物理化学实验电子教案

据摩尔量的定义，XB就是摩尔量。
2021/11/9
偏摩尔量的数值随混合物的组成变化
在温度、压力恒定下，混合物的组成发生变化 时，各组分偏摩尔量变化的相互依赖关系。
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同除以总摩尔数n 增202大1/11与/9 减小的比例与混合物中两组分的物质的量成反比
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对混合物中任 一组分B取偏 导数
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2. 多组分多相系统的热力学基本方程
G=∑G() A=∑A() H=∑H() U=∑U()
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G=∑G(), S=∑S(), V=∑V()
3. 化学势判据及其应用举例
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3. 化学势判据及其应用举例
亥姆霍兹函数判据
(dT 0，dV 0, W ' 0)
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§4.2 化学势
化学势的定义：混合物中组分B的偏摩尔吉布斯函数
B
( G nB
)T , p,nc
保持温度、压力和除B以外的其它组分不变，体系的
Gibbs自由能随 nB的变化率称为化学势，所以化学势 就是偏摩尔Gibbs自由能。
化学势在判断相变和化学变化的方向和限度方面有重 要作用。
多组分系统的组成表示法
溶质B的浓度表示法 (1)物质的摩尔分数 xB
溶质B物质的量与溶液总物质的量之比
(2)质量摩尔浓度bB
溶质B的物质的量除以溶剂A的质量
(3)物质的摩尔浓度cB
溶质B的物质的量除以溶液的体积
(4)质量分数wB
溶质B的质量与溶液总质量之比
def
xB
nB
ni
bB def
nB mA
25℃，100kPa

物理化学教案一、教学目标1.让学生了解物理化学的基本概念、基本原理和基本方法，理解物理化学在科学研究和生产实践中的应用。

2.培养学生运用物理化学知识分析和解决实际问题的能力，提高学生的科学素养。

3.激发学生对物理化学的兴趣，培养学生的创新意识和团队协作精神。

二、教学内容1.热力学第一定律：能量守恒与转化2.热力学第二定律：熵与能量品质3.化学平衡：反应的方向与限度4.化学动力学：反应速率与机理5.相平衡与相变：物质的聚集状态与转化6.电化学：电子转移与电能转化7.表面现象与胶体化学：界面现象与分散系统8.统计热力学：微观与宏观的联系三、教学方法1.讲授法：系统讲解物理化学的基本概念、基本原理和基本方法。

2.案例分析法：通过具体案例，引导学生运用物理化学知识分析和解决实际问题。

3.实验教学法：组织学生进行物理化学实验，培养学生的实验技能和动手能力。

4.讨论法：针对重点、难点问题，组织学生进行课堂讨论，提高学生的思辨能力。

5.情境教学法：创设情境，激发学生的学习兴趣，培养学生的创新意识。

四、教学安排1.热力学第一定律：2学时2.热力学第二定律：2学时3.化学平衡：2学时4.化学动力学：2学时5.相平衡与相变：2学时6.电化学：2学时7.表面现象与胶体化学：2学时8.统计热力学：2学时五、教学评价1.过程评价：关注学生在课堂讨论、实验操作、作业完成等方面的表现，及时给予反馈。

2.终结性评价：期末考试，全面考察学生对物理化学知识的掌握程度。

3.自我评价：鼓励学生进行自我反思，了解自己的学习进步和不足。

4.同伴评价：组织学生进行同伴评价，培养学生的团队协作精神和沟通能力。

六、教学资源1.教材：选用权威、实用的物理化学教材。

2.参考文献与网络资源：提供丰富的参考书籍、学术论文和网络资源，引导学生进行拓展阅读。

3.实验室：配置完善的物理化学实验室，满足实验教学需求。

4.多媒体设备：利用多媒体设备，展示物理化学现象，提高课堂教学效果。

标准摩尔生成吉布斯自由能
• 因为吉布斯自由能的绝对值不知道，所以只 能用相对标准，即将标准压力下稳定单质（包括纯 的理想气体，纯的固体或液体）的生成吉布斯自由 能看作零，则： • 在标准压力下，由稳定单质生成1 mol化合物 时吉布斯自由能的变化值，称为该化合物的标准生 成吉布斯自由能，用下述符号表示：
•当体系达到平衡，
，则
• 称为热力学平衡常数，它仅是温度的函数。在 数值上等于平衡时的“逸度商”，是量纲为1的量 ，单位为1。因为它与标准化学势有关，所以又称
为标准平衡常数。
用化学反应等温式判断反应方向
•化学反应等温式也可表示为：
•对理想气体
•反应向右自发进行 •反应向左自发进行 •反应达平衡
6.3 平衡常数与化学方程式的关系
• 根据Le chatelier原理，增加压力，反应向体积 减小的方向进行。这里可以用压力对平衡常数的影 响从本质上对原理加以说明。
•对于理想气体，
•仅是温度的函数
压力对化学平衡的影响
•因为
•所以
•也仅是温度的函数。
压力对化学平衡的影响
•对理想气体
• 与压力有关，
，气体分子数减少，加压，
反应正向进行，反之亦然。
•等温、等压条件下，
•当
时：
热力学基本方程
•这两个公式适用条件：
•（1）等温、等压、不作非膨胀功的一个化学反应；
•（2）表示有限体系中发生微小的变化；
•
公式(b)表示在大量的体系中发生了反应进度等
于1 mol的变化。这时各物质的浓度基本不变，化学势
从自由能函数计算平衡常数
•求平衡常数 •设任意反应
• 等式右边第一项是反应前后各物质自由能函数的 差值，第二项的分子是0K时该反应热力学能的变化 值。

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热力学能
热力学能（thermodynamic energy）以前 称为内能（internal energy）,它是指体系内部 能量的总和，包括分子运动的平动能、分子 内的转动能、振动能、电子能、核能以及各 种粒子之间的相互作用位能等。
即： 1 cal = 4.1840 J
这就是著名的热功当量，为能量守恒原理 提供了科学的实验证明。
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能量守恒定律
到1850年，科学界公认能量守恒定律是自 然界的普遍规律之一。能量守恒与转化定律可 表述为： 自然界的一切物质都具有能量，能量有各 种不同形式，能够从一种形式转化为另一种形 式，但在转化过程中，能量的总值不变。
体系分类
根据体系与环境之间的关系，把体系分为三类： （3）孤立体系（isolated system） 体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故 又称为隔离体系。有时把封闭体系和体系影响所及的环 境一起作为孤立体系来考虑。
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体系分类
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体系的性质
用宏观可测性质来描述体系的热力学状态， 故这些性质又称为热力学变量。可分为两类：
广度性质（extensive properties） 又称为容量性质，它的数值与体系的物质的 量成正比，如体积、质量、熵等。这种性质有加 和性，在数学上是一次齐函数。 强度性质（intensive properties） 它的数值取决于体系自身的特点，与体系的 数量无关，不具有加和性，如温度、压力等。它 在数学上是零次齐函数。指定了物质的量的容量 性质即成为强度性质，如摩尔热容。
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热和功
热（heat） 体系与环境之间因温差而传递的能量称为 热，用符号Q 表示。 Q的取号： 体系吸热，Q>0； 体系放热，Q<0 。 功（work） 体系与环境之间传递的除热以外的其它能量 都称为功，用符号W表示。