equation：若电池反应为 cC＋dD＝gG＋hH E＝Eφ－
标准电动势Eφ与平衡常数Kφ的关系：Eφ＝ 还原电极电势的计算公式：＝
计算电池反应的有关热力学函数变化值：＝ ＝－zEF＋ QR＝T＝ zF zF＝
电极书面表示所采用的规则：负极写在左方，进行氧化反应（是阳极），正极写在右方，进行还原反应（是阴极） 电动势测定的应用：
(1)求热力学函数变量ΔrGm、ΔrGmΦ、、及电池的可逆热效应QR等。 (2)求氧化还原反应的热力学平衡常数KΦ值：KΦ＝ EΦ＝ E＝ (3)求难溶盐的溶度积Ksp、水的离子积Kw及弱酸弱碱的电离常数等。 (4)求电解质溶液的平均活度系数和电极的值。
(5)从液接电势求离子的迁移数。Pt,H2(p)|HCl(m)|HCl(m’)| H2(p),Pt
1－1价型：Ej＝ E＝Ec＋Ej＝
高价型：Mz+Az－(m1)|Mz＋Az－(m2) Ej＝ (6)利用醌氢醌电极或玻璃电极测定溶液的pH
电解与极化作用 E分解＝E可逆＋ΔE不可逆＋IR ΔE不可逆＝η阴＋η阳
η阴＝（φ可逆－φ不可逆）阴 η阳＝（φ不可逆－φ可逆）阳 φ阳，析出＝φ阳，可逆＋η阳 φ阴，析出＝φ阴，可逆－η阴 η＝a＋blnj
E（实际分解）＝E（理论分解）＋η（阴）＋η（阳）＋IR
对电解池，由于超电势的存在，总是使外加电压增加而多消耗电能；对原电池，由于超电势的存在，使电池电动势变小而降低了对外作功的能力。
在阴极上，（还原）电势愈正者，其氧化态愈先还原而析出；同理，在阳机上，则（还原）电势愈负者其还原态愈先氧化而析出。（需外加电压小）
化学反应动力学
半衰期法计算反应级数：
kp＝kc（RT）1－n Ea－Ea’＝Q 化学反应动力学基础二： ZAB＝＝ μ＝ 若体系只有一种分子：
物理化学公式大全
