大学物理化学总结.ppt

计算标准平衡常数 已知 是电池的标准电动势，系统处于标准态 是标准平衡常数，系统处于平衡态 * 9 界面现象 1．表面能及表面张力 单位为 表面能 表面张力 单位为 在两相(特别是气-液)界面上，这种力垂直与单位长度的边界，指向液体方向并与表面相切。 * 2．拉普拉斯方程与毛细现象 (1) 拉普拉斯方程 注意： 附加压力的方向总指向曲率半径中心 (2) 曲液面附加压力引起的毛细现象。 当液体润湿毛细管管壁时，则液体沿内管上升 * 3．开尔文公式 凸液面(如微小液滴)的饱和蒸气压随球形半径的变化。 当计算毛细管凹液面(如过热液体中亚稳蒸气泡)的饱和蒸气压随曲率半径变化时，则上式的等式右边项要加负号 。 无论凸液面还是凹液面，计算时曲率半径均取正数。 * 4． Gibbs吸附等温式 增加溶质B的浓度使表面张力下降，表面超额为正值，是正吸附。表面层中溶质浓度大于本体浓度。表面活性物质属于这种情况。 CMC HLB值 * 5．润湿与杨氏方程 液体能自发占领固体表面,把固体表面掩盖起来,称之为液体能润湿固体,反之,则不能。 不能润湿 能润湿 * 6．朗缪尔吸附等温式 Vm为吸满单分子层的体积 V为吸附体积 物理吸附和化学吸附区别 力 吸附热 选择性 温度的影响 * （5） （4） 适用于理想气体恒温可逆过程。 适用于CV,m为常数的理想气体绝热过程。 * 6.几种热效应 相变热 蒸发热 熔化热 升华热 相变时的热力学能 在无气相参与时 在有气相参与时 纯物质的相变是在等温、等压下进行的，所以相变热就是相变焓 * 标准摩尔反应焓 化学反应热 与 之间的关系 1. 对凝聚相反应 2. 对有气相参与的反应 Kirchhoff定律 从一个温度下的反应焓变，去计算另一温度下的反应焓变 * Clausius 说法 不可能把热从低温物体传到高温物体,而不引起其他变化。 Kelvin 说法 不可能从单一热源取出热使之完全变为功,而不引起其他变化。 第二类永动机是造不成的 3 热力学第二定律 1.热力学第二定律 * 2. Carnot 循环 热机效率 可逆热机对环境所做的功与从高温热源所吸的热之比 Carnot定理 工作于同温热源和同温冷源之间,可逆热机的效率最大。 * 适用于封闭系统、理气、CV,m为常数，只pVT变化的过程 （1） （2） （3） 适用于n一定、理想气体、恒温过程或始末态温度相等的过程。 适用于n一定、 Cp,m为常数、任意物质的恒压过程。 3.熵变的计算 * 相变过程的熵变 恒T，p下的可逆相变化。 不可逆相变，要设计过程。 标准摩反应熵 * 4.亥姆霍兹函数的定义 5.吉布斯函数的定义 即：在等温过程中，系统Helmholtz自由能的减少值,等于或大于系统对外所做的功。 即：在等温、等压过程中，系统Gibbs自由能的减少值,等于或大于系统对外所做的非膨胀功。 * 6. 热力学判据 (1). 熵判据 根据 Clausius不等式 则 用熵判据判断过程是否为自发过程，一定要用隔离系统。 对于隔离系统 对绝热系统 不可逆 可逆 不可逆，自发过程 可逆，达到平衡 * (2). Helmholts自由能判据 自发变化向着Helmholts自由能减小的方向进行 不可逆，自发过程 可逆，达到平衡 (3). Gibbs自由能判据 自发变化向着Gibbs自由能减小的方向进行 不可逆，自发过程 可逆，达到平衡 * 7.热力学基本方程式 热力学基本方程适用于封闭的热力学平衡系统所进行的一切可逆过程。 说的更详细些，它们不仅适用于一定量的单相纯物质，或组成恒定的多组分系统发生单纯p, V, T变化的过程。 也可适用于相平衡或化学平衡的系统，由一平衡状态变为另一平衡态的过程。 * 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。 * 混合物 系统中任一组分在热力学上可用相同方法处理，有相同的标准态，相同的化学势表示式。 溶液 系统中各组分在热力学上用不同方法处理，其标准态不同，化学势表示式不同，分别服从不同的经验规律。 4 相平衡 2. 多组分系