大学物理化学剖析.ppt

公式总结 单组分和二组分相图 五、电化学 六、化学动力学 适用于封闭系统、理气、CV,m为常数，只pVT变化的过程 6. 热力学判据 热力学计算Q、W、ΔU、 Δ H、ΔS、ΔA、ΔG ⑴ 明确所研究的系统和相应的环境。 ⑵ 问题的类型：I. 理想气体的pVT变化；Ⅱ.实际气体、液体或固体的pVT变化；Ⅲ.相变化；Ⅳ.化学变化；Ⅴ.上述各种类型的综合。 ⑶ 过程的特征：a. 恒温可逆过程；b. 恒温过程；c. 绝热可逆过程；d. 绝热过程；e. 恒压过程；f.恒容过程；g. 上述各种过程的综合；h. 循环过程 ⑷ 确定初终态。 ⑸ 所提供的物质特性，即pVT关系和标准热性质。 ⑹ 寻找合适的计算公式。 2. 多组分系统的组成表示法 1. 化学反应的方向与限度 3.偏摩尔量与化学势 称为物质B的某种广度性质X的偏摩尔量 偏摩尔量的加和公式 化学势的狭义定义： 化学势的狭义定义就是偏摩尔Gibbs自由能 偏摩尔量 单种理想气体化学势 理想气体混合物化学势 将气体的压力用逸度代替，得非理想气体化学势表示式 4.气体化学势 5. 拉乌尔定律与亨利定律 定温下,稀溶液中,溶剂的蒸汽压等于纯溶剂的蒸汽压乘以溶剂的摩尔分数。 Raoult 定律 一定温度和平衡状态下,气体在液态溶剂中的溶解度与该气体的平衡分压成正比. Henry 定律 6. 理想液态混合物 在等温、等压条件下，任一组分在全部浓度范围内，都符合Raoult定律的多组分液态系统. 理想液态混合物性质： 总体积等于各纯组分的体积之和 混合前后总焓值不变，没有混合热 混合是自发的，有理想的混合熵 混合Gibbs自由能小于零，混合是自发的 7. 理想液态混合物及稀溶液的化学势 理想液态混合物中任一组分B的化学势表示式 稀溶液中溶剂A的化学势 稀溶液中溶质B的化学势 适用于等温、等压、不做非膨胀功的封闭系统 三个判据完全等效 反应自发向右进行，趋向平衡 反应自发向左进行，趋向平衡 反应达到平衡 5 化学平衡 2.化学反应的等温方程 理想气体混合物系统 理想液态混合物系统 3.标准平衡常数 标准平衡常数的定义为: 这些公式也适用于任意相态的化学反应，包括电解质溶液的反应 理想气体混合物反应系统 对于非理想气体混合物反应系统 代入化学反应等温式，判断反应自发进行的方向 范特霍夫方程微分式 1. 对吸热反应 平衡常数的值随着温度的升高而增大 2. 对放热反应 平衡常数的值随着温度的升高而变小 4. 各种因素对化学平衡的影响 温度对化学平衡的影响 定积分式 6 相平衡 1.相律 C=S-R-R’ F=C-P+2 相律是表示平衡系统中相数、组分数及自由度数间的关系。 系统的组分数等于系统中所有物种数 S 减去系统中独立的化学平衡数R，再减去各物种间的独立限制条件R。 2.克拉佩龙方程 纯物质的α相和β相的两相平衡 ΔvapV和ΔvapH为常数的气-液两相平衡 克劳修斯-克拉佩龙方程 此式适用于气-液（或气-固）两相平衡； 气体可视为理想气体；Vm*(l)与Vm*(g)相比可忽略不计，在T1-T2的温度范围内摩尔蒸发焓可视为常数。 1．基元反应与质量作用定律 有基元反应如下： A + 2B ? C + D 则其速率方程为 要注意：非基元反应决不能用质量作用定律，所以如未指明某反应为基元反应时，不能随意使用质量作用定律 7 化学动力学 * 一、热力学第一定律 ：恒容过程及有理想气体参加的任何过程 . 原则上根据过程的特定条件，找出过程中系统的P与V的函数关系，再进行积分。 （适用于封闭体系） 1.热力学能 2.体积功 ：理想气体恒温过程 ：理想气体恒温可逆过程 ：恒外压过程 ：恒压过程 3. 恒容热: 恒压热: 有理想气体参加的化学反应: 原电池可逆放电: 绝热过程: :恒压过程及理想气体 的任何过程 4.焓 二、热力学第二定律 :恒温可逆过程 :理想气体恒温可逆过程 1.体系熵变 :不可逆 =:可逆 :恒压可逆过程 :恒容可逆过程 ?S体=0 :绝热可逆过程 2. 环境熵变 熵判据 :恒温过程 :恒熵过程 3. 吉布斯自由能 或 :恒温可逆过程 :理想气体恒温可逆过程 :凝聚体系 不可逆相变：在不改变温度为原则（否则需要用到规定熵， 通常不给出），在始终态之间设计一系列可逆途径来完成。 凝聚相恒温变压过程与气相同类过程相比，?G很小可忽略。 :恒温恒压非体积功为0的可逆过程或可逆相变 ?G=0 三、化学平衡 其中， 1.标准平衡常数 化学反应等温方程 四、多组分系