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天津大学物理化学第五版下册
目录绪论热力学第一定律热力学第二定律多组分系统热力学相平衡化学平衡统计热力学基础
绪论01
物理化学的研究对象与任务研究对象物理化学以物质的物理变化和化学变化为研究对象,探讨物质性质、组成、结构、变化及其相互关系的科学。任务揭示物质变化的内在规律和机制,为化学、化工、材料、能源、环境等领域提供理论支撑和实验依据。
010203通过设计精巧的实验,获取物质变化的宏观信息和微观信息,如热力学数据、动力学参数、光谱、电化学信号等。实验方法运用数学、物理学等基础理论和方法,对实验数据进行处理、分析和解释,建立相应的物理模型和数学模型。理论方法利用计算机模拟和计算技术,对复杂的物理化学体系进行模拟和预测,为实验设计和理论分析提供有力支持。计算方法物理化学的研究方法
物理化学起源于19世纪,随着热力学、电化学、光谱学等分支学科的建立和发展,逐渐形成了完整的学科体系。20世纪以来,物理化学在量子力学、统计力学等基础理论方面取得了重要突破,推动了学科的深入发展。发展历史当前物理化学研究涉及领域广泛,包括能源转化与存储、环境科学与工程、生物医学、纳米科技等。同时,物理化学与其他学科交叉融合,产生了许多新的研究领域和生长点,如计算物理化学、生物物理化学等。现状物理化学的发展历史与现状
热力学第一定律02
01系统与环境热力学系统是指所要研究的对象,与周围环境相互作用。02状态与状态函数系统的状态用一组物理量描述,状态函数是描述系统状态的物理量。03过程与途径系统从一个状态变化到另一个状态所经历的过程称为途径。热力学基本概念
热量可以从一个物体传递到另一个物体,也可以与机械能或其他能量互相转换,但是在转换过程中,能量的总值保持不变。ΔU=Q+W,其中ΔU表示系统内能的变化,Q表示系统与外界交换的热量,W表示外界对系统所做的功。热力学第一定律的表述及数学表达式数学表达式表述
VS功的大小等于力与在力的方向上移动的距离的乘积,即W=Fd。热的计算热量可以用温度计测量,也可以通过计算得出。在热力学中,通常用热量计来测量热量。功的计算功与热的计算
热力学第一定律对理想气体的应用对于理想气体,其状态方程为pV=nRT,其中p表示压强,V表示体积,n表示物质的量,R表示气体常数,T表示热力学温度。理想气体的内能理想气体的内能只与温度有关,与体积和压强无关。因此,对于等温过程,理想气体的内能不变。理想气体的功与热在等温过程中,理想气体吸收的热量全部用来对外做功,即Q=-W。在等容过程中,外界对理想气体所做的功为零,吸收的热量全部用来增加内能,即Q=ΔU。理想气体状态方程
热力学第二定律03
表述不可能从单一热源吸热并把它全部用来做功,而不引起其他变化。意义热力学第二定律说明了自然界中进行的涉及热现象的宏观过程都具有方向性,是不可逆的。热力学第二定律的表述及意义
卡诺循环与卡诺定理由两个等温过程和两个绝热过程构成的循环。卡诺循环在相同的高温热源和低温热源之间工作的一切可逆热机,其效率都相等,与工作物质无关。卡诺定理
表示系统无序程度的物理量。熵是热力学系统中表征不可逆程度的一个宏观状态参量,用符号S表示。对于可逆过程,熵保持不变;对于不可逆过程,熵总是增加的。熵的概念物理意义熵的概念及物理意义
熵增原理在一个孤立系统中,如果发生了一个自发过程,则该过程的总熵变一定大于零,即系统的熵总是增加的。要点一要点二热力学第二定律的数学表达式对于可逆过程,有dS=dQ/T;对于不可逆过程,有dSdQ/T。其中,S为系统的熵,Q为系统与外界交换的热量,T为系统的温度。熵增原理与热力学第二定律的数学表达式
多组分系统热力学04
偏摩尔量的定义和物理意义偏摩尔量是多组分系统中某一组分的摩尔数发生变化时所引起的系统广延量的变化率。它描述了该组分对系统性质的贡献,并反映了组分间的相互作用。化学势的概念和表达式化学势是多组分系统中某一组分的偏摩尔性质,表示该组分在系统中的迁移趋势和反应能力。其表达式为μi=?U/?ni,其中U为系统的内能,ni为组分的摩尔数。化学势与温度、压力的关系化学势与温度和压力密切相关。随着温度的升高,化学势通常降低;而随着压力的增大,化学势可能增加也可能减小,取决于具体的系统性质和条件。010203偏摩尔量与化学势
理想气体组分的化学势对于理想气体,其组分的化学势可以通过理想气体状态方程和热力学基本方程推导得出。在标准状态下,理想气体组分的化学势为零。实际气体组分的化学势实际气体由于分子间存在相互作用力,其化学势与理想气体有所不同。实际气体的化学势需要考虑分子间的相互作用势能以及气体的非理想性。气体组分的化学势想稀溶液的蒸气压比纯溶剂的蒸气压低,且蒸气压的降低与溶质的摩尔分数成正比。这是
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