物化各种公式概念总结

第一章热力学第一定律

一、基本概念

系统与环境,状态与状态函数,广度性质与强度性质,过程与途径,热与功,内能与焓。

二、基本定律 热力学第一定律:ΔU =Q +W 。

三、基本关系式1、体积功的计算 δW = -p 外d V

恒外压过程:W = -p 外ΔV

V 1p 2定温可逆过程(理想气体):W =nRT ln V =nRT ln p 21

2、热效应、焓:等容热:Q V =ΔU (封闭系统不作其他功)

等压热:Q p =ΔH (封闭系统不作其他功)

焓的定义:H =U +pV ; ΔH =ΔU +Δ(pV )

焓与温度的关系:ΔH =⎰T 1C p d T

∂H ∂U 3、等压热容与等容热容:热容定义:C V =(∂T ) V ;C p =(∂T ) p T 2

定压热容与定容热容的关系:C p -C V =nR

热容与温度的关系:C p ,m =a +bT +cT 2

四、第一定律的应用

1、理想气体状态变化

等温过程:ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =-Q =⎰-p 外d V

等容过程:W =0 ; Q =ΔU =⎰C V d T ; ΔH =⎰C p d T

等压过程:W =-p e ΔV ; Q =ΔH =⎰C p d T ; ΔU =⎰C V d T

可逆绝热过程:Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,

W =ΔU =⎰C V d T ;ΔH =C p d T ⎰

C V (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑V 1-㏑V 2) (T 与V 的关系)

C p (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑P 2-㏑P 1) (T与P 的关系)

不可逆绝热过程:Q =0 ;

利用C V (T 2-T 1)=-p 外(V 2-V 1) 求出T 2,

W =ΔU =⎰C V d T ;ΔH =C p d T

2、相变化 可逆相变化:ΔH =Q =n ΔH ; ⎰

W=-p (V 2-V 1)=-pV g =-nRT ; ΔU =Q +W

3、实际气体节流膨胀:焦耳-汤姆逊系数:μ

降低;反之亦然)

4、热化学

标准摩尔生成焓:在标准压力和指定温度下,由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热(各种稳定单质在任意温度下的生成焓值为0) J-T (理想气体在定焓过程中温度不变,故其值为0;其为正值,则随p 降低气体T 标准摩尔燃烧焓:„„„„,单位物质的量的某物质被氧完全氧化时的反应焓

第二章 热力学第二定律

一、基本概念 自发过程与非自发过程

二、热力学第二定律

热力学第二定律的数学表达式(克劳修斯不等式)

δQ dS ≥T “=”可逆;“>”不可逆

三、熵(0k 时任何纯物质的完美结晶丧子为0)

1、熵的导出:卡若循环与卡诺定理(页52

δQ r 2、熵的定义:dS =T

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

Q r V 2p 1(1)理想气体等温过程:∆S =T =nR ln V =nR ln p 12

(2)理想气体等压过程:∆S =nC p , m ln T 2

T 1

T 2(3)理想气体等容过程:∆S =nC V , m ln T 1

T 2p 1(4)理想气体pTV 都改变的过程:∆S =nC p , m ln T +nR ln p 12

n ∆_H (5)可逆相变化过程:∆S =T

θθ∆S (298) =νS (6)化学反应过程:r m ∑B m (B , 298)

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,ΔG T , p ≤0 ;自发、平衡

3、热力学重要关系式:dU=TdS-pdV;dH=TdS+Vdp

【页72】 dA=-SdT- pdV;dG=-SdT+Vdp

4、ΔA 和ΔG 的求算

(1)理想气体等温过程

用公式:ΔA=ΔU-TΔS;ΔG=ΔH-TΔS

用基本关系式:d A =-S d T - pdV;d G =-S d T + Vdp

(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:ΔG=ΔH-TΔS

θθ∆G (298) =ν∆G 标准生成吉布斯函数法:r m ∑B f m (B , 298)

(4)ΔG 与温度的关系

ΔG=ΔH-TΔS ,设ΔH、ΔS不随温度变化。

第三章化学势

1、化学势的定义。物理意义:决定物质传递方向的限度的强度∂G 因素。μB =(∂n ) T , p , n c (c ≠B ) ;在T 、p 及其他物质的量保持不变的情况

B

下,增加1molB 物质引起系统吉布斯函数的增量。(又称偏摩尔量。

1、只有系统的容量性质才有偏摩尔量,故系统强度性质没有偏摩尔量【页8有两种性质定义】2、只有在定稳T ,定压P 下才成为偏摩尔量)

2、化学势的应用

在等温等压不作其他功时,∑νB μB <0自发;=0平衡;>0逆向自发

3、化学时表示式

θθμ=μ+RT ln(p /p ) 理想气体:

θμ=μ纯固体和纯液体:

拉乌尔定律和亨利定律

1、拉乌尔定律

p A =p *x A (溶液中该物质蒸汽压=纯该物质蒸汽压*溶液中该物质物质量分数【理想】) 适用于液态混合物和溶液中的溶剂。

2、亨利定律

p B =kx, x B (与溶液平衡的溶质蒸汽的分压=亨利系数*溶质在溶液中的摩尔分数)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

μ(T , p , mix ) =μθ

x (T ) +RT ln x 标准态为:同温下的液态纯溶剂。

2、真实液态混合物

μ(T , p , mix ) =μθ x (T ) +RT ln a x 标准态为:同温下的液态纯溶剂。

3、理想稀溶液

θμ(T , p , sln ) =μ溶剂:A x A (T ) +RT ln x A 标准态为:同温下的

液态纯溶剂。

θμ(T , p , sln ) =μ溶质:B x B (T ) +RT ln x B 标准态为:同温

下x B =1且符合亨利定律的溶质。

4、真实溶液

θμ(T , p , sln ) =μ溶剂:A x , A (T ) +RT ln a x , A ;a x,A =f x,A x ; 标准态

为:同温下的液态纯溶剂。

溶质:μB (T , p , sln ) =μθ

x B (T ) +RT ln a x , B ; a x,B =γx,B xB ; 标准态为:同

温下x B =1且符合亨利定律的溶质。

μB (T , p , sln ) =μb , B (T ) +RT ln a b , B ; a b,B =γb,B b B ; 标准态为:同温下b B =1且符合亨利定律的溶质。 理想稀溶液的凝固点降低∆T f θ=RT f T f *

∆fus H m , A x B

第四章 化学平衡

一、化学平衡常数与平衡常数表达式

θθ∆G (T ) =-RT ln K 二、 标准平衡常数的求算:r m

三、 范特荷夫等温方程

∆r G m (T ) =-RT ln K +RT㏑Q P θθ

(页114

四、平衡常数与温度的关系

∆r G m (T ) =∆r H m -T ∆r S m ;∆r G m (T ) =-RT ln K

五、平衡常数的各种表示方法:(页121

K p 、K x 是气相反应的经验平衡常数。其与标准平衡常数关系为: K θ=Kp (p θ)-△V (产物与反应物计量数之差)θθθθθ=Kx (p/ pθ)V =Kn (p/ pθn 总)△△V 若△v=0则K θ=Kp =Kx =Kn

分解压:固体物质在一定温度下分解达到平衡时产物中气体的总压力

第五章 多相平衡

一、相律

1、系统中所包含的相的总数称为相数,以Ф表示。最小值为1。正整数

2、一个系统中无论多少气体都为一个气相;系统一般一两个液相;多少固体物质便有多少固相。

3、系统中所含化学物质书称为“物种数”以S 表示,最小值为1. 正整数

4、足以表示系统中各相组成所需的最少独立物种数称为系统“组分数”,以K 表示。

组分数=物种数-独立化学平衡数-独立浓度关系数 K=S-R-R,

自由度:在不引起旧相消失和新相形成的前提下,可在一定范围内独立变动的强度性质,以f 表示

只考虑温度与压力因素的影响时f =K -φ+2,(f =K -φ+1指定温度或压力)。最小值为0

p 2∆vap H m 11二、单组分系统 1、克-克方程 ln p =R (T -T )

112

2、水的相图 三面、三线、一点。

三、二组分系统 1、步冷曲线(页170

2、看相图:有“丁”字型相则说明有不稳定化合物生成。

第六章(没学不考)

第七章 电化学

通过电极电荷量:Q=nF(n 为电极反应时得失电子的物质的量,F 为1mol 电子电荷量,叫法拉第,通常取96.5kC/mol)

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=G l/A ; 单位:S/m

3、摩尔电导率 Λm =κ/c

∞∞∞Λ=νΛ+νΛ4、无限稀释摩尔电导率 m ++--

5、离子的电迁移

∆E Q +I +υ+U +υ+=U +t +====t + ; ;Q I υ-+υ-U ++U -l +t -=1

二、电解质溶液的活度(229页表格

1、电解质的化学势(电解质溶液的浓度用m B 或b B 表示)

θμB =μB +RT ln a B

ν+ν-1/νν-1/νν-1/ν++a B =a ν=γ±⋅m ±/m θ; γ±=(γν; m ±=(m ν; ±; a ±=(a +⋅a -) +⋅γ-) +⋅m -)

2、离子强度 I =12m z ∑B B 2

电池系列 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、(△r G m )T,P =-nFE=-QE

∂E 2、∆r S m =zF (∂T ) p

4、Q r =T ∆r S m ;电池反应做了其他功。

三、能斯特方程

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:微溶盐电极;微溶氧化物电极

3、第三类电极:氧化还原电极

电池表示式(1)以化学式表示电池中各种物质的组成,并需分别注明固液气等物态。对气体注明压力,对溶液注明浓度

(2)以“|”表示不同物相之间的界面,包括电极与溶液的接界和不同溶液间的接界。盐桥以“||”

(3)电池中的负极(氧化反应)写在左边。

五、电极电势的应用

1、判断反应趋势2、求化学反应平衡常数3、求微溶盐活度积

4、测离子平均活度γ ±

六、电动势E=φ(正极电势)-φ(负)= φ(阴)-φ(阳)

无论原电池还是电解池,相对于可逆电极电势φ,当有电流通过电极时,由于电极的极化,阳极电势升高,阴极电势降低,即 φ(阳)=φ+μ,φ(阴)=φ-μ

1、浓差极化:电极反应速度比离子迁移速度快造成的。

2、活化极化:电极反应速度比电子移动速度慢造成的。

第八章 表面现象与分散系统

一、表面吉布斯函数

∂G 1、σ=(∂A ) T , p , n B ;J/m2或N/m;因此又称表面张力。

2、影响因素

物质性质、温度、压力、溶质的种类。一般T (P )上升,σ下降

二、纯液体的表面现象

1、附加压力:∆p =2σ/r

2、润湿现象

θ=0°,完全润湿;θ<90°,润湿;θ>90°,不润湿;

θ=180°,完全不润湿。

2σcos θ3、毛细管现象:h =ρgR

三、溶液表面的吸附

溶质在表面层浓度小于本体浓度,成为“负吸附”;反之为“正吸附”

1、溶液的表面张力:各类溶质对表面张力的影响。

c ∂σ() (最多选择题、判断题) 2、吉布斯吸附公式:Γ=-RT ∂c T

四、表面活性剂

1、定义:作为溶质能使溶液表面张力显著降低的物质

2、分类:离子型(正负【一般不能混用】)、非离子型

3、表面活性剂在水溶液中形成胶束所需的最低浓度成为临界胶束浓度,以cmc 表示

4、作用:润湿、增溶、乳化、起泡、洗涤。W/O(油包水) 分散系统(基本都是文字。【页311到页319】)

第九章 化学动力学基本原理

一、关于反应速率的基本概念

1dc B 1、反应速率的表示:υ=νdt B

2、一步完成的反应为基元反应,基元反应遵守质量作用定律(r=k[A]a [B]b )。是否基元反应只能通过实验确定。

3、速率常数k 一级反应单位为s -1,二级反应单位为mol -1.dm 3.s -1

速率常数仅与温度和催化剂有关,而与浓度无关。

4、反应级数

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(各级半衰期及速率公式表格【页339

1、一级反应

反应速率与浓度的一次方成正比;

以ln c 对t 作图得一直线;

半衰期与起始浓度无关。

2、二级反应

反应速率与浓度的二次方成正比;

以1/c 对t 作图得一直线;

半衰期与起始浓度的一次方成反比。

3、零级反应

反应速率与浓度无关

以c 对t 作图得直线

半衰期与起始浓度成正比

三、温度对反应速率的影响

1、阿仑尼乌斯公式 k 2E a 11E a d ln k 微分式:dT =RT 2 积分式:ln k =R (T -T ) 112

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(唐大炮说:自己预习复习)

第一章热力学第一定律

一、基本概念

系统与环境,状态与状态函数,广度性质与强度性质,过程与途径,热与功,内能与焓。

二、基本定律 热力学第一定律:ΔU =Q +W 。

三、基本关系式1、体积功的计算 δW = -p 外d V

恒外压过程:W = -p 外ΔV

V 1p 2定温可逆过程(理想气体):W =nRT ln V =nRT ln p 21

2、热效应、焓:等容热:Q V =ΔU (封闭系统不作其他功)

等压热:Q p =ΔH (封闭系统不作其他功)

焓的定义:H =U +pV ; ΔH =ΔU +Δ(pV )

焓与温度的关系:ΔH =⎰T 1C p d T

∂H ∂U 3、等压热容与等容热容:热容定义:C V =(∂T ) V ;C p =(∂T ) p T 2

定压热容与定容热容的关系:C p -C V =nR

热容与温度的关系:C p ,m =a +bT +cT 2

四、第一定律的应用

1、理想气体状态变化

等温过程:ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =-Q =⎰-p 外d V

等容过程:W =0 ; Q =ΔU =⎰C V d T ; ΔH =⎰C p d T

等压过程:W =-p e ΔV ; Q =ΔH =⎰C p d T ; ΔU =⎰C V d T

可逆绝热过程:Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,

W =ΔU =⎰C V d T ;ΔH =C p d T ⎰

C V (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑V 1-㏑V 2) (T 与V 的关系)

C p (㏑T 2-㏑T 1)=nR(㏑P 2-㏑P 1) (T与P 的关系)

不可逆绝热过程:Q =0 ;

利用C V (T 2-T 1)=-p 外(V 2-V 1) 求出T 2,

W =ΔU =⎰C V d T ;ΔH =C p d T

2、相变化 可逆相变化:ΔH =Q =n ΔH ; ⎰

W=-p (V 2-V 1)=-pV g =-nRT ; ΔU =Q +W

3、实际气体节流膨胀:焦耳-汤姆逊系数:μ

降低;反之亦然)

4、热化学

标准摩尔生成焓:在标准压力和指定温度下,由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热(各种稳定单质在任意温度下的生成焓值为0) J-T (理想气体在定焓过程中温度不变,故其值为0;其为正值,则随p 降低气体T 标准摩尔燃烧焓:„„„„,单位物质的量的某物质被氧完全氧化时的反应焓

第二章 热力学第二定律

一、基本概念 自发过程与非自发过程

二、热力学第二定律

热力学第二定律的数学表达式(克劳修斯不等式)

δQ dS ≥T “=”可逆;“>”不可逆

三、熵(0k 时任何纯物质的完美结晶丧子为0)

1、熵的导出:卡若循环与卡诺定理(页52

δQ r 2、熵的定义:dS =T

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

Q r V 2p 1(1)理想气体等温过程:∆S =T =nR ln V =nR ln p 12

(2)理想气体等压过程:∆S =nC p , m ln T 2

T 1

T 2(3)理想气体等容过程:∆S =nC V , m ln T 1

T 2p 1(4)理想气体pTV 都改变的过程:∆S =nC p , m ln T +nR ln p 12

n ∆_H (5)可逆相变化过程:∆S =T

θθ∆S (298) =νS (6)化学反应过程:r m ∑B m (B , 298)

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,ΔG T , p ≤0 ;自发、平衡

3、热力学重要关系式:dU=TdS-pdV;dH=TdS+Vdp

【页72】 dA=-SdT- pdV;dG=-SdT+Vdp

4、ΔA 和ΔG 的求算

(1)理想气体等温过程

用公式:ΔA=ΔU-TΔS;ΔG=ΔH-TΔS

用基本关系式:d A =-S d T - pdV;d G =-S d T + Vdp

(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:ΔG=ΔH-TΔS

θθ∆G (298) =ν∆G 标准生成吉布斯函数法:r m ∑B f m (B , 298)

(4)ΔG 与温度的关系

ΔG=ΔH-TΔS ,设ΔH、ΔS不随温度变化。

第三章化学势

1、化学势的定义。物理意义:决定物质传递方向的限度的强度∂G 因素。μB =(∂n ) T , p , n c (c ≠B ) ;在T 、p 及其他物质的量保持不变的情况

B

下,增加1molB 物质引起系统吉布斯函数的增量。(又称偏摩尔量。

1、只有系统的容量性质才有偏摩尔量,故系统强度性质没有偏摩尔量【页8有两种性质定义】2、只有在定稳T ,定压P 下才成为偏摩尔量)

2、化学势的应用

在等温等压不作其他功时,∑νB μB <0自发;=0平衡;>0逆向自发

3、化学时表示式

θθμ=μ+RT ln(p /p ) 理想气体:

θμ=μ纯固体和纯液体:

拉乌尔定律和亨利定律

1、拉乌尔定律

p A =p *x A (溶液中该物质蒸汽压=纯该物质蒸汽压*溶液中该物质物质量分数【理想】) 适用于液态混合物和溶液中的溶剂。

2、亨利定律

p B =kx, x B (与溶液平衡的溶质蒸汽的分压=亨利系数*溶质在溶液中的摩尔分数)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

μ(T , p , mix ) =μθ

x (T ) +RT ln x 标准态为:同温下的液态纯溶剂。

2、真实液态混合物

μ(T , p , mix ) =μθ x (T ) +RT ln a x 标准态为:同温下的液态纯溶剂。

3、理想稀溶液

θμ(T , p , sln ) =μ溶剂:A x A (T ) +RT ln x A 标准态为:同温下的

液态纯溶剂。

θμ(T , p , sln ) =μ溶质:B x B (T ) +RT ln x B 标准态为:同温

下x B =1且符合亨利定律的溶质。

4、真实溶液

θμ(T , p , sln ) =μ溶剂:A x , A (T ) +RT ln a x , A ;a x,A =f x,A x ; 标准态

为:同温下的液态纯溶剂。

溶质:μB (T , p , sln ) =μθ

x B (T ) +RT ln a x , B ; a x,B =γx,B xB ; 标准态为:同

温下x B =1且符合亨利定律的溶质。

μB (T , p , sln ) =μb , B (T ) +RT ln a b , B ; a b,B =γb,B b B ; 标准态为:同温下b B =1且符合亨利定律的溶质。 理想稀溶液的凝固点降低∆T f θ=RT f T f *

∆fus H m , A x B

第四章 化学平衡

一、化学平衡常数与平衡常数表达式

θθ∆G (T ) =-RT ln K 二、 标准平衡常数的求算:r m

三、 范特荷夫等温方程

∆r G m (T ) =-RT ln K +RT㏑Q P θθ

(页114

四、平衡常数与温度的关系

∆r G m (T ) =∆r H m -T ∆r S m ;∆r G m (T ) =-RT ln K

五、平衡常数的各种表示方法:(页121

K p 、K x 是气相反应的经验平衡常数。其与标准平衡常数关系为: K θ=Kp (p θ)-△V (产物与反应物计量数之差)θθθθθ=Kx (p/ pθ)V =Kn (p/ pθn 总)△△V 若△v=0则K θ=Kp =Kx =Kn

分解压:固体物质在一定温度下分解达到平衡时产物中气体的总压力

第五章 多相平衡

一、相律

1、系统中所包含的相的总数称为相数,以Ф表示。最小值为1。正整数

2、一个系统中无论多少气体都为一个气相;系统一般一两个液相;多少固体物质便有多少固相。

3、系统中所含化学物质书称为“物种数”以S 表示,最小值为1. 正整数

4、足以表示系统中各相组成所需的最少独立物种数称为系统“组分数”,以K 表示。

组分数=物种数-独立化学平衡数-独立浓度关系数 K=S-R-R,

自由度:在不引起旧相消失和新相形成的前提下,可在一定范围内独立变动的强度性质,以f 表示

只考虑温度与压力因素的影响时f =K -φ+2,(f =K -φ+1指定温度或压力)。最小值为0

p 2∆vap H m 11二、单组分系统 1、克-克方程 ln p =R (T -T )

112

2、水的相图 三面、三线、一点。

三、二组分系统 1、步冷曲线(页170

2、看相图:有“丁”字型相则说明有不稳定化合物生成。

第六章(没学不考)

第七章 电化学

通过电极电荷量:Q=nF(n 为电极反应时得失电子的物质的量,F 为1mol 电子电荷量,叫法拉第,通常取96.5kC/mol)

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=G l/A ; 单位:S/m

3、摩尔电导率 Λm =κ/c

∞∞∞Λ=νΛ+νΛ4、无限稀释摩尔电导率 m ++--

5、离子的电迁移

∆E Q +I +υ+U +υ+=U +t +====t + ; ;Q I υ-+υ-U ++U -l +t -=1

二、电解质溶液的活度(229页表格

1、电解质的化学势(电解质溶液的浓度用m B 或b B 表示)

θμB =μB +RT ln a B

ν+ν-1/νν-1/νν-1/ν++a B =a ν=γ±⋅m ±/m θ; γ±=(γν; m ±=(m ν; ±; a ±=(a +⋅a -) +⋅γ-) +⋅m -)

2、离子强度 I =12m z ∑B B 2

电池系列 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、(△r G m )T,P =-nFE=-QE

∂E 2、∆r S m =zF (∂T ) p

4、Q r =T ∆r S m ;电池反应做了其他功。

三、能斯特方程

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:微溶盐电极;微溶氧化物电极

3、第三类电极:氧化还原电极

电池表示式(1)以化学式表示电池中各种物质的组成,并需分别注明固液气等物态。对气体注明压力,对溶液注明浓度

(2)以“|”表示不同物相之间的界面,包括电极与溶液的接界和不同溶液间的接界。盐桥以“||”

(3)电池中的负极(氧化反应)写在左边。

五、电极电势的应用

1、判断反应趋势2、求化学反应平衡常数3、求微溶盐活度积

4、测离子平均活度γ ±

六、电动势E=φ(正极电势)-φ(负)= φ(阴)-φ(阳)

无论原电池还是电解池,相对于可逆电极电势φ,当有电流通过电极时,由于电极的极化,阳极电势升高,阴极电势降低,即 φ(阳)=φ+μ,φ(阴)=φ-μ

1、浓差极化:电极反应速度比离子迁移速度快造成的。

2、活化极化:电极反应速度比电子移动速度慢造成的。

第八章 表面现象与分散系统

一、表面吉布斯函数

∂G 1、σ=(∂A ) T , p , n B ;J/m2或N/m;因此又称表面张力。

2、影响因素

物质性质、温度、压力、溶质的种类。一般T (P )上升,σ下降

二、纯液体的表面现象

1、附加压力:∆p =2σ/r

2、润湿现象

θ=0°,完全润湿;θ<90°,润湿;θ>90°,不润湿;

θ=180°,完全不润湿。

2σcos θ3、毛细管现象:h =ρgR

三、溶液表面的吸附

溶质在表面层浓度小于本体浓度,成为“负吸附”;反之为“正吸附”

1、溶液的表面张力:各类溶质对表面张力的影响。

c ∂σ() (最多选择题、判断题) 2、吉布斯吸附公式:Γ=-RT ∂c T

四、表面活性剂

1、定义:作为溶质能使溶液表面张力显著降低的物质

2、分类:离子型(正负【一般不能混用】)、非离子型

3、表面活性剂在水溶液中形成胶束所需的最低浓度成为临界胶束浓度,以cmc 表示

4、作用:润湿、增溶、乳化、起泡、洗涤。W/O(油包水) 分散系统(基本都是文字。【页311到页319】)

第九章 化学动力学基本原理

一、关于反应速率的基本概念

1dc B 1、反应速率的表示:υ=νdt B

2、一步完成的反应为基元反应,基元反应遵守质量作用定律(r=k[A]a [B]b )。是否基元反应只能通过实验确定。

3、速率常数k 一级反应单位为s -1,二级反应单位为mol -1.dm 3.s -1

速率常数仅与温度和催化剂有关,而与浓度无关。

4、反应级数

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(各级半衰期及速率公式表格【页339

1、一级反应

反应速率与浓度的一次方成正比;

以ln c 对t 作图得一直线;

半衰期与起始浓度无关。

2、二级反应

反应速率与浓度的二次方成正比;

以1/c 对t 作图得一直线;

半衰期与起始浓度的一次方成反比。

3、零级反应

反应速率与浓度无关

以c 对t 作图得直线

半衰期与起始浓度成正比

三、温度对反应速率的影响

1、阿仑尼乌斯公式 k 2E a 11E a d ln k 微分式:dT =RT 2 积分式:ln k =R (T -T ) 112

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(唐大炮说:自己预习复习)


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