物化笔记总结 1文档格式.docx
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W=-Q=
pedV
等容过程:
W=0;
Q=ΔU=
;
ΔH=
等压过程:
W=-peΔV;
Q=ΔH=
ΔU=
可逆绝热过程:
Q=0;
利用p1V1γ=p2V2γ求出T2,
W=ΔU=
;
不可逆绝热过程:
利用CV(T2-T1)=-pe(V2-V1)求出T2,
2、相变化
可逆相变化:
ΔH=Q=nΔ_H;
W=-p(V2-V1)=-pVg=-nRT;
ΔU=Q+W
3、热化学
物质的标准态;
热化学方程式;
盖斯定律;
标准摩尔生成焓。
摩尔反应热的求算:
反应热与温度的关系—基尔霍夫定律:
。
第二章热力学第二定律
自发过程与非自发过程
二、热力学第二定律
1、热力学第二定律的经典表述
克劳修斯,开尔文,奥斯瓦尔德。
实质:
热功转换的不可逆性。
2、热力学第二定律的数学表达式(克劳修斯不等式)
“=”可逆;
“>”不可逆
三、熵
1、熵的导出:
卡若循环与卡诺定理
2、熵的定义:
3、熵的物理意义:
系统混乱度的量度。
4、绝对熵:
热力学第三定律
5、熵变的计算
(1)理想气体等温过程:
(2)理想气体等压过程:
(3)理想气体等容过程:
(4)理想气体pTV都改变的过程:
(5)可逆相变化过程:
(6)化学反应过程:
四、赫姆霍兹函数和吉布斯函数
1、定义:
A=U-TS;
G=H-TS
等温变化:
ΔA=ΔU-TΔS;
ΔG=ΔH-TΔS
2、应用:
不做其他功时,ΔAT,V≤0;
自发、平衡
ΔGT,V≤0;
3、热力学基本关系式
dA=-SdT-Vdp;
dG=-SdT+pdV
4、ΔA和ΔG的求算
(1)理想气体等温过程
用公式:
用基本关系式:
(2)可逆相变过程
ΔA=ΔU-TΔS=W=-nRT;
ΔG=0
(3)化学反应过程的ΔG
标准熵法:
标准生成吉布斯函数法:
(4)ΔG与温度的关系
ΔG=ΔH-TΔS,设ΔH、ΔS不遂温度变化。
五、化学势
1、化学式的定义和物理意义
在T、p及其他物质的量保持不变的情况下,增加1molB物质引起系统吉布斯函数的增量。
2、化学势的应用
在等温等压不作其他功时,
<0自发;
=0平衡;
>逆向自发
3、化学时表示式
理想气体:
纯固体和纯液体:
第三章化学平衡
一、化学平衡常数与平衡常数表达式
如:
Zn+2HCl(aq)=H2+ZnCl2(aq);
二、标准平衡常数的求算
三、范特荷夫等温方程
四、平衡常数与温度的关系
五、各种因素对平衡的影响
分压、总压、惰性气体、温度。
第四章液态混合物和溶液
一、拉乌尔定律和亨利定律
1、拉乌尔定律
pA=p*xA;
pA=p*ax,A适用于液态混合物和溶液中的溶剂。
2、亨利定律
pB=kx,BxB=kb,BbB=k%,B[%B];
pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B适用于溶液中的溶质。
二、液态混合物和溶液中各组分的化学势
1、理想液态混合物
标准态为:
同温下的液态纯溶剂。
2、真实液态混合物
3、理想稀溶液
溶剂:
溶质:
同温下xB=1且符合亨利定律的溶质(假想状态)。
4、真实溶液
;
ax,A=fx,Ax;
ax,B=γx,BxB;
ab,B=γb,BbB;
同温下bB=1且符合亨利定律的溶质(假想状态)。
a%,B=γ%,B[%B];
同温下[B%]=1且符合亨利定律的溶质(一般为假想状态)。
三、各种平衡规律
1、液态混合物的气液平衡
pA=p
ax,A;
pA=p
p=pA+pB
2、溶液的气液平衡
ax,A;
pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B;
p=pA+pB
3、理想稀溶液的凝固点降低
4、分配定律
5、化学平衡
6、西弗特定律
第五章相平衡
一、相律
1、物种数、独立组分数、相数、自由度数
2、相律公式
f=C-φ+2
二、单组分系统
1、克-克方程
2、水的相图
三面、三线、一点。
三、双组分系统
1、相律分析
根据f=C-φ+1(一般固定压力),φ=2,f=1;
φ=3,f=0
2、杠杆规则
3、步冷曲线
四、典型相图
1、Mg-Ge相图
2、Na-K相图
3、Ag-Cu相图
第六章电解质溶液
一、电解质溶液的电导
1、电导
G=1/R;
单位:
S(西门子)
2、电导率
G=κA/l或κ=Gl/A;
S/m
3、摩尔电导率
Λm=κ/c
4、无限稀释摩尔电导率
5、离子的电迁移
二、电解质溶液的活度
1、电解质的化学势(电解质溶液的浓度用mB或bB表示)
2、离子强度
3、德拜—休克尔极限公式
适用于25℃时的极稀水溶液。
第七章电化学
一、可逆电池的构成
电池反应互为逆反应;
充放电时电流无穷小。
二、可逆电池热力学
1、
2、
3、
4、
电池反应做了其他功。
三、能斯特方程
1、电池反应的能斯特方程
常用
2、电极反应的能斯特方程
不常用
四、可逆电极的种类
1、第一类电极
金属电极;
气体电极
2、第二类电极
难溶盐电极;
难溶氧化物电极
3、氧化还原电极
五、电极电势的应用
1、测定电池反应的热力学函数
2、测定电解质的
3、测定溶液的pH值
4、浓差定氧
六、极化现象和超电势
1、浓差极化
电极反应速度比离子迁移速度快造成的。
2、电化学极化
电极反应速度比电子移动速度慢造成的。
3、极化结果
对阳极η总为正;
对阴极η总为负。
七、金属腐蚀与防护
1、金属腐蚀
电化学腐蚀:
析氢腐蚀,吸氧腐蚀
2、金属防护
阴极保护法:
牺牲阳极法,外加电流法。
阳极保护法:
钝化。
涂层保护法:
热镀、电镀、有机涂层。
第八章表面现象
一、表面吉布斯函数
1、产生
表面分子与内部分子的差别。
2、定义及单位
J/m2或N/m;
因此又称表面张力。
3、影响因素
物质本性、温度、相邻相、溶质的种类。
4、表面热力学
在温度、压力、组成不变的情况下,
缩小表面积和降低表面张力为自发方向。
二、弯曲液面的表面现象
1、附加压力
2、饱和蒸气压
3、毛细管现象
三、新相生成与介安状态
1、过饱和蒸汽与人工降雨
2、过冷现象与晶种
3、过饱和溶液与种盐
4、过热现象与沸石
5、淬火与回火
四、固体表面的吸附作用
1、物理吸附与化学吸附
范德华力与化学键力;
又无选择性;
单分子层与多分子层。
2、吸附曲线
等温线(判断单多层);
等压线(判断吸附类型)、等量线(求吸附热)
3、吸附等温式
弗伦德里希:
朗格谬尔:
五、溶液表面的吸附
1、溶液的表面张力
各类溶质对表面张力的影响。
2、吉布斯吸附公式
六、润湿现象
1、接触角θ
θ=0°
,完全润湿;
θ<90°
,润湿;
θ>90°
,不润湿;
θ=180°
,完全不润湿。
2、杨氏方程
七、表面活性剂
1、定义
溶于水后能显著降低水的表面张力的物质。
2、分类
离子型、非离子型。
3、结构特点
一端亲水基一端亲油基。
4、应用
乳化、去污(增溶)、浮选、改变润湿角。
第九章化学动力学基础
一、关于反应速率的基本概念
1、反应速率的表示
2、反应速率的测定
测定不同时刻的浓度(化学法、物理法),作c~t曲线,t时刻切线的斜率即为t时的反应速率。
3、基元反应和非基元反应
一步完成的反应为基元反应,基元反应遵守质量作用定律。
是否基元反应只能通过实验确定。
4、速率方程与速率常数
质量作用定律是速率方程的特殊形式,对于非基元反应也有类似的式子。
速率常数仅与温度和催化剂有关,而与浓度无关。
5、反应级数
速率方程中浓度幂之和称之。
基元反应一定为正整数,非基元反应可为0或小数。
二、浓度对反应速率的影响
1、一级反应
微分式:
——反应速率与浓度的一次方成正比;
k的单位为时间-1;
积分式:
——以lnc~t作图得一直线;
半衰期:
——与起始浓度无关。
2、二级反应与准一级反应
——反应速率与浓度的二次方成正比;
k的单位为浓度-1时间-1;
——以1/c~t作图得一直线;
——与起始浓度的一次方成反比。
准一级反应:
对于A+B==Y+Z,当A大大过量或B大大过量时,可按一级反应处理。
3、反应级数的测定
尝试法:
将一组c~t数据代入不同积分公式求k,若k为常数则所代公式正确;
作图法:
将一组c~t数据按lnc~t、1/c~t等作图,若得直线可判定反应级数;
半衰期法:
根据
得
,以
~
作图可得直线,从斜率可求n。
微分法:
作图可得直线,斜率即为n。
四、温度对反应速率的影响
1、阿仑尼乌斯公式
2、活化能
活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。
第十章复合反应动力学
一、复合反应基本类型
1、平行反应
2、对行反应
3、连串反应
二、复合反应机理近似处理方法
1、平衡态法
对于
若
,则反应物与中间物达成平衡。
2、稳态法
,则中间物的浓度维持微小量不变。
三、链反应与爆炸半岛
1、链反应
分为直链反应和支链反应;
链引发、链传递、链终止。
2、爆炸半岛
常见可燃气体在空气中的爆炸限。
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