Ggm在物理上怎麼解釋

1. 求一道物理題啊 一單擺在山腳時 在一定時間內振動了n次 將此單擺移致山頂上 在相同時間內振動了（n減

這個單擺的擺長顯然是不變的。
設該單擺在山腳時的周期是T，在山頂的周期是T1
由「相等時間內振動次數的比值等於頻率的比值」得
( 1 / T) / (1 / T1)＝n / ( n－1)
即T1 / T＝n / ( n－1)
由單擺的周期公式知T＝2π*根號（L / g），L是擺長，g是山腳處的重力加速度
T1＝＝2π*根號（L / g1），L是擺長，g1 是山腳處的重力加速度
所以T1 / T＝根號（g / g1）

設地球半徑是R，此山的高度是 h
則GM / R^2＝g
GM / (R＋h)^2＝g1
得g / g1＝[ (R＋h)^2] / R^2＝[ (R＋h) / R] ^2

可見，T1 / T＝(R＋h) / R
即n / ( n－1)＝(R＋h) / R
得n / ( n－1)＝1＋（h / R）
h / R＝1 / ( n－1)
所求此山高度約為地球半徑1 / ( n－1) 倍。

2. 衛星在地球表面ggm÷r²=mg是為什麼

我的媽呀,G和g肯定不會是鴨蛋的呀!
所以你的論述肯定有錯!
錯誤在這個節點上：你說：「萬有引力＝向心力.重力為何不為0?」首先這前後兩個話沒關系嘛.
明確下重力的意義：衛星也具有重力!事實上,重力就是於萬有引力的一種,只是萬有引力的概念更廣泛,包括人體與人體之間也存在萬有引力,只是小了點.
再明確下 引力、重力、向心力之間的關系：
引力引起重力分配與向心力和物體與地面的相對作用力之間,但如何分配由不被圓周運動甩出去所需的向心力來決定.即如果速度足夠大,引力產生的重力不大於對衛星產生足夠的向心力,在衛星上就感覺不到物體和衛星之間的相對作用力,就是一般說的失重.
地球表面上的人：圓周運動速度設為V1,衛星圓周運動速度為V2.因為V2遠遠大於V1,且衛星距離地球比較遠一點點.所以衛星所需的向心力遠遠大於地球表面的人.
當衛星運行速度足夠大,當衛星所需的向心力的值與衛星的重力相同時,就感覺不到衛星與內部物體之間的相互作用了.
結論：也是對你的糾正：失重不等於沒有重力,相反地,失重的時候,重力仍然存在,而且與萬有引力公式計算得到的值完全一樣.
不考慮比較玄的東西,比如空間壓縮力什麼的.

3. 高中物理

1、F＝GmM/r^2
g＝GM/r^2
r=√gGM
所以h=√gGM - R
（G為引力常量，M為地球質量）

2、v=2πR/T

4. 急求！！簡明物理化學的全部公式！！在線等！！

有些人簡直就是亂來，初中物理都來了~~~~~~~~亂搞

人們在長期實踐中發現，化學現象與物理現象之間緊密的聯系。化學現象伴生有物理現象；物理因素可以引起或加速化學變化；化學反應能力與物理運動之間有本質聯系，由大量實驗事實，經過歸納總結出物理化學的研究對象是：從物理現象與化學現象的相互聯系入手，應用物理學的原理和方法研究化學變化的普通規律性的一門科學。
物理化學的只要內容和任務：
（1）化學熱力學——研究化學的能量轉換關系，即計算化學反應的熱效力；研究化學反應及物理過程的方法和限度。
（2）化學動力學——研究化學反應的速率和反應歷程，以及溫度、壓力、濃度、催化劑等因素對反應速率的影響。
學習物理化學的任務在於對各種化學現象的一般規律提出更深刻、更本質的探索；在於對化工、冶金以及其它有關工業部門的產生，提供有價值的指導性理論。
對於中學生來說，學習和了解一些物理化學知識也有重要意義。它不僅能幫助同學們對中學化學的知識有更深刻的、本質的理解，而且對於訓練邏輯思維能力、分析和解決問題的能力有很大的幫助。

§4—1 熱力學第一定律與化學反應的熱效應

一、 熱力學第一定律
熱力學第一定律即宏觀領域里的能量守恆與轉換定律。對於封閉體系，數字表達式為：
ΔU = Q – W
式中ΔU = U2 – U1 ，U為體系處於某一狀態時，貯存於體系內部能量的總和。它是體系的一種容量性質，是狀態函數。其值只與體系當時所處的狀態有關；其改變值ΔU只與始、終態有關，內能的絕對值無法測定。Q為體系所吸收或放出的熱，其值與過程進行的途徑有關，為過程量。W為體系所做或接收的功，也是過程量。
（1） 式對於只做體積功的過程可寫為
ΔU – Q – P外 ΔU
若為等容過程ΔU = Q V
涵義：體系的等容熱等於內能的增量。
若為等壓過程ΔU = Q P – PΔV 即U2 – U1 = Q P – P2V2 + P1V1
定義：H ≡ U + PV 稱H為焓，它也是體系的一種容量性質。因此上式可寫成H 2 – H 1 = QP 即

ΔH = QP
涵義：體系的等壓熱等於焓的增量。
Q V 及 Q P 可通過實驗測定，也可通過下式計算：
Q V = C V （T2 - T1）或Q V = n C v ，m（T 2 - T 1）
Q P = C P （T 2 - T 1 ）或Q P = nCP ，m（T2 – T1）
上面式中Cv ，m ，CP ，m分別稱為摩爾等容熱容與摩爾等壓熱容（在這里設為與溫度無關，n為物質的量）。
二、 化學反應的熱效應

1、等壓與等容熱效應
熱效應指化學反應體系在不作其它功的等溫過程中所吸收或放出的熱，也叫反應熱，若化學反應體系在不作其它功的等溫等壓（或等容）過程中的反應熱，則分別叫等壓（或等容）熱效應。
Q P 與QV 的關系為 Q P = Qv + PΔV
對於有氣體參與的反應，若氣體可視為理想氣體，則（6）式可寫為：
Q P = Q v +Δng RT
式中Δng為反應中氣體產物與氣體反應物的物差的量之差。
2ּ 蓋斯定律
「任一化學反應，無論是一步完成或幾步完成，其熱效應相同」。蓋斯定律是熱力學第一定律的必然結果。因為QP = ΔH，Q v =ΔU。蓋斯定律是計算熱效應的基礎。其意義在於：可以從一些已知熱效應的反應，通過代數組合方法計算實驗測定熱效應的反應之反應熱。
例一、 求反應C（固）+ 1/2 O 2 （g）→CO（g）的反應熱（Δr H m ）
解：已知（I） C（固）+ O 2 （g）→CO2（g） Δr H m （I）= - 393ּ5 KJ/moI
（II）CO（g）+ 1/2 O2 （g）→CO2 （g） Δr H m （II） = - 282ּ8 KJ/mol
由（I）— （II）式得 C（固）+ 1/2 O2 （g）→ CO（g）
Δr H m = （I） - Δr H m （II）
= - 393ּ5 - （ - 282ּ8 ）= - 110ּ7（KJ/mol）
（結合此例復習熱化學方程的寫法）
3ּ 標准生成熱（Δf H Øm ）與標准燃燒熱（ΔC H m）
規定：穩定的單質的標准生成熟為零。
定義：在標准壓力（P ø）指定溫度下，由穩定單質生成一摩爾化合物的等壓熱效應，叫做該化合物的標准生成熟（Δf H øm ）。
用Δf H øm 計算25OC（即298K）時反應熱公式為：

ΔrH mø = （∑νjΔfHmø）產物 - （∑νjΔfHmø）反應物

定義：在Pø和T下，一摩爾物質完全氧化，使所含元素生成指定的穩定產物時的等壓
熱效應，叫做該物質的標准燃燒熱（Δc H mø）。
用Δc H mø計算25OC時反應熱公式為：

ΔrH mø = （∑νjΔcHmø）反應物 - （∑νjΔcHmø）產物

4. 基爾霍夫定律
此定律是從已知某一溫度時反應熱，計算同一反應在另一溫度時反應熱的定律。基爾霍夫定律用方程表示為：

ΔrH（T2） = ΔrH（T1）+ ΔCP（T2 - T1）

式中ΔCP = 常數，ΔCP = （∑νjC P）產物 - （∑νjC P）反應物。ΔrH（T1）- 一般可通過（7）或（8）式求得。有了ΔrH（T1）就可求同一反應在另外溫度T2時之反應熱。
例二、
§4-2 熱力學第二定律與化學平衡

一.自發變化的共同特徵——不可逆性
1.所謂「自發變化」是指能夠自動發生的變化，即無需外力幫忙，任其自然，不去管它，即可發生的變化。而自發變化的逆過程則不能自動進行。
（1）氣體向真空膨脹（自發進行），它的逆過程即氣體的壓縮過程不會自動進行；
（2）熱量由高溫物體傳入低溫物體，它的逆過程是熱量從低溫物體傳入高溫物體；
（3）各部分濃度不同的溶液，自動擴散，最後濃度均勻，而濃度已經均勻的溶液，不會自動變成濃度不均勻的溶液；
（4）鋅片投入CuSO4溶液引起置換反應，它的逆過程也是不會自動發生。
2.一切自發變化都有一定的變化方向，而且都是不會自動逆向進行的。這就是自發變化的共同特徵。簡單地說：「自發變化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。

*熱力學第二定律
一切實際過程都是熱力學的不可逆過程。人們又發現這些不可逆過程都是互相關聯的。克勞修斯的說法：「不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體，而不引起變化。」
開爾文的說法：「不可能從單一熱源取出熱使之完全變為功，而不引起變化。」

自發變化都不會自動逆向進行，但這並不意味著它們根本不可能倒轉，藉助於外力是可以使一個自動變化逆向進行的。（但不可避免地要在環境中留下影響）
人們對自發過程之所以感興趣，是因為一切自發過程在適當地條件下可以對外作功，而非自發過程則必須依靠外力，即環境要消耗功才能進行。

二、自由能（G）、熵（S）
1. 吉布斯自由能（G、△G）
化學反應的方向和化學反應體系跟環境之間的做有用功（例如電功）的方向一致。當某化學反應體系能夠向環境做有用功時，體系中的化學變化將會自發進行。
等溫等壓，封閉體系
W』≤△G（自發不可逆，可逆）
若W』=△G 則
△G≤0（自發不可逆，可逆）
熱力學理論證明：體系與環境之間的做有用功的最大值相等於體系狀態函數自由能變化（△G）。（條件：等溫等壓，封閉體系）
原電池放電作功 △G◎=-nE◎F △rG=-nEF

2. 熵（S，△S）
（1）可逆過程：某一體系經過某一過程，由狀態（A）
到狀態（B）之後，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。
（2）可逆過程中熱溫商之和：
可逆過程中的熱溫商∑（Qi/Ti）R，與A、B之間的可逆途徑無關，而僅由始終狀態所決定，顯然它具有狀態函數變化的特點，克勞修斯據此定義了一個熱力學狀態函數稱為熵，並用符號S表示。
△S=SB-SA=∑（Qi/Ti）R
（3）克勞修斯不等式——熱力學第二定律
△SAB≥∑（Qi/Ti）R （不可逆，可逆）
（4）熵增加原理
絕熱體系： △S≥0 （不可逆，可逆） △S＜0 （不發生）
隔離體系：△S隔離≥0 （不可逆，可逆） △S隔離=△S體系+△S環境≥0
任何自發過程都是由非平衡態趨向平衡態，到了平衡態是時熵函數達到最大值年。因此，自發的不可逆過程進行的限度以熵函數達到最大值為准則，所以熵的數值就表徵體系接近平衡態的程度。
（5）熵的統計意義：
熵函數可以作為體系混亂度的一種量度。
對某一體系而言：S氣>S液>S固
對某一物質的某一聚集態而言：S高溫>S低溫

3. 自由能和熵
定義：G=H-TS
等溫 △G=△H-T△S
標准狀態：△G◎=△H◎-T△S◎

練習3：1mol CH3C6H5在其沸點383.15K時蒸發為氣體，求該過程的△VAPH◎、Q、W、△VAPU◎、△VAPG◎。已知該溫度下甲苯的汽化熱為362Kj.Kg-1。
解：等溫（正常熔、沸點）。等壓（P◎）下的相變是可逆過程，此時體系應處於一平衡態（△G=0），當一個體系已達到平衡時，則其中任何過程都是可逆的。
CH3C6H5 M=92
Q==△VAPH◎=362÷（1000÷92）=33.30（KJ.mol-1）
△VAPG◎=0 （等溫等壓下可逆相變——平衡態）
V氣=nRT/P=（1×8.314×383.15）÷101325=0.03144（m3）
W=P△V=PV氣=101325×0.03144=3186（J）
△ VAPU◎=Q-W=33.30-3.186=30.114（J.MOL-1）
△ VAPS◎=（Q/T）R=33300÷383.15=86.91（J.K-1）

三、化學平衡
1.化學反應的△rGm和△rG m◎
（1） aA+bB→gG+Hh
△rGm=（gGm,G+hGm,H）-(aGm,A+bGm,B)=( ∑νiGm,i◎) 產物 -(∑νiGm,i◎)反應物
△rGm<0 反應自發進行
△rGm=0 化學平衡
△rGm>0 反應不能自發進行（逆反應自發進行）
（2）當反應處在標准狀態下進行時（反應溫度T和P◎狀態）
△ rG m◎=( ∑νiGm,i◎) 產物 -(∑νiGm,i◎)反應物

（3）△rG m◎的重要應用
a.計算平衡常數：△rG m◎=-RTLnK（△rG m◎=-RTLnKa）

b.從某一些反應的△rG m◎，計算另一些反應的△rG m◎：
①C(s)+O2(g) →CO2(g) △rG m◎(i)
②CO(g)+1/2O2(g) →CO2(g) △rG m◎(ii)
①-②=③ ③C(s) +1/2O2(g) →CO (g) △rG m◎(iii)

△rG m◎(iii)= △rG m◎(i)-△rG m◎(ii)
且-RTLnK◎(iii)= -RTLnK◎(i)- -RTLnK◎(ii)
K◎(iii)= K◎(i)/ K◎(ii)
利用可以大體估計反應的可能性

2.標准生成自由能（標准摩爾生成吉布斯自由能）△fG m◎
△rG m◎= ∑νiGm,i◎ （Gm,i◎=？）
在標准壓力下，由穩定的單質生成一摩爾化合物的反應的標准吉布斯自由能變化值即△rG m◎稱為該化合物的標准摩爾生成吉布斯自由能，並用符號△fG m◎表示。
（不同溫度T時，△fG m◎值不同，一般手冊中給出的298K時的值。）
規定：穩定單質的標准摩爾生成吉布斯自由能都等於零。

例8．已知298K時，NH3的△fG m◎=-16.635KJ.MOL-1，求在常溫常壓（298K，P◎）下，反應 1/2N2（g）+3/2H2（g）→NH3（g）的△rG m◎？
解：△rG m◎=△fG m，NH3◎-（△fG m，N2◎+△fG m，H2◎）=-16.635 KJ.MOL-1
△rG m◎<0，說明常溫常壓下H2和N2有可能合成NH3。

3． 化學反應等溫式：
aA+bB→gG+Hh
△rGm=△rG m◎+RTLnQa
活度熵：Qa=（aGgaHh）/(aAaBb)任意狀態
化學平衡狀態：△rGm=0
△rG m◎=-RTLnQa『=-RTLnKa （Ka=Qa』）
平衡常數：Ka=（aGgaHh）/(aAaBb)平衡態
△rG m=-RTLnKa +RTLnQa
討論：a.若Ka>Qa，則△rG m <0，反應向右自發進行
b. 若Ka=Qa，則△rG m =0，反應處於平衡態
c. 若Ka<Qa，則△rG m >0，反應不能向右自發進行
4． 平衡常數表達式：
Ka=（aGgaHh）/(aAaBb)
（！）氣相反應：（理想氣體）

（ PG/P◎）g（PG/P◎）h （ PG）g（PG）h
Ka= Kp= ——————————— = ————————————（P◎）-∑νi
（PG/P◎）a（PG/P◎）b （PG）a（PG）b

（ PG）g（PG）h
令 Kp= ——————————— （經驗平衡常數）
（PG）a（PG）b
故 Kp◎= Kp（P◎）-∑νi （熱力學平衡常數）

（2）復相反應（氣—固相反應）
純固相的活度均看作1，即a固=1，氣相均看作理想氣體，活度即以壓力代替，即a氣=P氣 ，故表達式僅與氣相各物質的分壓有關。

練習5.電解水是得到純氫的重要來源之一。問能否用水直接加熱，分解得到氫？
H2O（g）=H2（g）+1/2O2（g）
利用 △rGm◎=△rHm◎-T△rSm◎式估算反應的轉折溫度。已知H2O（g）的△fH m◎=-241.83（KJ.MOL-1），H2O（g），O2（g），H2（g）的規定熵分別為Sm◎=188.72，Sm◎=205.03，Sm◎=130.59（單位：J.MOL-1.K-1），以及H2O（g）的△fG m◎=-228.59（KJ.MOL-1）。

§4-3 電化學基礎知識簡介

電化學是研究化學變化與電現象之間關系的學科，這種關系總括起來包括兩個方面；第一個方面，當體系內自動發生一個化學變化時，體系產生電池———實現這種變化的裝置稱為原電池；第二方面，在外加電壓作用下體系內發生化學變化———實現這咱變化的裝置稱為電解池。在第一種變化中化學能轉變化為電能，在第二種變化中電能轉變為化學能。因此，可以說電化學是研究電能與化學能之間相互轉化及其規律的學科。這里我們首先介紹電解質溶液的導電規律，然後介紹電化學平衡。

一． 第二類導體的導電機理及法拉第定律
能夠導電的物體稱為導體，導體可以分為兩類：第一類導體和第二類導體，前者包括金屬，石墨，合金等，它是依靠電子的遷移來傳導電流；後者包括電解質溶液和熔融電解質，它是依靠正，負離子的遷移來傳導電流。
1． 解質溶液的導電機理
在一個電解質溶液中放置兩惰性電極（如Pt）通電進行電解，溶液中正，負離子在電場力的作用下會分別向兩電極遷移：正離子向陰極遷移，負離子向陽極遷移，並且在兩電極上分別發生氧化—還原反應。例如電解CuCl2的水溶液時發生如下反應：
陰極： Cu2++2e- Cu
陽極： 2Cl- Cl2+2e- +)
_______________________________________
電解反應：Cu2++2Cl- Cu +Cl2
陰極發生還原反應故陰極又稱還原極；陽極發生氧化反應故陽極又稱為氧化極。可見電解質溶液導電是由兩個步驟構成的：正，負離子在電聲力的作用下作定向移動，在兩個電極上分別發生氧化和還原反應。
2． 法拉第定律
法拉第在1833年從實驗中總結出：
1） 流通過電解質溶液時在兩電極上發生反應的物質的物質的量與通過溶液的電量成正比。
2） 當以相同電量通過含有不同電解質溶液的電解池時，在各電極上發生反應的物質得失電子數相同。
1個電子荷電1.6022 *10-9C,1mol 電子荷電稱為一個法拉第用「F」表示。
F=Le-=6.023 *1023 *1.6022 *10-19 =96487=96500C .mol-1
F稱為法拉第常數。
假定在陰極上發生還原反應：
MZ+ + Ze- M
在電有為上析出1mol金屬M通過的電量為ZF，Z為電及反應中得失電子的計量系數，若電極上析出該金屬的物質的量為n mol,則通過溶液的總電量為：
Q =n Z F (2.1)
此式即為法拉第定律的數學形式。法拉第定律不僅適用於電解過程也適用於原電池放電過程。
3． 電流效率
實際電解時由於電極上常發生副反應或次級反應，因此，電解析出某一物質實際消耗的電量要比按法拉定律計算所需的理論電量多一些，二者之比稱為電流效率η。

理論電量（按法拉第定律計算）
η=—————————————————— * 100%
實際消耗的電量

二、電解質溶液理論

⒈ 電解質的離子平均活度和離子平均活度系數
離子的活度和活度系數
m+
a+ === γ+ ——
mθ

m-
a+ === γ- ——
mθ

a+，a-分別稱正、負離子的活度，而γ+ , γ-分別稱正、負離子的活度系數。雖然，我們仿照非電解質溶液的活度及活度系數，但是，我們確無法得到僅含有一種離子的溶液，因此無法通過實驗的方法確定出單種離子的活度系數來。電源質溶液表現出來與理想溶液的偏差，總是正、負離子共同表現出來的一種平均行為，為此，我們定義電解質離子的平均活度及平均活度系數：
α±===ν α+ν+α-ν- ν=ν++ν-
a± ，γ± 、m±分別稱為電解質離子的平均活度、平均活度系數和平均質量摩爾濃度。
⒉ 離子強度
離子平均活度系數γ+的大小反應了電解質溶液與理想溶液的偏差大小，偏差大小的來源，是由於電解質離子帶電存在相互靜電作用。於是我們定義

I=1/2∑miZi2 mol.kg-1

「I」稱為離子強度，它是溶液中離子電荷所形成的靜電場強度的度量。
⒊ Debye – Huckel極限公式
Debye – Huckel根據離子氛的概念，應用物理學原理推出了電解質溶液中，電解質離子平均活度系數γ±與離子強度的關系：

lgγ±=-A|z+z-|I1/2

此時稱為Debye – Huckel極限公式，只能應用於極稀的電解質溶液，在25℃的水溶液中：A = 0.509kg1/2•mol -1/2，故
lgγ±=-0.509|z+z-|I1/2

三、可逆電池電動勢

上面我們介紹了有關電解質溶液的一些導電規律，下面我們重點討論電化學平衡。
熱力學原理指出：在恆溫、恆壓的可逆變化中Gibbs函數的減少值等於體系對環境所作的最大非體積功。
ΔrGm = - Wf
當非體積功僅有電功時，W電 = ZFE，故ΔrGm = - ZFE
式中E為可逆電池電動，Z為電極反應中得失電子的數目，F為法第常數。
這個式子是聯系熱力學和電化學之間的重要橋梁。它只有在可逆條件下才能成立。所以，下面我們首先介紹可逆電池的概念：
⒈ 可逆電池與不可逆電池
可逆電池必須滿足以下幾個條件：
（1）電池反應必須是可逆的：即電池在自發放電或對電流充電時，電池反應必須互為逆反應。例如Daniell電池，如圖所示：該電池是將Cu片插入CuSO4溶液、鋅片插入Z nSO4溶液中，兩電解溶液用鹽橋連接起來，如果用負載電阻R把兩極連接起來組成迴路，則迴路中就有電流流過，外電路中電流從銅電極向鋅電極，兩電極上分別發生氧化和還原反應：
Zn極：Zn（s）→Zn2+ n+）+ 2e-
+）Cu極：Cu2+（au2+）+ 2e-→Zn（s）
---------------------------------------------------
電池反應：Zn（s）+ Cu2+（aCu2+）→ Cu + Zn2+
如果外加一個電動勢為E外的電池對抗相接Zn2+，當E外 >E時，則電池被充電，變成了電解池，其電解反應為：

Zn極：Zn2+（aZn2+）+ 2e-→Zn（s）還原極，
陰極+）Cu極：Cu（s）→Cu2+（aCu2+）+ 2e- 氧化極 ,陽極
———————————————------------
電解反應 Zn2+（aZn2+）+ Cu（s）→Cu2+（aCu2+）+ Zn（s）
可見，電池充電時反應為電池自發放電的逆反應，電池反應式互為逆反應。此時，稱電池反應是逆反的。但是，如果把Z nSO4 、CuSO4溶液換成HCl溶液，則電池在充電、放電時的反應就不是互為逆反應了：
放電時：Zn極：Zn → Zn2++ 2e-
+）Cu極：2H+ + 2e-→H2
______________________
電池反應：Zn + 2H+→Zn2++ H2
充電時：Zn極：2H+ + 2e-→H2
+）Cu極：Cu→Cu2++ 2e-
————————————
電解反應：Cu + 2H+→Cu2++ H2
可見該電池充電和放電時，電池反應不是互為逆反應，故此電池為不可逆電池。
（2）電池在充電、放電過程必須是可逆的，即電池充電或放電過程無限接近於平橫態，通過電池的電流無限小，速率無限慢，時間無限長。
⒉ 對消法測定電池電動勢 標准電池
可逆電池電動勢可以用對消法進行測定，其原理圖如圖2.3：EW工作電池，A B為均勻的滑線電阻，G為檢流計，K為雙向開關。測定步驟是：先將接觸點移到C1點，使滑線電阻A B上的讀數與標准電池E標的電動勢相等將雙向開關K接通E標，迅速調節可變電阻R使檢流計G無電流通過，則工作電池在AC1上的電位降正好等於標准電池電動勢。然後固定R不變，將雙向開關K接通待測電池EX，移動接觸點至C2使檢流計G中無電流通過，則AC2上的電位降即為待測電池的電動勢EX。

測電池電動勢需用一個電動勢為已知的標准電池，通常採用韋斯登標准電池，其構造如圖2.4：正極是Hg和H g2SO4的糊狀物，負極是含12.5%的鎘汞齊，上面是CdSO4的飽和溶液，電極反應為：
負極：Cd（Hg）→Cd2+ + 2e+
+）正極：Hg2SO4（S）+ 2e+→2Hg（1） + SO42-
————————————————
電池反應：Cd（Hg）+ Hg2SO4→CdSO4 + 2Hg（1）
20℃時電池的電動勢E = 1.01845V，25℃時為1.01832V，其它溫度下E為：
E = 1.01845 - 4.05×10-5 3（T - 293.15）- 9.5×–7（T - 293.15）2 + 1×10–8
（T - 293.15）3
⒊ 電池表達式及電池電動勢的符號規約
上面介紹的Daniel銅鋅電池可用下面的式子表示：
Zn（s）∣ZnSO4（a1）||CuSO4（a2）∣Cu（s）
而韋斯登標准電池可表示為：Cd（Hg）∣CdSO4•3/8H2O飽和溶液∣Hg2SO4（s）∣Hg（1）
這種式子稱為電池表達式，第一個電池為雙液電池，第二個電池為單液電池，正確書寫電池表達式要注意以下幾點：
（1）按電池表達式的規定：左邊電極進行氧化反應為負極（氧化極），右邊電池進行還原反應為正極（還原極）。
（2）電池中兩相界面用「∣」表示，而「∣∣」則表示兩電解質溶液用鹽橋連接，兩液體之間的液體接觸電勢已降低到可以忽略不計的程度。
（3）電池中各物質要註明物態（S，I，g）、濃度、氣體要註明壓力。
（4）氣體不能直接作為電極，需用不活潑金屬如Pt、Au、C等作為依附，不活潑金屬起傳導電流的作用。
按照上面規定寫出的電池表達式，如果左邊電極確實發生氧化反應，右邊電極確實發生還原反應，則稱電池為自發電池，電池電動勢E規定為正值（E>0）；反之，E<0。
按上面規定，電池電動勢E等於右邊電極的電動勢ψ右減去左邊電極的電極勢ψ左，即
E =ψ右-ψ左

4.可逆電池電動勢E與各物質活度aB的關系——電池電動勢的Nernst方程
例如，對於電池：Pt∣H2（PH2 ）∣HCI（a1）∣Cl2（ PCl2 ）∣Pt
負極：H2（ PH2 ）→2H+（aH+）+ 2e+
正極：Cl2（PCl2 ）+ 2e+→2Cl+（ aCl- ）
電池反應：H2（ PH2 ）+ Cl2（ PCl2 ）→2H+（aH+）+2CI+（aC1-）
根據化學反應的等溫方程式
△rGm=△rG m◎+RTLnQa

又 ΔrGm = - ZFE
代入上式
如果各物質處於標准態，aB = 1，這時電池稱為標准電池，其電動勢用符號「E 」表示，故：
RT aH+2 aCl-2
E=Eo- ———— ln——————————
ZF （PH2/Po）（ PCl2/Po）

（2.16）式稱為電池反應的Nernst方程式。可見如果知道了各物質的濃度mB，又知道了標准電極電勢 ，就可以由上式求算出電池電動勢E來。由電池表達式寫電池反應式要注意以下幾點：
a）按電池表達式的規定，左電極發生氧化反應，在右電極發生還原反應，在反應方向已確定時，電極反應式和電池反應式用「→」表示。
b)兩電極得、失電子數必須相同，保持電荷平衡。
C）一般情況下電極反應式和電池反應式都寫成離子反應式，並且不要輕易的把離子合並寫成分子。

5. 求高中物理航天宇宙的解題方法

高中階段主要是兩類應用，一類是星球附近的物體受到星球給的萬有引力約等於重力（忽略自轉），另一類是物體繞著星球做勻速圓周運動，萬有引力恰好提供向心力。
第一類物體可以不在星球表面，高度不同重力加速度不同，用那個位置的重力加速度即可，若離星球表面高度比星球半徑小的多，一般是忽略高度認為之間距離即星球半徑。
第二類只要用萬有引力等於向心力的公式列等式計算即可，代入時注意球心距是兩個公式中的r，一般小的那個的半徑可被忽略。
這些問題中如果是人造地球衛星問題，常用的一個等量代換是GM=gR^2，這里的g是指地球表面處的重力加速度，R為地球半徑，M指地球質量。這個是用地球表面的物體萬有引力約等於重力寫出來的，可以作為常量GM的等量代換任意替代。注意不要把這個代換中的g、R 與r及某高度處的重力加速度混淆。
中心天體質量及天體密度只要具體問題具體分析找到這兩套原理的代入切入點，基本上歸結為這兩類問題，質量和密度只是其中的一個未知量。
希望對你有幫助。

6. 如何判斷帶電體在復合場中的運動情況

帶電物體在復合場中的運動 一 、問題的提出
高中物理教學中經常會遇到這樣一類問題，帶電物體在電場、磁場和重力場疊加的空間內運動，對於其運動情況，學生往往陷入困惑，不知如何解決。
二 、問題的解決
重力場和電場都屬於保守力場，根據其特點，將二者「合二為一」，等效於一個新場，可以叫作等效重力場，在等效重力場中，物體只受一個等
效重力，其大小為*GGF=+
電
，等效重力加速度**gGm=, 這樣將重力場和電場合成以後，這類問題就變的簡單了。
下面來看幾個具體的問題

例1、質量為m帶正電為q的液滴，處於水平方向的勻強磁場中，磁感應強度為B，液滴運動速度為V，若要液滴在豎直平面內做勻速圓周運動，需要施加一個勻強電場，問①所加電場的方向和大小；②液滴作圓周運動的半徑。
解析：帶正電液滴在復合場中豎直平面內作勻速圓周運動，其中磁場對帶電粒子有洛侖茲力，它不會做功，要想作勻速圓周運動，重力與電場力做功總和必為零，即重力和電場力合力為零，電場力方向向上，大小等
於重力，Eqmg=，電場強度mg
Eq=
，方向向上。洛侖茲力提供液滴圓周運動的向心力，2
VqVB
mR
=

7. 橢球高與大地水準高程和海拔高有什麼區別

橢球高度又叫大地高，是一個純粹的幾何概念，是用於GPS中高程表達的數據量，同一個點在不同的橢球高基準下，橢球高不同。大地水準高和海拔高都有明確的物理意義，三者的關系可以根據具體的地形來進行加減。

如下為詳細的定義區別：

1、橢球高度 : 測量點離橢球面的高度，也就是測量點與橢球面的正交距離。

2、大地水準高 : 在大地測量學科大地水準面試一個重力等位面，與全球海洋面一致。所以大地水準高就是測量點沿著鉛垂線到大地水準面上的高度。

3、海拔高度：也稱絕對高度，就是某地與海平面的高度差，通常以平均海平面做標准來計算，是表示地面某個地點高出海平面的垂直距離。

海拔高程也稱海拔高度，就是某地與海平面的高度差。 嚴格的海拔高程(簡稱海拔高)，是地面點沿重力線到大地水準面的距離。

高程：某點沿鉛垂線方向到絕對基面的距離。

海拔（Elevation），是指地面某個地點高出海平面的垂直距離。是某地與海平面的高度差，通常以平均海平面做標准來計算。海拔的起點叫海拔零點或水準零點，是某一濱海地點的平均海水面。

(7)Ggm在物理上怎麼解釋擴展閱讀：

高程分類：

常用的高程系統共有正高、正常高、力高和大地高程4種，而高程基準各國均有不同定義。

正高：

沿地面點B的垂線方向到大地基準面的距離H稱為正高。

由於該公式中的gm較難通過測量確定，因此一般通過過去的近似值來確定。

正常高:

正常高系統是為解決正高系統中ggm較難測量確定的問題而在1954年由蘇聯地理學家莫洛堅斯基提出的一種系統，該系統將正高系統中的gm換成容易精確計算的Ym。

力高:

由於同一水準點的正高和正常高系統測量值往往會有差別，為了在水利建設中避免出現問題，出現了力高的定義，力高的定義是指通過該點的水準面在緯度45°處的正常高。

大地高程:

大地高程以橢球面為基準面，是由地面點沿其法線到橢球面的距離。可以採用衛星大地測量法或幾何物理結合大地測量法獲得。

8. 物理問題

V的平方=V0的平方+（ gt）的平方，求出g
GM=gR2,求出M，再求密度

9. 高中物理黃金代換式怎麼推出來的

GMm/R²=mg
GM/R²=g
GM=R²g

10. 什麼叫高程

高程指的是某點沿鉛垂線方向到絕對基面的距離，稱絕對高程，簡稱高程。某點沿鉛垂線方向到某假定水準基面的距離，稱假定高程。

高程基準是推算國家統一高程式控制制網中所有水準高程的起算依據，它包括一個水準基面和一個永久性水準原點。

高程測量的方法有水準測量、三角高程測量、GNSS（全程Global Navigation Satellite System，即全球導航衛星系統）高程測量和物理高程測量。

(10)Ggm在物理上怎麼解釋擴展閱讀：

高程的分類

1、正高

沿地面點B的垂線方向到大地基準面的距離H稱為正高。

2、正常高

正常高系統是為解決正高系統中ggm較難測量確定的問題而在1954年由蘇聯地理學家莫洛堅斯基提出的一種系統，該系統將正高系統中的gm換成容易精確計算的Ym。

3、力高

由於同一水準點的正高和正常高系統測量值往往會有差別，為了在水利建設中避免出現問題，出現了力高的定義，力高的定義是指通過該點的水準面在緯度45°處的正常高。

4、大地高程

大地高程以橢球面為基準面，是由地面點沿其法線到橢球面的距離。可以採用衛星大地測量法或幾何物理結合大地測量法獲得。