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本讲只讨论气相化学反应（包括有纯固相参加的气相化学反应）,特别是理想气体化学反应。 由气态物质的化学势与其逸度（理想气体的逸度即其分压）的关系式（8-14） μ_B=μ_B~θ+RTln（f_B/P~θ）根据吉布斯函数判据式（8-12） 自发平衡（dT=0,dp=0,dW＇=0）即可得到在指定条件下,一气相化学反应自发进行的方向及所能达到的限度（即化学平衡状态）。 一般来说,条件发生改变,已达平衡的化学反应会发生平衡的移动。 相似文献
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简单反应和典型复合反应的速率方程只是反映了宏观上反应速率与浓度或浓度与时间的函数关系。但是化学计量反应是由一定数量基元反应组成,这就是反应机理。工科物理化学要求掌握由反应机理建立速率方程的近似方法。要求了解碰撞理论及理解经典过渡状态理论。 相似文献
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《物理化学》教学提要——第十五讲 界面现象 总被引：1，自引：0，他引：1
多相系统内由于界面张力的存在,在等温等压条件下系统的界面吉布斯函数要自动降低,因而导致了一系列的界面现象,如;润温、分散相的聚集、固体表面的吸附、溶液表面的吸附等等。当分散相的分散度高,系统内界面面积很大时,这些现象表现得更为明显。 一 界面张力与界面吉布斯函数 1.界面张力 界面张力有两个定义:力学定义和热力学定义。 界面张力σ的力学定义为: 相似文献
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化学动力学基础部分,要求理解反应速率、反应速率常数、反应级数等概念;掌握反映基元反应反应速率的质量作用定律,掌握一级、二级反应速率方程及速率方程的建立方法,掌握温度对反应速率常数影响的阿累尼乌斯方程,理解典型复合反应的动力学特征。 相似文献
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熵是热力学中重要的状态函数。以dQ_r代表微变过程的可逆热,熵S微变的定义式为 （5-1a） 当我们所讨论的系统从始态1变化至末态2时,过程的熵变为 △S=integral from n=1 to 2(dQ_r/T）（5-1b）这是计算熵变的基本公式。 不可逆过程,系统的熵变与过程的不可逆热dQ_ir之间存在着克劳修斯不等式关系 相似文献
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在第七讲中介绍了单组分系统两相平衡时,压力与温度之间的函数关系式——克拉佩龙方程。这样的系统在温度和压力两个变量中,只有一个独立变量。 多组分系统相平衡时的变量,除了温度、压力外,还有各个相的组成。但是这些变量并非均是独立的,在选定独立变量之后,其余变量均是这些独立变量的函数。 本讲先介绍相平衡系统的自由度数（即独立变量数）F与组分数C和相数P之间的普遍规律——相津。然后着重介绍二组分系统稀溶液两相平衡时的公式,最后介绍求算两相平衡时两相数量比的公式——杠杆规则。 一 相律 相似文献
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在不同压力、温度和组成下,系统达热力学平衡时稳定存在的相态的图形,称为相图。相图是根据相平衡数据绘制的。它能直观、便捷地显示出总组成一定的系统中在某指定条件（压力、温度）下的相平衡关系:热力学稳定存在的是哪几个相,每个相的组成如何,各个相的量之间有什么关系,以及当条发生改变时上述情况如何变化。 一 单组分系统相图 单组分系统单相时,从相律F=2可知,压力和温度均可独立改变,因此相图为p—T图。单相时是图中的一个区域,单相区;两相平衡时F=1,相平衡压力与相平衡温度间存在着函数关系（克拉佩龙方程式）,即两相线;三相平衡时F=0,为图中的一个点,即三相点。 单组分系统相图在物理化学书籍中常以H_2O或CO_2为例,示意如图11—1。 相似文献
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系统由于体积改变而与环境交换的能量称为体积功,其定义式为: dW=-p（环）dV （3—1）式中p(环)代表环境的压力。 除了体积功外,其它各种形式的功均称为非体积功或其它功,如电功、表面功等。在未介绍非体积功前,通常所说的功常指体积功。 说明: a.过去曾规定系统对环境作功其值为正,按这种规定dW=p(环)dV。现在根据国际纯粹和应用化学联合会的建议,系统得功其值为正,系统作功其值为负。当系统膨胀时dV>0、dW<0,系统压缩时dV<0、dW>0,故有式（3—1）的定义式。现已有越来越多的物理化学、化工热力学教材,采用这一规定。 相似文献
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上两讲分别对封闭系统恒容热和恒压热、体积功的计算做了概括,实际上也应用了第一定律。本讲则是将第一定律应用于其它一些过程:如理想气体混合过程、理想气体非绝热变温可逆过程、绝热化学反应过程、以及气相化学平衡系统的加热过程。我们将根据给定过程的条件,确定系统的末态,并计算过程的△U、△H、Q和W。第三讲中例3-2、例3-6实际上即是这方面的例子,但那时侧重于计算体积功,例3-6是恒温下N_2(g)-H_2O（g）系统可逆压缩过程,N_2（g）被压缩,H_2O（g）部分相变成H_2O（1）。是个有一定难度的例子。 限于篇幅,对于稳流过程等不作介绍。 相似文献
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在一定温度、压力下,多组分单相系统中一摩尔任一组分B,对于系统某广延量X（如V、U、H、S、A、G）的贡献值X_B称为物质B该广延量的偏摩尔量。偏摩尔量中最重要的是偏摩尔吉布斯函数G_B,即化学势μ_B。 一 偏摩尔量 多组分单相系统中物质B的某广延量X的偏摩尔量定义为下标n_c≠n_B代表系统中除物质B以外其它物质的量。物质B的偏摩尔量与形成系统的其它物质的性质有关,且是温度、压力、组成的函数。 在恒温、恒压下,系统某广延量随各物质的量的变化为 dX=sum from B X_Bdn_B （8-2）将此式在组成不变下积分,得 X=sum from B n_BX_B （8—3） 此式表明,在一定温度、压力下,一确定组成的多组分单相系统,某广延量值等于该组成下各组分该广延量的偏摩尔量与其物质的量的乘积之和。 将式（8-3）求全微分,再结合式（8-2）,可得吉布斯-杜亥姆方程 相似文献