物理化学-期中复习

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1、物理化学(III)PHYSICALCHEMISTRYI重要概念II基本公式III典型习题期中复习I重要概念热力学平衡状态:如果处在一定环境条件下的系统,其所有的性质均不随时间而变化;而且当此系统与环境隔离后,也不会引起系统任何性质的变化,则称该系统处于热力学平衡状态。平衡状态四要素:热平衡(T),力平衡(P),相平衡,化学平衡状态函数:描述（确定）系统状态的系统的各宏观物理性质（如温度、压力、体积、内能、焓、熵、G、A等）称为系统的热力学性质，又称为状态函数。状态函数性质：一个组成不变的均相体系，只需两个强度性质即可确定系统所有的强度性质；当系统由一

2、个状态变化到另一个状态时，状态函数的增量只取决于系统的初、末态，而与具体变化的路径无关。热和功：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：Q吸>0Q放<0；除热以外的其它能量都称为功，用符号W表示，环境对体系作功W>0，体系对环境作功W<0；Q和W与变化途径有关。热力学第一定律：一个封闭系统其热力学能的增加等于系统从环境吸收的热量与环境对系统做功之和。可逆过程：体系状态变化时，经一过程如果能使体系和环境都恢复到原来的状态而未留下任何永久性的变化，则该过程称为热力学可逆过程，否则为不可逆过程。可逆过程的特点：（1）状态变化时推动力

3、与阻力相差无限小，体系与环境始终无限接近于平衡态；（2）过程中的任何一个中间态都可以从正、逆两个方向到达；（3）体系变化一个循环后，体系和环境均恢复原态，变化过程中无任何耗散效应；（４）等温可逆过程中，体系对环境作最大功，环境对体系作最小功。热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式，即注明物态、温度、压力、热效应等的化学方程式。标准摩尔生成焓：标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下一摩尔物质的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓，用表示。克劳修斯（Clausius）的说法：“不可能把热从低温物体传到高温物体，而不引起其它变化。”开尔文

4、（Kelvin）的说法：“不可能从单一热源取出热使之完全变为功，而不发生其它的变化。”后来被奥斯特瓦德(Ostward)表述为：“第二类永动机是不可能造成的”。热力学第二定律：熵增原理，Clausisius不等式，熵判据“>”号为不可逆过程“=”号为可逆过程“>”号为自发过程“=”号为处于平衡状态如果体系在等温、等压、且不作非膨胀功的条件下，或吉布斯自由能判据：等号表示可逆过程，不等号表示是一个自发的不可逆过程，即自发变化总是朝着吉布斯自由能减少的方向进行。逸度（真实气体压力）：f=γP活度（真实溶液浓度）：化学反应的方向与限度：用判断都是等效的。反

5、应自发地向右进行反应自发地向左进行，不可能自发向右进行反应达到平衡van’tHoff公式的微分式温度对平衡影响：对放热反应，，升高温度，降低，对正反应不利。对吸热反应，，升高温度，增加，对正反应有利。II基本公式U=Q+W；dU=Q+W；体积功：H=U+pV热力学函数四个基本公式和Maxwell关系式：相律（phaserule）：反应平衡常数：１．0.2mol某理想气体，从273K，1MPa定压加热到523K，计算该过程的Q，W，U，H。已知该气体的Cp,m=(20＋7×10-3T/K)J·mol1·K1。解：Q==n[a（T2－T1）

6、＋b/2（T22－T12）]把数据代入，得Q=1.14kJW=－pV=－nRT=－0.42kJU=Q＋W=0.72kJH=Q=1.14kJIII典型习题２．2mol某理想气体，其定容摩尔热容，由500K，4052kPa的始态，依次经历下列过程：（1）在恒外压2026kPa下，绝热膨胀至平衡态，（2）再可逆绝热膨胀至1013kPa；（3）最后定容加热至500K的终态。试求整个过程的Q，W，U，H，S，Ｇ。解：（1）Q1=0，U1=W1，nCVm（T2－T1），（2）Q2=0，（3）V=0，W3=0，整个过程：Q=Q1+QR+

7、Q3=491kJ，U=0，H=0，Q+W=U，故W=－Q=－491kJ解：３.25℃时，异丙醇(A)和苯(B)的液态混合物，当xA=0.700时，测得pA=4852.9Pa，蒸气总压力p=13305.6Pa，试计算异丙醇(A)和苯(B)的活度和活度因子（均以纯液体A或B为标准态）。（已知25℃时纯异丙醇pA*=5866.2Pa；纯苯pB*=12585.6Pa。）４.在温度恒定于375K的抽空容器中，放入Cl2(g)与SO2(g)。若它们之间不发生反应时，则分压力分别为47836Pa与44786Pa。但因发生反应，故反应达平衡时，系统的总压力

8、为86100Pa。(1)反应SO2Cl2(g)==SO2(g)+Cl2(g)在375K下的rGm；(2)