物理化学-物理化学-00章_绪论

物理化学Physical Chemistry一、课程基本情况课程类别：学科基础课课程学分：3学分课程总学时：48 学时，其中讲课：48 学时课程性质：必修开课学期：第3学期先修课程：高等数学、大学物理、材料化学适用专业：应用化学，材料物理等教材：沈文霞编，《物理化学核心教程》，科学出版社，2009年。

开课单位：物理与光电工程学院材料物理系二、课程性质、教学目标和任务本课程是适用于应用化学，材料物理等相关专业的学科基础课，本课程主要解决化学反应的方向和限度、化学反应的速率和机理等方面的问题，着重研究学科内更具普遍性的、更本质的化学运动内在规律，研究化学中的物质运动基本规律。

通过本课程的学习，要求学生了解和理解物理化学中重要的基本概念和基本知识，掌握各基本原理、定律、规则，并能进行计算和综合运用，解决一些实际问题，使学生在今后的实际工作中能有意识的运用化学观点去思考、认识和解决问题。

该课程的任务是激发学生学习化学的兴趣，将化学知识体系和思维方法传授给学生，培养学生分析和解决一般化学问题的能力，提高学生的化学素质，从而为后继课程以及今后从事生产和科研打下一定的化学基础。

三、教学内容和要求第1章绪论（1学时）（1）明确为什么要学习物理化学，了解物理化学课程内容；（2）掌握物理化学研究与学习的方法；（3）掌握物理量的表示与运算。

重点：物理量的表示难点：物理量的表示与运算第2章气体（2学时）（1）了解低压气体的经验定律、真实气体的状态方程；（2）理解液体的饱和蒸汽压和临界状态；（3）理解道尔顿分压定律和阿马格分体积定律（4）掌握理想气体的状态方程、混合物组成表示法；重点：混合物组成表示法；难点：液体的饱和蒸汽压和临界状态；道尔顿分压定律和阿马格分体积定律；第3章热力学第一定律（7学时）3.1 热力学概论（0.5学时）（1）了解热力学的研究对象；热力学的研究方法和（2）理解热力学研究方法的局限性；（3）掌握热力学研究方法；重点：热力学研究方法；难点：热力学研究方法的局限性；3.2 热力学的一些基本概念（0.5学时）（1）掌握热力学的一些基本概念；（2）掌握状态函数的特点；重点：热力学的一些基本概念；难点：状态函数的特点；3.3 热力学第一定律（1学时）（1）理解内能（U ）和焓（H）都是状态函数、热（Q）和功（W ）都是与途径有关的过程量。

绪论 1 学时基本要求：1、了解物理化学学科、阐明物理化学课程的基本内容和任务。

2、掌握物理化学的学习方法。

P V T 关系 3 学时气体的第一章基本要求：1、掌握理想气体性质、状态方程及基本定律。

2、了解实际气体的性质及范德华方程。

3、掌握临界状态概念、对应状态原理。

4、了解pVT 关系的普遍化计算方法。

重点：理想气体定义、分压力、分体积的概念；理想气体状态方程、范德华方程的应用，对应状态原理及其应用。

难点：分压力、分体积的概念，使用范德华方程及用压缩因子图对真实气体进行有关计算。

第一章气体的pVT关系主要公式及使用条件1.理想气体状态方程式nRTRT?(m/M)pV?pV?p(V/n)?RT 或m3V?V/n称为气体的摩尔体。

mol PaTp式中，V，及n单位分别为，m，K及m3 -1-1 -1，称为摩尔气体常数。

mol·K=8.314510 J ·m积，其单位为·mol。

R此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。

气体混合物2.（1）组成? ) = y (或x 摩尔分数nn/BB ABA???yV/??体积分数Vy Bm,BBAm,AA?V?表示在一定T，p式中下纯气体为混合气体总的物质的量。

A的摩n Am,AA??为在一定T，p尔体积。

下混合之前各纯组分体积的总和。

Vy A,mAA（2）摩尔质量???n/M?m/nM??yM BmixBBB BBB??为混合气体总的物质的量。

上为混合气体的总质量，式中nm?nm?BBBB述各式适用于任意的气体混合物。

?y?n/n?p/p?V/V（3）BBBB式中p为气体B，在混合的T，V条件下，单独存在时所产生的压力，称为B B?V下，单独存在时所占的体积。

，p的分压力。

为B气体在混合气体的T B道尔顿定律3.?，p= yp pp?BB BB上式适用于任意气体。

对于理想气体p?nRT/V BB4.阿马加分体积定律?V?nRT/V BB此式只适用于理想气体。

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 。

焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程：1221ln ln p p nRT V V nRT W ==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 ; d H =d U +d(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p 热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 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 e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V 可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p不可逆绝热过程：Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、热化学物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。

摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν∆=∆∑反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。

物理化学2017年10月20日9:48绪论2017年10月20日9:51物理化学定义：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化学热力学：化学反应的方向和限度问题化学动力学：化学反应的速率和机理问题结构化学和量子化学：物质结构和性能之间的关系反应进度 的定义为：按致电给反应方程式为单元来表示的反应进行的程度，单位mol公式总结2017年11月16日20:42第一章：热力学基础理想气体四种途径体积功：真空膨胀，一次膨胀，二次膨胀，可逆膨胀焓的表示理想气体的焓只是温度的函数理想气体热力学能与焓的变化计算Cv,m,p,m C与R的关系第三章，相平衡相律：单组分两相平衡时：热力学能量守恒2017年10月20日10:10化学热力学基础内容：化学变化的方向与限度对象：大数量分子的结合体特点：只考虑变化前后的净结果，不考虑微观结构与机理能判断变化能否发生及程度，但不考虑变化所需的时间局限：不知道反应机理，速率和微观性质只讲可能性，不讲现实性理论相关：热力学第一定律：ΔU,ΔH,Q,W热力学第二定律：ΔS,ΔG,ΔA热力学第三定律：S0k热力学第一定律：基本概念：体系：研究的对象；环境：与体系相关的部分体系与环境之间的界面可以是实际存在的，也可以是假想的体系的分类：敞开体系，物质能量交换封闭体系：没有物质交换，有能量交换孤立体系：既无物质交换，又无能量交换体系的性质：广度+强度热力学平衡状态：体系的各种宏观性质不随时间改变，必须同时满足四个平衡：热平衡，力学平衡，相平衡，化学平衡功与热热：体系与环境之间因温度差引起的能量交换，符号为Q。

热是大量质点以混乱无序运动方式传递的能量。

热食欲过程性质有关的参变量，其微小量只能用σQ表示功：体系与环境之间因压力差或其他机电力引起的能量流动，符号为W。

同样不具有全微分性质。

是大量质点以整体有序运动方式而传递的能量，不能用d表示，用σ表示热力学能：（U）是能量的一种形式，状态函数，广度量，其绝对值无法确定U=f(T,V)功与变化的途径有关可逆膨胀，系统对环境做做大功；反之，环境对系统做最小功可逆过程的特点：推动力与阻力相差无限小，接近于无线平衡状态任何一个中间状态可以从正逆两个方向到达一个循环后，体系与环境均恢复原态，无任何耗散效应等温可逆过程中，体系对环境作最大功，环境对体系做最小功热与过程2017年11月2日13:28定容热：等容，非体积功等于0.体系吸收的热量等于热力学能的变化定压热：等压，非体积功等于0物理意义：只做膨胀功的体系在定压过程中吸收的热等于焓的变化焓是由几个状态函数的组合，结果仍为状态函数。