物理化学各章节总结

1、.物理化学每章总结第 1 章 热力学第一定律及应用1系统、环境及性质热力学中把研究的对象 （物质和空间） 称为系统，与系统密切相关的其余物质和空间称为环境。根据系统与环境之间是否有能量交换和物质交换系统分为三类：孤立系统、封闭系统和敞开系统。强度性质性质容量性质2热力学平衡态系统的各种宏观性质不随时间而变化，则称该系统处于热力学平衡态。必须同时包括四个平衡：力平衡、热平衡、相平衡、化学平衡。3热与功(1) 热与功的定义热的定义：由于系统与环境间温度差的存在而引起的能量传递形式。以Q表示， Q0 表示环境向系统传热。功的定义：由于系统与环境之间压力差的存在或其它机、电的存在引起的能量传递形式。以

2、 W表示。 W0 表示环境对系统做功。(2) 体积功与非体积功功有多种形式，通常涉及到是体积功，是系统体积变化时的功，其定义为：Wpe dV精选.式中 pe 表示环境的压力。对于等外压过程Wpe (V2V1 )对于可逆过程，因ppe ，p为系统的压力，则有V2Wp dVV1体积功以外的其它功，如电功、表面功等叫非体积功，以W表示。4热力学能热力学能以符号 U表示，是系统的状态函数。若系统由状态1变化到状态 2，则过程的热力学增量为UU2U1对于一定量的系统，热力学能是任意两个独立变量的状态函数，即Uf (T ,V )则其全微分为UUdVdUdTT VVT对一定量的理想气体，则有U0或U=f （

3、T）VT即一定量纯态理想气体的热力学能只是温度的单值函数。5热力学第一定律及数学表达式(1) 热力学第一定律的经典描述 能量可以从一种形式转变为另一种形式，但在转化和传递过程中数量不变。精选. “不供给能量而可连续不断做功的机器称为第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。(2) 数学表达式对于封闭系统，热力学第一定律的数学表达式为d UQW或UQW即封闭系统的热力学能的改变量等于过程中环境传给系统的热和功的总和。6焓焓以符号 H表示，是系统的状态函数。定义为HUpV对于一定量的系统，焓是任意两个独立变量的状态函数，即Hf (T , p)则其全微分为d HHdTHd pT ppT对一定量的理想

4、气体，则有H0或H=f （ T）Tp即一定量纯态理想气体的焓只是温度的单值函数。7可逆过程能通过原来过程的反方向变化而使系统恢复到原来状态，同时环境中没有留下任何永久性变化的过程，称为热力学可逆过程；反之，称为不可逆过程。精选.可逆过程有如下特征：(1)可逆过程是由一连串连续的无限接近平衡态的过程所构成，整个过程是无限缓慢的。(2) 只要以相同手续循沿着原来途径进行一个逆过程，可使系统和环境同时恢复原状。(3) 在等温可逆过程中，系统对环境所做功为最大功，环境对系统所做功为最小功。8热容(1)热容的定义在没有非体积功的条件下，若一定量的物质在不发生相变或化学变化的情况下，吸热Q 后，其温度由T

5、升至TdT，该Q与dT 的比值称为该物质的热容C。C(2) 等容摩尔热容 CV ,m QdT若nmol 某物质在等容条件下由温度T升到dT所吸收的热为V则TQ，等容摩尔热容为QV1UU mCV ,mnT VT VndT(3) 等压摩尔热容 C p,m若 n mol 某物质在等压条件下由温度T 升到 TdT 所吸收的热为Qp，则等压摩尔热容为精选.C p ,mQ p1HH mndTnTT pp(4)理想气体 CV ,m 和 C p, m 关系C p,mCV ,m R(5) 热容与温度关系的经验式C p, mabTcT 2或C p, mabTcT 2dT 39热力学第一定律在 p，V，T变化中的应

6、用(1) 等容过程W=0U QVUT2nCV ,m dT （适用于真是气体、液体、固体的等容过程，理想气体T1的任意 p，V，T变化过程）(2) 等压过程Wpe (V2 V1 )H Q pT2HnC p, m dT （适用于真是气体、液体、固体的等容过程，理想气体的任T1意，变化过程）(3) 理想气体的等温过程U 0H 0QW nRT ln V2nRT ln p1V1p 2(4) 绝热可逆过程Q 0U WT2nCV ,m dTT1对于理想气体的绝热过程，不管过程是否可逆上式均可适用。精选.对于理想气体的绝热可逆过程有：pV常数 ； TV1常数 ； p1T常数 ；C p,m / CV , mWK

7、1111p2V2 p1V1nR(T2 T1 )1V2V11110热力学第一定律在相变化中的应用(1) 相变热 ( 焓)系统发生聚集态变化即为相变化，包括气化、熔化、升华及晶型转化等，相变化过程中吸收或放出的热，即为相变热（焓）Q pH(2) 相变化过程的体积功和热力学能若系统在等温等压条件下由相变化到相，则相变化过程中体积功为(V)Wpe V若相为气相，忽略凝聚相的体积，气相可视为理想气体，则有WpeVnRT相变化过程中的热力学能为UQW或UHpamb (VV )若气相可视为理想气体UH - nRT 11热力学第一定律在化学变化中的应用(1) 反应进度精选.若 nB ( 0 ) 及 nB（）为

8、系统中任一物质 B在反应开始时 ( 0) 及反应进行到 时物质的量， B 为 B 的化学计量数。则nB ( ) nB ( 0 )nBBB式中，为反应进度。(2) 物质的热力学标准态的规定气体的标准态： 不管是纯气体 B或气体混合物中的任一组分 B，都是温度为 T，压力 p下并表现出理想气体特性的气体纯物质 B的（假想）状态。液体 ( 或固体 ) 的标准态：不管是纯液体 B或是液体混合物中的组分B，都是温度T，压力 p 下液体（或固体）纯物质 B的状态。 ( 3) 标准摩尔反应热（焓）的计算 标准摩尔生成热（焓）的定义在温度 T 的标准态下，由稳定相态的单质生成1 mol 相的化合物 B 的焓变

9、称为化合物 B() 在温度 T下的标准摩尔生成热（焓）(B, )。f H mT(B,)计算 r 由 f H mTH m (T )r H mB f H m(B, , T)B 标准摩尔燃烧热（焓）的定义在温度 T的标准态下，由 1mol 相化合物 B与氧进行完全氧化（燃烧）反应的焓变，称为物质 B() 在温度 T时的标准摩尔燃烧热（焓）(B, )。c H mT 由(B, )(T)c H mT计算 r H mr H mB c H m(B, ,T )B精选. 反应热随温度的变化关系基希霍夫定律r H m(T2 )r H m(T1 )T2r C p, m dTT1 反应的标准摩尔焓变与标准摩尔热力学能变

10、的关系r H m (T )rU m (T)nRT第 2 章热力学第二定律1热力学第二定律的经典表述克劳修斯 (Clausius)说法：“不可能把热从低温物体传到高温物体而不引起其它变化”。精选.开尔文 (Kelvin)说法：“不可能从单一热源取出热使之完全变为功而不引起其它变化”。2熵的定义熵以符号 S 表示，它是系统的状态函数，广度量。定义为d SQrT3热力学第二定律的数学表达式封闭系统，热力学第二定律的表达式为Q不可逆ST可逆式中 T 为环境的温度，对可逆过程采用等号，且Te=Tsys ，对不可逆过程采用不等号。4熵增原理及熵判据(1) 熵增原理不可逆不可逆d Sadi0或QSadi可逆

11、可逆T当系统经绝热过程由某一状态到达另一状态时，它的熵不减少，熵在绝热可逆过程中不变，经绝热不可逆过程后增加，这称为熵增原理。(2)熵判据d Siso不可逆或Q不可逆0Siso可逆可逆T上式称为熵判据。其含义是精选. 使孤立系统发生的任何一个微小变化时，若 d Siso0 ，则该孤立系统处于平衡态。 导致孤立系统熵增大的过程有可能自动发生。5系统熵变的计算计算系统熵变的基本公式22 S S2S1Qrd S11 T(1) p，V，T 变化熵变的计算 理想气体的 p，V，T 变化S nC p, m ln T2nR ln p2S nCV , m ln T2nR ln V2T1p1T1V1SnCV ,

12、 m ln p2nC p ,m ln V2p1V1 液体和固体的p，V，T 变化等压变温过程ST2 nC p ,m d TT1T若 C p, m 为常数，积分可得SnC p ,m ln T2T1等容变温过程ST2 nCV ,m d TT1T若 CV ,m 为常数，积分可得SnCV ,m ln T2T1(2) 相变化过程熵变的计算 可逆相变过程精选.nH m (相变热）ST 不可逆相变过程需设计可逆途径来计算，如S?B( ,T1, p1 )B( ,T1, p1 )S1S3S2B( ,T2 , p1 )B( , T2 , p1 )可逆相变寻求可逆途径的原则：）途径中的每一步必需可逆；）途径中的每步

13、的S 计算有相应的公式可利用；）有相应于每一步计算的相关数据。6环境熵变的计算QsysSeTe7 热力学第三定律(1) 热力学第三定律的经典描述热力学第三定律可表述为：“0K 时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零”，(2)数学表达式S* (完整晶体，0K） 0J K -18规定熵和标准熵根据热力学第二定律， S(T) S*(0K)T Q ，又根据热力学第三定律0 K TS* (0 K)0 ，可求出物质 B 的规定熵，如T QSm (B, T)0 KT精选.1mol 物质 B 处于标准状态下的规定熵叫做标准摩尔熵，记作Sm(B,T ) ，其单位是 J K 1 mol 1 。已知物质 B 的 Sm(

14、B,298.15 K) 及 C p ,m (B) 可算得任意温度 T 的 Sm(B,T)，即(B, , T)(B,TC p,m (B) d TSmSm,298.15 K)T298.15 K9化学反应的熵变的计算可利用物质 B 的标准摩尔熵数据计算化学反应的熵变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亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能(1) 亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能亥姆霍兹自由能定义吉布斯自由能的定义AUTSGHTS(2) 亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能判据亥姆霍兹自由能

15、判据： d不可逆AT,V0可逆吉布斯自由能判据：dGT ,p不可逆0可逆或或不可逆AT,V0可逆不可逆GT ,p0可逆以上各式分别叫亥姆霍兹自由能判据和吉布斯自由能判据。11热力学函数关系精选.(1) 热力学基本方程对于由两个独立的状态函数足以确定系统状态的系统，热力学基本方程为dUT d Sp d Vd HT d SV d pd AS dTp d VdGSd TV d p上式中，分别加上dS=0， dV=0；dS=0，dp=0；dT=0， dV=0； dT=0，dp=0 等条件可以得到UVSHpSAVGpUHpTTS VS pGAVSTT pT V(2) 麦克斯韦关系式SpSVTpTVTTV

16、p TTpVSS Vp S以上各式叫麦克斯韦关系式(3) 吉布斯 - 亥姆霍兹方程G/TH.A/TU.TpT 2TVT 212各类变化过程中A 和G 的计算(1) 等温的 p, V 变化过程中 A 和 G 的计算AV2Gp2p dVV d pV1p1以上二式适用于封闭系统，W0 ，气体、液体、固体的等温变化。VSp对于理想气体，pVnRT 代入上二式，得精选.AG nRT ln p2nRT ln V2p1V1由 A 和 G的定义对等温过程有AUTSGHTS(2) 相变化过程 A 和 G 的计算 等温等压的可逆相变G0AUTS 不可逆相变对不可逆相变化过程，应设计具有相同始态、终态的可逆过程来计

17、算G。第 3 章 多组分系统热力学1偏摩尔量(1) 偏摩尔量的定义精选.设均相系统有组分 1，2， ， k 等构成，则系统的任意容量性质 X( 如， V，U，H，S，A，G) 应是 T，p，n1 ，n2， ， nk 的函数，即 X f (T , p, n1 , n2 , , nk ) ，其全微分为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定义X B, mX为 B 组分偏摩尔量。nB T , p ,nC(

18、C B)(2) 偏摩尔量的集合公式在等温等压的多组分单相系统中，只要知道各组分的偏摩尔量XB，m和物质的量 nB 就可确定系统的容量性质X 的值nB X B, mXB上式即为偏摩尔量的集合公式。(3) 吉布斯杜亥姆公式均相系统中，不同组分 1，2， ，k 的同一偏摩尔量 X 1,m ，X 2,m ， ， X k,m有如下关系kknB d X B, m 0 或xB d X B, m 0B 1B 1上式中 nB为组分 B 的物质的量， xB 为组分 B 的量分数。以上二式称为。2化学势及其判据(1)化学势的定义精选.一定量组成不变的均相系统，其任意容量性质V，U，H，S，A，G等都可表示为两个独立

19、变量的函数。如Gf (T , p)组成可变的均相系统， G的改变除了与温度和压力有关外，还与各组分的物质的量的改变有关，即Gf (T , p,n1 , n2 ,nk ) ，定义GBnBT , p ,nC(C B)B 成为系统中 B 组分的化学势。(2) 广义化学势广义化学势如下：AUHBnBnBnBT ,V ,n C(C B)S,V ,nC(C B)S, p ,nC(C B)以上各式也为组分B 的化学势的定义式，称为广义化学势。(3) 纯物质的化学势纯物质的化学势就是它的摩尔吉布斯自由能，即*BGm,B(4) 化学势判据 相平衡条件若系统中 、 两相达成平衡，则必有BB上式称为相平条件，即两相

20、达成平衡，则组分B 在两相中化学势相等。精选. 化学平衡条件化学反应 0B B 平衡条件为BB B d0或B B0BB上式表明化学反应达成平衡时，参与化学反应个组分化学势代数和等于零。(5) 化学势与温度和压力的关系BSB, mBVB, mTpp ,n1,n2T, n1,n 2 ,3 气体的化学势及逸度(1) 纯态理想气体的化学势纯态理想气体在一定温度下的化学势与压力的关系为*pB ( g, T , p)B ( g,T , p )RT ln p 式中*B ( g, T , p) 为纯态理想气体在T，p 下的化学势；B (g,T , p ) 为纯态理想气体在 T， p 下的化学势，即标准态化学势

21、。（ 2）纯态理想气体混合物中任意组分的化学势理想气体混合物在一定温度下其组分 B 的化学势与分压的关系为B ( g ,T , p)B (g,T , p ) RT ln pBp式中 B ( g, T , p) 为理想气体混合物中组分B 在温度为 T，分压为 pB下的化学势；B( g,T , p ) 为理想气体混合物中组分B在 T，p 下单独存在又具有理想气体特性的的化学势，即标准态化学势。(3) 纯态真实气体的化学势与逸度精选.纯态非理想气体在一定温度下的化学是与压力的关系为*fB ( g, T , p)B ( g,T , p)RT ln p而fp式中 f 叫逸度，成为逸度系数。(4) 真实气

22、体混合物中任意组分的化学势对非理想气体的混合物中任意组分 B，其化学势的表达式为f BB ( g,T , p)B( g,T , p ) RT lnp 式中 f B 为非理想气体混合物中组分B得分逸度。4拉乌尔定律和亨利定律(1) 拉乌尔定律平衡时，稀溶液中溶剂 A 在气相中的分压pA 等于纯溶剂在同一温度下的饱和蒸气压 p*A 乘以溶液中溶剂的量分数xA ，其数学表达式为：pAp*A xA(2) 亨利定律在一定温度下，稀溶液中挥发性溶质B与其蒸气达平衡时气相中的分压pB 与该溶质在溶液中的量分数（或浓度）成正比，这称为亨利定律。其数学表达式分别为：pB k x xBbBcBpB kbpB kc

23、bc精选.式中 kx 、 kb 、 kc 为以不同组成标度表示的亨利常数。单位分别为Pa，Pa·kg·mol -1 ，Pa·mol·dm-3 。5理想溶液(1) 理想溶液的定义在任意温度下，溶液中的任一组分B 在全部浓度范围内都严格服从拉乌尔定律这种溶液称为理想溶液。(2) 理想溶液中任意组分 B的化学势B (l, T , p)B(l, T , p )RT ln xB式中 B (l, T , p) 为理想溶液中任意组分 B 在温度为 T，分压为 p 下的化学势； xB 为理想溶液中任意组分 B 的量分数； B (l, T , p) 为当 xB =1 时，

24、即组分 B 为纯液体状态，且在 T， p 条件下的化学势，即标准态化学势。6理想溶液的通性在等温等压条件下， 由一个以上的纯组分混合形成理想溶液时，体积和热焓不变，但熵增大，而吉布斯自由能减少，此即为理想溶液的混合性质，可用数学式表示为mix V0mix H0mix SRnB ln xB0mix GRTnB ln xB0BB7理想稀溶液(1) 理想稀溶液的定义一定温度下，溶剂和溶质分别遵守拉乌尔定律和亨利定律的溶液称为理想稀溶液，简称稀溶液。精选.(2) 理想稀溶液中溶剂和溶质的化学势 理想稀溶液中溶剂的化学势因为理想稀溶液中溶剂遵守拉乌尔定律，所以其化学势的表达式和理想溶液中任意组分的化学势

25、相同，即A (l, T , p)A (l, T , p )RT ln xA 理想稀溶液中溶质的化学势因为理想稀溶液中溶质遵守亨利定律，所以从气、液平衡条件， 引入亨利定律可得到稀溶液中溶质的化学势，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以上三式为以不同的溶质B 的组成标度表示的稀溶液中溶质的化学势。B,x (l, T , p )、B,b (l, T, p ) 、B,c (l, T , p ) 为 xB1 、 b1mol kg 1 、c 1mol dm 3 ，其温度为 T、压力为 p 时仍遵守亨利定律的化学势。 该假想状态的化学势也称为标准态化学势。8稀溶液的依数性精选.稀溶液的蒸气压降低、 凝固点下降、沸点升高和渗透压等性质的数值与溶液中所含溶质的分子的数目成正比， 而与分子的本性无关，故称为稀溶液的依数性。(1) 蒸气压降低对于二组分溶液，溶剂的蒸气压降

27、低规律可表示为ppA*pp*A xB(2) 凝固点下降当稀溶液凝固时， 只析出纯溶剂， 而溶质不析出时， 稀溶液的凝固点比纯溶剂的凝固点低，其降低值正比于溶质的质量摩尔浓度，即TfTf *TfK f bB式中， Tf * 为纯溶剂的凝固点；Tf 为稀溶液的凝固点；bB 为溶质的质量摩尔浓度；K f 为凝固点降低常数，它仅与溶剂的性质有关，即R(Tf* )2 M AK ff us H m,*A(3) 沸点升高若稀溶液中所含溶质是不挥发性溶质，则稀溶液的沸点比纯溶剂的沸点上升，其上升值与溶质B 的质量摩尔浓度成正比，即TbTbTb*K bbB式中， Tb* 为纯溶剂的沸点； Tb 为稀溶液的沸点；

28、 bB 为溶质的质量摩尔浓度； K b 为沸点升高常数，它仅与溶剂的性质有关，即R(Tb* ) 2 M AK bvap H m,*A精选.(4) 渗透压根据实验得到，稀溶液的渗透压与溶液中所含溶质B 的量浓度成正比，即cB RT式中， 为稀溶液的渗透压， cB 为溶质 B 的量浓度。9. 分配定律(1) 分配定律在等温等压条件下，如果一种物质能同时溶解在两个共存的互不相溶的液体里，达到分配平衡时，该物质在两相中的浓度之比为一个常数，即cB ()cB ()K (T, p)式中 cB () 、cB () 分别表示物质B在液体和液体中的浓度， K（T，p）称为分配系数。(2) 分配定律的应用经过 n

29、 次萃取后，被萃取出来的物质的总量为mTmmnm 1nKV1KV1V2精选.第4章化学平衡1化学反应平衡条件G0或r G mB B0AT ,pB2化学反应恒温方程式和化学反应方向的判断r GmRT ln K RT ln J 在等温等压和非体积功为零的情况下，对封闭系统中进行的化学反应。 当KJ ，则r Gm0，反应可向右自发进行； 当KJ，则r Gm0，反应可向左自发进行； 当KJ ，则r Gm0，表示系统已处于平衡状态。3. 平衡常数的各种表示方法和计算(1) 标准平衡常数和经验平衡常数（以理想气体反应系统为例）pLlpMmK pap bpApBpp平衡没有量纲。(2) 各种平衡常数表示法

30、用平衡分压表示的平衡常数K ppLl pMm且 K K p ( p )BpAa pBb 用物质的量分数表示的平衡常数精选.yLl yMmBK y且pyAa yBbKK yp 用量浓度表示的平衡常数cLl cMmBK c且RTcAa cBbKK c p 用物质的量表示的平衡常数BK nnLl nMm且 K K np pnAa nBbnBB(3)平衡常数的计算由 f Gm计算平衡常数r GmBf Gm(B,T )B利用 r H m 和 r Sm计算平衡常数r Gmr H mT r Sm 利用几个有关化学反应的r Gm 值计算平衡常数利用上述各种方法求出r G m ，再利用r GmRT ln K 关

31、系求 K 。(4) 平衡常数的测定通常测定平衡后系统中各组分的平衡浓度或各组分的分压代入平衡常数关系式计算出平衡常数。常用的测定平衡浓度的方法有物理法和化学法。4. 平衡转化率和平衡产率的计算平衡转化率平衡时某反应物消耗掉的量100%该反应物的原始量平衡产率平衡时转化为指定产物的某反应物的量100%该反应物的原始量5. 各种因素对化学平衡的影响精选.(1) 温度对化学平衡的影响化学反应恒压方程式 定积分形式 不定积分形式K 2r H m11lnRT2T1K 1ln K r H mIRTK 与温度 T 的函数关系ln KH 0abTc2IRTTln TT2R6R(2) 压力对化学平衡的影响当当当

32、BBBBKpK yp0 时，若p 增大，则 K y 减小，增加压力对体积变大的反应不利；0 时，若 p 增大，则 K y 增大，增加压力对体积变小的反应有利；0 时，若p 增大，则 K y 不变，即对平衡无影响。(3) 惰性气体对化学平衡的影响总压一定时，惰性气体的存在实际上起到了稀释作用，它和减少反应系统总压的效果相同。(4) 反应物配比对化学平衡的影响化学反应中改变反应物的配比，让一种价廉易得原料适当过量，当反应达平衡时，可以提高另一种原料的转化率。精选.第 5 章相平衡1基本概念和相律(1) 相、物种数、组分数和自由度的定义。(2) 相律的常用数学表达式? K 2，式中 2 特指温度和压

33、力两个变数。2单组分系统(1) 相图 指根据实验数据所绘制出相平衡系统的存在状态图。(2) 相图分析和讨论的方法和步骤 确定相图的类型； 分析相图中所出现的点、线、面；相图中可变条件和系统状态变化之间的关系； 相图的应用。(3) 水的相图 面为单相区， l 时， ? 2；实线为两相平衡线， 2时， ? 1；O点为三相点， 3 时， ? 0；注意三相点和冰点的区别。3二组分系统(1) 相点和物系点：分别表示系统在一定条件下相图上相组成或总组成的点。(2) 杠杆规则： 解决了多组分系统两相共存时， 两相的相对量的计算问题，它适用于多组分两相共存区。 当系统的组成以摩尔分数表示时， 两相的相对量之比

34、为摩尔数之比； 当系统的组成以质量分数表示时， 两相的相对量之比为质量之比。(3) 二组分气 - 液平衡系统 理想溶液系统p- 图； p- x- y 相图； T- x- y 相图精选. 非理想溶液恒沸系统 T- x- y 相图 简单蒸馏与精馏的基本原理 水蒸气蒸馏原理(4) 二组分液 - 液平衡系统具有最高临界溶解温度的系统具有最低临界溶解温度的系统 同时具有上、下临界溶解温度的系统不具有临界溶解温度的系统。(5) 二组分液 - 固平衡系统 简单低共熔系统 生成化合物的二组分系统4. 三组分系统(1) 三组分系统等边三角形表示法。(2) 三组分系统相图 三组分具有一对部分互溶的液- 液系统 三

35、组分水盐系统。精选.第 6 章 基础化学反应动力学1. 化学反应速率的定义(1) 以反应进度表示反应速率设有化学反应，其计量方程 0B B ，该化学反应的速率为：B.dd t当参与反应的物质量为 nB 时，因有 dd nB ，上式可改写为B.d1 d nBd tvB d t式中： 为反应进度； t 为时间。（ 2）恒容反应的反应速率对于恒容反应，反应系统的体积V 不随时间变化，则B 的物质量浓度为cBnB ，于是有V.dV d cBd tvB d t.1d cB定义rdtVB上式作为恒容反应的反应速率常用定义。由上式，对于反应 a A b Bl Lm M ，则有1 d cA1 dcB1 d c

36、L1 d cMrb d tl d tm d ta d t精选.式中，d cA 、dc B 分别称为反应物 A 、B 的消耗速率，也可以用 rA 、 rB 表示；dtd tdcL 、 d cM 分别称为产物 L 、M 的生成速率，也可以用 rL 、 rM 表示。在实际应用d td t中，常用dcA、d c B或d cL、dcM来表示反应的反应速率。d td td td t2. 反应速率与浓度的关系(1) 反应速率与浓度关系的经验方程对于反应a Ab Bl Lm M通过实验测出反应速率与浓度的关系为r kcA cB式中 、 分别为 A 、B 物质的反应分级数，而+= n 称反应的总级数。(2)反应

37、速率的微分形式和积分形式1)一级反应若实验确定某反应物A 的消耗速率与反应物浓度一次方成正比，则为一级反应，其微分速率方程为d cAk cAd t其积分速率方程为lnktcA,0c A一级反应的动力学特征为： 反应速率常数 k 的单位为时间 -1 ； 反应物 A的半衰期 t1/ 20.693 与初k试浓度 cA,0 无关； ln cAt 图为一条直线。精选.2) 二级反应 只有一种反应物的情况若实验确定某反应物 A的消耗速率与反应物浓度二次方成正比，则为二级反应，其微分速率方程为rAd cAkcA2d t其积分速率方程为11ktc Ac A,0 有两种反应物的情况如反应a A b Bl Lm M若实验确定某反应物 A 的消耗速率与反应物 A 和 B 各自浓度一次方成正比，则总反应为二级，其微分速率方程为d cAkcA cBd t其积分速率方程为1cB,0 cAktcA,0cB,0lncA,0 cB只有一种反应物的二级反应的动力学特征为：( ) 二级反