物理化学复习提纲

1、物理化学复习提纲第一章气体的PVT关系.主要概念和公式】、理想气体状态方程pV 匚 11RT 二(ill M)RT或 PVb = RT理想气体定义：在任何温度和压力卜都能严格服从pV = T的气体” 理想气体的懒规模喂分子本身不占体积：(11)分F间没TT相互作用力:3理想气体泡合榭的性侦(口混合气体的摩尔质疑朋工NxMBC2)道尔顿分压定律人丁二士4BB« DT 分压力定义pB =ysp Ps=气体B的摩尔分数以二三决S 分体枳定律曦=工小 BSj. RT分体积定义 匕二为尸匕士首丁0)怅缩因子的定义(5;范德华方程；p(V-b) = RT 或夕+版(/-泌)=?成丁第二章热力学第

2、一定律、重要概念系统与环境，隔离系统，封闭系统，敞开系统，广延性质或容量性质(加和性：V, U, H, S, A, G),强度性质(摩尔量，T, p),功W,热Q,内能，烙，热容，状态与状态函数，平衡态，过程函数( Q, W), 可逆过程，节流过程，真空膨胀过程，标准态(纯态，p),标准反应崎，标准生成烂，标准燃烧燃二、重要公式与定义式1 .体极 w= J_ p外 dV2 .热力学第一定律：AU = Q+W ,或 dU =dQ +6W3 .始的定义： H=U + pV4 .热容：定容摩尔热容Cv，m = cr Q v/dT = (cUm/cT ) V定压摩尔热容 Cp，m =仃Qp/dT =

3、(FHm/FT) P理性气体：Cp，m- CV> m=R ；凝聚态：Cp，m- CV，m= 0理想单原子气体 Cv，m =3R/2, Cp, m= Cv，m+ R=5R/25 .标准摩尔反应崎：由标准生成始AfHB6 (T)或标准燃烧烙Ac Hb6 (T)计算 rHm®=工 VBfHB® ( T)=-工 VB c Hb (T)6 .基希霍夫公式(适用于相变和化学反应过程) rHm (T2)= AHm" (T1)+ A rCp, m dT7 .恒压摩尔反应热与恒容摩尔反应热的关系式Qp-Qv = ArHm (T) -5Um (T) =IVb (g) RT8 .

4、理想气体的可逆绝热过程方程：=1，T2-V2" ) =1丫 Cp,m/CV' mIP 型i)j Vyj三、各种过程Q、W、AU> AH的计算1.解题时可能要用到的内容(1)对于气体，题目没有特别声明，一般可认为是理想气体，如N2,。2, H2等。恒温过程 dT=0, AU = AH=0, Q=W;非恒温过程， AU = n Cv. mAH = n Cp, m AT,单原子气体 Cv，m =3R/2, Cp, m= Cv，m+R = 5R/2(2)对于凝聚相，状态函数通常近似认为与温度有关，而与压力或体积无关，即 U"H= nCpm AT2 .恒压过程：p外=p

5、=常数，无其他功 W=0(1) W=-p 外(V2-V。，AH= Qp=jT2nCp,m dT,&U=AH-A (pV) ,Q=AU-W(2) 真空膨月过程p外=0, W=0, Q = AU理想气体结果：dT=0, W=0, Q=AU=0, AH=0(3)恒外压过程：首先计算功 W,然后方f算AU,再计算Q, AHo3 .恒容过程 ：dV=0t2W=0, Qv 4U = n Cv mdT, AH=AU+V Ap4 .绝热过程：Q=0(1)绝热可逆过程W= j pdV = AU =jn Cv, mdT , AH=iU + ApV理想气体： 但遑口 ，住凶j =1Y=Cp，m/Cv，m而面

6、二T V1一(2)绝热一般过程：由方程 W = j p外dV = AU =nCv,m dT建立方程求解。5 .节流过程(等烙过程)：AH=0, Q=0 焦耳-汤姆逊系数 N JT = ( cT/cp) H,理想气体 Nj-T=0,实际气体 N JT w 06 .相变过程：(1)可逆相变(正常相变或平衡相变)：在温度T对应的饱和蒸气压下的相变，如水在常压下的0c结冰或冰溶解，100 C时的汽化或凝结等过程。由温度T1下的相变焰计算另一温度下的相变焰T Hm 6 (丁2)= AHm3 (TJ + j ACp, m dT(2)不可逆相变：利用状态函数与路径无关的特点，根据题目所给的条件，设计成题目给

7、定或根据常识 知道的(比如水的正常相变点)若干个可逆过程，然后进行计算。7.化学过程：标准反应始的计算(1)由298.15K时的标准摩尔生成烙或标准摩尔燃烧烙计算标准摩尔反应崎，然后利用基希霍夫公式计算另一温度 T时的标准反应始。注意：生成反应和燃烧反应的定义，以及标准摩尔生成烙或标准摩尔燃烧燃存在的联系。例如H2O(l)的生成焰与H2的燃烧烙，CO2的生成始与C (石墨)的燃烧烙数值等同。(2) 一般过程烙的计算：基本思想是(1),再加上相变烙等。(3)燃烧反应系统的最高温度计算：整个系统作为绝热系统看待处理由系统始变H H=0建立方程计算。第三章热力学第二定律一、重要概念卡诺循环，热机效率

8、，嫡，摩尔规定嫡，标准嫡，标准反应嫡，亥姆霍兹函数，吉布斯函数 二、主要公式与定义式1 .热机效率：=-W / Qi = (Q1+Q2) / Qi = 1 - T2 / Ti2 .卡诺定理：任何循环的热温嫡小于或等于0一不可逆*Q1 / T1 + Q2 / T2 <0,可逆克劳修斯(R.Clausius) 不等式：2不可逆 S11Qr/TL可逆3 .嫡的定义式：dS = Qr/ T4 .亥姆霍兹(helmholtz )函数的定义式：A=U-TS5 .吉布斯(Gibbs)函数的定义式： G=H-TS, G=A+pV6 .热力学第三定律：S* (0K,完美晶体)=07 .过程方向的判据：(1

9、)恒温恒压不做非体积功过程(最常用) ：dG<0,自发(不可逆)；dG=0,平衡(可逆)。(2) 一般过程用嫡判据： S (隔离系统)>0,自发(不可逆)； S (隔离系统)=0,平衡(可逆)。(3)恒温恒容不做非体积功过程：dA<0,自发(不可逆)；dA=0,平衡(可逆)。8 .可逆过程非体积功的计算(1)恒温可逆过程功： Wr = At a, Wr' = At,v A,(2)恒温恒压过程非体积功：Wr' 3, p G9 .热力学基本方程与麦克斯韦关系式关键式：dU =T dS-pdV(源由：dU =5Q+6W,3逆过批d Qr = T dS.!6w=p d

10、V其他式可推导:dH =d (U + pV) = T dS + V dpdA = d (U - TS) = -SdT - p dV dG = d (H-TS) = -SdT + V dp在上系列式，应重点掌握 dG= - SdT +V dp在恒压下的关系式 dG= - SdT 和恒温时的关系式 dG= -Vdpo麦克斯韦关系式(了解内容)：若dF = Mdx + N dy,则(FM/dy) x = (cN/cx) y即： 利用 dU =T dS-pdV关系有：-(6T/WV)s =( Wp/3S)vdH = T dS + V dp 关系有：(FT/dp)s =(dV/dS)pdA = - Sd

11、T - p dV 关系有：(ES/EV)t =( c p/cT)vdG = -S dT + V dp 关系有：-(ES/Ep)t =(EV/ET)p10 .克拉佩龙方程与克劳修斯-克拉佩龙方程：(1)克拉佩龙方程：dp/dT = AHm* / (T A V m* )(2)克劳修斯-克拉佩龙方程：一相为气相且认为是理想气体；凝聚相为固相(升华过程)或液相(蒸发过程)的体积忽略，AHm近似与温度无关，则In (p2/p1) =AHm* (T2-T1) / RT1T2(3)对于同一物质的相变，相变始有如下的近似关系：升华H m = 熔彳H H m + 蒸发H m三、AS、XA、AG的计算1. as的

12、计算(1)理想气体pVT过程的计算dS=6Qr/ T = (dU-6Wr) /T = (nCv, mdT-pdV) /T (状态函数与路径无关，理想气体：p=nRT/V)积分结果：AS = nCV, mln ( T2/T1) + nRIn (V2/V1)(代入：V=nRT/p)=nCp, mln ( T2/T1) + nRIn (p1/p2)(Cp, m = Cv, m +R)特例：恒温过程：AS = nRln (V2/V1)恒容过程：AS =nCv, mln (T2/T1)恒压过程：AS =nCp, mln (T2/T1)T2. 一(2)恒谷过程：AS = (nCv，m/T ) dT(3)恒

13、压过程：AS = T2 (nCp, m/T ) dT(4) 相变过程：可逆相变 AS =H相变"(5)环境过程：认为是恒温的大热源，过程为可逆S S = Qr (环)/T (环)=-Q (系)/T (环)(6)绝对嫡的计算：利用热力学第三定律计算的嫡为绝对嫡，过程通常涉及多个相变过程，是一个综合 计算过程。(7)标准摩尔反应嫡的计算 rSm6=ZVB Sm6 (B, T)2. AG的计算(1)平衡相变过程：,：G=0(2)恒温过程：,：G = , ：H-T . ： S(3)非恒温过程：AG=AH- AT S =AH - (T2s2-T1S1) =AH - (T2A S- S1A T)

14、诀窍：题目若要计算 AG, 一般是恒温过程；若不是恒温，题目必然会给出绝对嫡。3. AA的计算(1)恒温恒容不做非体积功可逆过程：A=0(2)恒温：A=. ：U-T , ： S=. ： G-. pV)(3)非恒温过程：AG=AU- AT S =AU - (T2s2-T1S1) =AU - (T2A S- SAT)诀窍：题目若要计算 ，A, 一般是恒温过程；若不是恒温，题目必然会给出绝对嫡。注意：若要计算A或咫，但没有给出绝对嫡数值的过程，必然是等温过程。第四章多组分系统热力学一、重要概念混合物(各组分标准态相同)与溶液(分溶剂和溶质，标准态不同)，组成表示：物质 B的摩尔分数XB、质量分数 W

15、B、(物质的量)浓度 CB、质量摩尔浓度 bB, 理想稀溶液，理想液态混合物，偏摩尔量，化学势，稀溶液的依数性，逸度与逸度系数，活度与活度系数 二、重要定理与公式1 .拉乌尔定律：稀溶液溶剂A的蒸气压与纯溶剂的蒸气压关系Pa = pa*xa2 .亨利定律：稀溶液挥发性溶质B的蒸气压pa = k xa, k为亨利常数3 .稀溶液的依数性：(1)蒸气压下降： Pa = Pa*- Pa = Pa* xb(2)凝固点降低：ATf =KfbB, Kf帑剂有关的凝固点降低常数(3)沸点升高：TT= =Kb bB , Kf胎剂有关的沸点升高常数(4)渗透压：在半透膜两边的平衡压力差二=cRT4 .化学势定义

16、 % =Gb= ( GG/nBB) 丁 p，nbnB(1)理想气体的化学势% =B RTln p/p(2)实际气体的化学势与逸度fB = .；B RTln f / p其中逸度系数 B = fB / yB pB ,理想气体中B=1。5 .过程方向判据： dT=0, dp=0, W=0时(1)相变过程：自发过程方向 N <0。(2)化学反应：恒温恒压下自发过程方向 Vb N b <0。6 .理想液态混合物的性质理想液态混合物：任一组分在全部组成范围内都符合拉乌尔定律的混合物。(1)化学势 % = % - RTln Xb混合过程性质的变化量A mixV=0 , m mixH=0 , &a

17、mp; mixS= - nR Exbln XB? A mixG二A mixH - TA mixS = nRT Z XblnXB)7 .真实液态混合物：浓度用活度代替J = RT in aB B BB其中a = fB xb,fB -活度系数。三、常见的计算题型1 .根据稀溶液的性质作依数性等方面的计算2 .在相平衡一章中常用拉乌尔定律和亨利定律。第五章化学平衡一、主要概念摩尔反应吉布斯函数变，压力商，标准平衡常数，转化率，产率 二、主要公式与方程核心问题：ArGm = ArGm (p, X),故考虑T, p, X的影响。1 .理想气体反应的等温方程：ArGm = ArGm+RTInJp其中：(1

18、)压力商Jp=，(pB/p)'BB注意：对于多相反应，通常只考虑气相组分，固相或液相的活度近似认为不变。(2)标准反应摩尔吉布斯函数变：,rGmU=' B VB-B 士B Vb Gm= -RT In K。(3)标准平衡常数：K也exp (-ArGm/RT) =Jp (平衡)(即平衡常数的两种计算方法)(4) 恒温恒总压时，ArGm = irGm9+RTlnJp = RTln (Jp/ K 6)<0即Jp < K由寸反应正向进行2 .平衡常数与温度的关系 -化学反应的等压方程 d ( ArGmg /£T p，x = -irHm9/T2 (基本式，代入 irG

19、m9=- RT ln K则得下微分式) dlnK9dT = ArHm9/ (RT2)(微分式)(1) ArHm以常数In (K2。Kiq = - (ArHme/R) (1/T2 - 1/Ti)(定积分)lnK8 = - (ArHme/R) (1/T)+ C (不定积分) irHm 与温度有关：irHm8 (T) = ArHm6 (Tl) + j Cp dT2再利用ACp = Aa + AbT + AcT 代入基本式进行计算。3 .各种平衡常数的关系与影响理想气体反应平衡的其它因素K 也 Kp9 (p4 0= Ky (p/p0Kc9(c*T / p4 "= Kn (p/p%nB)&am

20、p;其中：Av = 1>b, pb =p yB=p nB /工nB=(Cb/cb0Cb*RT(1)若反应的Av>0,总压p增大，K%变，Ky减少，产物分压减少，反应朝反应物方向移动。K7= Ky(p/p3 v(2)惰性组分的影响：K也Kn (p/p生nB) & ,相当于降低总压。(3)反应物配比的影响：符合化学计量数之比时，产物在混合气的比例最大。4 .非理想气体：压力用逸度或活度代替。三、典型的计算类型1 .标准摩尔反应吉布斯函数 ；：rGm衲计算(1)由标准生成吉布斯函数计算：；：rGm1 =lBVB、GmB(2)由 ArHm9 和 ArSm 计算:A rGm 9= A

21、 rHm 9-T A rSm9(3)由平衡常数计算：."GmJ - RT ln K 71(4)由相关反应计算：利用状态函数的加和性进行。(5)恒温恒压下，A rGm = ArGme+RTlnJp = RTln (Jp / K 6)<0 即 Jp < K ° 时反应正向进行2 .平衡常数的计算(1)由 &Gm4十算：K 4exp (-ArGm/RT)(2)由平衡组成计算：K 4jp (平衡)(3)由相关反应的平衡常数进行计算.(4)由 K e (T1)计算 K 8 (丁2):利用：ln (&8/ K/ = - ( A rH m6/R) ( 1/T2

22、 - 1/T1)。(重要)第六章相平衡一、主要概念组分数，自由度，相图，相点，露点，泡点，共熔点，(连)结线，三相线，步冷(冷却)曲线二、重要定律与公式本章主要要求掌握相律的使用条件和应用，单组分和双组分系统的各类典型相图特征、绘制方法和应 用，利用杠杆规则进行有关计算。1、相律： F = C - P + n ,其中： C=S-R-R'(1)强度因素T, p可变时n=2(2)对单组分系统：C=1, F=3-PF=3- P。（3）对双组分系统：C=2, F=4-P;应用于平面相图时恒温或恒压, 2、相图（1）相图：相态与 T, p, x的关系图，通常将有关的相变点联结而成。（2）实验方法

23、：实验主要是测定系统的相变点。常用如下四种方法得到。对于气液平衡系统，常用方法蒸气压法和沸点法；液固（凝聚）系统，通常用热分析法和溶解度法。3、单组分系统的典型相图正常相图（b） 水的相图常见的单组分系统相图类型：恒压的t-x （y）和恒温的p-x相态：气液相图和液（1）气液相图根据液态的互溶性分为完全互溶（细分为形成理想混合物、最大正偏差和最大负偏差）、部分互溶 分为有一低共溶点和有一转变温度的系统）和完全不溶（溶液完全分层）的相图。可以作恒温下的p-x力-组成）图或恒压下的t-x （温度-组成）图。（细（压t液相线g气相线理想混合物t液相线l气相线gxB(yB)b）最大负偏差的混合物二组分

24、系统恒温下的典型气液液相线g + l气相线c）最大正偏差的混合物p-x相图p二常数气相线或露点线g -p气相线或露点线g /二，八二.p g气相线或露点线液相线或泡点线液相线或泡点线液相线或泡点线lxB(yB)xB(yB)xB(yB)（a）理想或偏差不大的混合物(b)具有最高恒沸点（大负偏差）(c)具有最低恒沸点（大正偏差）对于单组分系统 0=1, F = C-P+2=3-P。当相数P=1时，自由度数F=2最大，即为双变量系统，通常绘 制蒸气压-温度（p-T）相图，见下图。p ='吊缎c Ggg + l2COD ( g + l1 + I2)C:/g +7 OfDU 11 + 12 l2

25、FlixB(yB)xB(yB)(i)液相完全不互溶的系统(g)液相部分互溶的典型系统(h)液相有转沸点的部分互溶系统二组分系统恒压下的典型气液相图(2)液-固系统相图：通常忽略压力的影响而只考虑t-x图。简单的相图也可分为固相部分完全互溶(形成固溶体 P)、固相部分互溶(细分为有一低共溶点 和有一转变温度的系统)、固相完全不互溶(形成低共熔混合物)、固相形成稳定化合物和固相形成不稳定 化合物的相图，见下图。液相完全互溶，固相完全互溶、固相部分互溶和完全不互溶的液固相图与液相完 全互溶、部分互溶和完全不互溶的气液相图的形状相似，只不过在液固相图中的固态和液态在气液相图中 变为液态和气态。稳定化合

26、物熔化时固相和液相组成相同， 其相图见下图，相当于两个双组分系统 A-C和C-B相图的组 合。不稳定化合物加热到一定温度后分解成一种固体和溶液，溶液组成与化合物组成不同， 典型为H2O-NaCl系统，见图。t(a)固相部分互溶系统tAXB(b)固相有转溶点的部分互溶系统A(s) + l/ l + B(s)C _OD三/既OD A( s) + l + B(s)A( s) + B( s)(c)固相完全不互溶的系统16012080400S1-40l + NaCll + NaCl(s)l + NaCl -卯 + NaCl(s)S3H2O(s) + l + NaCl - 2HO(s)-2夕jS2 NaC

27、l 2%O(s) + NaCl(s)H 2O(s) + NaCl2H(s)20406080100NaCl - 2H2ONaCl%质量)(d)形成稳定的化合物(e)形成不稳定的化合物Xb二组分液固系统的典型相图从上可知，只要知道气-液系统或液-固系统的相图特征，便可知道另一系统的相图特征。(3)双组分系统的相图在恒温或恒压下得到，故相律F=C-P+1。单相区：P=1, F=C-P+1=2-1+1=2杠杆规则示意图两相区：P=2, F=C-P+1=2-2+1=1三相线：P=3, F=C-P+1=2-3+1=0 ,为无变量系统。5、杠杆规则在任意的两相平衡区，如右图。某系统中物质的总量为n,组成为X

28、o,在某一温度下达到两相平衡，其对应的左右相态物 质的量分别为n_、nR,组成分别为Xl、Xr,则有nL xr -xo ROnR Xo Xl OL或nL MOL =nR M RO杠杆规则若横坐标为质量百分数 m,则杠杆规则可改写为mL OL =mR RO利用杠杆规则，加上式nL +nR =n或mL +mR =m ,即可计算出平衡时两个相态分布的量。6、复杂相图分析：对二组分系统的p-x或t-x图进行总结分析(1) 区域相态的确定对于单组分区域的相态，高温或低压区为气态或液态，低温区或高压区为液态或固溶体。若有多个固溶体，可依次按 8区Y 6命名。对于两相平衡区，相态由左右邻单相区或单相线对应的

29、相态组成。对于三相线，其相态由左右邻单相区或单相线和上邻区域对应的相态组成。(2)区域相数的确定单相(单组分)线：垂直于组成轴的线。若在相图中间，是化合物的组成线。单相区特征：若左邻或右邻之一涉及两个或以上的区域，或者从区域的最低处(与组成轴平行的线段不考虑)沿着区域边界线往最高处移动时出现折点(边界线不连续)，则这区域一定是单相区。例如下图(a)的区域II, F经E点到G点，从温度的最低处到最高处，出现折点E,故为单相区。三相线：在相区中平行于组成轴的直线。一般规律：由左右各为单相区或单相组分线包围的区域必是两相区，而由两个两相区包围的区域或分 隔线必是单相区或单相线或三相线。具体可见下图的

30、情况。(a)(b)二组分凝聚系统统的温度-组成图7.步冷曲线(或称冷却曲线)的绘制步冷曲线即系统加热到高温后让其冷却得到的系统温度与时间的关系曲线。系统冷却过程中，无相变 时，温度随时间平滑下降，即出现连续下降的平滑曲线，但低温区的斜率稍小些；出现相变时，因有热效 应，会出现折点，曲线斜率变小；若出现自由度为0的相变(如单组分系统的相变点或双组分系统的三相线上)，曲线变水平，斜率为 0。基于上述原理，很容易根据t-x相图绘出步冷曲线。三、典型题：给出一些相变点画相图，用相律分析相图，用杠杆原理分析组成，画冷却曲线。(1)根据A B二组份凝聚系统相图，标出各区的稳定相和自由度数 ，同时指出三相线

31、。(2)对A和B质量各占一半的系统从 1000c降至室温时,请说明其状态的变化。由于C=2(双组分)，恒压时 F = CP + 1 = 3P,单相区F =2,两相平衡区F=1;三相线(CDE , FGH , IJK) F =0。A B系统的相图wb=50%时的冷却曲线第七章电化学一、重要概念阳极、阴极，正极、负极，原电池，电解池，电导，比电导，(无限稀释时)摩尔电导率，迁移数,可逆电池，电池的电动势，电池反应的写法，分解电压，标准电极电位、电极的类型、析出电位，电极极 化，过电位，电极反应的次序 二、重要定律与公式1.电解质部分(1)法拉第定律：对反应 氧化态+ z e 一 还原态Q = zF

32、，A A(2)电导 G =K l电导率： g gG (l/A), (l/A)-称为电导池常数摩尔电导率：Am='-./c摩尔电导率与浓度关系：稀的强电解质Am = Am - Ajc(3)离子独立定律：无限稀释溶液，电解质Cv Avv CzV_A z-上m 一二m,. 二m._(4)电导应用：i.计算弱电解质的解离度和解离常数对反应 HA H+ A-解离度 ：=工 上m平衡常数Kc2. 2c：c ； m一二一2mc：m -二 m)ii.计算难溶盐的溶解度M (难溶盐)=K (溶液)-K (H2O)(5)平均活度及活度系数：电解质Cv A v r v Czv_A z-a =a±=

33、a小; v = v+ + v- , a±=¥2b3b(6)德拜-许克尔公式：1g 丫士=AzpT,其中 a=0.509 (mol-1 kg) 1/2 , I = (1 Zb422.原电池(1) 热力学.：G= -zFE S= - ( SG/cT) p = zF (FE/6 T) pH H = G + TA S = -zFE +zFT ( WE/d T) pQir = T A S =zFT (FE/F T) p(2) 能斯特方程. ：rGm 工 FE 工-RTInYL i RT - vbE = E - - In 1 aB(3)电极电势：规定标准氢电极H+(aH+=1) | H

34、2(p ) | Pt电势为0。对于还原反应:氧化态+ z e 一还原态电极电势E(电极)=Ee(电极)aBvB (还原态)RI BIn一,zF - aBB (氧化态)B电池的电动势E = E+ - E-电池的写法：负极写在左边，正极写在右边三、关键的计算题类型1 .电解质溶液部分：由摩尔电导率计算解离率和解离平衡常数相关的题型。2 .给出电池，写出电极反应及计算电池反应热力学基本函数。(重要)3 .给出反应，设计电池并计算电池反应热力学基本函数。第十章表面现象一、主要概念分散度，比表面，表面与界面，表面张力与影响因素，表面功，比表面吉布斯函数，润湿，沾湿， 浸湿，铺展，润湿角，附加压力，毛细现

35、象，亚稳状态与新相生成，过饱和现象、过热、过冷现象及其解 释，吸附，吸附质，吸附剂，化学吸附，物理吸附，(平衡)吸附量，单分子层吸附理论，覆盖度，吸附系数，表面过剩，正吸附与负吸附，表面活性剂，临界胶束浓度，表面活性剂的去污和助磨作用。 二、主要公式 -、A -、 A1.比表面As = 或 Aw =Vm2 .表面功与表面张力Wr = dG = FdA = CTdA (T, p, N 一定) 2l二二F/2l = ( Wr/ dA ) T，p, N = (FG/fA) t,，p，n3 .高度分散系统的热力学方程dG = - SdT + Vdp + 2 wb dnB + 仃dA4 .润湿与杨氏(Y

36、oung)方程5 .弯曲液面现象2 " 一 ： p - (1)附加压力-拉普拉斯(Laplace)方程：r(2) 毛细现象公式：压力PP = 2仃/r = 2石cos8/r'=%h(r -液面半径，r'-毛细管半径)pr 2CM I pr 2；M RT ln = ln -=(3)弯曲液面的饱和蒸气压-开尔文公式：pPrpRT什6.吸附现象(1)气-固吸附，兰格谬尔吸附等温式：比1+bp ,8-覆盖度，r -压力p时的吸附量，J一(单分子层)饱和吸w量，b吸附系数c d 二 1 = (2)溶放表面的吸附-吉布斯等温吸附万程：RT dc当d0/dc < 0、=0、&

37、gt;0即> 0、=0、 <0时，发生正、无、负吸附现象。分子的截面积：A=1/L：二三、典型题型1 .从润湿现象作附加压力，毛细现象，微小液滴饱和蒸气压的计算以及解释过饱和现象。2 .从吸附角度出发进行气体在固体或液体在液体表面上的吸附相关的计算。第十一章化学动力学、主要概念反应速率，依时计量学反应，（非依时计量学反应，）消耗速率，生成速率，基元反应，非基元反应，质量作用定律，级数，总级数，（基元反应的）反应分子数，速率方程，半衰期，反应级数的确定方法 （积 分法，微分法，初浓度法，隔离法，半衰期法），活化能，指前因子，速率常数，表观活化能或经验活化 能，对行反应，平行反应，连串

38、反应，稳态处理法，平衡态近似法，单分子反应机理，直链反应，支链反 应，爆炸，碰撞理论，势能面，反应途径，过渡状态理论二、主要定义式与公式1 .反应速率：标准反应0=1b vb B ,反应进度：d =dnB /vb ,反应速率： v = d - /Vdt =dnB/ VvBdt =（恒 V） dCB/vBdt生成速率（反应物）：b =-dCB/ dt消耗速率（产物）：B = dCB/ dt2 .质量作用定律：对基元反应 aA + bB +. 一 lL +mM速率方程：-dCA/dt = k CAa CBb .3 .速率方程的一般形式：经验式 ：-dCA/dt = kCAAC1nB .（微分式）式

39、中：a,b反应物A, B的分级数，反应的总级数n=na+nb+k-速率常数，与温度有关。4.简单级数反应的动力学特征表、简单反应浓度对反应速率的影响级 数微分式积分式半衰期k量纲线形关系式0%二kCA0- CA = ktt_CA,01/2 2k浓度时间-1CA-0,CA10T1U A=kCAln( Cao/ca)= kt 或 ln1/(1- xa)= kt,0.6931/2 k时间-1CIL * 0t2,2uA=kCA11()- ktCaCa,0或xAA二 kt ca,0 (1 - Xa)t1/2 -kckCA,0浓度-1 时间-1CAJ10t，u A= kCACB1cb,o(ca,o。)In

40、 r ca,o -cb,ocA,0(cB,0 a=kt浓度-1,、-1时间1 . cb,o(ca,o _VInf ca,o _cb,o ca,o(cb,o y , LZ0下nuA=kCAn1,11、一.(nJ. - nJ.) -kt n 1 CaCa,o注忌：n#12nJ t浓度1-n 时间-11 n Cb.1/2 J小 n 1(n 1)kcA,鼠lb-odCA ndpAn注意：用浓度表示的反应速率如-3=kcCA，则k指kc。若用分压表示的反应速率 -一=kpPA ,则dtdtk指kp。两者关系为kp= kc(RT) 1 - n5 .确定反应级数的方法(1)积分法：把实验数据Ca 1关系代入各级数的反应积分式中求出k,若k为常数则为此级数，或作其线性关系图，若呈直线则为该级数。此法适用于整数级反应。(2)微分法：(3)半衰期法：(4)隔离法：对于有两种或两种以上反应物的反应，如 U = kCAaCB0当恒定CB(或CB >> CA, B浓度变化很小),U= k'CAa,可通过上述方法求出a。同理恒定A浓度时，U= k&qu