相平衡杠桿規則計算公式

『壹』 杠桿規則的杠桿規則-應用

杠桿規則在相平衡中是用來計算系統分成平衡兩相（或兩部分）時，兩相（或兩部分）的相對量，如圖1所示，設在溫度為T下，系統中共存的兩相分別為α相與β相。
圖中M，α，β分別表示系統點與兩相的相點；xBa，xBM，xBβ分別代表整個系統，α相和β相的組成（以B的摩爾分數表示）；，與則分別為系統點，α相和β相的物質的量。由質量衡算可得。
杠桿規則的推導和法用均以不生成化合物的相圖為對象。對於生成化合物的相圖，應用杠桿規則時，需要特別加以注意，否則容易錯誤。

『貳』 礦物相平衡計算和相圖的編制

礦物相平衡主要用於研究礦物和礦物共生組合時的物理化學條件。它一方面可以在給定的物理化學條件下研究可能穩定的礦物組合(包括流體相),另一方面對已知的礦物組合確定其穩定的物理化學條件。相平衡計算及編制相圖是熱力學研究礦物相平衡關系的重要手段,相平衡計算常用的方法有以下三種:

(1)平衡常數法:用單變反應平衡常數計算平衡線的熱力學條件與在相圖中的位置。

(2)化學位相等法:當兩個或多個相共存並達到平衡時,任何組分在各相中的化學位應該都相等,由此可計算出各相平衡的條件及其與相組成的關系。該方法常用於有固溶體礦物存在的體系。

(3)自由能最小原理法:當一體系處於平衡態時,體系的自由能最小,據此可以確定體系中穩定的相、各相的組成及各相相對的量。這種方法適用於多組分多相的復雜體系。

當體系所有的相反應都達到平衡時,體系的自由能一定最小,同一組分在各相的化學位也一定相等,因此以上三種方法的原理是一致的。

4.3.2.1 礦物的相轉變和相平衡曲線的計算

4.3.2.1.1 原理

礦物的相轉變按相律公式屬單變平衡,礦物相轉變的計算原理是:相轉變反應遵循吉布斯函數方程。即:

地球化學

式中:△G_m為反應總自由能改變;△V_m為反應體積變化;△S_m為反應總熵變。反應達平衡時,存在d△G_m=0,故有:

地球化學

式(4.63)就是克勞修斯-克拉佩龍(Clausius-Clapeyron)方程式。對該式積分,將△V_m、ΔS_m看成常數,則有:

地球化學

由式(4.64)可知,當溫度從T1轉變到T時,存在:

地球化學

在標准狀態下,P⁰為1大氣壓(1atm=10⁵Pa),若P▓P⁰,P⁰可忽略不計,則有:

地球化學

在一般情況下,P₁是未知的。現假定P₁是T=298K時壓力軸上的截距,當反應達到平衡時應有:

地球化學

4.3.2.1.2 應用舉例

文石(Ar)和方解石(Cal)的化學組成相同,它們發生相轉變與溫度、壓力條件有關,故可以通過計算相轉變的溫度-壓力條件,編制文石-方解石相轉變的P-T圖解。文石-方解石相轉變的反應方程式為:

地球化學

表4.4列出了文石-方解石的熱力學參數。

在已知文石(Ar)和方解石(Cal)的熱力學參數後,首先用公式計算T₁,計算結果為 ,T₁為負值,只有數學意義,表明方解石在常壓下不能自發轉變成文石。

表4.4 文石(Ar)和方解石(Cal)的熱力學參數

在進行非標准條件下Cal-rA相變計算時,將已有數據代入,則有:

地球化學

設定溫度T(K)分別為298、500、700、900、1000K,將它們代入上式,計算出不同溫度條件下發生相變的壓力條件(表4.5)。

表4.5 不同溫度條件下文石(Ar)和方解石(Cal)相變的溫壓條件

用以上計算結果可編制兩相轉變的P-T相圖(圖4.4),從圖中可以看出文石(Ar)和方解石(Cal)的相轉變只能在高壓條件下進行,而且隨溫度升高,相轉變要求的壓力急劇增大。因此,在地表條件下方解石相比文石相更穩定。

下面以硬玉(Jd)、石英(Q)和鈉長石(Ab)的反應為例,來說明發生了相成分變化的P-T相圖的編制方法。三礦物間的相平衡反應式為:

地球化學

圖4.4 文石(Ar)和方解石(Cal)的相轉變的P-T相圖

當反應達到平衡時,反應自由能為零。即下列等式成立:

地球化學

將礦物的熱力學數據代入,就可解出當硬玉+石英和鈉長石單變反應達平衡時的P-T條件(圖4.5,計算過程略)。

圖4.5 Jd+Q=Ab反應的單變線

解上述方程一般需要計算機來完成,在壓力和溫度不是太高的情況下,作為一種近似可假定ΔC_P=0,這樣方程4.67可寫作:

地球化學

並可導出: ,式中:P_eq和T_eq分別為平衡壓力和平衡溫度,應用式(4.71)比較容易計算出平衡時的P、T條件,圖4.5中實線是按方程(4.71)計算的結果,虛線是假定△C_P=0計算的結果,在較低的溫度、壓力條件下,兩者的偏差可以被忽略。

以上所編制的P-T圖解是研究礦物相平衡時熱力學條件的相圖,它常應用於岩石學和礦物學研究。在地球化學研究中,逸度-逸度圖、活度-活度圖和pH-hE圖的應用有更廣泛意義。以下分別舉例介紹這些圖件編制方法。

4.3.2.2 相圖及相界面的實質

4.3.2.2.1 自由能曲面及其相交性質

以G-T-P空間為例,對任何穩定的礦物組合(可以是單礦物相,下同),在G--TP空間上其吉布斯自由能的表達式為:

地球化學

在一定的P、T條件下,S和V都是單值,所以一個穩定的礦物組合,其自由能在空間上是一個單值的、連續的且不與G、P或T軸平行的曲面,叫做吉布斯自由能曲面(自由能面)。由式(4.72)可得:

地球化學

由於S和V總是有限的正值,因此對於任何一個穩定的礦物組合,當P一定時,在G-T截面上將得到一條斜率永遠是有限負值的連續曲線,而當T一定時,在G-P截面上將得到一條斜率永遠是有限正值的連續曲線。單體系中兩個相關的自由能面相交於一條曲線,三個相關面相交於一點,均須滿足只能相交一次的條件。兩個自由能曲面的交線即為單變反應曲線,它在P-T平面上的垂直投影就是相圖的單變P-T曲線,交點就是無變度點。

當兩個自由能面在G-T-P空間相交時,在交線以外的地方,必然一個曲面在上方,一個曲面在下方。所以在相同的P-T條件下,一個組合的自由能比另一個低,自由能較低的組合穩定。而且由於一個自由能面若在相交線的一側處於較低位置,在相交線的另一側必將處於較高位置,即一個礦物組合若在交線的一側為穩定的組合,在交線另一側將為不穩(或亞穩)定的組合。

4.3.2.2.2 質量作用定律

質量作用定律:當一個反應達到平衡時,各物種(礦物相)的活度積是一個常數,各物種活度積的比值也為常數,後者稱為平衡常數,表達式如下:

地球化學

式中:K為平衡常數;c_i為第i物質的濃度(可以是在固相中的濃度、溶液中的濃度或氣相中的分壓);γ_i為其活度系數;v_i為其反應計量系數。按常例規定產物賦正值,反應物賦負值。

反應平衡常數與標准反應自由能存在如下關系:

地球化學

標准反應自由能的大小通過參加反應的各物質的標准自由能來求得,即:

地球化學

式中: 為第i相的標准自由能;v_i含義同前。對於固相:

地球化學

在地殼的溫壓條件下,由於隨深度的變化,溫度升高導致的體積膨脹與壓力增加導致的體積減小大部分可抵消,因此作簡化處理時不考慮體積的變化。即在地殼的溫壓范圍內以25℃和1×10⁵Pa條件下礦物相的體積來近似代替任意溫壓下的體積,即:

地球化學

這種近似處理引起的誤差一般來說較小,20多種常見造岩礦物的計算誤差均小於1%,但當溫度和壓力較高時,這種近似計算就不再適用。

溫度升高引起自由能的變化可以用比熱的積分求得,計算公式如下:

地球化學

在大多數情況下,

式中:a、b、c是據實驗資料擬合得到的比熱系數。

4.3.2.3 逸度-逸度圖的編制方法

下面以Fe-Si-O₂-S₂體系為例,說明有氣相參與的反應。該體系中有四個獨立組分和存在以下10個獨立反應:

地球化學

在25℃及105Pa條件下,對反應式(4.83)有:lgK₅₅=1/2和lgf_S=-24.1,在圖4.6中為平行於橫坐標lgf_O軸的一條直線,反應式(4.82)和式(4.84)也是平行於lgf_O軸的直線。反應式(4.85)和式(4.86)與硫逸度無關,是平行於縱坐標lgf_S軸的直線。反應式(4.87)情況有些不同,lgK₅₉=lgf_O-lgf_S,反應是斜率為1的直線方程。由於lgK₅₉已知,可以直接在圖4.6中畫出。其餘反應基本都可參照此平衡線繪出(圖4.6),由於圖中兩坐標分別為氧逸度f_O和硫逸度fS₂,故稱為逸度-逸度圖。相圖中線的交點稱為不變點,在所研究的條件下為三相點。如A點為鐵、橄欖石和磁黃鐵礦共存,點B為橄欖石、磁鐵礦和磁黃鐵礦共存等。圖中的線為單變反應線,在線上兩相共存,如B、C點之間的連線上磁黃鐵礦和磁鐵礦共存。圖中被單變線分割的區域稱為雙變區,每個區域內僅有一相穩定,如黃鐵礦、磁黃鐵礦、磁鐵礦和橄欖石等各自有自己的穩定區域,各區內f_O和f_S都可以在一定范圍變化。

圖4.6 Fe-Si-O₂-S₂體系相圖

通過圖4.6可以了解不同鐵礦物穩定時對應的f_O和f_S范圍。上述編圖過程由於並沒有給出各礦物的熱力學參數,相圖中只能得出各反應平衡線的相對位置,這樣的相圖稱為拓撲相圖。在礦物的熱力學參數還不能滿足計算和編圖要求時,拓撲相圖的編制簡便易行。如果能獲得各礦物的熱力學參數,並將其代入相應反應式進行計算,編制出的相圖將可以得到各個相反應平衡線的准確位置。

在前述計算和作圖過程中都假定固相的活度為1,對較純的礦物這個假定產生的誤差並不大,但對磁黃鐵礦、橄欖石等固溶體類礦物進行相平衡研究時,礦物的相成分變化應該在相應的方程中用其活度進行修正。

如,磁黃鐵礦的組成與生成時的硫逸度存在如下關系(Toulmin和Barton,1964):

地球化學

式中:x為FeS在磁黃鐵礦中的摩爾分數。

又如,可用共存的磁鐵礦、鐵尖晶石固溶體(Fe₃O₄-Fe₂TiO₄)和鈦鐵礦-赤鐵礦固溶體(FeTiO₃-Fe₂O₃)的組成,來確定其形成的氧逸度和溫度條件。Spencer和Liudsly(1981)給出了由共存的磁鐵礦和鈦鐵礦的成分確定其生成溫度和氧逸度的方法(圖4.7)。圖中U後面的數字是磁鐵礦中鈦尖晶石的摩爾百分數,I後面的數字是鈦鐵礦中鈦鐵礦的摩爾百分數。

圖4.7 共存磁鐵礦和赤鐵礦固溶體的溫度-氧逸度圖

在圖4.7中,U、I的等值線和T-P相圖中的平衡反應線都是曲線(直線可以視為曲線的特例),實際上它們是自由能曲面與研究設定的二維平面的交線。

4.3.2.4 lgf_O-pH圖(或Eh-pH圖)的編制

以Fe-O₂-S₂-H₂O體系為例說明lgf_O-pH圖(或Eh-pH圖)的編制。

在一定的條件下,該體系有四個穩定的礦物相——磁黃鐵礦、黃鐵礦、磁鐵礦和赤鐵礦,各個礦物相間的平衡關系如下:

地球化學

反應式(4.93)在H₂S⁰優勢場范圍內為:

地球化學

假定溶液中總硫的濃度為10^-2mol,在H₂S⁰優勢場范圍內,假定a(H₂S⁰)=a(∑S),則lgf_O=-38.2。在靠近H₂S⁰/HS^-平衡線附近,a(H₂S⁰)=a(HS^-)的假定將出現較大的誤差,此時可計算出在一定總硫濃度條件下的a(H₂S⁰),如圖4.8中的實線即按此方法計算的。圖中的虛線是按a(H₂S⁰)=a(∑S)的條件計算的,虛實兩條線大部分是重疊的,只是在H₂S⁰/HS^-平衡線附近才出現偏離。編制相圖時,首先繪出硫的各種溶解類型的優勢場,然後考慮各礦物相的穩定關系。

圖4.8 Fe-O₂-S₂-H₂O體系的相圖

Eh和lgf_O所代表的物理化學意義都是體系的氧化還原狀態,兩者可以互換。lgf_O-pH與Eh-pH圖互換的方法有兩種,一種是把包含有O₂參加的反應改寫為帶有得失電子的氧化還原反應。如反應式(4.93)可改寫為:

地球化學

由第3章已知Eh-pH間的關系為:

地球化學

式中:n為反應得失電子的數目;F為法拉第常數,F=96484J/(V·mol);R為氣體常數,R=8.3143J/(K·mol);Eh⁰為標准氧化還原電位,可由標准反應自由能計算:Eh⁰=△G_r/nF;[氧化態]為反應氧化狀態一側的活度積;[還原態]為反應還原狀態一側的活度積。

反應式(4.98)可改寫成下式:

地球化學

用此式可以將所有反應的Eh-pH關系都計算出來,並據此繪製成Eh-pH相圖。

另一個方法是利用Eh和lgf_O的換算關系。因為經常討論的是含水體系,水是穩定存在的相,因此在任何情況下,下面的平衡關系式均成立:

地球化學

Eh和lgf_O可通過上式互相換算,表4.6列出了相關的常數。

表4.6 Eh和lgf^O換算所需的常數

4.3.2.5 活度-活度圖的編制

下面以Na₂O-K₂O-Al₂O₃-SiO₂-H₂O體系為例,介紹活度-活度圖的編制方法。

表4.7列出了該體系中的主要礦物(i=Na或K),含鉀礦物出現的順序與溶液的組成有關。在SiO₂飽和的溶液中,鉀長石在K⁺最富的溶液中出現,高嶺石在最貧K⁺的溶液中出現。含鈉礦物的情況相似,按這個順序可寫出各礦物的反應式如下:表4.7 Na₂O-K₂O-Al₂O₃-SiO₂-H₂O體系中的主要礦物

表中i為Na或K。

圖4.9 Na₂O-K₂O-Al₂O₃-SiO₂-H₂O體系的活度-活度相圖

由反應式(4.99)可寫出:lg(a_K/a_Na)=1/2(lgK₇₃),即鉀長石與白雲母的轉變由溶液中的K+的活度與H⁺活度的比值所決定,在圖中表現為一條直線(圖4.9)。反應式(4.100)、(4.101)和(4.102)與反應式(4.93)相似,反應式(4.103)有:

地球化學

由此式可看出白雲母與Na蒙脫石的相界線在相圖中是斜率為2.3的直線。同樣可得出白雲母與鈉長石、鉀長石與鈉長石的相界線特徵,並可了解這些礦物共生和變化的物理化學條件。

『叄』 物化杠桿規則

杠桿規則是由物料衡算得出的系統中各部分物質的數量之間的關系。用杠桿規則來解決化學中百分比濃度、溶解度和相平衡的有關計算，比較直觀，列式又簡單，很容易掌握。

設系統中某組分的分子分數為x，如將系統分為分子分數各為x1、x2的兩部分，則它們的摩爾數n1與n2間，必定遵守下列關系：n1／n2＝（x2－x）／（x－x1），此關系猶如以x為支點，以x2－x與x－x1為臂長的杠桿的計算公式，故名。如用重量分數，則得重量比。

(3)相平衡杠桿規則計算公式擴展閱讀

利用規則－屬性

相圖中計算處於平衡狀態的兩相相對數目的規則。設XA和XB表示平衡相中某組分的組分（如摩爾分數），xT表示該組分在體系中的總組分。根據杠桿定律，a和B相的na和NB（摩爾）之比為

Na：NB＝（xB－Xt）：（XT－XA）。

『肆』 誰能給一下大學物理化學的應考公式和概念啊!

俄滴神哪~樓上那位仁兄還真是搞笑啊~~呵呵呵~~~
1. 氣體的性質
1.1理想氣體狀態方程
1.2理想氣體混合物
1.3真實氣體狀態方程（范德華方程）
1.4氣體的液化及臨界參數
1.5對比參數、對應狀態原理及普遍化壓縮因子圖
2. 熱力學基礎
2.1熱力學基本概念
2.2熱力學第一定律
2.3恆容熱、恆壓熱、焓
2.4熱容、恆容變溫過程、恆壓變溫過程
2.5熱力學第一定律在單純狀態變化（等溫、等壓、等容、絕熱、節流膨脹）過程中的應用
2.6熱力學第一定律在相變化變化（可逆相變、不可逆相變）過程中的應用
2.7 化學計量數、反應進度
2.8標准摩爾生成焓、標准摩爾燃燒含及由標准摩爾生成焓和標准摩爾燃燒焓計算標准摩爾反應焓變
2.9蓋斯定律及其應用
2.10卡諾循環
2.11熵、熱力學第二定律及自發性的判斷
2.12單純pVT變化熵變的計算
2.13相變過程熵變的計算
2.14熱力學第三定律和化學變化過程熵變的計算
2.15亥姆霍茲函數和吉布斯函數及其函數変計算
2.16熱力學函數關系式
3.化學平衡
3.1偏摩爾量和化學勢
3.2氣體組分的化學勢
3.3化學平衡條件與理想氣體化學反應的標准平衡常數
3.4化學反應的等溫方程
3.5多項反應的化學平衡
3.6溫度對標准平衡常數的影響
3.7溫度、壓力、濃度、惰性組分等因素對理想氣體化學平衡的影響
3.8逸度與逸度因子
3.9真實氣體反應的化學平衡及壓力對真實氣體化學平衡的影響
3.10平衡常數及平衡組成的計算
4.相平衡
4.1相律
4.2單組分兩相平衡時溫度與壓力的關系
4.3水的相圖
4.3拉烏爾定律和亨利定律
4.4理想液態混合物、理想稀溶液及稀溶液的依數性
4.5活度及活度因子
4.6液態多組分系統中各組分的化學勢
4.7杠桿規則
4.8二組分理想液態混合物的氣-液平衡相圖
4.9二組分真實液態混合物的氣-液平衡相圖
4.10二組分液態部分互溶系統的液 - 液平衡相圖
4.11簡單二組分凝聚系統相圖
4.12生成穩定化合物與不穩定化合物的二組分凝聚系統相圖
4.13二組分固態部分互溶系統液-固平街相圖
4.14二組分固態互溶系統液-固平衡相圖
4.15三組分系統液-液平衡相圖
5.統計熱力學基礎
5.1獨立子系統、相依子系統、離域子系統
5.2粒子各種運動形式的能級及能級的簡並度
5.3能級分布分布與狀態分布
5.4微態數及系統的總微態數
5.5等幾率原理、最概然分布與平衡分布
5.6玻耳茲曼分布
5.7粒子配分函數的析因子性質及粒子配分函數的計算
5.8系統的熱力學能與配分函數的關系
5.9系統的摩爾定容熱容與配分函數的關系
5.10系統的熵與配分函數的關系
5.11其它熱力學函數與配分函數的關系
5.12理想氣體反應的標准平衡常數
6.電化學
6.1電解質溶液的導電機理及法拉第定律
6.2離子的遷移數
6.3電導、電導率和摩爾電導率
6.4電導測定在電解質解離度及解離常數、難溶鹽溶解度計算中的應用
6.5強電解質的活度和活度因子
6.6離子強度、德拜-休克爾極限公式
6.7可逆電池及其表達式
6.8可逆電池電動勢的測定
6.9可逆電池熱力學
6.10電動勢的產生
6.11電極電視機電極反應的能斯特方程
6.12電極的種類及電動勢計算
6.13電動勢測定的應用(氧化還原反應的平衡常數、難溶鹽溶度積及溶液pH的確定)
6.14電化學反應速率與電流密度
6.15分解電壓與析出電勢
6.16極化作用與超電勢
6.17超電勢測定與計劃曲線
6.18電解時的電極反應
6.19電化學腐蝕與防護
7.界面現象與膠體
7.1界面張力與表面積不是吉布斯函數
7.2彎曲液面的附加壓力與彎曲液面的蒸汽壓
7.3溶液的表面吸附與吉布斯吸附等溫式
7.4表面活性劑及種類
7.5氣固表面上的吸附與蘭格繆爾吸附等溫式
7.6液-固界面現象與液-液界面現象
7.7膠團的結構、膠體的性質及穩定性
8.化學動力學
8.1化學反應的反應速率的表示及測定
8.2速率方程與數率常數
8.3簡單級數反應的動力學方程
8.4速率方程的確定
8.5典型復合反應的動力學特徵
8.6復合反應動力學處理的近似方法
8.7鏈反應動力學
8.8溫度對反應速率的影響
8.9氣體反應的碰撞理論
8.10溶液反應、催化反應及光化反動力學
二、考試要求
1. 氣體的性質
掌握理想氣體狀態方程和混合氣體的性質（組成的表示、分壓定律、分容定律）。了解實際氣體的狀態方程（范德華方程）。了解實際氣體的液化，臨界性質。了解對應狀態原理與壓縮因子圖。
2. 熱力學基礎
理解系統、環境、平衡態、狀態函數、可逆過程等基本概念。掌握狀態函數及可逆過程的意義和特點。明確功和熱與過程有關及其傳遞方向以正、負號表示。
明確熱力學能、焓、熵、吉布斯函數、亥姆霍茲函數、標准生成焓、標准熵及標准生成吉布斯函數的定義。掌握熵的統計意義。
理解熱力學第一、第二、第三定律的文字表述、數學表達式及意義。掌握用熵、吉布斯函數、亥姆霍茲函數判別過程變化的方向及限度的方法。掌握在物質的PVT變化、相變化及化學變化過程中熱、功和各種狀態函數變化值的計算。能熟練運用熱容、標准生成焓、標准燃燒焓、標准熵、相變熱、蒸氣壓等熱熱力學數據及蓋斯定律和基爾霍夫定律進行一系列計算。了解卡諾循環的意義。
理解並會用熱力學基本方程。了解麥克斯韋關系式的推導。
3. 化學平衡
理解偏摩爾量及化學勢概念。明確標准平衡常數的定義。了解等溫方程和等壓方程的推導，並掌握其應用。
會用熱力學數據計算平衡常數及平衡組成。能判斷一定條件下化學反應可能進行的方向。分析溫度、壓力、組成等因素對平衡的影響。
了解同時平衡及處理方法。
了解逸度和逸度因子的概念及其簡單計算。了解實際氣體化學平衡。
4.相平衡
理解相、組分數、自由度及相律的意義並會應用相律。
理解拉烏爾定律、亨利定律和稀溶液的依數性，並掌握其有關計算。
了解液相多組分系統中各組分化學勢的表達式。
了解活度和活度因子的概念及活度的簡單計算。
掌握水的相圖、克拉佩龍方程和克拉佩龍-克勞休斯方程，並會用這兩個方程進行有關計算。
以二組分氣-液相平衡的P-X圖、T-X圖及簡單共熔物的二組分液-固系統相
平衡圖為重點掌握相圖的繪制及其應用。能用杠桿規則進行分析與計算。
了解三組分系統液-液相圖的繪制。
5. 統計熱力學基礎
了解統計熱力學的基本假定。掌握統計熱力學的基本術語。
理解玻爾茲曼分布的意義並會用玻爾茲曼公式於有關計算。
明確配分函數的意義及配分函數的析因子性質。掌握粒子配分函數的計算方法。
理解熱力學函數與粒子配分函數的關系。掌握用吉布斯自由能函數及焓函數計算理想氣體反應的標准平衡常數的方法。
6. 電化學
理解電導率、摩爾電導率的定義及離子獨立運動定律，掌握電導率計算、離子獨立移動定律及電導測定的一些應用。
理解離子強度、離子平均活度及平均活度因子的概念。了解離子氛的概念，會用德拜-休克爾極限公式。
理解電解質的活度及活度因子的意義及其計算方法。並會使用德拜-休克爾極限公式。
明確可逆電池的含義，掌握電池表達方法。
明確溫度對電動勢的影響，掌握電池電動勢E的測定在計算電池反應的△rGm、△rHm、△rSm、平衡常數、電解質溶液活度及溶液pH方面的應用。
掌握標准電極電勢的概念。能熟練地應用能斯特方程計算電極電勢和電池的電動勢。
明確分解電壓和析出電勢的含義。了解極化及其產生原因，明確超電勢的概念。了解濃差超電勢和活化超電勢的概念，掌握明確電解時的電反應。
7.界面現象與膠體
明確液體表面張力和比表面吉布斯函數的概念。了解表面張力與溫度的關系。理解潤濕、接觸角、附加壓力、彎曲液面蒸汽壓等概念及其與表面張力的關系，掌握拉普拉斯方程和開爾文公式的應用及楊氏方程和毛細現象的有關計算。
了解溶液界面的吸附及表面活性劑結構特性、分類及其應用。理解吉布斯吸附等溫式並會應用。
了解物理吸附與化學吸附的含義和區別。理解蘭格繆爾單分子層吸附理論，掌握蘭格繆爾吸附等溫式。
了解膠體的動力性質、光學性質、電學性質，掌握膠團的結構，了解溶膠穩定性特點及電解質對溶膠穩定性的影響，能判斷電解質聚沉能力的大小。
8. 化學動力學
理解反應速率、消耗速率和生成速率的定義，明確基元反應、速率常數、反應級數、反應分子數等基本概念，掌握質量作用定律及其適用范圍。
掌握具有簡單級數的反應的動力學方程和特徵，並能夠由實驗數據確定簡單反應的級數，建立速率方程。
理解典型復合反應（對峙反應、平行反應和連串反應）的特徵及其動力學處理方法。會用定態近似法、平衡態近似法、選取控制步驟法等復合反應動力學處理中的近似方法。了解鏈反應的特點及爆炸的原因。
明確溫度、活化能對反應速率的影響，理解阿侖尼烏斯經驗式中各項的含義，熟練運用理解阿侖尼烏斯經驗式計算Ea、A、k等物理量。掌握催化作用的特點。對溶液反應、酶催化反應、氣-固相催化反應、光化學反應的動力學有一般的了解。
ps:以上為某校物化考研大綱。雖說是考研，但都較基本，值得參考一下。
推薦書目：1《物理化學》（第二版），王光信、劉澄凡、張積樹編，化學工業出版社，2001年。
2《物理化學》（第四版），天大物化教研室編，高教出版社，2006。

『伍』 化工吸收操作的相平衡常數計算公式

你把平衡方程中的X代入方程，求出Y*。相平衡常數與你的X,Y的單位用什麼（多算幾次常數=Y/X後平均），根據單位不同常數分別用E(kPa)m⋅(kPa) H⋅(kPa⋅m-3⋅mol-1)表示。如果你的X.用mol⋅m-3的話，Y用kPa，那相平衡常數用H⋅(kPa⋅m-3⋅mol-1)。

另外亨利定律只是在稀溶液中才成立，人家已經給出

絕對比你用Y=H⋅X這種表示要好。

『陸』 物理化學，相平衡章，確定下列系統的組分C,相數及自由度f

（1）組分2相數2自由度按公式f=c-p+2計算為2（2）沒看懂（3）分別為3,2,3（4）2,2,2（5）3，2,3

『柒』 工程材料 中杠桿原理 誰能詳細說明下 就是用來計算各成分量的那個原理

在工程材料中沒有杠桿原理，只有杠桿定律，杠桿定律適用所有兩相平衡。

杠桿規則廣泛應用在相平衡中，可以簡述為 「一相的量乘以本側線段長度， 等於另一相的量乘以另一側線段的長」。由於形式上與力學中杠桿定理十分相似，故稱為杠桿定律。

杠桿定律是確定兩相區內兩個組成相(平衡相)以及相的成分和相的相對量的重要法則。

若要確定成分為C含量Wc=x%的鐵碳合金在t溫度下是由哪兩個相組成以及各相的成分時，可通過該合金線上相當於t溫度畫一水平線，水平線所接觸的兩個相區中的相就是該合金在t溫度時共存的兩個相，交點的橫坐標就是在該溫度下平衡的兩個相的成分，兩相的相對量和水平線被Wc=x%合金線分成的兩線段的長度成反比。

(7)相平衡杠桿規則計算公式擴展閱讀：

利用杠桿定律求解鐵碳合金的相組分和組織組分的相對量，關鍵在於分清相組分和組織組分兩個概念以及確定杠桿的支點和成分點。

由於杠桿定律只適用於兩相區，因此必須依據合金的平衡結晶過程，找出對應的兩相區，使組織組分與相應的相組分相對應，才能用杠桿定律計算組織組分和相組分的相對百分含量。