1、.物理化學每章總結第 1 章 熱力學第一定律及應用1系統、環境及性質熱力學中把研究的對象 （物質和空間） 稱為系統，與系統密切相關的其余物質和空間稱為環境。根據系統與環境之間是否有能量交換和物質交換系統分為三類：孤立系統、封閉系統和敞開系統。強度性質性質容量性質2熱力學平衡態系統的各種宏觀性質不隨時間而變化，則稱該系統處于熱力學平衡態。必須同時包括四個平衡：力平衡、熱平衡、相平衡、化學平衡。3熱與功(1) 熱與功的定義熱的定義：由于系統與環境間溫度差的存在而引起的能量傳遞形式。以Q表示， Q0 表示環境向系統傳熱。功的定義：由于系統與環境之間壓力差的存在或其它機、電的存在引起的能量傳遞形式。以

2、 W表示。 W0 表示環境對系統做功。(2) 體積功與非體積功功有多種形式，通常涉及到是體積功，是系統體積變化時的功，其定義為：Wpe dV精選.式中 pe 表示環境的壓力。對于等外壓過程Wpe (V2V1 )對于可逆過程，因ppe ，p為系統的壓力，則有V2Wp dVV1體積功以外的其它功，如電功、表面功等叫非體積功，以W表示。4熱力學能熱力學能以符號 U表示，是系統的狀態函數。若系統由狀態1變化到狀態 2，則過程的熱力學增量為UU2U1對于一定量的系統，熱力學能是任意兩個獨立變量的狀態函數，即Uf (T ,V )則其全微分為UUdVdUdTT VVT對一定量的理想氣體，則有U0或U=f （

3、T）VT即一定量純態理想氣體的熱力學能只是溫度的單值函數。5熱力學第一定律及數學表達式(1) 熱力學第一定律的經典描述 能量可以從一種形式轉變為另一種形式，但在轉化和傳遞過程中數量不變。精選. “不供給能量而可連續不斷做功的機器稱為第一類永動機，第一類永動機是不可能存在的。(2) 數學表達式對于封閉系統，熱力學第一定律的數學表達式為d UQW或UQW即封閉系統的熱力學能的改變量等于過程中環境傳給系統的熱和功的總和。6焓焓以符號 H表示，是系統的狀態函數。定義為HUpV對于一定量的系統，焓是任意兩個獨立變量的狀態函數，即Hf (T , p)則其全微分為d HHdTHd pT ppT對一定量的理想

4、氣體，則有H0或H=f （ T）Tp即一定量純態理想氣體的焓只是溫度的單值函數。7可逆過程能通過原來過程的反方向變化而使系統恢復到原來狀態，同時環境中沒有留下任何永久性變化的過程，稱為熱力學可逆過程；反之，稱為不可逆過程。精選.可逆過程有如下特征：(1)可逆過程是由一連串連續的無限接近平衡態的過程所構成，整個過程是無限緩慢的。(2) 只要以相同手續循沿著原來途徑進行一個逆過程，可使系統和環境同時恢復原狀。(3) 在等溫可逆過程中，系統對環境所做功為最大功，環境對系統所做功為最小功。8熱容(1)熱容的定義在沒有非體積功的條件下，若一定量的物質在不發生相變或化學變化的情況下，吸熱Q 后，其溫度由T

5、升至TdT，該Q與dT 的比值稱為該物質的熱容C。C(2) 等容摩爾熱容 CV ,m QdT若nmol 某物質在等容條件下由溫度T升到dT所吸收的熱為V則TQ，等容摩爾熱容為QV1UU mCV ,mnT VT VndT(3) 等壓摩爾熱容 C p,m若 n mol 某物質在等壓條件下由溫度T 升到 TdT 所吸收的熱為Qp，則等壓摩爾熱容為精選.C p ,mQ p1HH mndTnTT pp(4)理想氣體 CV ,m 和 C p, m 關系C p,mCV ,m R(5) 熱容與溫度關系的經驗式C p, mabTcT 2或C p, mabTcT 2dT 39熱力學第一定律在 p，V，T變化中的應

6、用(1) 等容過程W=0U QVUT2nCV ,m dT （適用于真是氣體、液體、固體的等容過程，理想氣體T1的任意 p，V，T變化過程）(2) 等壓過程Wpe (V2 V1 )H Q pT2HnC p, m dT （適用于真是氣體、液體、固體的等容過程，理想氣體的任T1意，變化過程）(3) 理想氣體的等溫過程U 0H 0QW nRT ln V2nRT ln p1V1p 2(4) 絕熱可逆過程Q 0U WT2nCV ,m dTT1對于理想氣體的絕熱過程，不管過程是否可逆上式均可適用。精選.對于理想氣體的絕熱可逆過程有：pV常數 ； TV1常數 ； p1T常數 ；C p,m / CV , mWK

7、1111p2V2 p1V1nR(T2 T1 )1V2V11110熱力學第一定律在相變化中的應用(1) 相變熱 ( 焓)系統發生聚集態變化即為相變化，包括氣化、熔化、升華及晶型轉化等，相變化過程中吸收或放出的熱，即為相變熱（焓）Q pH(2) 相變化過程的體積功和熱力學能若系統在等溫等壓條件下由相變化到相，則相變化過程中體積功為(V)Wpe V若相為氣相，忽略凝聚相的體積，氣相可視為理想氣體，則有WpeVnRT相變化過程中的熱力學能為UQW或UHpamb (VV )若氣相可視為理想氣體UH - nRT 11熱力學第一定律在化學變化中的應用(1) 反應進度精選.若 nB ( 0 ) 及 nB（）為

8、系統中任一物質 B在反應開始時 ( 0) 及反應進行到 時物質的量， B 為 B 的化學計量數。則nB ( ) nB ( 0 )nBBB式中，為反應進度。(2) 物質的熱力學標準態的規定氣體的標準態： 不管是純氣體 B或氣體混合物中的任一組分 B，都是溫度為 T，壓力 p下并表現出理想氣體特性的氣體純物質 B的（假想）狀態。液體 ( 或固體 ) 的標準態：不管是純液體 B或是液體混合物中的組分B，都是溫度T，壓力 p 下液體（或固體）純物質 B的狀態。 ( 3) 標準摩爾反應熱（焓）的計算 標準摩爾生成熱（焓）的定義在溫度 T 的標準態下，由穩定相態的單質生成1 mol 相的化合物 B 的焓變

9、稱為化合物 B() 在溫度 T下的標準摩爾生成熱（焓）(B, )。f H mT(B,)計算 r 由 f H mTH m (T )r H mB f H m(B, , T)B 標準摩爾燃燒熱（焓）的定義在溫度 T的標準態下，由 1mol 相化合物 B與氧進行完全氧化（燃燒）反應的焓變，稱為物質 B() 在溫度 T時的標準摩爾燃燒熱（焓）(B, )。c H mT 由(B, )(T)c H mT計算 r H mr H mB c H m(B, ,T )B精選. 反應熱隨溫度的變化關系基?；舴蚨蓃 H m(T2 )r H m(T1 )T2r C p, m dTT1 反應的標準摩爾焓變與標準摩爾熱力學能變

10、的關系r H m (T )rU m (T)nRT第 2 章熱力學第二定律1熱力學第二定律的經典表述克勞修斯 (Clausius)說法：“不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體而不引起其它變化”。精選.開爾文 (Kelvin)說法：“不可能從單一熱源取出熱使之完全變為功而不引起其它變化”。2熵的定義熵以符號 S 表示，它是系統的狀態函數，廣度量。定義為d SQrT3熱力學第二定律的數學表達式封閉系統，熱力學第二定律的表達式為Q不可逆ST可逆式中 T 為環境的溫度，對可逆過程采用等號，且Te=Tsys ，對不可逆過程采用不等號。4熵增原理及熵判據(1) 熵增原理不可逆不可逆d Sadi0或QSadi可逆

11、可逆T當系統經絕熱過程由某一狀態到達另一狀態時，它的熵不減少，熵在絕熱可逆過程中不變，經絕熱不可逆過程后增加，這稱為熵增原理。(2)熵判據d Siso不可逆或Q不可逆0Siso可逆可逆T上式稱為熵判據。其含義是精選. 使孤立系統發生的任何一個微小變化時，若 d Siso0 ，則該孤立系統處于平衡態。 導致孤立系統熵增大的過程有可能自動發生。5系統熵變的計算計算系統熵變的基本公式22 S S2S1Qrd S11 T(1) p，V，T 變化熵變的計算 理想氣體的 p，V，T 變化S nC p, m ln T2nR ln p2S nCV , m ln T2nR ln V2T1p1T1V1SnCV ,

12、 m ln p2nC p ,m ln V2p1V1 液體和固體的p，V，T 變化等壓變溫過程ST2 nC p ,m d TT1T若 C p, m 為常數，積分可得SnC p ,m ln T2T1等容變溫過程ST2 nCV ,m d TT1T若 CV ,m 為常數，積分可得SnCV ,m ln T2T1(2) 相變化過程熵變的計算 可逆相變過程精選.nH m (相變熱）ST 不可逆相變過程需設計可逆途徑來計算，如S?B( ,T1, p1 )B( ,T1, p1 )S1S3S2B( ,T2 , p1 )B( , T2 , p1 )可逆相變尋求可逆途徑的原則：）途徑中的每一步必需可逆；）途徑中的每步

13、的S 計算有相應的公式可利用；）有相應于每一步計算的相關數據。6環境熵變的計算QsysSeTe7 熱力學第三定律(1) 熱力學第三定律的經典描述熱力學第三定律可表述為：“0K 時，任何純物質的完整晶體的熵值為零”，(2)數學表達式S* (完整晶體，0K） 0J K -18規定熵和標準熵根據熱力學第二定律， S(T) S*(0K)T Q ，又根據熱力學第三定律0 K TS* (0 K)0 ，可求出物質 B 的規定熵，如T QSm (B, T)0 KT精選.1mol 物質 B 處于標準狀態下的規定熵叫做標準摩爾熵，記作Sm(B,T ) ，其單位是 J K 1 mol 1 。已知物質 B 的 Sm(

14、B,298.15 K) 及 C p ,m (B) 可算得任意溫度 T 的 Sm(B,T)，即(B, , T)(B,TC p,m (B) d TSmSm,298.15 K)T298.15 K9化學反應的熵變的計算可利用物質 B 的標準摩爾熵數據計算化學反應的熵變r Sm(T )B Sm(B,T )r Sm(298.15K)B Sm(B,298.15K)及Sm(T )Sm (298.15 K)TC p,mdT298.15 KT10亥姆霍茲自由能和吉布斯自由能(1) 亥姆霍茲自由能和吉布斯自由能亥姆霍茲自由能定義吉布斯自由能的定義AUTSGHTS(2) 亥姆霍茲自由能和吉布斯自由能判據亥姆霍茲自由能

15、判據： d不可逆AT,V0可逆吉布斯自由能判據：dGT ,p不可逆0可逆或或不可逆AT,V0可逆不可逆GT ,p0可逆以上各式分別叫亥姆霍茲自由能判據和吉布斯自由能判據。11熱力學函數關系精選.(1) 熱力學基本方程對于由兩個獨立的狀態函數足以確定系統狀態的系統，熱力學基本方程為dUT d Sp d Vd HT d SV d pd AS dTp d VdGSd TV d p上式中，分別加上dS=0， dV=0；dS=0，dp=0；dT=0， dV=0； dT=0，dp=0 等條件可以得到UVSHpSAVGpUHpTTS VS pGAVSTT pT V(2) 麥克斯韋關系式SpSVTpTVTTV

16、p TTpVSS Vp S以上各式叫麥克斯韋關系式(3) 吉布斯 - 亥姆霍茲方程G/TH.A/TU.TpT 2TVT 212各類變化過程中A 和G 的計算(1) 等溫的 p, V 變化過程中 A 和 G 的計算AV2Gp2p dVV d pV1p1以上二式適用于封閉系統，W0 ，氣體、液體、固體的等溫變化。VSp對于理想氣體，pVnRT 代入上二式，得精選.AG nRT ln p2nRT ln V2p1V1由 A 和 G的定義對等溫過程有AUTSGHTS(2) 相變化過程 A 和 G 的計算 等溫等壓的可逆相變G0AUTS 不可逆相變對不可逆相變化過程，應設計具有相同始態、終態的可逆過程來計

17、算G。第 3 章 多組分系統熱力學1偏摩爾量(1) 偏摩爾量的定義精選.設均相系統有組分 1，2， ， k 等構成，則系統的任意容量性質 X( 如， V，U，H，S，A，G) 應是 T，p，n1 ，n2， ， nk 的函數，即 X f (T , p, n1 , n2 , , nk ) ，其全微分為d XXdTXd pp T ,n 1 ,n 2 , nkT p ,n1 ,n2 , , nkXd n1Xd n2Xd nkn1n2nkT , p ,n2,n3 , n kT , p , n1, n3 , ,n kT , p ,n k 1定義X B, mX為 B 組分偏摩爾量。nB T , p ,nC(

18、C B)(2) 偏摩爾量的集合公式在等溫等壓的多組分單相系統中，只要知道各組分的偏摩爾量XB，m和物質的量 nB 就可確定系統的容量性質X 的值nB X B, mXB上式即為偏摩爾量的集合公式。(3) 吉布斯杜亥姆公式均相系統中，不同組分 1，2， ，k 的同一偏摩爾量 X 1,m ，X 2,m ， ， X k,m有如下關系kknB d X B, m 0 或xB d X B, m 0B 1B 1上式中 nB為組分 B 的物質的量， xB 為組分 B 的量分數。以上二式稱為。2化學勢及其判據(1)化學勢的定義精選.一定量組成不變的均相系統，其任意容量性質V，U，H，S，A，G等都可表示為兩個獨立

19、變量的函數。如Gf (T , p)組成可變的均相系統， G的改變除了與溫度和壓力有關外，還與各組分的物質的量的改變有關，即Gf (T , p,n1 , n2 ,nk ) ，定義GBnBT , p ,nC(C B)B 成為系統中 B 組分的化學勢。(2) 廣義化學勢廣義化學勢如下：AUHBnBnBnBT ,V ,n C(C B)S,V ,nC(C B)S, p ,nC(C B)以上各式也為組分B 的化學勢的定義式，稱為廣義化學勢。(3) 純物質的化學勢純物質的化學勢就是它的摩爾吉布斯自由能，即*BGm,B(4) 化學勢判據 相平衡條件若系統中 、 兩相達成平衡，則必有BB上式稱為相平條件，即兩相

20、達成平衡，則組分B 在兩相中化學勢相等。精選. 化學平衡條件化學反應 0B B 平衡條件為BB B d0或B B0BB上式表明化學反應達成平衡時，參與化學反應個組分化學勢代數和等于零。(5) 化學勢與溫度和壓力的關系BSB, mBVB, mTpp ,n1,n2T, n1,n 2 ,3 氣體的化學勢及逸度(1) 純態理想氣體的化學勢純態理想氣體在一定溫度下的化學勢與壓力的關系為*pB ( g, T , p)B ( g,T , p )RT ln p 式中*B ( g, T , p) 為純態理想氣體在T，p 下的化學勢；B (g,T , p ) 為純態理想氣體在 T， p 下的化學勢，即標準態化學勢

21、。（ 2）純態理想氣體混合物中任意組分的化學勢理想氣體混合物在一定溫度下其組分 B 的化學勢與分壓的關系為B ( g ,T , p)B (g,T , p ) RT ln pBp式中 B ( g, T , p) 為理想氣體混合物中組分B 在溫度為 T，分壓為 pB下的化學勢；B( g,T , p ) 為理想氣體混合物中組分B在 T，p 下單獨存在又具有理想氣體特性的的化學勢，即標準態化學勢。(3) 純態真實氣體的化學勢與逸度精選.純態非理想氣體在一定溫度下的化學是與壓力的關系為*fB ( g, T , p)B ( g,T , p)RT ln p而fp式中 f 叫逸度，成為逸度系數。(4) 真實氣

22、體混合物中任意組分的化學勢對非理想氣體的混合物中任意組分 B，其化學勢的表達式為f BB ( g,T , p)B( g,T , p ) RT lnp 式中 f B 為非理想氣體混合物中組分B得分逸度。4拉烏爾定律和亨利定律(1) 拉烏爾定律平衡時，稀溶液中溶劑 A 在氣相中的分壓pA 等于純溶劑在同一溫度下的飽和蒸氣壓 p*A 乘以溶液中溶劑的量分數xA ，其數學表達式為：pAp*A xA(2) 亨利定律在一定溫度下，稀溶液中揮發性溶質B與其蒸氣達平衡時氣相中的分壓pB 與該溶質在溶液中的量分數（或濃度）成正比，這稱為亨利定律。其數學表達式分別為：pB k x xBbBcBpB kbpB kc

23、bc精選.式中 kx 、 kb 、 kc 為以不同組成標度表示的亨利常數。單位分別為Pa，Pa·kg·mol -1 ，Pa·mol·dm-3 。5理想溶液(1) 理想溶液的定義在任意溫度下，溶液中的任一組分B 在全部濃度范圍內都嚴格服從拉烏爾定律這種溶液稱為理想溶液。(2) 理想溶液中任意組分 B的化學勢B (l, T , p)B(l, T , p )RT ln xB式中 B (l, T , p) 為理想溶液中任意組分 B 在溫度為 T，分壓為 p 下的化學勢； xB 為理想溶液中任意組分 B 的量分數； B (l, T , p) 為當 xB =1 時，

24、即組分 B 為純液體狀態，且在 T， p 條件下的化學勢，即標準態化學勢。6理想溶液的通性在等溫等壓條件下， 由一個以上的純組分混合形成理想溶液時，體積和熱焓不變，但熵增大，而吉布斯自由能減少，此即為理想溶液的混合性質，可用數學式表示為mix V0mix H0mix SRnB ln xB0mix GRTnB ln xB0BB7理想稀溶液(1) 理想稀溶液的定義一定溫度下，溶劑和溶質分別遵守拉烏爾定律和亨利定律的溶液稱為理想稀溶液，簡稱稀溶液。精選.(2) 理想稀溶液中溶劑和溶質的化學勢 理想稀溶液中溶劑的化學勢因為理想稀溶液中溶劑遵守拉烏爾定律，所以其化學勢的表達式和理想溶液中任意組分的化學勢

25、相同，即A (l, T , p)A (l, T , p )RT ln xA 理想稀溶液中溶質的化學勢因為理想稀溶液中溶質遵守亨利定律，所以從氣、液平衡條件， 引入亨利定律可得到稀溶液中溶質的化學勢，即*l, T , p） RTlnxB（B l, T , p） （BB (l, T , p）pB k x xBB,x (l, T , p) RTln xB或（B l, T , p）B (l, T , p）B（ l, T , p） RTln bB /bpBbBB,b (l, T , p) RTln bB / kbb或（ l, T , p）（ l, T , p） RTln c/ccBBBBpBB (l,

26、T , p）B,c (l, T , p) RTln cB /c kcc以上三式為以不同的溶質B 的組成標度表示的稀溶液中溶質的化學勢。B,x (l, T , p )、B,b (l, T, p ) 、B,c (l, T , p ) 為 xB1 、 b1mol kg 1 、c 1mol dm 3 ，其溫度為 T、壓力為 p 時仍遵守亨利定律的化學勢。 該假想狀態的化學勢也稱為標準態化學勢。8稀溶液的依數性精選.稀溶液的蒸氣壓降低、 凝固點下降、沸點升高和滲透壓等性質的數值與溶液中所含溶質的分子的數目成正比， 而與分子的本性無關，故稱為稀溶液的依數性。(1) 蒸氣壓降低對于二組分溶液，溶劑的蒸氣壓降

27、低規律可表示為ppA*pp*A xB(2) 凝固點下降當稀溶液凝固時， 只析出純溶劑， 而溶質不析出時， 稀溶液的凝固點比純溶劑的凝固點低，其降低值正比于溶質的質量摩爾濃度，即TfTf *TfK f bB式中， Tf * 為純溶劑的凝固點；Tf 為稀溶液的凝固點；bB 為溶質的質量摩爾濃度；K f 為凝固點降低常數，它僅與溶劑的性質有關，即R(Tf* )2 M AK ff us H m,*A(3) 沸點升高若稀溶液中所含溶質是不揮發性溶質，則稀溶液的沸點比純溶劑的沸點上升，其上升值與溶質B 的質量摩爾濃度成正比，即TbTbTb*K bbB式中， Tb* 為純溶劑的沸點； Tb 為稀溶液的沸點；

28、 bB 為溶質的質量摩爾濃度； K b 為沸點升高常數，它僅與溶劑的性質有關，即R(Tb* ) 2 M AK bvap H m,*A精選.(4) 滲透壓根據實驗得到，稀溶液的滲透壓與溶液中所含溶質B 的量濃度成正比，即cB RT式中， 為稀溶液的滲透壓， cB 為溶質 B 的量濃度。9. 分配定律(1) 分配定律在等溫等壓條件下，如果一種物質能同時溶解在兩個共存的互不相溶的液體里，達到分配平衡時，該物質在兩相中的濃度之比為一個常數，即cB ()cB ()K (T, p)式中 cB () 、cB () 分別表示物質B在液體和液體中的濃度， K（T，p）稱為分配系數。(2) 分配定律的應用經過 n

29、 次萃取后，被萃取出來的物質的總量為mTmmnm 1nKV1KV1V2精選.第4章化學平衡1化學反應平衡條件G0或r G mB B0AT ,pB2化學反應恒溫方程式和化學反應方向的判斷r GmRT ln K RT ln J 在等溫等壓和非體積功為零的情況下，對封閉系統中進行的化學反應。 當KJ ，則r Gm0，反應可向右自發進行； 當KJ，則r Gm0，反應可向左自發進行； 當KJ ，則r Gm0，表示系統已處于平衡狀態。3. 平衡常數的各種表示方法和計算(1) 標準平衡常數和經驗平衡常數（以理想氣體反應系統為例）pLlpMmK pap bpApBpp平衡沒有量綱。(2) 各種平衡常數表示法

30、用平衡分壓表示的平衡常數K ppLl pMm且 K K p ( p )BpAa pBb 用物質的量分數表示的平衡常數精選.yLl yMmBK y且pyAa yBbKK yp 用量濃度表示的平衡常數cLl cMmBK c且RTcAa cBbKK c p 用物質的量表示的平衡常數BK nnLl nMm且 K K np pnAa nBbnBB(3)平衡常數的計算由 f Gm計算平衡常數r GmBf Gm(B,T )B利用 r H m 和 r Sm計算平衡常數r Gmr H mT r Sm 利用幾個有關化學反應的r Gm 值計算平衡常數利用上述各種方法求出r G m ，再利用r GmRT ln K 關

31、系求 K 。(4) 平衡常數的測定通常測定平衡后系統中各組分的平衡濃度或各組分的分壓代入平衡常數關系式計算出平衡常數。常用的測定平衡濃度的方法有物理法和化學法。4. 平衡轉化率和平衡產率的計算平衡轉化率平衡時某反應物消耗掉的量100%該反應物的原始量平衡產率平衡時轉化為指定產物的某反應物的量100%該反應物的原始量5. 各種因素對化學平衡的影響精選.(1) 溫度對化學平衡的影響化學反應恒壓方程式 定積分形式 不定積分形式K 2r H m11lnRT2T1K 1ln K r H mIRTK 與溫度 T 的函數關系ln KH 0abTc2IRTTln TT2R6R(2) 壓力對化學平衡的影響當當當

32、BBBBKpK yp0 時，若p 增大，則 K y 減小，增加壓力對體積變大的反應不利；0 時，若 p 增大，則 K y 增大，增加壓力對體積變小的反應有利；0 時，若p 增大，則 K y 不變，即對平衡無影響。(3) 惰性氣體對化學平衡的影響總壓一定時，惰性氣體的存在實際上起到了稀釋作用，它和減少反應系統總壓的效果相同。(4) 反應物配比對化學平衡的影響化學反應中改變反應物的配比，讓一種價廉易得原料適當過量，當反應達平衡時，可以提高另一種原料的轉化率。精選.第 5 章相平衡1基本概念和相律(1) 相、物種數、組分數和自由度的定義。(2) 相律的常用數學表達式? K 2，式中 2 特指溫度和壓

33、力兩個變數。2單組分系統(1) 相圖 指根據實驗數據所繪制出相平衡系統的存在狀態圖。(2) 相圖分析和討論的方法和步驟 確定相圖的類型； 分析相圖中所出現的點、線、面；相圖中可變條件和系統狀態變化之間的關系； 相圖的應用。(3) 水的相圖 面為單相區， l 時， ? 2；實線為兩相平衡線， 2時， ? 1；O點為三相點， 3 時， ? 0；注意三相點和冰點的區別。3二組分系統(1) 相點和物系點：分別表示系統在一定條件下相圖上相組成或總組成的點。(2) 杠桿規則： 解決了多組分系統兩相共存時， 兩相的相對量的計算問題，它適用于多組分兩相共存區。 當系統的組成以摩爾分數表示時， 兩相的相對量之比

34、為摩爾數之比； 當系統的組成以質量分數表示時， 兩相的相對量之比為質量之比。(3) 二組分氣 - 液平衡系統 理想溶液系統p- 圖； p- x- y 相圖； T- x- y 相圖精選. 非理想溶液恒沸系統 T- x- y 相圖 簡單蒸餾與精餾的基本原理 水蒸氣蒸餾原理(4) 二組分液 - 液平衡系統具有最高臨界溶解溫度的系統具有最低臨界溶解溫度的系統 同時具有上、下臨界溶解溫度的系統不具有臨界溶解溫度的系統。(5) 二組分液 - 固平衡系統 簡單低共熔系統 生成化合物的二組分系統4. 三組分系統(1) 三組分系統等邊三角形表示法。(2) 三組分系統相圖 三組分具有一對部分互溶的液- 液系統 三

35、組分水鹽系統。精選.第 6 章 基礎化學反應動力學1. 化學反應速率的定義(1) 以反應進度表示反應速率設有化學反應，其計量方程 0B B ，該化學反應的速率為：B.dd t當參與反應的物質量為 nB 時，因有 dd nB ，上式可改寫為B.d1 d nBd tvB d t式中： 為反應進度； t 為時間。（ 2）恒容反應的反應速率對于恒容反應，反應系統的體積V 不隨時間變化，則B 的物質量濃度為cBnB ，于是有V.dV d cBd tvB d t.1d cB定義rdtVB上式作為恒容反應的反應速率常用定義。由上式，對于反應 a A b Bl Lm M ，則有1 d cA1 dcB1 d c

36、L1 d cMrb d tl d tm d ta d t精選.式中，d cA 、dc B 分別稱為反應物 A 、B 的消耗速率，也可以用 rA 、 rB 表示；dtd tdcL 、 d cM 分別稱為產物 L 、M 的生成速率，也可以用 rL 、 rM 表示。在實際應用d td t中，常用dcA、d c B或d cL、dcM來表示反應的反應速率。d td td td t2. 反應速率與濃度的關系(1) 反應速率與濃度關系的經驗方程對于反應a Ab Bl Lm M通過實驗測出反應速率與濃度的關系為r kcA cB式中 、 分別為 A 、B 物質的反應分級數，而+= n 稱反應的總級數。(2)反應

37、速率的微分形式和積分形式1)一級反應若實驗確定某反應物A 的消耗速率與反應物濃度一次方成正比，則為一級反應，其微分速率方程為d cAk cAd t其積分速率方程為lnktcA,0c A一級反應的動力學特征為： 反應速率常數 k 的單位為時間 -1 ； 反應物 A的半衰期 t1/ 20.693 與初k試濃度 cA,0 無關； ln cAt 圖為一條直線。精選.2) 二級反應 只有一種反應物的情況若實驗確定某反應物 A的消耗速率與反應物濃度二次方成正比，則為二級反應，其微分速率方程為rAd cAkcA2d t其積分速率方程為11ktc Ac A,0 有兩種反應物的情況如反應a A b Bl Lm M若實驗確定某反應物 A 的消耗速率與反應物 A 和 B 各自濃度一次方成正比，則總反應為二級，其微分速率方程為d cAkcA cBd t其積分速率方程為1cB,0 cAktcA,0cB,0lncA,0 cB只有一種反應物的二級反應的動力學特征為：( ) 二級反