热力学 动力学 电化学 化学平衡 表面化学

物理化学

运用物理学的原理和方法研究化学现象，探索化学反应的能量变化、速率和机理

⚛️ 什么是物理化学？

物理化学是化学的理论基础，运用物理学的概念、理论和方法来研究化学系统的性质和行为。它包括化学热力学（研究能量转化和平衡）、化学动力学（研究反应速率）、电化学、表面化学和胶体化学等分支。物理化学为理解化学反应的本质提供了理论框架。

🔥 化学热力学

热力学研究能量转化规律，判断化学反应的方向和限度。

🌡️ 基本概念

系统与环境：研究对象称为系统，其余部分为环境

状态函数：只与始末状态有关，与途径无关

  • 温度 T、压力 p、体积 V
  • 内能 U、焓 H、熵 S、吉布斯自由能 G
H = U + pV
G = H - TS

📜 热力学三大定律

第一定律（能量守恒）

ΔU = Q + W

能量既不会凭空产生，也不会凭空消失

第二定律（熵增原理）

孤立系统的熵总是增加的

ΔS孤立 ≥ 0

第三定律

绝对零度时，完美晶体的熵为零

⚖️ 化学平衡判据

用吉布斯自由能变化判断反应自发性：

ΔG < 0：反应自发进行
ΔG = 0：系统处于平衡
ΔG > 0：反应非自发

标准吉布斯自由能：

ΔG° = -RT lnK
ΔG° = ΔH° - TΔS°

🔄 热化学

研究化学反应中的热量变化。

  • 放热反应：ΔH < 0，释放热量
  • 吸热反应：ΔH > 0，吸收热量

盖斯定律：

反应热只与始末状态有关，与途径无关。

⏱️ 化学动力学

动力学研究化学反应的速率和机理，回答反应"多快"和"怎样进行"的问题。

📊 反应速率

单位时间内反应物浓度减少或生成物浓度增加的量。

对于反应：aA + bB → cC + dD

v = -(1/a)(d[A]/dt) = (1/c)(d[C]/dt)

单位：mol·L⁻¹·s⁻¹

📈 速率方程

反应速率与反应物浓度的关系：

v = k[A]ᵐ[B]ⁿ

k：速率常数
m、n：反应级数
m+n：总反应级数

🔬 反应级数

零级反应
v = k
[A] = [A]₀ - kt
一级反应
v = k[A]
ln[A] = ln[A]₀ - kt
二级反应
v = k[A]²
1/[A] = 1/[A]₀ + kt
半衰期
一级：t₁/₂ = ln2/k
与初始浓度无关

⚡ 活化能与阿累尼乌斯方程

活化能（Ea）是反应物分子达到活化状态所需的最低能量。

k = A·exp(-Ea/RT)

A：指前因子
R：气体常数 (8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹)
T：绝对温度

温度影响：温度每升高10°C，速率常数约增加2-4倍。

🎯 反应机理

反应经历的微观步骤，包括基元反应。

  • 基元反应：一步完成的反应
  • 决速步：机理中最慢的一步
  • 中间体：反应过程中生成又消耗的物质
  • 催化剂：改变反应途径，降低活化能

💥 碰撞理论

反应发生需要满足三个条件：

  1. 分子必须相互碰撞
  2. 碰撞能量必须达到活化能
  3. 碰撞取向必须合适（对于复杂分子）
反应速率 ∝ 碰撞频率 × 能量因子 × 取向因子

🔋 电化学

研究化学能与电能相互转化的科学，包括原电池和电解池。

⚡ 原电池（伽伐尼电池）

自发氧化还原反应产生电能的装置。

  • 负极（阳极）：氧化反应，电子流出
  • 正极（阴极）：还原反应，电子流入
  • 盐桥：维持电荷平衡
铜锌原电池：
负极：Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
正极：Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
总反应：Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

📏 电极电势

衡量物质得失电子能力的物理量。

能斯特方程：
E = E° - (RT/nF)lnQ

25°C时：
E = E° - (0.0592/n)lgQ

应用：

  • 判断氧化还原反应方向
  • 计算平衡常数
  • 测定溶液pH值

🔌 电解池

外加电能驱动非自发氧化还原反应的装置。

  • 阳极：与电源正极相连，氧化反应
  • 阴极：与电源负极相连，还原反应

法拉第定律：

m = (M/nF)·Q = (M/nF)·I·t

m：析出物质质量
M：摩尔质量
n：电子转移数
F：法拉第常数 (96485 C/mol)

🔋 常见电池类型

  • 干电池（锌锰电池）：一次性使用
  • 铅蓄电池：可充电，用于汽车
  • 镍氢电池：环保，能量密度高
  • 锂离子电池：轻便，广泛应用于电子设备
  • 燃料电池：氢氧燃料电池，环保高效
🌱 绿色能源：燃料电池和太阳能电池代表了清洁能源的未来。氢能作为"终极能源"，燃烧只产生水，是应对气候变化的重要解决方案！

⚖️ 化学平衡

可逆反应达到动态平衡时，正逆反应速率相等，各物质浓度保持不变。

📐 平衡常数

对于可逆反应：aA + bB ⇌ cC + dD

Kc = ([C]ᶜ[D]ᵈ)/([A]ᵃ[B]ᵇ)

Kp = (PCᶜ·PDᵈ)/(PAᵃ·PBᵇ)

对于气相反应：
Kp = Kc(RT)^Δn

K值特点：

  • 只与温度有关
  • K > 10⁵：反应进行完全
  • K < 10⁻⁵：反应几乎不进行

🔄 勒夏特列原理

如果改变平衡系统的条件之一（浓度、压力、温度），平衡将向减弱这种改变的方向移动。

  • 增加反应物浓度：平衡向生成物方向移动
  • 增加压力（气体）：平衡向气体分子数减少的方向移动
  • 升高温度：平衡向吸热方向移动
  • 催化剂：同等加快正逆反应，不改变平衡位置

💧 酸碱平衡

弱酸弱碱的电离平衡。

弱酸：HA ⇌ H⁺ + A⁻
Ka = [H⁺][A⁻]/[HA]

弱碱：B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻
Kb = [BH⁺][OH⁻]/[B]

水的电离：

H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻
Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ (25°C)

🧪 缓冲溶液

能抵抗少量酸碱加入而保持pH基本不变的溶液。

Henderson-Hasselbalch方程：
pH = pKa + lg([A⁻]/[HA])

常见缓冲体系：

  • HAc/NaAc（醋酸/醋酸钠）
  • NH₃/NH₄Cl（氨水/氯化铵）
  • H₂CO₃/NaHCO₃（血液中）

🫧 表面化学与胶体

研究界面现象和分散系统的化学，在催化、材料、生物等领域有重要应用。

🎯 表面现象

表面分子与内部分子受力不同，产生表面张力。

  • 表面张力：液体表面收缩的趋势
  • 表面能：增大单位表面积所需的功
  • 润湿现象：接触角决定润湿性
  • 毛细现象：液体在细管中上升或下降

🔍 吸附

物质在固体表面富集的现象。

  • 物理吸附：范德华力，可逆，无选择性
  • 化学吸附：化学键，不可逆，有选择性

应用：活性炭净水、催化剂载体、气体分离

🥣 胶体

分散相粒子直径在1-100 nm之间的分散系统。

  • 溶胶：固体分散在液体中（如Fe(OH)₃溶胶）
  • 凝胶：半固体状，有网状结构
  • 乳浊液：液体分散在液体中
  • 泡沫：气体分散在液体中

胶体性质：丁达尔效应、布朗运动、电泳、聚沉

🏭 催化作用

催化剂改变反应途径，降低活化能，加快反应速率。

  • 均相催化：催化剂与反应物同相
  • 多相催化：催化剂与反应物不同相
  • 酶催化：生物催化剂，高效专一

特点：不改变化学平衡、选择性、反应前后质量和化学性质不变

📖 学习建议

  1. 理解概念的本质，不要死记公式
  2. 熟练掌握热力学基本公式的推导和应用
  3. 多做计算题，注意单位换算
  4. 结合实验现象理解动力学概念
  5. 绘制图表帮助理解平衡移动
  6. 关注物理化学在工业中的应用