物理化学课程教案
物理化学课程教案
第一章热力学第一定律及其应用
§2. 1热力学概论
热力学的基本内容
热力学是研究热功转换过程所遵循的规律的科学。它包含系统变化所引起的物理量的变化或
当物理量变化时系统的变化。
热力学研究问题的基础是四个经验定律（热力学第一定律，第二定律和第三定律，还有热力学第零定律），其中热力学第三定律是实验事实的推论。这些定律是人们经过大量的实验归纳和总结出来的，具有不可争辩的事实根据，在一定程度上是绝对可靠的。
热力学的研究在解决化学研究中所遇到的实际问题时是非常重要的，在生产和科研中发挥着重要的作用。如一个系统的变化的方向和变化所能达的限度等。
热力学研究方法和局限性
研究方法：
热力学的研究方法是一种演绎推理的方法，它通过对研究的系统（所研究的对象）在转化过程中热和功的关系的分析，用热力学定律来判断该转变是否进行以及进行的程度。
特点：
首先，热力学研究的结论是绝对可靠的，它所进行推理的依据是实验总结的热力学定律，没有任何假想的成分。另外，热力学在研究问题的时，只是从系统变化过程的热功关系入手，以热力学定律作为标准，从而对系统变化过程的方向和限度做出判断。不考虑系统在转化过程中，物质微粒是什么和到底发生了什么变化。
局限性：
不能回答系统的转化和物质微粒的特性之间的关系，即不能对系统变化的具体过程和细节做出判断。只能预示过程进行的可能性，但不能解决过程的现实性，即不能预言过程的时间性问题。
§2. 2热平衡和热力学第零定律－温度的概念为了给热力学所研究的对象－系统的热冷程度确定一个严格概念，需要定义温度。
温度概念的建立以及温度的测定都是以热平衡现象为基础。一个不受外界影响的系统，最终会达到热平衡，宏观上不再变化，可以用一个状态参量来描述它。当把两个系统已达平衡的系统接触，并使它们用可以导热的壁接触，则这两个系统之间在达到热平衡时，两个系统的这一状态参量也应该相等。这个状态参量就称为温度。
那么如何确定一个系统的温度呢？热力学第零定律指出：如果两个系统分别和处于平衡的第三个系统达成热平衡，则这两个系统也彼此也处于热平衡。热力学第零定律是是确定系统温度和测定系统温度的基础，虽然它发现迟于热力学第一、二定律，但由于逻辑的关系，应排在它们的前边，所以称为热力学第零定律。
温度的科学定义是由热力学第零定律导出的，当两个系统接触时，描写系统的性质的状态函数将自动调节变化，直到两个系统都达到平衡，这就意味着两个系统有一个共同的物理性质，这个性质就是“温度”。
热力学第零定律的实质是指出了温度这个状态函数的存在，它非但给出了温度的概念，而且还为系统的温度的测定提供了依据。
§2. 3热力学的一些基本概念
系统与环境
系统：物理化学中把所研究的对象称为系统
环境：和系统有关的以外的部分称为环境。
根据系统与环境的关系，可以将系统分为三类：
（1）孤立系统：系统和环境之间无物质和能量交换者。
（2）封闭系统：系统和环境之间无物质交换，但有能量交换者。
（3） 敞开系统：系统和环境之间既有物质交换，又有能量交换
系统的性质
系统的状态可以用它的可观测的宏观性质来描述。这些性质称为系统的性质，系统的性质可以分为两类：
（1） 广度性质（或容量性质） 其数值与系统的量成正比，具有加和性，整个体系的广度性质是系统中各部分这种性质的总和。如体积，质量，热力学能等。 （2）
强度性质 其数值决定于体系自身的特性，不具有加和性。如温度，压力，密度等。
通常系统的一个广度性质除以系统中总的物质的量或质量之后得到一个强度性质。
热力学平衡态
当系统的各种性质不随时间变化时，则系统就处于热力学的平衡态，所谓热力学的平衡，应包括如下的平衡。
（1） 热平衡：系统的各部分的温度相等。 （2） 力学平衡：系统的各部分压力相等。
（3） 相平衡：当系统不上一个相时，物质在各相之间的分配达到平衡，在相的之间没有净
的物质的转移。
（4） 化学平衡：当系统中存在化学反应时，达到平衡后，系统的组成不随时间变化。
状态函数
当系统处于一定的状态时，系统中的各种性质都有确定的数值，但系统的这些性质并不都是独立的，它们之间存在着某种数学关系（状态方程）。通常，只要确定系统的少数几个性质，其它的性质就随之而这定。这样，系统体系的性质就可以表示成系统的其它的性质的函数，即系统的性质由其状态而定，所以系统的性也称为状态函数。如
()系统的状态系统的性质f =
当系统处于一定的状态时，系统的性质只决定于所处的状态，而于过去的历史无关，若外界的条件变化时，它的一系列性质也随之发生变化，系统的性质的改变时只决定于始态与终态，而与变化所经历的途径无关。这种状态函数的特性在数学上具有全微分的特性，可以按照全微分的关系来处理。
状态方程
描述系统性质关系的数学方程式称为状态方程式。
状态方程式的获得：系统的状态方程不以由热力学理论导出，必须通过实验来测定。在统计热力学中，可以通过对系统中粒子之间相互作用的情况进行某种假设，推导出状态方程。
描述一个系统的状态所需要的独立变数的数目随系统的特点而定，又随着考虑问题目的复杂程度的不同而不同。一般情况下，对于一个组成不变的均相封闭系统，需要两个独立变数可以确定系统的状态，如理想气体的状态方程可以写成
()V p f T ,=
（1）
对于由于化学变化、相变化等会引起系统或各相的组成发生变化的系统，还必须指明各相的组成或整个系统的组成，决定系统的状态所需的性质的数目就会相应增加。如对于敞开系统，系统的状态可以写成 ,,,,21n n V p 的函数。
() ,,,,21n n V p f T = （2）
过程与途径
过程：在一定的环境条件下，系统发生了一个状态变化，从一个状态变化到另一个状态，我们
称系统发生了一个热力学过程，简称过程。 途径：系统变化所经历的具体路径称为途径。
常见的变化过程有：
（1） 等温过程 系统从状态1变化到状态2，在变化过程中温度保持不变，始态温度等于终
态温度，且等于环境温度。
（2） 等压过程 系统从状态1变化到状态2，在变化过程中压力保持不变，始态压力等于终
态压力，且等于环境压力。
（3） 等容过程 系统从状态1变化到状态2，在变化过程中体积保持不变。
（4） 绝热过程 系统在变化过程中，与环境不交换热量，这个过程称为绝热过程。如系统
和环境之间有用绝热壁隔开，或变化过程太快，来不及和环境交换热量的过程，可近似看作绝热过程。
（5） 环状过程 系统从始态出发，经过一系列的变化过程，回到原来的状态称为环状过程。
系统经历此过程，所有性质的改变量都等于零。
热和功
热：热力学中，把由于系统和环境间温度的不同而在它们之间传递的能量称为热（Q ）。（符号的约定：系统吸热为正）
热（量）与系统的热冷的概念不同。
在热力学中，除热以外，系统与环境间以其它的形式传递的能量称为功（W ）（符号的规定：给系统做功为正）。
热和功不是状态函数，它的大小和过程有关，其微小量用符号“δ”表示。
有各种形式的功：体积功，电功，表面功，辐射功等。功可以分为体积功和非体积功。 各种功的微小量可以表示为环境对系统施加影响的一个强度性质与其共轭的广度性质的微变量的乘积。如功的计算式可以表示为：
()f
e W W Zdz Ydy Xdx dV p W δδδ+=+++= 外
（3）
上式中 ,,,,Z Y X p 外表示环境对系统施加的影响的强度性质，而 dz dy dx dV ,,,则表示其共轭的广度性质的微变。
热和功的单位：焦（J ）
§2.4 热力学第一定律
经过大量的实验证明：确立了能量守恒与转化定律。热力学第一定律就是包括热量在内的能量守恒与转化定律：
热力学第一定律可以表述为：自然界的一切物质都具有能量，能量有各种形式，并且可以从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中，能量的总量不变。 能常体系的总能量由下列三部分组成：
（1） 系统整体运动的能量（T ）。 （2） 系统在外力场中的位能（V ）。 （3） 热力学能（U ）。
在研究静止的系统时（T = 0），如不考虑外力场的作用（V = 0），此时系统的总能量为热力学能。系统的热力学能包括了系统中各种运动形式所具有的能量（粒子的平动能，转动能，振动能，电子能，核能……，以及分子之间的位能等）。
当系统和环境交换能量时，系统的热力学能就要发生变化 W Q U U U +=-=?12 （4） 如果系统发生了一个微小的变化，则有
W Q dU δδ+=
（5）
上边两个式子称为热力学第一定律的数学表达式。也可以用另一种文字方式表达热力学第一定律：
热力学第一定律的文字表述：要想制造一种永动机，它既不依靠外界供给能量，本身的能量也不减少，却不断地对外做功，这是不可能的。
热力学第一定律也可以表述为：第一类永动机是不可能造成的。
关于热力学能的说明： 系统的热力学能包括了系统中的各种粒子运动形式的能量，由于系统中的粒子无限可分，运动形式无穷无尽，所以系统的热力学能的数值也无法知道。 系统中热力学能的变化量可以通过变化过程中的Q 和W 来确定。 系统的热力学能是状态函数（证明）：
设：系统经途径Ⅰ从B A →，热力学能变化为ⅠU ?，经途径Ⅱ从B A →，热力学能的变化为ⅡU ?，假设热力学能不是状态函数，ⅡⅠU U ?≠?。
如果使途径Ⅱ改变方向，从A B →，则该过程的热力学能的变化为ⅡU ?-。
如系统两个变化过程组合成一个循环，A B A Ⅱ
Ⅰ
?→??→?，则经过
这个循环回到原来的状态，系统的热力学能将发生变化ⅡⅠU U ?-?，
环境同样获得能量)(ⅡⅠU U ?-?-，即能量可以生成，第一类永动相可以制成。
这个结论不符合热力学第一定律，所以只有ⅡⅠU U ?=?。
∴系统的热力学能的改变量只与始终态有关，而和路径无关，所以系统的热力学能为一状态函数。
系统的热力学能可以表示为 ),,(n P T f U =
dp p U dT T U dU T p ???? ????+???
????= （6）
如果把热力学能看作是T ，V 的函数 ),,(n V T f U = dp
V U dT T U dU T V ??? ????+??? ????=
显然 V p T U T U ??? ????≠??? ?
???
§2.5 准静态过程与可逆过程
功与过程
和热力学能不同，环境对系统所做功的量和系统变化所经历的途经有关。 以图2．2为例来说明做功的过程
dV p Adl p dl f W e e -=-=-=外δ （为外压）
系统中的气体可以由不同的过程从21V V →，过程不同，环境做功也不相同。
1．自由膨胀 0,01,==e e W p
2．外压始终维持恒定 ()122,V V p W e e --=
3．多次等外压膨胀 ()12213,'V V V p V p W e e e -?-?-=
4．无限多次的等外压膨胀
124,ln
V V nRT dV p W e e -=-=?
以上的例子说明，功和途径有关
由于W Q U -=?，所以Q 也和途径有关。
准静态过程
过程4的特点：无限多次的等压膨胀，如果每次所需要的时间为无限长，系统在膨胀的每一时刻都无限地接近于平衡，这们的过程为准静态过程，在准静态过程中，p p e =。 如果系统再经过压缩回到原来的状态
1．一次压缩 2．多次压缩
3．无限多次压缩
显然 ||||||3,'
2,''1,e e e W W W >>
从上边可以看出，无限多次的膨胀和压缩过程，如果系统在过程中没有由于摩擦引起的能量耗散的话，当整个过程结束时，系统会恢复到原状，同时不会给环境留下任何痕迹。
可逆过程（与不可逆过程）
当系统经历一个变化过程，从状态（1）变化到状态（2），如果能采取任何一种方式，使系统恢复原状的同时，环境也能恢复原状，则原来的过程[（1）→ （2）]就称为可逆过程，否则为不可逆过程。
上边的例子中发生的准静态过程在不考虑由于摩擦引起的能耗散的话，可称为可逆过程。 可逆过程做的功最大。 实际发生的接近可逆过程的例子
1．恒压下的相变过程
2．可逆电池在可逆情况下的放电过程式 3．适当安排的化学反应过程
如 ()()()KPa
p s O Ag O Ag s s 8.1374222=+=
注：
1．实际发生的过程都为不可逆过程，上边的例子只是说在一定的条件下，体系发生特定的变化过程，只要进行得无限缓慢，可以当作可逆过程处理。
2．不可逆过程并不是说体系根本无法恢复原状，而只是说体系和环境不能同时恢复原状。 可逆过程的特点： 1．
可逆过程是以无限小的变化级进行的，整个过程是由一连串非常接近于平衡态的状态所组成。
2． 在反向的过程中，用同样的手续，循着原来过程的逆过程，可以使系统和环境都恢复到原
来的状态而无任何耗散效应。
3． 在任何特定条件限定的情况下，只有可逆过程中环境做功最小，
可逆过程的特殊的重要作用：
1．可逆过程为人们求体系最大的做功能力提供了条件。 2．热力学函数的求算要通过可逆过程来完成。
§1.4 焓
定义： pV U H += （7）
焓的特点：
1．焓是系统的性质，具有能量的量纲（J ）。 2．焓的绝对值无法确定，但变化量可以确定。
3．在不做非体积功及等压的条件下，系统发生状态变化时，p Q H =?
证明：当系统在p 不变的情况下，从状态（1）→状态（2）
由热力学第一定律 )(f e p W W W W U Q +=-?= 在不做非体积功时 )(e p W W W U Q =-?=
在不做非体积功及等压的条件下 r V W Q U -=?
H
V p U V p U V V p U U W U Q e p ?=+-+=-+-=-?=)()()()(1112221212
在不做非体积功及等压容的条件下 V Q U =?∴
（8）
§2.7 热容
对封闭系统（均相且组成不变）加热时，设从环境吸进热量Q ，系统的温度从1T 升高到2T ，则
定义平均热容为
12T T Q C -=
当温度的变化很小时，则有 ()dT Q
T C drf
δ=
（9）
定义系统的摩尔热容
()()dT Q
n n T C T C drf
m δ1=
= 热容的单位: J · K -1
比热容 J ·K -1·Kg -1 摩尔热容 J · K -1·mol -1
对于纯物质，加“*”。如1mol 纯物质的摩尔热容可表示为C m *(B )，热容随过程的不同而不同。
对于组成不变的均相系统，常有两种重要的热容
dT C H T H dT Q C p p p
p p ?=??
?? ????==δ （10）
则相应的定压摩尔热容与定容摩尔热容
()()dT Q n T C dT Q n T C V
V m p p m δδ1,1,,=
= 热容是温度的函数，这种函数关系因物质，物态，温度的不同而异，根据实验常将气体的定压摩尔热容写成如下的经验式：
()()
+++=+++=--21,,2,,'''T c T b a T C cT bT a T C m p m p
式中a,b ,c,…是经验常数，由各物质的自身的性质决定。
§2.8 热力学第一定律对于理想气体的应用
dT C H T H dT Q C V V V
V V ?=??
?? ????==δ
理想气体的热力学能和焓—Gay-Lussac-Joule 实验
Gay-Lussac-Joule 实验及其结果：实验结果表明，理想气体在自由膨胀的过程中，温度不变，热力学能不变。
设： ),(V T f U =
dV
V U dT T U dU T V ??? ????+??? ????=
由Gay-Lussac-Joule 实验实验的结论 0=??? ????T V U
（11）
∴ 理想气体的内能和体积无关，只是温度的函数，
即 ()T f U = ( 对理想气体而言) 又由
dT
C U T U C V V V ?=?∴?
?? ????=
设: ()p T f H ,=
dP
P H dT T H dH T P ???
????+??? ????= 0)()(=???
?????+??? ??????? ????=????????+??? ????=??? ????T P RT P V V U P PV P U P H T T T T T
dT
C H T f H P ?=?=)( （12） ∴ 理想气体的焓只是温度的函数
又由 V V
P P T U C T H C ??? ????=??? ????= （13） 由此可知，理想气体的p V C C ,只是温度的函数
理想气体的p V C C ,之差 对于理想气体来说p
V
C C （原因） 任意系统的 p V C C ,之差 V p P V P V P T U T V P T U T U T H C C ??? ????-??? ????+??? ????=? ?? ????-??? ????=- 设: ),() ,(P T f V V T f U ==又 )],(,[P T V T f U =∴ P T V P T V V U T U T U ? ?? ??????? ????+??? ????=??? ???? 代入上式 P T V P T V P V U C C ? ?? ??????????+??? ????=- ( 适用于任何系统) 将此种关系用于理想气体 P T V P T V P V U C C ? ?? ??????????+??? ????=- （14） 对于理想气体 0 =??? ????T V U nR P nRT T P C C P V P =??=-)( 或 R C C m V m P =-,, （15） 绝热过程的功和绝热过程方程 在绝热过程中，系统和环境之间没有热量交换，根据热力学第一定律，体系做的功必然以内能的降低为代价 W dU Q δδ-=∴=0 如果功仅为体积功 PdV W =δ 即 0=+pdV dU 对理想气体而言 0=+=pdv dT C dT C dU V V ， 如果C V 为常数 )(21T T C W V -= 理想气体的绝热可逆过程方程 由 dV p dU e =- 在可逆过程中 V nRT p p e /== 0=+ dV V nRT dT C V 由 nR C C V p =- ()0=-+ ∴ dV V T C C dT C V p V V dV C C C T dT v V p -= - 令: V p C C /=γ , 且其比值假想为常数 ()?? -=-V dV T dT 1γ ()常数+--=nV nT 1γ =∴-1γTV 常数 （16） 将 nR pV T = 代入上式 =γ pV 常数 （17） 将 P nRT V =代入上式 γ γT p -1 （18） 以上三个方程是理想气体在绝热可逆过程中所遵循的方程式 理想气体的绝热过程方程和状态方程的比较 理想气体在绝热过程中做的功 1. 根据能量关系求功 ()21T T C W V -= 2. 由功的定义式 ()2 1 2 121 ]11[1V V V V V V V K dV V K pdV W ---===?? γγγ ()1112 2111211--=??????--= --γγγγV p V p V K V K 理想气体的绝热可逆过程和等温可逆过程和膨胀曲线的比较 在等温过程中, V C p C pV = = ? ?? ??-=-=??? ????V p V C V p T 2 在绝热过程中 K pV =γ ??? ??-=-=??? ? ???+V p V K V p S γγγ1 可见绝热过程中曲线下降得更快 多方过程: 在等温过程中 常数=pV 在绝热过程中 常数=γ pV 在多方过程中 常数=n pV ()γn ＜＜1 多方过程中做的功 () 212 2111T T C n V p V p W V -≠--= 绝热不可逆过程及其功的计算 理想气体的卡诺循环 卡诺循环的过程的说明: 卡诺热机的效率的求算: 1． A →B ?===2 112222V V V V n nRT pdV W Q 2． B →C ()120T T C W Q V -== 3． C →D ?===43 34 111V V V V n nRT pdV W Q 4． D →A ()210 T T C W Q V -== 卡诺热机在循环过程中所做的功 3321W W W W W +++= 34 1 122V V n nRT V V n nRT += 由理想气体的绝热过程方程 1 31122--=γγV T V T 1 41112--=γγV T V T 两式相除 43 12V V V V = 12 12121122)(V V n T T nR V V n nRT V V n nRT W -=-=∴ 热机从高温热源吸收之热 ? ===2 1 12 222V V V V n nRT pdV W Q 热机的效率 21 2121T T T T T -=-= η 可见，热机的效率只和热源的温度有关，而和工作的物质无关 同样，热机的效率也可以写成 21 2121Q Q Q Q Q +=+=η 则有 2121Q Q T T = - 或 022 11=+T Q T Q （19） 即卡诺循环的热温商之和为零 卡诺热机的倒转 §1.7 实际气体 焦尔—汤姆逊效应 焦—汤实验（节流膨胀过程）及结果：在焦汤实验中，有的气体的温度上升，有的 气体的温度下降。 由焦—汤实验得到的结论:实验气体的热力学能不但是温度的函数，而且是体积或压力的函数。 设：在P 1及T 1时一定量的气体的体积为V 1， 经过节流膨胀以后，体积为V 2，温度为T 2，压力为P 2。在节流膨胀的过程中，环境对体系做功为P 1V 1，体系对环境做功为P 2V 2。 环境所做的净功 )(112V p V p W --= 由于节流膨胀为绝热过程 0=Q 由热力学第一定律 11212V p V p U U U +-=-=? 则有 111222U p U V p U +=+ 即 21H H = （节流膨胀为恒焓过程） 焦—汤系数及对气体节流过程的分析 定义 H p T ? ??? ????=μ （20） 从此定义可知，如节流膨胀中，温度降低，则μ为正值；温度上升，μ为负值，一般气体在常温时的焦汤系数为正值，温度很低时，μ为负值，但H 2和H e 在常温时μ为负值， 焦汤系数及气体的转化曲线的测定 对气体来说 ),(p T f H = 节流膨胀后 dp p H dT T H dH T p ? ??? ????+??? ????= 0=dH ()p T T p T H C p PV p U T H p H p T ??????????????????+???? ????-=??? ???????? ????-=???? ????=μ ()p T p T C p pV C p U ????????- ???? ????-= 对理想气体来说 ()00=∴=????????=? ??? ????μT p p pV p U 对于实际气体，由于实际气体分子之间的吸引力，恒温下膨胀时()0dp ＜，内能增大(0>dU ) ， 所以0 ???p p U 。即第一项为正值。第二项的符号，取决于()T p pV ? ???????，在压力不大时，由实验的 结论可知()0 ?????T p pV ，使第二项总的为正值，此时0>μ，节流膨胀时，温度降低。 在压力较大时，()0>??? ?????T p pV ，使第二项为负值，可知使μ为负值，节流膨胀时，温度升高。 实际气体的ΔH 和ΔU 实际气体的 T p U ? ??? ????及T V U ??? ????的测定 T V U ??? ????为内压力P 内 由于 dV V U dT C dU T V ??? ????+= 利用范德华气体状态方程，后边将证明 2 m T V a V U p =??? ????=内 dV V a dT C dU m V 2+=∴ 在等温的条件下，实际气体发生了一个变化过程 ???? ??-==??2,1,21121m m V V m m V V a dV V a U ()()m m m m m m pV V V a pV U H ?+???? ??-=?=?=?2,1,11 §2. 11热化学 热化学：研究化学反应的热效应及其测定的科学称为热化学。 热化学研究的意义:首先热化学的研究具有实际的意义，例如反应热和多少，与实际生产中的机械设备，热交换及经济效益密切相关：另一方面，反应热的数据，在么应平衡常数的计算和其它热力学数据的测定等是非常有用的。其次，热力学的研究有其理论的意义，因为系统的吸的热量的准确测定需要不断改进测定方法，提高设备仪器的测量精度，这些都是物理化学工作者的重要的任务。 化学反应的热效应——等压热效应和等容热效应 系统发生了化学反应之后，使系统的温度回到反应前的温度，在这个过程中系统吸收的热称为该反应的热效应。 化学反应的热效应分为等压热效应和等容热效应),(V p Q Q 。 等压热效应和等容热效应之间的关系 设:某反应经等压和等容两个途径生成反应产物, 如图所示: 由于H 为状态函数, ⅢⅡr Ⅰp H H H Q ?+?=?= Ⅲr H p p V U ?+-+?=)(1211 在压力不大的情况下，产物中的气体可看作理想气体，它的焓只是温度的函数，这部分的焓变为零。对凝聚相，体积的变化随压力的变化很小，亦可似为零，所以0=?ⅢH 。 对)(121p p V -项来说，对于凝聚相，反应的前后变化不大，可视为零，反应前的压力的变化可以认为是气体的物质的量的变化引起 即 nRT p p V ?≈-)(121 上式可以写成 nRT U H r r ?+?=? 或 nRT Q Q V p ?== （21） 反应进度（ξ ） 在讨论化学反应的热效应的时候，需要引入反应进度（ξ ）的概念， 对于任意的化学反应 ν D D +ν E E +…… → ν F F + ν G G …… t=0, ξ=0 n D 0 n E 0 n F 0 n G t=0, ξ=ξ n D n D n D n D 定义: 反应进度 B B B n t n νξ0)(-= （22） 或 B B dn d νξ= 用反应进度表示反应的程度，好处是用任何物质表示反应进展的程度，其数值都相同。 =?=?=?=?=G G F F E E D D n n n n ννννξ ξ的量纲为mol ，当反应按反应的计量式发生了一个单元的反应时，称为进行了1 mol 的反应。 一个反应的摩尔焓变指按反应方程进行了1 mol 的反应而引起反应系统的焓变，记为m r H ? B r B r m r n H H H ??= ?= ?νξ （23） m r H ?为按反应式发生1mol 的化学反应的热效应，其含义是处于标准态的反应物按反应式完全反应生成处于标准态的产物过程中体系所吸收的热 热化学方程式 表示化学反应与热效应之间关系的方程式称为热化学方程式。 因为反应的热效应与反应体系的状态有关，所以在书写热化学方程式时，应注明物态，组成以，压力，温度等（不注明温度，压力时，就意指298 K ，101.325 KPa ） 标准状态的规定 为了方便地进行热化学的计算,常选用某一状态为标准状态, 规定如下:” 1. 对于液体和纯固体, 规定101.325 KPa 和温度 T 时的状态为标准态, 用“θ” 表示, 如 表示标准压力为P θ=101.325 KPa , 标准状态下的摩尔体积为V m θ. 2. 对于气体, 规定纯气体在压力为101.325 KPa , 具有理想气体性质的那种假想的状态为标准状态. 3. 任何温度时均可以有准标状态, 不特别指明时为298.15 K,通常用“T ”表示. 4. 参加反应的各有关物质都处于标准状态下的焓变称为标准焓变, 它的定义可以用如下的反应说明.。反应 ()()() ()1 228.512298,2,,-?-==?=+mol kJ T H p g HI p g I p g H m r θθ θθ 此式的含义: …… §2.12 Hess 定律 Hess 定律：一个反应不管是一步完成的，还是几步完成的，其热效应都相同。 Hess 定律是热力不第一定律在研究化学反应的热效应时的应用，因为对一个化学反应来说，不管在等压或等容（包括反应过程不做非体积功）的条件下进行，其反应过程的等容热效应等于系统在该过程的热力学能的变化值，在等压的条件下进行时，其反应过程的等压热效应等于系统在该过程的焓的变化值，由于它们都是状态函数，自然其改变量只和始终态有关，和经历的途径无关。 赫斯定律的说明及举例 赫斯定律的应用 §2.13 几种热效应 等温等压化学反应的摩尔热效应m r H ?等于生成物的焓之和与反应物和焓之和的差，为了有 效地利用实验数据，方便地计算反应过程的焓变，以基于物质的焓的绝对值无法知道的事实，人 们用了一种相对的办法计算m r H ?。 标准摩尔生成焓 标准摩尔生成焓： 规定：在标准压力P θ及反应的温度下，由最稳定单质生成1mol 化合物的反应的热效应称为该 化合物的标准摩尔生成焓Θ ?m f H 。 最稳定单质的定义： 由以上的规定，可知最稳定单质的生成焓为零。 利用赫斯定律，可以求得那些不能由稳定单质直接生成的化合物的生成焓。 由化合物的生成焓计算反应的焓变m r H ?。 ) (B H H m f B B m r θθν?=?∑ 自键焓估算反应焓变 化学反应的过程实质上是旧键的拆散和新键的生成的过程, 各种化学键的能量各不相同, 这便是化学反应具有热效应的根本原因。 热化学中的键焓和键能的含义不同。 自键焓估计反应热 （24） 例： 标准摩尔离子生成焓 为了能够计算有离子参加的反应的反应热，需要定义离子的生成焓。 由于正负离子总是在一起的，我们无法得到某一种单独的离子，为了能够利用可以测定的反 应热的数值确定离子的生成焓，规定无限稀释时的氢离子的生成焓 ),(aq H m f ∞?Θ 为零。这样，实际上，一种离子的生成焓就是在规定的条件下由稳定单质生1 mol 这种离子反应过程的热效应。 ()()aq Cl aq H HCl m r H O H ∞+∞???→?-+?Θ ,2 则有 ,(),,(),,()(HCI H aq CI H aq H H T H m f m f m f m Sol ∞ ?-∞?+∞?=?-+θ θθθ 按规定 0),,(=∞?+ aq H H m f θ ()g HCI H K H aq CI H m f m Sol m f ,)298(),,(θ θθ?+?=∞?∴- 1 1 144.16730.9214.75---?-=?-?-=mol kJ mol kJ mol kJ 这样就可以求出各种离子的生成焓 标准摩尔燃烧焓（θm c H ?） 有机化合物的燃烧焓指1 mol 的有机化合物在P θ时完全燃烧时吸收的热量 完全燃烧的含义： C → CO 2(g) H 2 → H 2O (l) S → SO 2(g) N → N 2(g) Cl → HCI (aq) 利用燃烧热数据计算反应热 ) (B H H m C B B m r θ θν?-=?∑ （25） 利用燃烧热数据也可以求出一些化合物的生成焓 溶解热与稀释热 ()()()B H H P H R H m C B B B m C B B m C B m r θ θ θ θν?=?-?=?∴∑∑∑产物 反应物 ()) (产物反应物∑∑-=?∴B B B B m r H εεθ 将物质溶于溶剂之中形成溶液或溶液的浓度在变化时都会有热效应，即溶解热与稀释热。 1．溶解热 一定量的溶质溶于一定量的溶剂之中的热效应称为溶解热。 积分溶解热：一定量的物质（每mol ），溶于一定量的溶剂之中，形成一定浓度的溶液，此过程吸收的热量称为积分溶解热。 微分溶解热：在给定浓度的溶液中，加入2dn mol 的溶质，该过程吸收热δQ,而 12,,2n p T n Q ? ??? ???δ为 该物质在该浓度下的微分溶解热。 3. 稀释热 把一定量的溶剂加入到一定量的溶液之中，此过程吸收的热量称为积分稀释热。 微分稀释热是在一定浓度的溶液中，加入1dn mol 摩尔的溶剂，热效应为δQ ，而2,,1n p T n Q ? ??? ???δ为 微分稀释热。 §2.14 反应热与温度的关系 — Kirchhoff 定理 如已知和反应有关的物质在298K 时的热力学数据，则在温度在T 时的反应的焓变可以用下式求算： ()T H m r θ? = ()K H m r 298θ? + ()?∑??? ??298 ,T B m p B dT B C R +()?∑??? ??T B m p B dT B C P 298, = ()K H m r 298θ? -- ()?∑??? ??T B m p B dT B C R 298, +()?∑??? ??T B m p B dT B C P 298, = ()K H m r 298θ?+()()dT B C R B C P B m p B T B m p B ??? ??-??? ??∑?∑,298, 令:p r C ?为产物的热容与反应物的热容之差. ()T H m r θ ? = ()K H m r 298θ ? + dT C p T r ??298 p r p m r C T H ?=???? ?????θ +?+?+?=?2 cT bT a C p r （25） 上面这两个式子称为基尔霍夫定律,在具体计算时可以利用定积分进行计算, 也可以 利用不定积分进行计算。 利用定积分计算，如积分的上下限温度确定，则可以求得一个特定温度下反应的过程的焓变。如积分的上限为T ，则可求得反应的焓变与温度的函数关系式。 利物不定积分进行计算，可以求得反应过程的摩尔焓变与温度的函数关系式。 §2.15 绝热反应—非等温反应 如果在反应的过程中, 系统放出的热量来不及散失, 此时体系的温度将会升高, 也可以将此过程近似看作绝热反应过程(如剧烈的燃烧反应就可以看作如此) 绝热反应系统的最终温度可以计算如下: 21)298(H H H H m r ?+?+?=?θ )298(0θ m r H ?= + dT B C R m p T B B )(,,298 1 ? ∑+ dT B C P m p T B B )(,,2982 1 ?∑ 此式为一方程, 解此方程可以求出T 2。 。 §2.16 热力学第一定律的微观诠释 热力学能 在组成不变的封闭系统中，若状态发生了微小的变化，则热力学能 W Q dU δδ+= 假定组成系统的粒子（它可以是分子或原子）彼此之间的势能很小，可以忽略不计。这种系统就称为近独立子系统。设粒子的总数为N ，分布在不同的能级上，并设在能级i ε上的粒子为i n ，则有 ∑=i i n N i i i n U ε∑= （27） 对上式微分，得 i i i i i i dn d n dU εε∑∑+= （28） 式中等号右方第一项i i i i d n ε∑是保持各能给上的粒子数不变，由于能级的改变所引起的热力学能的 变化；第二项dn i i ε∑是能级不变，而能级上的粒子数发生改变所引起的热力学能的变化值。对于组成不变的封闭系统，热力学能的改变只能是由于系统和环境之间发生了以热和功的形式进行了能量的交换。和热力学第一定律的数学表达式相比，显然上式的右方的两项必然分别与热和功相联系。这就是热力学能改变的本质。 功 功不是热力学函数，它属于力学性质。如果有力作用到系统的边界上，则边界的坐标就要改 变，例如在X 的方向上发生了dx 的位移，作用为i f 力时，言所做的功为：i i i dx f W -=δ，总的功则为 i i i i dx f W ∑-=δ 由于对系统做了功（或系统对搞外力而做功），系统的能量就要变化。在一般的情况下，粒子的能量是坐标()n x x x ,,.,21 的函数，即 ()n i i x x x ,,.,21 εε= 在经典力学中，粒子的平动能可表示为 ()22221 z y x m i i ++=ε 如果坐标改变，i ε也将变化 i i i i i dx x d ∑??=ε ε 根据物理学的知识，i i i x f δδε-=，故能量梯度的负值 ???? ????-i i x ε就是力，即 i i i x f ??-=ε 所以，当外参量改变时，对分布在各能级上的i n 个粒子所做的总功为 i i i i i i i i i i i i i i d n dx x n dx f n W εεδ∑∑∑=??=-= （29） 这表示功来源于能级的改变（升高或降低）、但各能级上粒子数不变而引起的能量的变化，它相应于中的第一项。 热 公式 i i i i i i dn d n dU εε∑∑+=中等号右边第一项代表功，则第二项必然代表热，即 i i i dn Q εδ∑ = （30） 热是由于粒子在能级上重新分布引起的热力学能的改变。当系统吸热时，高能级上分布的粒子数增加，低能级上的粒子数减少。当系统放热时，高能级上分布的粒子数减少，低能级上分布的粒子数增加，粒子数在能级上分布的改变在宏观上表现为吸热或热热。 热容—能量均分原理 由恒容热容的定义： V V T U C ? ?? ????= 分子的热力学能包括了它内部的能量的总和，其中包括平动，转动，振动，以及电子和核运 动的能量。 +++++=n e v r t εεεεεε （31） 相应的V C 也是各种运动方式对热容的贡献的和。 由于电子和核的能级间隔大，在通常的温度下，它们都处于基态，并且难以引起跃迁。故在常温下和温度无关，对V C 没有贡献，所以在上式中可以略去不予考虑。对于单原子分子，其热容只是平动运动的贡献。 单原子分子可以看作是刚性的球，它的平动在直角坐标系上，可分解为z y x ,,三个方向的运动，因此分子在x 方向的平动能的平均值x E 为 2 21x x v m E = （32） 式中2 x v 代表x 方向的速度平方的平均值。 根据气体分子运动论以及Maxwell 的速度分布公式，可知 m kT v x = 2 kT v m E x x 21212 == 同理可得 kT E E z y 21 = = 一个分子的总平动能 kT t 23=ε （33） 在上式中，分子的平动能共由三个平方项所组成。每个平方项对能量的贡献都是kT 21，如果把每 个平方项叫做一个自由度，则能量是均匀分布在每一个平方项上，这就是能量均分原理。与此相 对应的是，在平动运动时，每一个平方项对热容的贡献为k 21。 对于1mol 气体来说，相应的 R C m V 23,= （34） 对于双原子分子来说，它的平动实质上是质心的运动，所以它的平动能以及平动对热容的贡献和单原子分子是一样的。 双原子分子除了整体的平动以外，还有转动和振动，由于振动能级间隔比较大，一般在常温下，其振动状态不会发生变化，对能级的贡献可以略去不计。双原子分子的转动，可以把它看成一个 哑铃。分子绕一轴发生转动时的动能是2 21ωI ，I 是转动惯量，ω是角速度，双原子的分子的转动 的方式数为2，有两个平方项，对热容的贡献为k 。所以双原子分子的热容为 R C m V 25,=。 在比较高的温度时，还要考虑振动对热容的贡献。由于每一个振动有两个平动项，所以对双 原子分子来说，只有一个振动方式，振动对热容的贡献为k ，所以双原子分子在高温时的热容为2/7,R C m V =。 经典的能量均分原理的缺点是不能说明m V C ,与温度的关系，m V C ,与T 的关系只能由量子理论来解释。 §2.17 由热力学第零定律导出温度的概念 根据热力学第零定律，互为热平衡的系统必定拥有一个共同的物理性质（或状态函数），表征这个物理性质的量是温度。 假定A ，B ，C 三个系统都有是一定质量的单组分物体（如气体），都可以用V p ,两个独立变量来描述它们的状态。当A 和B 处于热平衡时，描述它们的状态函数A A V p ,和B B V p ,就不可能是完全独立的，而受一定的函数关系的所制约，待它们达到新的热平衡后，则有 ()0,,,=B B A A AB V p V p F （35） 同理，若A 与C 达到热平衡，同样受到制约，即应有 ()0,,,=C C A A Ac V p V p F （36） 根据热力学第零定律，当A 和B 达到平衡，A 和C 达到平衡时，则B 和C 也达到热平衡（这里A 就相当于前文所述的第三者），即有 ()0,,,=C C B B Bc V p V p F （37） 也就是说，在上边的三个公式中，只有两个是独立的。 在式（35）和式（36）中，都含有A p ，可以将它们写成另一种形式，即 ()B B A AB A V p V p ,,Φ= （38） ()C C A Ac A V p V p ,,Φ= （39） 由此可得 ()()B B A AB C C A Ac V p V V p V ,,,,Φ=Φ （40） 式（38）来源于式（35）和式（36），所以它和式（37）一样也代表B 和C 的热平衡条件。换言之，式（37）和式（38）是相当的，但在式（37）中不含有A V ，故（38）式中等式双方的A V 应可以消去。因此，式（38）中的双方应具有如下的形式（即变数可以分离，然后才能从等式中消去），故式（38）的双方可分别写成如下的形式 ()()()[]C B B A A AB V p f V g V ,++ψ=Φ （41） （42） 所以有 ()()C B B C C C V p f V p f ,,= （43） 将式（40）代入代科（37）中，有 ()()()[]C C C A A AC A V p f V g V p ,++ψ=Φ= 移项后得 ()()() C C C A A A V p f V g V p ,=??????ψ- 等式的左边仅含有A A V p ,，故可以用另一个函数()A A A V p f ,表示，再根据式（43），由此求得 ()()()A A A C B B C C C V p f V p f V p f ,,,== （44） 也就是说当系统A ，B 和C 互为热平衡时，它们必有一个状态函数是相等的，这个状态函数就定义为温度。推而广之，一切互为热平衡的系统都具有相同的温度。至于由式（44）所代表的函数的数值是多少，暂时还不知道。但我们可以选择一个物体的某种性质作为标准，赋予它一定的数值，这就是如何选定温标的问题。 ()()()[]C C C A A AC V p f V g V ,++ψ=Φ 《物理化学》课程教学大纲 参考书：天津大学主编，《物理化学》高等教育出版社，2010年5月第五版 王岩主编，《物理化学学指导》，大连海事大学出版社，2006年6月 于春玲主编，《物理化学解题指导》。大连理工大学出版社，2011年11月 开课单位：轻工与化学工程学院基础化学教学中心 简介： 物理化学课程是化工类专业重要理论基础课，其内容主要包括：化学热力学、统计热力学、化学动力学三大部分。其先行课要求学生学习高等数学、大学物理、无机化学、分析化学、有机化学。 物理化学是从化学变化和物理变化联系入手，采用数学的手段研究化学变化的规律的一门科学。研究方法多采取理想化方法，集抽象思维和形象思维，其实验是采用物理实验的方法。 化学热力学采用经典的热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律，从宏观上研究化学变化过程的规律，通过理论计算来判断化学反应的方向和限度（化学平的衡位置）、以及平衡状态时系统的相变化、界面变化、电化学变化、胶体化学变化的规律，同时，研究影响这些变化规律的因素（如：温度、压力、浓度、组成等等）。 统计热力学则从微观上，用统计学的方法，研究化学反应的变化规律。试图通过理论的计算热力学的状态函数。 化学动力学研究化学反应的速率和机理，以及影响化学反应速率的条件（如：温度、压力、浓度、组成、催化剂等等）。通过化学反应的条件控制化学反应的进行，通过化学反应机理的研究，确定化学反应的速率方程。 第一章气体的pVT性质 考核内容： 一、理想气体的状态方程 二、理想气体混合物 三、气体的液化及临界参数 四、真实气体状态方程 五．对应状态原理及普遍化压缩因子图 第二章热力学第一定律 考核内容： 一、热力学基本概念 二、热力学第一定律 三、恒容热、恒压热，焓 四、热容，恒容变温过程、恒压变温过程1．热容 《物理化学》课程标准 (116学时) 一、课程概述 （一）课程性质 物理化学是整个化学科学和化学工艺学的理论基础。该课程对后续专业及工程应用都有深远的影响。通过对物理化学课程的学习，要求学生掌握物理化学的基本知识，加强对自然现象本质的认识，并作为其它与化学有关的技术科学的发展基础，培养获得知识并用来解决实际问题的能力。 （二）课程基本理念 本课程为学生所学化学基础理论知识的综合深化和今后专业理论知识基础，一般在五年制高职三年级第一、第二学期开设，此时学生已具备一定的数学和化学理论知识基础，通过本课程的学习，培养学生严密的逻辑思维和科学的学习、研究态度，提高学生分析问题、解决问题的能力。 （三）课程框架结构、学分和学时分配、对学生选课的建议 本课程以理论教学为主，各教学章节既有独立性，又有关联性，着重理论知识对化工生产工艺过程的可能、可行性研究，强调在实际生产过程中发现问题、分析问题、解决问题能力的培养。 二、课程目标 （一）知识目标 1、初步掌握热力学研究方法的特点,理解热力学基本原理,并运用热学基本原理和方法处理气体、溶液、相平衡、电化学等方面的一些基本问题； 2、理解化学现象与电现象的联系及与热力学的关系，基本掌握可逆电池热力学的基本原理； 3、了解动力学方法的特点，初步掌握化学动力学的基本内容，浓度、温度等因素对化学反应速率的影响。了解反应速率理论和催化作用的特征，初步掌握链反应、光化学反应； 4、初步掌握表面现象和胶体分散体系的基本特性，并运用热力学及有关理论来讨论某些性质。 （二）能力目标 1、进一步加深对先行课内容的理解； 2、了解物化的最新成就，培养学生运用物化的基本原理、手段和方法去分析问题和解决问题的能力； 3、观察实验现象，能正确操作并读取数据、检查判断，正确书写实验报告和分析实验结果。 （三）素质教学目标 1、具有勤奋学习的态度，严谨求实、创新的工作作风； 2、具有良好的心理素质和职业道德素质； 3、具有高度责任心和良好的团队合作精神； 4、具有一定的科学思维方式和判断分析问题的能力。 三、课程内容 （一）绪论 教学内容：物理化学的内容和任务、形成、发展和前景、研究方法，怎样学习物理化学，物理化学与教学、生产和科学研究的关系。 教学重点：物理化学的学习方法；物理化学的研究方法。 教学难点: 物理化学的研究方法。 （二）气体 教学内容：气体状态方程、理想气体的宏观定义及微观模型，分压、分体积概念及计算，真实气体与理想气体的偏差、临界现象，真实气体方程。 教学重点：理想气体状态方程；理想气体的宏观定义及微观模型；分压、分体积概念及计算。 教学难点：理想气体状态方程的应用；分压、分体积概念在计算中的应用。 （三）热力学第一定律 教学内容：体系与环境、状态、过程与状态函数等基本概念，内能、焓、热和功的概念，内能与焓的变化值同恒容热与恒压热之间的关系，可逆过程与最大功。生成焓、燃烧热，盖斯定律和基尔霍夫定律。 教学重点：内能、焓、热和功的概念；生成焓、燃烧热、盖斯定律和基尔霍夫定律应用。 教学难点: 内能与焓的变化值同恒容热与恒压热之间的关系；可逆过程与最大功；生成焓、燃烧热、盖斯定律和基尔霍夫定律应用。 （四）热力学第二定律 教学内容：自发过程的共同特征，热力学第二定律，状态函数（S）和吉氏函数（G），熵变和吉氏函数差，熵判据和吉氏函数判据。 教学重点：热力学第二定律。 物理化学课程教案2019 第一章热力学第一定律及其应用 §2. 1热力学概论 热力学的基本内容 热力学是研究热功转换过程所遵循的规律的科学。它包含系统变化所引起的物理量的变化或当物理量变化时系统的变化。 热力学研究问题的基础是四个经验定律（热力学第一定律，第二定律和第三定律，还有热力学第零定律），其中热力学第三定律是实验事实的推论。这些定律是人们经过大量的实验归纳和总结出来的，具有不可争辩的事实根据，在一定程度上是绝对可靠的。 热力学的研究在解决化学研究中所遇到的实际问题时是非常重要的，在生产和科研中发挥着重要的作用。如一个系统的变化的方向和变化所能达的限度等。 热力学研究方法和局限性 研究方法： 热力学的研究方法是一种演绎推理的方法，它通过对研究的系统（所研究的对象）在转化过程中热和功的关系的分析，用热力学定律来判断该转变是否进行以及进行的程度。 特点： 首先，热力学研究的结论是绝对可靠的，它所进行推理的依据是实验总结的热力学定律，没有任何假想的成分。另外，热力学在研究问题的时，只是从系统变化过程的热功关系入手，以热力学定律作为标准，从而对系统变化过程的方向和限度做出判断。不考虑系统在转化过程中，物质微粒是什么和到底发生了什么变化。 局限性： 不能回答系统的转化和物质微粒的特性之间的关系，即不能对系统变化的具体过程和细节做出判断。只能预示过程进行的可能性，但不能解决过程的现实性，即不能预言过程的时间性问题。 §2. 2热平衡和热力学第零定律－温度的概念 为了给热力学所研究的对象－系统的热冷程度确定一个严格概念，需要定义温度。 温度概念的建立以及温度的测定都是以热平衡现象为基础。一个不受外界影响的系统，最终会达到热平衡，宏观上不再变化，可以用一个状态参量来描述它。当把两个系统已达平衡的系统接触，并使它们用可以导热的壁接触，则这两个系统之间在达到热平衡时，两个系统的这一状态参量也应该相等。这个状态参量就称为温度。 那么如何确定一个系统的温度呢？热力学第零定律指出：如果两个系统分别和处于平衡的第三个系统达成热平衡，则这两个系统也彼此也处于热平衡。热力学第零定律是是确定系统温度和测定系统温度的基础，虽然它发现迟于热力学第一、二定律，但由于逻辑的关系，应排在它们的前边，所以称为热力学第零定律。 温度的科学定义是由热力学第零定律导出的，当两个系统接触时，描写系统的性质的状态函数将自动调节变化，直到两个系统都达到平衡，这就意味着两个系统有一个共同的物理性质，这个性质就是“温度”。 热力学第零定律的实质是指出了温度这个状态函数的存在，它非但给出了温度的概念，而且还为系统的温度的测定提供了依据。 §2. 3热力学的一些基本概念 系统与环境 系统：物理化学中把所研究的对象称为系统 环境：和系统有关的以外的部分称为环境。 根据系统与环境的关系，可以将系统分为三类： 大连海事大学硕士研究生入学考试大纲 考试科目：物理化学 试卷满分及考试时间：试卷满分为150分，考试时间为180分钟。 试卷内容结构：基础知识30％，基础知识运用60%，综合运用10％. 考试内容 一、物质的pVT 关系和热性质：1. pVT 关系和热性质。2.系统、环境、状态、平衡态、状态函数、强度性质、广延性质等基本概念，以及反映物质pVT 关系的状态方程。3.功、热、热力学能、焓等的定义和相互关系，Q U V =?、Q H p =?的适用条件和应用及热力学标准状态的概念和意义。4.标准摩尔定容热容、标准摩尔定压热容、标准摩尔相变焓、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓和标准熵等各类热性质的定义和应用。5.一些热性质数据的实验测定原理和方法。 二、热力学定律和热力学基本方程：1.热力学第二定律的建立过程以及由热力学第二定律演绎得出的三个结论，即热力学温标、存在状态函数熵以及熵增原理。2.克劳修斯不等式和过程可逆性判据或不可逆程度的度量。引入亥姆霍兹函数和吉布斯函数的意义。3.热力学基本方程及由之得出的各偏导数。4.pVT 变化中热力学函数变化的计算原理和方法。5.相变化中热力学函数变化的计算原理和方法。6.热力学第三定律的建立过程和标准熵的含义。7.化学变化中热力学函数变化的计算原理和方法。8.可逆性判据与平衡判据的联系和区别。9.克拉佩龙–克劳修斯方程的推导和应用。10.能量有效利用的概念。 三、多组分系统的热力学，逸度和活度：1.偏摩尔量的定义与物理意义，集合公式和吉布斯–杜亥姆方程。2.化学势的定义。组成可变的均相多组分系统和多相多组分系统的热力学基本方程。3.用化学势表达的适用于相变化和化学变化的平衡判据。系统处于平衡时，所应满足的热平衡条件、力平衡条件、相平衡条件和化学平衡条件。4.相律的推导、内含及其应用。5.逸度和逸度参考状态的概念，用逸度表示的混合物中组分的化学势。6. 理想混合物和理想稀溶液的概念。拉乌尔定律、亨利定律及其应用。7.活度及选取活度参考状态，以活度 物理化学课程教案 第一章热力学第一定律及其应用 §2. 1热力学概论 热力学的基本内容 热力学是研究热功转换过程所遵循的规律的科学。它包含系统变化所引起的物理量的变化或当物理量变化时系统的变化。 热力学研究问题的基础是四个经验定律（热力学第一定律，第二定律和第三定律，还有热力学第零定律），其中热力学第三定律是实验事实的推论。这些定律是人们经过大量的实验归纳和总结出来的，具有不可争辩的事实根据，在一定程度上是绝对可靠的。 热力学的研究在解决化学研究中所遇到的实际问题时是非常重要的，在生产和科研中发挥着重要的作用。如一个系统的变化的方向和变化所能达的限度等。 热力学研究方法和局限性 研究方法： 热力学的研究方法是一种演绎推理的方法，它通过对研究的系统（所研究的对象）在转化过程中热和功的关系的分析，用热力学定律来判断该转变是否进行以及进行的程度。 特点： 首先，热力学研究的结论是绝对可靠的，它所进行推理的依据是实验总结的热力学定律，没有任何假想的成分。另外，热力学在研究问题的时，只是从系统变化过程的热功关系入手，以热力学定律作为标准，从而对系统变化过程的方向和限度做出判断。不考虑系统在转化过程中，物质微粒是什么和到底发生了什么变化。 局限性： 不能回答系统的转化和物质微粒的特性之间的关系，即不能对系统变化的具体过程和细节做出判断。只能预示过程进行的可能性，但不能解决过程的现实性，即不能预言过程的时间性问题。 §2. 2热平衡和热力学第零定律－温度的概念 为了给热力学所研究的对象－系统的热冷程度确定一个严格概念，需要定义温度。 温度概念的建立以及温度的测定都是以热平衡现象为基础。一个不受外界影响的系统，最终会达到热平衡，宏观上不再变化，可以用一个状态参量来描述它。当把两个系统已达平衡的系统接触，并使它们用可以导热的壁接触，则这两个系统之间在达到热平衡时，两个系统的这一状态参量也应该相等。这个状态参量就称为温度。 那么如何确定一个系统的温度呢？热力学第零定律指出：如果两个系统分别和处于平衡的第三个系统达成热平衡，则这两个系统也彼此也处于热平衡。热力学第零定律是是确定系统温度和测定系统温度的基础，虽然它发现迟于热力学第一、二定律，但由于逻辑的关系，应排在它们的前边，所以称为热力学第零定律。 温度的科学定义是由热力学第零定律导出的，当两个系统接触时，描写系统的性质的状态函数将自动调节变化，直到两个系统都达到平衡，这就意味着两个系统有一个共同的物理性质，这个性质就是“温度”。 热力学第零定律的实质是指出了温度这个状态函数的存在，它非但给出了温度的概念，而且还为系统的温度的测定提供了依据。 §2. 3热力学的一些基本概念 系统与环境 系统：物理化学中把所研究的对象称为系统 环境：和系统有关的以外的部分称为环境。 根据系统与环境的关系，可以将系统分为三类： （1）孤立系统：系统和环境之间无物质和能量交换者。 （2）封闭系统：系统和环境之间无物质交换，但有能量交换者。 （3）敞开系统：系统和环境之间既有物质交换，又有能量交换 系统的性质 系统的状态可以用它的可观测的宏观性质来描述。这些性质称为系统的性质，系统的性质可以分为两类：（1）广度性质（或容量性质）其数值与系统的量成正比，具有加和性，整个体系的广度性质是系统中各部分这种性质的总和。如体积，质量，热力学能等。 （2）强度性质其数值决定于体系自身的特性，不具有加和性。如温度，压力，密度等。 浅谈如何学习物理化学 物理化学是研究化学运动(物质的原子、分子之间重新排列和反应变化等运动形式)普遍规律的科学，是化学学科理论的一部分，是应用物理学原理与方法，研究有关物质的物理变化与化学运动普遍规律的一门科学，也可以说，物理化学是从物质的物理现象与化学现象的联系入手，来探讨化学基本规律的一门科学，是整个化学科学与化学艺学的理论指导，又叫理论化学，又是物理学与化学最早相互渗透的一门边缘学科，实验手段上采用物理学的方法。 物理化学的学习方法不同于无机、有机化学，不单是只用化学反应方程式，而是主要用状态函数来描述反应物系的物理变化和化学变化。物理化学中有多少状态函数呢？可以用一句英文表示一下: Good Physicists Have Studied Under Very Fine Teacher 一共有G 、P 、H 、S 、U 、V 、F 、T 八个状态函数，这八个状态函数之间相互联系紧密，搞懂它们之间的关系对学好物理化学是很必要的。比如:热力学里的第一第二定律可以推出 T d S =d U +p d ① 此试不久包含能量守恒与转化的第一定律，而且也包含了由热力学第二定律所导出的另一状态函数熵S ，公式①将热力学中两个重要的状态函数联系起来了。同时，如果继续往下推导就可以得出： 1=+p dS dU dV T T ② 而从②式就可以导出温度T 的宏观定义公式: U =()V T S ?? ③ 总之,物理化学的公式虽然多,但无非就是那么几个主要的定律,几条主要公式,而从那几条公式可以推导衍生出很多其他的公式,我们在学习时要学会这种推导的能力。 要学好物理化学首先得听好每堂课。听课是学习过程的核心环节，是学习和掌握知识的主要途径。而课堂上能不能掌握好所学的知识，是决定学习效果的关键。功在课堂，利在课后，如果在课堂上能基本掌握所教的知识，课后复习和做作业都不会有什么困难；但如果上课不注意听讲，当堂没听懂，在课堂上几分钟就能解决的问题，课后可能要花费几倍的时间才能补上。所以，学生在课堂上集中精力听好每一堂课，是学好物理化学 物理化学课程教案 第一章热力学第一定律及其应用 §2. 1热力学概论 热力学的基本内容 热力学是研究热功转换过程所遵循的规律的科学。它包含系统变化所引起的物理量的变化或当物理量变化时系统的变化。 热力学研究问题的基础是四个经验定律（热力学第一定律，第二定律和第三定律，还有热力学第零定律），其中热力学第三定律是实验事实的推论。这些定律是人们经过大量的实验归纳和总结出来的，具有不可争辩的事实根据，在一定程度上是绝对可靠的。 热力学的研究在解决化学研究中所遇到的实际问题时是非常重要的，在生产和科研中发挥着重要的作用。如一个系统的变化的方向和变化所能达的限度等。 热力学研究方法和局限性 研究方法： 热力学的研究方法是一种演绎推理的方法，它通过对研究的系统（所研究的对象）在转化过程中热和功的关系的分析，用热力学定律来判断该转变是否进行以及进行的程度。 特点： 首先，热力学研究的结论是绝对可靠的，它所进行推理的依据是实验总结的热力学定律，没有任何假想的成分。另外，热力学在研究问题的时，只是从系统变化过程的热功关系入手，以热力学定律作为标准， 从而对系统变化过程的方向和限度做出判断。不考虑系统在转化过程中，物质微粒是什么和到底发生了什么变化。 局限性： 不能回答系统的转化和物质微粒的特性之间的关系，即不能对系统变化的具体过程和细节做出判断。只能预示过程进行的可能性，但不能解决过程的现实性，即不能预言过程的时间性问题。 §2. 2热平衡和热力学第零定律－温度的概念 为了给热力学所研究的对象－系统的热冷程度确定一个严格概念，需要定义温度。 温度概念的建立以及温度的测定都是以热平衡现象为基础。一个不受外界影响的系统，最终会达到热平衡，宏观上不再变化，可以用一个状态参量来描述它。当把两个系统已达平衡的系统接触，并使它们用可以导热的壁接触，则这两个系统之间在达到热平衡时，两个系统的这一状态参量也应该相等。这个状态参量就称为温度。 那么如何确定一个系统的温度呢？热力学第零定律指出：如果两个系统分别和处于平衡的第三个系统达成热平衡，则这两个系统也彼此也处于热平衡。热力学第零定律是是确定系统温度和测定系统温度的基础，虽然它发现迟于热力学第一、二定律，但由于逻辑的关系，应排在它们的前边，所以称为热力学第零定律。 温度的科学定义是由热力学第零定律导出的，当两个系统接触时，描写系统的性质的状态函数将自动调节变化，直到两个系统都达到平衡，这就意味着两个系统有一个共同的物理性质，这个性质就是“温度”。 热力学第零定律的实质是指出了温度这个状态函数的存在，它非但给出了温度的概念，而且还为系统的温度的测定提供了依据。 §2. 3热力学的一些基本概念 系统与环境 系统：物理化学中把所研究的对象称为系统 环境：和系统有关的以外的部分称为环境。 根据系统与环境的关系，可以将系统分为三类： （1）孤立系统：系统和环境之间无物质和能量交换者。 （2）封闭系统：系统和环境之间无物质交换，但有能量交换者。 初中化学多媒体教学案例 初中化学多媒体教学案例 稻田镇田马初中张法国 一、教学背景与定位： 课型：第二单元第二节（ 2 课时） 学生信息：一个班 52 人，分成 14 个学习实验小组，其中每个组中学生的学习情况基本上是优秀一名，良好一名，一般一名，差一名。 教学起点分析：在上节中学生已经了解到在物理变化中分子本身没变，本节继续采用学生熟悉的水做知识载体，通过对水分解产生氢气和氧气的微观过程的描述，使学生认识到分子在化学变化中分解成原子，原子再重新组合形成新的分子，从而理解化学反应的实质。教学的起点定位于引导学生从观察宏观现象到用微观观点分析化学反应的实质。 教学主要方式：实验探究，信息技术与学科整合。 课时数： 2 课时。 二、教学资源与设备： 仪器与药品：水电解器 14 套（玻璃管中注满了 10%~15% 的NaOH 溶液），启普发生器一套，锌，稀硫酸，火柴，烧杯，橡皮导管，尖嘴玻璃导管 学生自备： 2 张直径 5 厘米的圆纸片（模拟氢原子）一张10 厘米的圆纸片（模拟氧原子）多媒体材料：课件：（ 1 ）水的电解示意图（ 2 ）电解水实验的指导（ 3 ）氢气的燃烧网上资源：氢能的开发和应用 文字资源：《初中伴你学习新课程从书》中的“课外探究”；氢气的燃烧有污染吗 三、教学实录： 第一课时：水的分解 （一）提出问题导入 （师）我们已经知道，水在加热时变成水蒸气。水的三态变化，只是水分子间隔改变。而“每个水分子由两个氢原子和一个氧原子构成”，这一事实始终没变。那么，如果在水中插入电极，通以直流电，情形是否有所不同呢？ （二）解决方法： 用实验验证 （生）猜想同或不同 （师）那么用什么来验证我们的猜想呢？ （生）实验 （三）学生分组实验（共 14 个小组，每组 3-4 人，实验时学生只需插上电源即可）展示多媒体指导实验 （师）同学们在实验中要学会运用观察法，仔细观察实验现象 《物理化学》教学大纲 课程类别：专业基础课 总学时：144学时 总学分：8学分 开设学期：第四、五学期 适用专业：化学专业、应用化学专业 先修课程：无机化学、分析化学、有机化学 一、课程性质与任务 物理化学是化学专业和应用化学专业的四大基础课程之一，是在无机化学、分析化学、有机化学课程的基础上开设的一门课程。该课程主要包括化学热力学和化学动力学两大部分，研究过程变化的可能性和速率问题。该门课程为后期学习化工基础等课程打下基础。 二、教学目的与要求 学生通过物理化学课程的学习，掌握物理化学的基本理论和基本方法，运用所学知识解决化学过程的一些实际问题，主要是：热力学三个定律，热力学基本函数及其变化的计算，并能运用这些知识定量地判断化学过程（包括溶液体系、相平衡、表面现象等）进行的方向与限度；化学动力学基本理论、几种重要的反应速率理论，并能运用这些知识定量的求算化学反应的基本动力学参数、能初步推测或判断化学反应的反应机理。 物理化学是化学基础课中比较抽象、理论性比较强的课程，也是培养学生逻辑思维和空间想象力的重要课程。物理化学中的许多分析问题、解决问题的方法是人们科学地认识自然界规律的典范，在学习物理化学课程的过程中，可以培养学生科学地分析问题、提出问题、和解决问题的能力。 三、教学时数分配 *选学#自学 四、教学内容和课时分配 绪论（2学时） 教学目的和要求 1.了解物理化学课程的研究内容、方法 2.了解学习物理化学课程的方法建议 教学重点：物理化学课程的研究内容 教学内容 物理化学课程的研究内容、方法；学习物理化学课程的方法建议 第一章热力学第一定律（15学时） 教学目的和要求 1.掌握热力学基本概念 2.理解热力学第一定律基本内容 3.掌握标准摩尔反应焓的计算 4.熟练掌握各种状态变化过程Q、W、△U、△H计算 教学重点：热力学第一定律基本内容、各种状态变化过程Q、W、△U、△H计算 教学难点：各种状态变化过程Q、W、△U、△H计算 教学内容 第一节热力学基本概念（5学时） 本节知识点包括系统与系统的性质、系统的状态、状态函数、过程与途径、热与功。 第二节热力学第一定律（2学时） 本节知识点包括热力学能、热力学第一定律、焓、热容。 第三节气体系统中的应用（4学时） 本节知识点包括理想气体、理想气体的等温过程、理想气体的绝热过程、Carnot循环、实际气体。 第四节化学反应系统中的应用（4学时） 本节知识点包括焓的规定值、标准摩尔反应焓的计算、等温化学反应、非等温化学 最新物理化学期末考试习题及答案 1. 当某溶质溶于某溶剂中形成浓度一定的溶液时，若采用不同的标准浓 度， 则下列说法中正确的是： ( ) (A) 溶质的标准态化学势相同 (B) 溶质的化学势相同 (C) 溶质的活度系数相同 (D) 溶质的活度相同 2. 在298K 时，设液体A 和B 能形成理想的液态混合物，它们的蒸气形成 理想的气态混合物. 已知纯A 和纯B 的饱和蒸汽压分别为kPa p A 50=*， kPa p B 60=*，如液相中40.0=A x ，则平衡的气相中B 的摩尔分数B y 的值为 （ ） （A ）0.25 (B) 0.40 (C) 0.50 (D) 0.64 3. 在一定温度和压力下，设纯的A(l)的化学势为*μ，其标准态化学势为θμ. 如在A 中加入另一液相B(l)，形成理想的液态混合物，这时A(l)的化学 势为A μ，标准态化学势为θμA ，则两种化学势之间的关系为 （ ） （A ）*μ=A μ，θμ=θμA （B ）*μ＞A μ，θμ＜θμA （C ）*μ=A μ θμ＞θμA （D ）*μ＞A μ，θμ＝θμA 4. 在298K 时，已知①H 2(g)和②O 2(g)在水中的Henry 系数分别为 9 1,1012.7?=x k Pa ， 9 2,1044.4?=x k Pa. 在相同的温度和压力下，两者在 水中的饱和溶解的量用摩尔分数表示分别为x 1和x 2，两者的关系为 （ ） （A ）x 1＞x 2 (B) 无法比较 (C) x 1=x 2 （D ）x 1＜x 2 5. 在恒温抽空的玻璃罩中，封入两杯液面相同的糖水（A ）和纯水（B ）. 经历若干时间后，两杯液面的高度将是： （ ） （A ）A 杯高于B 杯 （B ）A 杯等于B 杯 “物理化学”课程简介及教学大纲 课程代码： 课程名称：物理化学 课程类别：学科基础课 总学时/学分：80 / 3+2 （其中含实验或实践学时：48 ） 开课学期：每学年第一和第二学期 适用对象：化工类专业本科生 先修课程：高等数学、普通物理学、无机化学、分析化学和有机化学 内容简介：物理化学也称为理论化学，是化学的重要分支之一。物理化学是用数学和物理学的方法研究化学中最具有普遍性的一般规律。本课程介绍研究化学变化和相变化的平衡规律和化学反应的速率规律的宏观层次理论方法，从微观到宏观层次的研究方法和多相系统的研究方法等。包括热力学三大定律和基本方程、统计热力学、多组分系统热力学、相平衡、化学平衡、电化学、化学反应动力学、表面现象和胶体等。 一、课程性质、目的和任务 【课程性质】物理化学是学生在具备了必要的高等数学、普通物理、无机化学、分析化学等基础知识之后必修的理论基础课，是应用化学、化学工程、生物化学等专业的一门主干基础理论课程，同时也是后继化学专业课程的基础。 【教学目的】通过本课程的学习使学生建立一个系统、完整的物理化学基本理论和方法的框架，掌握热力学、动力学、电化学、统计热力学中的普遍规律和实验方法；在强化基础的同时，逐步培养学生的思维能力和创造能力。 【教学任务】本课程共分十章：热力学第一定律、热力学第二定律、统计热力学初步、溶液理论、相平衡、化学平衡、电化学、化学动力学、表面现象、胶体化学。本课程重点在于化学基础理论、基本知识的教学，在阐述基本原理时应着重讲清整个问题的思路、介绍问题的提出背景和形成理论的思维方法，使学生学到有关知识的同时能学到探索问题的思路和方法，培养解决问题的能力；在基础层次上选择有代表性的科学研究成果和实际，着眼于前沿涉及的新思想和新方法。 二、课程教学内容及要求 绪论 § 1 物理化学的学科特点和发展史 § 2 物理化学的研究内容和研究方法 § 3 必要的数学知识 § 4 物理化学的学习方法和学习要求 【基本要求】 1. 了解学生的心理特点和学科特点，探讨物理化学的学习方法，使学生确立学好物理化学的信心。 第一章热力学第一定律 物理化学教案 绪论（1学时） 教学目的：使学生初步了解物理化学学科的形成、发展、主要研究内容和研究方法以及物理化学学科在化学领域所处的重要地位和作用。 §0-1物理化学的内容和任务 （首先从化学与物理的联系入手逐步引出物理化学学科产生的必然性以及其研究内容和任务） 一、物理化学 中学化学曾学过：物质的变化不外乎是化学变化和物理变化，二者有密切的联系，从宏观角度看，化学变化总是包含或者伴随能量形式的物理现象。例如：发生一化学反应时，总是伴随能量效应，不是放热，就是吸热。放热反应我们比较熟悉，如中和反应。也有一些化学反应需要吸热，如Ca(NO3)2.4H2O+Na2SO4.10H2O=CaSO4+2NaNO3+14H2O 可以利用此反应原理制成化学冰袋 电池中正负极发生的氧化还原反应，可以产生电流 如干电池Zn-+2NH4Cl+2MnO2=Zn(NO3)2+2MnOOH 铅酸电池Pb+2H2SO4+PbO2=2PbSO4+2H2O 氢镍电池NiOOH+M(H)=Ni(OH)2+M 照相底片AgBr被感光后引起化学反应，而使图像显示出来 植物中的叶绿素受光照后，可以把二氧化碳和水合成碳水化合物。 爆炸反应可以起巨大的压力，体积变化等。 从微观角度看，化学反应仍然与物理过程密不可分。分子中电子的运动，原子的转动，振动，原子相互间的作用力等微观物理运动形态，直接决定了物质的性质及化学反应能力。例如：二原子分子中两个原子之间的振动程度增加将减弱原子间的键力，当振动强度超过一定界限时，此分子就分解，发生化学反应，两种物质之间的化学反应一定要经过这两种物质的分子之间的撞碰方能发生。可见不管从宏观，还是从微观角度看，化学变化与物理现象总是密不可分的，人们在长期的实践中注意到这种相互联系，并且加以总结逐步形成一门独立的学科，分支叫物理化学。所以说物理化学是从物质的物理现象和化学现象的联系入手来探求化学变化基本规律的一门科学，在实验方法上，主要是采用物理学中的测试方法。最早使用“物理化学”术语的是十八世纪中叶俄国科学家罗蒙诺索夫，到1887年德国科学家奥斯特瓦尔德w.ostwald和荷兰科学家范特霍夫（J.H.Van’tHoH）合办《物理化学杂志》创刊，此后物理化学这个名称就逐渐采用起来。 二、物理化学的研究内容 物理化学作为化学学科的一个分支，它所担负的主要任务是探讨和解决下面几个问题。 1．化学变化的方向和限度 在指定条件下，一个化学反应能否朝着预定的方向进行，如果该反应能够进行，则它将达到什么限度？外界条件如温度，压力，浓度等对反应的方向和平衡位置有什么影响，如何控制外界条件使我们所设 物理化学教案 说明 1.本教案与计算机辅助教学的多媒体课件配合使用，具体内容详见多媒体课件。 2. 参考教材：天津大学，物理化学（第5版） 3. 编者：向建敏 武汉工程大学物理化学教研室 2013.8. 修订 第一章气体的PVT关系CHAPTER 1 THE PVT RELA TION OF GASES 基本要求 [掌握]理想气体状态方程、范德华方程及压缩因子图。 [理解]维里方程、实际气体的液化与临界性质及对应状态原理[了解]理想气体模型及分子间力。 基本内容 §0 绪论 §1.1 理想气体状态方程 §1.2 理想气体混合物 §1.3 气体的液化及临界参数 §1.4 真实气体状态方程 §1.5 对应状态原理及普遍化压缩因子图 重点难点 重点：理想气体状态方程、范德华方程、压缩因子。 难点：临界点。 教学方法运用自制多媒体电子幻灯片进行教学。 课时安排 4学时（含绪论1学时）。 教学安排共二次课，每次课2学时 第一次课 [基本内容]§0 绪论 §1.1 理想气体状态方程 §1.2 理想气体混合物 [基本要求] 掌握：理想气体状态方程。 了解：物理化学学科的主要内容与发展状况。 [重点] 理想气体状态方程。 [作业] 1-3.4.5.7 第二次课 [基本内容]§1.3 气体的液化及临界参数 §1.4 真实气体状态方程 §1.5 对应状态原理及普遍化压缩因子图 [基本要求] 掌握：范德华方程及压缩因子图。 理解：维里方程、实际气体的液化与临界性质及对应状态原理 了解：超临界状态。 [重点难点] 重点：范德华方程、压缩因子。 难点：临界点。 [作业] 1-9.11.13.17 第二章热力学第一定律 CHAPTER 2 THE FIRST LAW OF THERMODYNAMICS 基本要求 [掌握] pVT变化、可逆相变化及不可逆相变化、化学变化中热力学函数U、H的变化及热与功的计算。 [理解]状态函数、内能、焓的定义；恒容热、恒压热、摩尔热容、平均摩尔热容、相变焓、反应进度、标准态等的定义；标准摩尔反应 焓、标准摩尔燃烧焓、标准摩尔生成焓、恒压反应热、可逆过程、 等温可逆功、可逆绝热功等概念及计算公式。 [了解]系统与环境分类、广延性质与强度性质、平衡态、过程与途径； 焦耳实验、节流膨胀、焦－汤系数。 基本内容 §2.1 热力学基本概念 §2.2 热力学第一定律 §2.3 恒容热、恒压热，焓 §2.4 热容，恒容变温过程、恒压变温过程 §2.5 焦耳实验，理想气体的热力学能、焓 §2.6 气体可逆膨胀压缩过程，理想气体绝热可逆过程方程式 §2.7 相变化过程 §2.9 化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓 我的物理化学启蒙教育 小时候我看见树叶晃动，雨水降落，重物掉下，子弹打出，木船浮动，车轮转动的时候，我没有想到，物理化学就在其中了。 小时候我看见冰雪融化，水汽蒸腾，吹气起尘，打击出声，摩擦起火，水灭火，木浮水，刀砍木的时候，我没有想到，物理化学就在其中了。 小时候我看见闪电，听见雷声，丢下石头入枯井听回音估算距离的时候，我没有想到今日的雷达、GPS、卫星导航测量速度深度距离技术都是一样的时差回波法原理。 小时候我看见车子开来，声音越来越尖；车子开去，声音越来越低的时候，我没有想到这种开普勒效应，可以用于电子眼测汽车速度和雷达判断飞机导弹入侵，甚至用于测量遥远星球星系的速度和距离。 小时候我站在敞蓬汽车上面，看见树木迎面而来，欣赏两岸青山相对出的时候，我没有想到，运动是绝对的，静止是相对的，哥白尼和爱因斯坦的理论根源在这里。 小时候我看见暗屋中漏光走出灰尘直线，看见人抄近路，看见小球掉落走直线，我没有想到背后隐藏的最小阻力根本原理，自然界也懂节约优化。 小时候我看见木匠用墨斗弹直线，调垂打竖线，角尺画垂直线，扁尖开矩形孔，刨刀削平面，锯子来回拉动下料，我看见泥水匠用丝线拉直看平面，用吊砖丝线看垂直，用水泡游动看水平，我没有想到背后的直线平面和方孔配合原理，更没有想到今日旋转化的圆轴圆孔配合和车削旋转体的技术，更没有想到背后的万有引力原理。 小时候我看见汽车爬盘山公路，人走之字路上山，看见石匠扁錾子开石方，钢钎凿炮眼，撬石头，我没有想到背后的斜面原理，省力不省功。 小时候我看见见鹅毛轻飘飘的落地和飞升，我甩出石头打击鸟雀，甩出瓦片在水面冰上滑动，我没有想到背后的气体阻尼原理、摩擦力原理和抛物线运动原理，更没有想到这是伽利略和牛顿建立惯性定律的出发点。 教案 2008 - 2009 学年第 2学期 学院系室化学与环境工程系 课程名称物理化学 计划学时 68 专业年级 07环境工程 主讲教师贾庆超 安阳工学院 绪论 教学目的： 掌握理想气体状态方程的应用，理想气体的微观模型 掌握混合理想气体的分压定律及分体积定律 掌握饱和蒸气压的概念，熟悉物质在临界状态的特性教学重点：理想气体状态方程、分压定律及分体积定律 教学难点：饱和蒸气压 教学方法：多媒体 教学课时:2 1、什麽是物理化学 物理化学是从物质的物理现象和化学现象的联系入手，来探求化学变化及相关的物理变化基本规律的一门科学。 ---付献彩物理化学——是化学科学中的一个重要分支学科。它是借助数学、物理等基础科学的理论及其提供的实验手段，研究化学科学中的原理和方法，研究化学体系行为最一般的宏观、微观规律和理论的学科，是化学的理论基础。 2、物理化学的研究内容 (1)化学反应的方向、限度和能量效应 -化学体系的平衡性 质 (2) 化学反应的速率和反应机理 - 化学体系的动态性质 (3) 化学体系的微观结构和性质 物理化学的分支学科 化学热力学统计力学结构化学 化学动力学 其他分支学科：电化学、表面及胶体化学、催化化学等。 物理化学原理应用于不同的体系，则产生了物理有机化学、生物物理化学、材料物理化学、冶金物理化学等。 3、物理化学的建立与发展 第一阶段： 1887-1920 s—化学平衡和化学反应速率的唯象规律的建立19世纪中叶—热力学第一定律和热力学第二定律的提出 1850—Wilhelmy 第一次定量测定反应速率 1879—质量作用定律建立 1889—Arrhenius 公式的建立和活化能概念1887—德文“物理化学”杂志创刊 1906 1912—Nernst热定理和热力学第三定律的建立 第二阶段： 1920 s - 1960 s——结构化学和量子化学的蓬勃发展和化学 变化规律的微观探索 1926——量子力学建立 1927——求解氢分子的薛定谔方程 1931——价键理论建立 1932——分子轨道理论建立 1935——共振理论建立 1918——提出双分子反应的碰撞理论 1935——建立过渡态理论 1930——提出链反应的动力学理论 第三阶段： 1960 s ---由于激光技术和计算机技术的发展，物理化学各领域向更深度和广度发展 宏观微观 静态动态 体相表相 平衡态非平衡态 物理化学的主要发展趋势与前沿 强化了在分子水平上的强化了对特殊集合态 的 精细物理化学的研究物理化学的研究 分子动态分子设计工程; 表面界面非平衡态 (分子反应动力学; 物理化学物理化学 分子激发态谱学) 4、物理化学学科的战略地位 (1)物理化学是化学科学的理论基础及重要组成学科 基础课物理化学教学中的几个关系 培养创新人才是当前学校工作的目标，提高创新能力必须通过扎扎实实的教学和科研工作来实现。由70多位专家撰写的自然科学学科发展战略调研报告《物理化学》卷中提出：“实践表明，凡具有较好物理化学素养的大学毕业生，适应能力强，后劲足。由于有较好的理论基础，他们容易触类旁通，能较快适应工作的变动，开辟新的研究阵地，从而有可能站在国际科技发展的前沿。”可见物理化学(含结构化学)课程在培养创新人才方面的作用与地位。讨论新形势下物理化学课教学中的几个关系对课程建设非常重要，对其他课程的改革不无借鉴作用。 一、经典原理与内容更新的关系 翻开100年前的物化教材与当今的相比，无疑有巨大的差别，但其基本框架又是大同小异，因为物理化学长期发展的经典理论体系为物理化学乃至化学学科奠定了理论基础，但是经典原理，随着整个科学的发展又有了新的认识和内涵。 以熵为例。熵这一经典的重要概念经历了150年后，有了如下新的认识：1．对熵的地位的认识，传统的看法以为“能”是宇宙的女主人，“熵”是她的 影子，后来有人提出不同的看法：“在自然过程的庞大工厂里，熵原理起着经理的作用，因为他规定整个企业的经营方式和方法，而能原理仅仅充当簿记，平衡贷方和借方”。 2．在熵的概念上由可逆过程热温商及熵是有序无序的度量发展为负熵，信息熵……从而由物理学伸向信息科学、生命科学…… 3．在熵变与过程方向的关系上，无引力场下的熵变预示着退化式的变化，即由非热平衡变为热平衡、有序变为无序，而引力场下的熵变预示着进化式的发展，即由热平衡发展为非热平衡，由无序向有序、由简单到复杂、由低级到高级，这与人类社会发展乃至宇宙的进化规律相吻合。可以说古老的科学规律焕发了青春。大物理学家惠勒曾说过：“一个人如果不懂得熵是怎么回事，就不能说是科学上有教养的人”。 活化能概念是化学动力学中的核心概念，是19世纪晚期由阿仑尼鸟斯提出，认为普通反应物分子吸收能量转变为活化分子反应才能发生。据此解释了随温度升高反应速率加快的事实，且活化能恒为正。一百多年来，活化能一直是十分活跃的概念，是研究的前沿。其主要进展有： 1．研究发现，绝大多数反应(即使像氢、氧这样简单的分子生成水)不是一 物理化学教案 新疆大学化学化工学院物理化学教研室刘月娥 第十一章化学动力学基础(一) 11.1 化学动力学的任务和目的 一、化学动力学与热力学的关系热力学：研究反应进行的方向和最大限度以及外界条件对平衡的影响，即研究物质变化的可能性。 动力学：研究反应进行的速率和反应的历程（机理），即研究如何把这种可能性变为现实性。如：298k时 ? ?gh2 ＋ 1/2o2 = h2o(l) rm = -237.2 kj/mol ka = 3.79?1041 ? naoh ＋ hcl = nacl ＋ h2o ?rgm = -79.9 kj/mol ka = 1.01?1014 ? ? 化学平衡和反应速率相关联，但限于人们的认识水平，目前还没有统一的定量方法将其联系起来，还须分别进行研究。 二、化学动力学的任务和目的 1． 1．研究各种因素，包括浓度、温度、催化剂、溶剂、光照等对化学反应速率的影响； 2． 2．揭示化学反应如何进行的机理，研究物质的结构与反应性能的关系，了解反应历程 可帮助了解有关物质结构的知识； 3． 3．目的是为了能控制反应的进行，使反应按人们所希望的速率进行并得到所希望的产 品。 三、化学动力学的发展简史 第一阶段：宏观动力学阶段（十九世纪后半叶） 主要成就：质量作用定律和阿累尼乌斯公式的确立，提出了活化能的概念。但由于测试手段低，只能研究总包反应 过渡阶段：宏观向微观过渡阶段（二十世纪前叶） 主要成就：链反应（燃烧反应、有机物分解、烯烃的聚合）；反应历程中有自由基存在；总包反应由许多基元反应组成。链反应的发现使化学动力学的研究从总包反应深入到基元反应，实现了从宏观向微观的过渡。 第二阶段：微观动力学阶段（二十世纪五十年代后）主要成就：碰撞理论，过渡态理论 分子束和激光技术的发展和应用，产生分子反应动态学（或分子态反应动力学） 我国物理化学家李远哲（美籍华人）由于在交叉分子束方法的研究上作出杰出的贡献，与美国科学家赫希巴赫同时获得1986年诺贝尔化学奖。 此文档下载后即可编辑 第一章热力学第一定律及其应用 §2. 1热力学概论 热力学的基本内容 热力学是研究热功转换过程所遵循的规律的科学。它包含系统变化所引起的物理量的变化或当物理量变化时系统的变化。 热力学研究问题的基础是四个经验定律（热力学第一定律，第二定律和第三定律，还有热力学第零定律），其中热力学第三定律是实验事实的推论。这些定律是人们经过大量的实验归纳和总结出来的，具有不可争辩的事实根据，在一定程度上是绝对可靠的。 热力学的研究在解决化学研究中所遇到的实际问题时是非常重要的，在生产和科研中发挥着重要的作用。如一个系统的变化的方向和变化所能达的限度等。 热力学研究方法和局限性 研究方法： 热力学的研究方法是一种演绎推理的方法，它通过对研究的系统（所研究的对象）在转化过程中热和功的关系的分析，用热力学定律来判断该转变是否进行以及进行的程度。 特点： 首先，热力学研究的结论是绝对可靠的，它所进行推理的依据是实验总结的热力学定律，没有任何假想的成分。另外，热力学在研究问题的时，只是从系统变化过程的热功关系入手，以热力学定律作为标准，从而对系统变化过程的方向和限度做出判断。不考虑系统在转化过程中，物质微粒是什么和到底发生了什么变化。 局限性： 不能回答系统的转化和物质微粒的特性之间的关系，即不能对系统变化的具体过程和细节做出判断。只能预示过程进行的可能性，但不能解决过程的现实性，即不能预言过程的时间性问题。 §2. 2热平衡和热力学第零定律－温度的概念 为了给热力学所研究的对象－系统的热冷程度确定一个严格概念，需要定义温度。 温度概念的建立以及温度的测定都是以热平衡现象为基础。一个不受外界影响的系统，最终会达到热平衡，宏观上不再变化，可以用一个状态参量来描述它。当把两个系统已达平衡的系统接触，并使它们用可以导热的壁接触，则这两个系统之间在达到热平衡时，两个系统的这一状态参量也应该相等。这个状态参量就称为温度。 那么如何确定一个系统的温度呢？热力学第零定律指出：如果两个系统分别和处于平衡的第三个系统达成热平衡，则这两个系统也彼此也处于热平衡。热力学第零定律是是确定系统温度和测定系统温度的基础，虽然它发现迟于热力学第一、二定律，但由于逻辑的关系，应排在它们的前边，所以称为热力学第零定律。 温度的科学定义是由热力学第零定律导出的，当两个系统接触时，描写系统的性质的状态函数将自动调节变化，直到两个系统都达到平衡，这就意味着两个系统有一个共同的物理性质，这个性质就是“温度”。 热力学第零定律的实质是指出了温度这个状态函数的存在，它非但给出了温度的概念，而且还为系统的温度的测定提供了依据。《物理化学》课程教学大纲
物理化学课程标准
物理化学课程教案2020
915 物理化学 (2)
物理化学课程教案-2
浅谈如何学习物理化学
物理化学课程教案
初中化学多媒体教学案例
物理化学》课程教学大纲
最新物理化学期末考试习题及答案
物理化学课程简介及教学大纲
物理化学教案(绪论)
物理化学教案(天大5版)
我的物理化学启蒙教育
物理化学电子教案
基础课物理化学教学中的几个关系
物理化学教案(3000字)
物理化学课程教案(完整资料).doc