物理化学主要公式及使用条件.docx

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1、物理化学主要公式及使用条件物理化学主要公式及使用条件 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 pV=(m/M)RT=nRT 或 pVm=p(V/n)=RT 式中p，V，T及n单位分别为Pa，m3，K及mol。 Vm=V/n称为气体的摩尔体积，其单位为m3 mol-1。 R=8.314510 J mol-1 K-1，称为摩尔气体常数。 此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。 2. 气体混合物 组成 摩尔分数 yB (或xB) = nB/nA A*体积分数 jB=yBVm,B/yVAA*m,A式中nA 为混合气体总的物质的量。VA*m,A表示在一定T，p下

2、纯气体A的摩尔体积。yAV*m,A为在一定T，p下混合之前各纯组分体积的总和。 A 摩尔质量 Mmix=yBMB=m/n=MB/nBBBB式中 m=mB 为混合气体的总质量，n=nB为混合气体总的物质的量。上BB述各式适用于任意的气体混合物。 *y=n/n=p/p=V/V BBBB 式中pB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的分压力。VB为B气体在混合气体的T，p下，单独存在时所占的体积。 *3. 道尔顿定律 pB = yBp，p=pB B上式适用于任意气体。对于理想气体 pB=nBRT/V 4. 阿马加分体积定律 *VB=nBRT/V 此式只适用于理想气体。 5.

3、 范德华方程 2(p+a/Vm)(Vm-b)=RT (p+an2/V2)(V-nb)=nRT 式中a的单位为Pa m6 mol-2，b的单位为m3 mol-1，a和b皆为只与气体的种类有关的常数，称为范德华常数。 此式适用于最高压力为几个MPa的中压范围内实际气体p，V，T，n的相互计算。 6. 维里方程 23pVm=RT(1+B/Vm+C/Vm+D/Vm+.) 及 pVm=RT(1+Bp+Cp2+Dp3+.) 上式中的B，C，D,.及B，C，D.分别称为第二、第三、第四维里系数，它们皆是与气体种类、温度有关的物理量。 适用的最高压力为1MPa至2MPa，高压下仍不能使用。 7. 压缩因子的定

4、义 Z=pV/(nRT)=pVm/(RT) Z的量纲为一。压缩因子图可用于查找在任意条件下实际气体的压缩因子。但计算结果常产生较大的误差，只适用于近似计算。 第二章 热力学第一定律 主要公式及使用条件 1. 热力学第一定律的数学表示式 DU=Q+W 或 dU=Q+W=Q-ampdbV+ W规定系统吸热为正，放热为负。系统得功为正，对环境作功为负。式中 pamb为环境的压力，W为非体积功。上式适用于封闭体系的一切过程。 2. 焓的定义式 3. 焓变 DH=DU+D(pV) 式中D(pV)为pV乘积的增量，只有在恒压下D(pV)=p(V2-V1)在数值上等于体积功。 DH=H=U+pV21nCp,

5、mdT 此式适用于理想气体单纯pVT变化的一切过程，或真实气体的恒压变温过程，或纯的液体、固体物质压力变化不大的变温过程。 4. 热力学能(又称内能)变 DU=nCV,mdT1此式适用于理想气体单纯pVT变化的一切过程。 5. 恒容热和恒压热 QV=DU (dV=0W,= 0 Qp=DH (dp=0,W=0) 6. 热容的定义式 2定压热容和定容热容 Cp=Qp/dT=(H/T)p CV=QV/dT=(U/T)V 摩尔定压热容和摩尔定容热容 Cp,m=Cp/n=(Hm/T)p CV,m=CV/n=(Um/T)V 上式分别适用于无相变变化、无化学变化、非体积功为零的恒压和恒容过程。 质量定压热容

6、 cp=Cp/m=Cp,m/M式中m和M分别为物质的质量和摩尔质量。 Cp,m-CV,m=R 此式只适用于理想气体。 摩尔定压热容与温度的关系 Cp,m=a+bT+cT2+dT3 式中a, b, c及d对指定气体皆为常数。 平均摩尔定压热容 Cp,m=T12Cp,mdT/(T2-T1) T7. 摩尔蒸发焓与温度的关系 DvapHm(T2)=DvapHm(T1)+DvapCp,mdT T1T2或 (DvaHpm/Tp)=DCvapp 式中 DvapCp,m = Cp,m(g) Cp,m(l)，上式适用于恒压蒸发过程。 8. 体积功 定义式 W=-pambdV 或 W=-pambdV W=-p(V

7、1-V2)=-nR(T2-T1) 适用于理想气体恒压过程。 W=-pam(bV1-V2) 适用于恒外压过程。 W=-pdV=-nRTln(V2/V1)=nRTln(p2/p1) 适用于理想气体恒温V1V2可逆过程。 W=DU=nCV,m(T2 适用于CV,m为常数-T)1的理想气体绝热过程。 9. 理想气体可逆绝热过程方程 (T2/T1)CV,m(V2/V1)R=1 (p2/p1)-R=1 (T2/T1)Cp,m(p2/p1)(V2/V1)r=1 上式中，g=Cp,m/CV,m称为热容比，适用于CV,m为常数，理想气体可逆绝热过程p，V，T的计算。 10. 反应进度 x=DnB/nB 上式是用

8、于反应开始时的反应进度为零的情况，DnB=nB-nB,0，nB,0为反应前B的物质的量。nB为B的反应计量系数，其量纲为一。x的量纲为mol。 11. 标准摩尔反应焓 =nBDfHm(B,b)=-nBDcHm(B,b) DrHm式中DfHm(B,b)及DcHm(B,b)分别为相态为b的物质B的标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓。上式适用于x=1 mol，在标准状态下的反应。 q12. DrHm与温度的关系 DrHm(T2)=DrHm(T1)+DrCp,mdT T1T2式中 DrCp,m=nCp,m(B)，适用于恒压反应。 B 13. 节流膨胀系数的定义式 mJ-T=(T/p)H mJ-T又称为焦耳

9、-汤姆逊系数。 第三章 热力学第二定律 主要公式及使用条件 1. 热机效率 h=-W/Q1=(Q1+Q2)/Q1=(T1-T2)/T1 式中Q1和Q2分别为工质在循环过程中从高温热源T1吸收的热量和向低温热源T2放出的热。W为在循环过程中热机中的工质对环境所作的功。此式适用于在任意两个不同温度的热源之间一切可逆循环过程。 2. 卡诺定理的重要结论 =0,可逆循环Q1/T1+Q2/T2Q/T, 不可逆 5. 熵判据 +DSamb0,不可逆 DSiso=DSsys =0,可逆 式中iso, sys和amb分别代表隔离系统、系统和环境。在隔离系统中，不可逆过程即自发过程。可逆，即系统内部及系统与环境

10、之间皆处于平衡态。在隔离系统中，一切自动进行的过程，都是向熵增大的方向进行，这称之为熵增原理。此式只适用于隔离系统。 6. 环境的熵变 DSamb=Qamb/Tamb =-Qsys/Tamb7. 熵变计算的主要公式 DS=212dU+pdV2dH-VdpQr =11TTT对于封闭系统，一切dW=0的可逆过程的DS计算式，皆可由上式导出 DS=nCV,mln(T2/T1)+nRln(V2/V1) DS=nCp,mln(T2/T1)+nRln(p1/p2) DS=nCV,mln(p2/p1)+nCp,mln(V2/V1) 上式只适用于封闭系统、理想气体、CV,m为常数，只有pVT变化的一切过程 D

11、ST=nRln(V)2/V1 nRln1(p/2p) 此式使用于n一定、理想气体、恒温过程或始末态温度相等的过程。 DS=nC )p,mln(T2/T1此式使用于n一定、Cp,m 为常数、任意物质的恒压过程或始末态压力相等的过程。 8. 相变过程的熵变 DS=DH/T此式使用于物质的量n一定，在a和b两相平衡时衡T，p下的可逆相变化。 9. 热力学第三定律 *limSm(完美晶体)=0T0或 Sm(完美晶体,0K)=0 *上式中符号代表纯物质。上述两式只适用于完美晶体。 10. 标准摩反应熵 qqDrSm=nBSm(B)B*21DrSm(T2)=DrSm(T1)+(DrCp,m/T)dT qq

12、上式中DrCp,m=nBCp,m(B)，适用于在标准状态下，反应进度为1 mol时，任一B化学反应在任一温度下，标准摩尔反应熵的计算。 11. 亥姆霍兹函数的定义 A=U-TS12. dAT=Wr 此式只适用n一定的恒温恒容可逆过程。 13. 亥姆霍兹函数判据 =0,平衡 DAT,V0,自发 只有在恒温恒容，且不做非体积功的条件下，才可用DA作为过程的判据。 14. 吉布斯函数的定义 G=H-TS15 dGT,P=Wr 此式适用恒温恒压的可逆过程。 16. 吉布斯函数判据 DGT,p=0,平衡 0,自发只有在恒温恒压，且不做非体积功的条件下，才可用DG作为过程的判据。 17. 热力学基本方程式

13、 dU=TdS-pdVdH=TdS+VdpdA=-SdT-pdVdG=-SdT+Vdp热力学基本方程适用于封闭的热力学平衡系统所进行的一切可逆过程。说的更详细些，它们不仅适用于一定量的单相纯物质，或组成恒定的多组分系统发生单纯p, V, T变化的过程。也可适用于相平衡或化学平衡的系统，由一平衡状态变为另一平衡态的过程。 18. 克拉佩龙方程 b dp/dT=DaHm/(TDbaVm)此方程适用于纯物质的a相和b相的两相平衡。 19. 克劳修斯-克拉佩龙方程 dln(p/p)=(DvapH/RT2)dTln(p2/p1)=(DvapHm/R)(1/T1-1/T2)此式适用于气-液两相平衡；气体可

14、视为理想气体；Vm(l)与Vm(g)相比可忽略不计，在T1-T2的温度范围内摩尔蒸发焓可视为常数。 对于气-固平衡，上式DvapHm则应改为固体的摩尔升华焓。 20. ln(T2/T1)=(fusVm/fusHm)(p2-p1) 式中fus代表固态物质的熔化。fusVm和fusHm为常数的固-液两相平衡才可用此式计算外压对熔点的T的影响。 21. 麦克斯韦关系式 *(T/p)S=(V/S)p-(T/V)S=(p/S)V(p/T)V=(S/V)T-(V/T)p=(S/p)T适用条件同热力学基本方程。 第四章 多组分系统热力学 主要公式及其适用条件 1. 偏摩尔量： X定义: XB= (1) nB

15、T,p,nC其中X为广延量，如VUS. XXdT+dp+XBdnB (2) 全微分式：dX=Tpp,nBBT,nB总和： X=nBXB (3) B2. 吉布斯-杜亥姆方程 在Tp 一定条件下，nBdXB=0， 或 BxdXBBB=0。 此处，xB 指B的摩尔分数，XB指B的偏摩尔量。 3. 偏摩尔量间的关系 广延热力学量间原有的关系，在它们取了偏摩尔量后，依然存在。 例：H = U + PV HB = UB + PVB ； A = U - TS AB = UB - TSB ； G = H TS GB = HB - TSB ； GpGB=V=VB;pT,nBTGBG=-SB.=-S;TTpp,n

16、B 4. 化学势 G定义 B=GB= nBT,p,nC5. 单相多组分系统的热力学公式 dU=TdS-pdV+BdnBBdH=TdS+Vdp+BdnBBdA=-SdT-pdV+BdnBBdG=-SdT+Vdp+BdnBBUB=nBS,V,nC=HnBS,p,nC=AnBT,V,nC=GnBT,p,nC GnBT,p,nC才是偏摩尔量，其余3个均不是偏摩尔量。 但按定义，只有 6. 化学势判据 0反应能自动进行；A0处于平衡态；A 0反应不能自动进行。 2 摩尔反应吉布斯函数与反应进度的关系 (Gx)T,p=nBmB=DrGmB式中的(Gx)T,p 表示在T，p及组成一定的条件下，反应系统的吉布

17、斯函数随反应进度的变化率，称为摩尔反应吉布斯函数变。 3 化学反应的等温方程 G+RTlnJDrGm=Drmp式中 DrG=nBm ，称为标准摩尔反应吉布斯函数变；Jp=P(pBpmBnBB) ，称为反应的压力商，其单位为1。此式适用理想气体或低压下真实气体，在T，p及组成一定，反应进度为1 mol时的吉布斯函数变的计算。 4 标准平衡常数的表达式 eqnBK=PpBpBeq式中pB为参加化学反应任一组分B的平衡分压力，B为B的化学计量数。K()量纲为一。若已知平衡时参加反应的任一种物质的量nB，摩尔分数yB，系统的总压力p，也可采用下式计算K： K=PnBpBnB(pn)BnBB=ynB(p

18、p)BnBnB为参加反应的气态物质化学计量式中nB为系统中气体的物质的量之和，数的代数和。此式只适用于理想气体。 5 标准平衡常数的定义式 RTlnK=-DrGmRT) 或 K=exp(-DrGm 6 化学反应的等压方程范特霍夫方程 微分式 dlnKdT=DrHmRT2 积分式 ln(K2K1=)DrHm 2T1(T2-T1)RT不定积分式 lnK=-DrHmRT+C 对于理想气体反应，DrHm=DrHm，积分式或不定积分式只适用于DrHm为常数的理想气体恒压反应。若DrHm是T的函数，应将其函数关系式代入微分式后再积分，即可得到lnK与T的函数关系式。 7 真实气体的化学平衡 eqBeqnB

19、BeqBnBeqBK=P(j)P(pp)=(pp)BBeqBpjpB上式中，分别为气体B在化学反应达平衡时的分压力、逸度和逸度eqBnB系数。K则为用逸度表示的标准平衡常数，有些书上用Kf表示。 eq 上式中 p=pBeqjB。eqB第六章 相平衡 主要公式及其适用条件 1 吉布斯相律 F=C-P+2 式中F为系统的自由度数；P为系统中的相数；2表示平衡系统只受温度、压力两个因素影响。要强调的是，C称为组分数，其定义为C=SRR，S为系统中含有的化学物质数，称物种数；R为独立的平衡化学反应数；R为除任一相中xB=1。同一种物质在各平衡相中的浓度受化学势相等限制以及R个独立化学反应的标准平衡常数

20、K对浓度限制之外，其他的浓度的独立限制条件数。 相律是表示平衡系统中相数、组分数及自由度数间的关系。供助这一关系可以解决：计算一个多组分多平衡系统可以同时共存的最多相数，即F0时，P值最大，系统的平衡相数达到最多；计算一个多组分平衡系统自由度数最多为几，即是确定系统状态所需要的独立变量数；分析一个多相平衡系统在特定条件下可能出现的状况。 应用相律时必须注意的问题：相律是根据热力学平衡条件推导而得的，故只能处理真实的热力学平衡系统；相律表达式中的2是代表温度、压力两个影响因素，若除上述两因素外，还有磁场、电场或重力场对平衡系统有影响时，则增加一个影响因素，2的数值上相应要加上1。若相平衡时两相压

21、力不等，则F=C-P+2式不能用，而需根据平衡系统中有多少个压力数值改写2这一项；要正确应用相律必须正确判断平衡系统的组分数C和相数P。而C值正确与否又取决与R与R的正确判断；自由度数F只能取0以上的正值。如果出现F0，则说明系统处于非平衡态。 2 杠杆规则 杠杆规则在相平衡中是用来计算系统分成平衡两相时，两相的相对量，如图61所示，设在温度为T下，系统中共存的两相分别为相与相。 xB a图61 说明杠杆规则的示意图 b xBMab图中M，分别表示系统点与两相的相点；xB，xB，xB分别代表整个系统，相和相的组成；n，n与n则分别为系统点，相和相的物质的量。由质量衡算可得 或 MabMna(x

22、B-xB)=nb(xB-xB)abbM-xB)na(xB=Manb(xB-xB)上式称为杠杆规则，它表示，两相之物质的量的相对大小。如式中的组成由aMbaMb摩尔分数xB，xB，xB换成质量分数wB，wB，wB时，则两相的量相应由物质的量n与n。由于杠杆规则是根据物料守恒而导出的，所以，无论两相平衡与否，皆可用杠杆规则进行计算。注意：若系统由两相构成，则两相组成一定分别处于系统总组成两侧。 abab第七章 电 化 学 主要公式及其适用条件 1迁移数及电迁移率 电解质溶液导电是依靠电解质溶液中正、负离子的定向运动而导电，即正、负离子分别承担导电的任务。但是，溶液中正、负离子导电的能力是不同的。为

23、此，采用正(负)离子所迁移的电量占通过电解质溶液的总电量的分数来表示正(负)离子之导电能力，并称之为迁移数，用t+ ( t- ) 表示。即 正离子迁移数 t+=Q+v+u+=Q+Q-v+v-u+u- 负离子迁移数 t-=Q-v-u-=Q+Q-v+v-u+u- 上述两式适用于温度及外电场一定而且只含有一种正离子和一种负离子的电解质溶液。式子表明，正(负)离子迁移电量与在同一电场下正、负离子运动速率v+与 v-有关。式中的u+ 与u- 称为电迁移率，它表示在一定溶液中，当电势梯度为1Vm-1 时正、负离子的运动速率。 若电解质溶液中含有两种以上正(负)离子时，则其中某一种离子B的迁移数t B计算式

24、为 tBz+=QBQBB2电导、电导率与摩尔电导率 衡量溶液中某一电解质的导电能力大小，可用电导G，电导率与摩尔电导率m来表述。电导G与导体的横截面As及长度l之间的关系为 G=1As=Rl 式中称为电导率，表示单位截面积，单位长度的导体之电导。对于电解质溶 液，电导率则表示相距单位长度，面积为单位面积的两个平行板电极间充满 电解质溶液时之电导，其单位为S m-1。若溶液中含有B种电解质时，则该溶液的电导率应为B种电解质的电导率之和，即 (溶液)=BB虽然定义电解质溶液电导率时规定了电极间距离、电极的面积和电解质溶液的体积，但因未规定相同体积电解质溶液中电解质的量，于是，因单位体积中电解质的物

25、质的量不同，而导致电导率不同。为了反映在相同的物质的量条件下，电解质的导电能力，引进了摩尔电导率的概念。电解质溶液的摩尔电导率m定义是该溶液的电导率与其摩尔浓度c之比，即 m=c m表示了在相距为单位长度的两平行电极之间放有物质的量为1 mol电解质之溶液的电导。单位为S m2 mol-1 。使用m时须注意：(1)物质的量之基本单元。因为某电解质B的物质的量nB正比于B的基本单元的数目。例如，在25 0C下，于相距为l m的两平行电极中放人1mol BaSO4(基本单元)时，溶液浓度为c ，其1m(BaSO4 ，298.15K)= 2.87010-2 S m2 mol-1 。若基本单元取(2B

26、aS04)，则上11述溶液的浓度变为c，且c=2c 。于是，m(2BaS04，298.15K)= 2m(BaS04，298.15K)=1.43510-2 S m2 mol-1；(2)对弱电解质，是指包括解离与未解离部分在内总物质的量为1 mol的弱电解质而言的。m是衡量电解质导电能力应用最多的，但它数值的求取却要利用电导率，而的获得又常需依靠电导G的测定。 3. 离子独立运动定律与单种离子导电行为 =-Ac mmm摩尔电导率与电解质的浓度c之间有如下关系: 此式只适用于强电解质的稀溶液。式中A与 m 在温度、溶液一定下均为常数。m是c0时的摩尔电导率，故称为无限稀释条件下电解质的摩尔电导率。m

27、是电解质的重要特性数据，因为无限稀释时离子间无静电作用，离子独立运动彼此互不影响，所以，在同一温度、溶剂下，不同电解质的m数值不同是因组成电解质的正、负离子的本性不同。因此，进一步得出 m=+m ,+-m ,- 式中+与-分别为电解质C+A-全部解离时的正、负离子的化学计量数，m ,+m与 ,-则分别为溶液无限稀时正、负离子的摩尔电导率。此式适用溶剂、温度一定条件下，任一电解质在无限稀时的摩尔电导率的计算。而m ,+和m ,-可通过tm B实验测出一种电解质在无限稀时的与迁移数 ，再由下式算出： +m,+-m,-mt+=m;t-=利用一弱电解质的m 值及一同温同溶剂中某一浓度(稀溶液)的该弱电

28、解质之m ，则从下式可计算该弱电解质在该浓度下的解离度: =mm4电解质离子的平均活度和平均活度系数 强电解质C+A-解离为+C离子和-A离子，它们的活度分别为a， +-a+ ，a - ，三者间关系如下：a=a+a- z+z-因实验只能测得正、负离子的平均活度a，而a与a，a+，a - 的关系为 +-a=a=a+a-;=+- ba=另外 0b 式中：b称为平均质量摩尔浓度，其与正、负离子的质量摩尔浓度b+，b- 的关+-b=bb+-系为 。 式中称离子平均活度系数，与正、负离子的活度系()+-=+-数+，-的关系为 。 ()5. 离子强度与德拜休克尔极限公式 离子强度的定义式为 I=12。式中

29、bB与ZB分别代表溶液中某离子bBZB2BB的质量摩尔浓度与该离子的电荷数。单位为molkg -1。I 值的大小反映了电解质溶液中离子的电荷所形成静电场强度之强弱。I的定义式用于强电解质溶液。若溶液中有强、弱电解质时，则计算I值时，需将弱电解质解离部分离子计算在内。 德拜休克尔公式：lg =-A z+z-I 上式是德拜休克尔从理论上导出的计算 的式子，它只适用于强电解质极稀浓度的溶液。A为常数，在25 0C的水溶液中A= - 0.509(kgmol-1)1/2 。 6. 可逆电池对环境作电功过程的rGm,rSm,rHm，Ko及Qr的计算 在恒T，p，可逆条件下，若系统经历一过程是与环境间有非体

30、积功交换时， 则 DG = Wr 当系统(原电池)进行1 mol反应进度的电池反应时，与环境交换的电功W= - zFE，于是 DrGm= -zFE 式中z为1mol反应进度的电池反应所得失的电子之物质的量，单位为mol电子mol反应，F为1mol电子所带的电量，单位为C mol-1电子。 E如能得到恒压下原电池电动势随温度的变化率(亦称为电动势的温Tp度系数)，则恒压下反应进度为1mol的电池反应之熵差 DrSm可由下式求得: Dr S m =-rGmE=zF TpTpE再据恒温下，DrGm = DrHm T Dr Sm，得Dr Hm = -zFE + zFT 。 Tp此式与DrGm一样，适用

31、于恒T，p 下反应进度为1mol的电池反应。 若电池反应是在温度为T 的标准状态下进行时，则 Go=-zFEorm于是 lnKO=zFEO/RT 此式用于一定温度下求所指定的原电池反应的标准平衡常数KO。式中EO称为标准电动势。 7. 原电池电动势E的求法 计算原电池电动势的基本方程为能斯特方程。如电池反应 aA(aA)+cC(aC) = dD(aD)+f F(aF) 则能斯特方程为 dfaFRTaDE=E-lnac zFaAaCO上式可以写成 E=EO-RTBlnaB zF上式表明，若已知在一定温度下参加电池反应的各物质活度与电池反应的得失电子的物质的量，则E就可求。反之，当知某一原电池的电动势，亦能求出参加电池反应某物质的活度或离子平均活度系数 。应用能斯特方程首要的是要正确写出电池反应式。 在温度为T，标准状态下且氢离子活度aH+为1时的氢电极定作原电池阳极并规定该氢电极标准电极电势为零，并将某电极作为阴极(还原电极)，与标准氢组成一原电池，此电池电动势称为还原电极的电极电势，根据能斯特方程可以写出该电极电势与电极上还原反应的还原态物