扫一扫
关注中图网
官方微博
本类五星书更多>
-
>
宇宙、量子和人类心灵
-
>
考研数学专题练1200题
-
>
希格斯:“上帝粒子”的发明与发现
-
>
神农架叠层石:10多亿年前远古海洋微生物建造的大堡礁
-
>
二十四史天文志校注(上中下)
-
>
声音简史
-
>
浪漫地理学:追寻崇高景观
物理化学 版权信息
- ISBN：9787030298683
- 条形码：9787030298683 ; 978-7-03-029868-3
- 装帧：一般胶版纸
- 册数：暂无
- 重量：暂无
- 所属分类：>
物理化学 内容简介
本书是在总结多年本科物理化学课程教学工作经验的基础上编写而成的，内容包括气体、热力学定律、热力学第二定律、多组分体系热力学、化学平衡、相平衡、统计热力学基础、界面现象、传递现象、宏观反应动力学、基元反应速率理论、各类反应的动力学、电解质溶液、电化学平衡、电极过程、胶体化学等，共十六章。本书着重阐述基本概念、基本原理、基本方法及其应用，配有例题和习题；表述详细，论述系统，便于学生自学；将超临界流体化学、生物电化学、固体电解质、膜催化反应、光催化与纳米材料等内容编入有关章节，使本书既保留传统的基础内容，又能反映学科的发展，利于学生开展研究性学习；本书适用于化学类专业（化学、应用化学、材料科学与工程、化工、冶金等）和近化学类专业（生物学、生物技术、药学、环境科学与工程、轻工、食品等）用作教材和参考书。
物理化学 目录
目录
前言
第1章 气体 1
1.1 理想气体 1
1.1.1 气体状态 1
1.1.2 气体定律 2
1.2 实际气体 6
1.2.1 实际气体的行为 6
1.2.2 实际气体的等温线及临界点 8
1.2.3 范德华方程 9
1.2.4 对应状态原理与压缩因子图 11
习题 12
第2章 热力学**定律 14
2.1 基本概念及术语 14
2.1.1 体系与环境 14
2.1.2 热力学变量 15
2.1.3 热与功 15
2.1.4 热力学平衡态 17
2.1.5 可逆过程 17
2.2 热力学第零定律 18
2.2.1 热力学第零定律 18
2.2.2 温度的概念 18
2.2.3 理想气体温标 20
2.3 热力学**定律 21
2.4 焓和热容 23
2.5 热力学**定律对理想气体的应用 25
2.5.1 理想气体的热力学能 25
2.5.2 理想气体的热容差 25
2.5.3 绝热可逆途径方程式和绝热功 27
2.5.4 卡诺循环 29
2.5.5 焦耳汤姆孙效应与气体的液化 31
2.6 热化学 33
2.6.1 反应热效应的测定 34
2.6.2 等压热效应与等容热效应 34
2.6.3 反应进度 35
2.6.4 热化学方程式 36
2.6.5 赫斯定律 36
2.6.6 生成焓 37
2.6.7 燃烧焓 39
2.6.8 溶解热与稀释热 40
2.6.9 反应热与温度的关系——基尔霍夫公式 40
2.6.10 火焰温度的计算 43
2.6.11 反应器的热量衡算 44
习题 47
第3章 热力学第二定律 51
3.1 自发过程的方向性——热力学第二定律的实践基础 51
3.1.1 摩擦过程 51
3.1.2 热传导过程 52
3.1.3 自由膨胀过程 52
3.1.4 化学过程 52
3.1.5 自发过程的共同特征 52
3.2 热力学第二定律 53
3.2.1 热力学第二定律的文字表述 53
3.2.2 热力学第二定律的统计意义 54
3.3 熵函数的引出及熵判据 55
3.3.1 熵——描述体系状态的一个热力学函数 55
3.3.2 卡诺定理 55
3.3.3 熵的定义 56
3.3.4 克劳修斯不等式 58
3.3.5 熵增加原理 59
3.3.6 熵和无用能 60
3.4 熵变的计算 61
3.4.1 等温可逆过程 61
3.4.2 非等温可逆过程 61
3.4.3 理想气体变化过程 62
3.4.4 不可逆过程 62
3.4.5 化学过程的熵变 63
3.4.6 T-S图及其应用 63
3.5 亥姆霍兹自由能、吉布斯自由能和平衡判据 64
3.5.1 亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能 64
3.5.2 平衡判据 66
3.6 热力学函数间的数学关系式 67
3.6.1 几个热力学函数问的关系及其物理意义 67
3.6.2 封闭体系的热力学基本公式 68
3.6.3 热力学状态函数的偏导数、特性函数 69
3.6.4 麦克斯韦关系式 70
3.6.5 吉布斯亥姆霍兹方程 73
3.6.6 △A和△G的计算 74
3.7 非平衡态热力学与耗散结构简介 78
3.7.1 开放体系的熵变 78
3.7.2 有序结构和自组织现象 80
3.7.3 线性非平衡态热力学 82
3.7.4 耗散结构——远离平衡态体系的分支现象 85
习题 87
第4章 多组分体系热力学 90
4.1 引言 90
4.1.1 多组分体系的一些概念 90
4.1.2 溶液组成的表示法 90
4.2 偏摩尔量 91
4.2.1 偏摩尔量的定义 91
4.2.2 偏摩尔量的性质 92
4.2.3 偏摩尔量的测定 94
4.3 化学势 95
4.3.1 化学势的定义 95
4.3.2 相平衡条件 97
4.4 气体热力学 98
4.4.1 理想气体的化学势 98
4.4.2 理想气体混合物 99
4.4.3 非理想气体的化学势 101
4.4.4 菲理想气体混合物 103
4.5 拉乌尔定律和亨利定律 104
4.5.1 拉乌尔定律 104
4.5.2 亨利定律 104
4.6 理想溶液 105
4.6.1 理想溶液的定义 105
4.6.2 理想溶液的通性 106
4.7 稀溶液 108
4.7.1 稀溶液中各组分的化学势 108
4.7.2 稀溶液的依数性 109
4.8 非理想溶液 114
4.8.1 活度的定义 114
4.8.2 活度系数的测定 115
4.8.3 渗透系数 117
4.8.4 超额函数 117
4.9 分配定律 120
习题 121
第5章 化学平衡 124
5.1 化学反应的方向与限度 124
5.1.1 反应体系的吉布斯自由能 124
5.1.2 化学反应的平衡条件 126
5.1.3 化学反应等温式 127
5.2 反应的标准吉布斯自由能变化 129
5.2.1 化学反应的△rGm和△rGm 129
5.2.2 物质的标准摩尔生成吉布斯自由能 130
5.3 热力学第三定律 131
5.3.1 能斯特热定理 132
5.3.2 普朗克假设 132
5.3.3 热力学第三定律 133
5.3.4 标准摩尔熵 133
5.3.5 化学反应熵变的计算 135
5.4 平衡常数的各种表示方法 137
5.4.1 气相反应的平衡常数 137
5.4.2 液相反应的平衡常数 139
5.4.3 复相反应的平衡常数 142
5.4.4 标准平衡常数与计量方程的关系 143
5.5 平衡常数的求算及其应用 144
5.5.1 乎衡常数的实验测定 144
5.5.2 平衡常数的计算 144
5.5.3 平衡常数的应用 148
5.5.4 同时平衡 152
5.6 温度对平衡常数的影响 154
5.6.1 温度对标准平衡常数的影响 154
5.6.2 温度对气相反应Kf、Kp、Kc的影响 155
习题 156
第6章 相平衡 161
6.1 多相体系的平衡条件 161
6.1.1 组成可变的多相体系 161
6.1.2 平衡判据 162
6.1.3 热平衡条件 163
6.1.4 力平衡条件 163
6.1.5 相平衡条件 163
6.2 相律 164
6.2.1 相 164
6.2.2 组分数 164
6.2.3 自由度 165
6.2.4 相律的推导 166
6.3 单组分体系 167
6.3.1 两相间的平衡和相图 167
6.3.2 克拉贝龙方程 168
6.3.3 压力对蒸气压的影响 171
6.3.4 单组分体系的三相平衡和水及硫的相图 172
6.3.5 超临界流体的应用 174
6.4 二组分体系 175
6.4.1 完全互溶的双液体系 176
6.4.2 部分互溶的双液体系 184
6.4.3 完全不互溶的双液体系 187
6.4.4 固相完全不互溶的二组分固液体系 189
6.4.5 形成固溶体的二组分固液体系 194
6.4.6 区域熔炼 197
6.4.7 二组分固液体系相图的一些规律 198
6.5 三组分体系 200
6.5.1 三组分体系的组成表示法 200
6.5.2 部分互溶的三液体系 201
6.5.3 二盐水体系 204
6.5.4 具有低共熔混舍物的三组分体系 207
6.6 二级相变 208
习题 211
第7章 统计热力学基础 217
7.1 概论 217
7.1.1 统计热力学的研究方法和任务 217
7.1.2 统计体系的分类 218
7.1.3 数学知识 218
7.2 分子的运动形式及能级公式 220
7.2.1 分子的运动形式 220
7.2.2 平动能级 220
7.2.3 转动能级 221
7.2.4 振动能级 221
7.2.5 电子运动能级和核运动能级 222
7.2.6 分子能级 222
7.3 粒子的能量分布和独立粒子体系的微观状态数 223
7.3.1 宏观状态和微观状态 223
7.3.2 能量分布 223
7.3.3 定位体系的微观状态数 225
7.3.4 非定位体系的微观状态数 225
7.4 *概然分布 226
7.4.1 统计热力学的基本假定 226
7.4.2 玻耳兹曼定理 227
7.4.3 *概然分布 228
7.5 玻耳兹曼分布定律 231
7.5.1 玻耳兹曼分布定律 231
7.5.2 配分函数 233
7.6 配分函数与热力学函数的关系 236
7.6.1 非定位体系的热力学函数 236
7.6.2 定位体系的热力学函数 238
7.6.3 各种运动形式对热力学函数的贡献 238
7.7 热力学三大定律的本质 239
7.7.1 热力学**定律的本质 239
7.7.2 热力学第二定律的本质 240
7.7.3 热力学第三定律的本质 241
7.8 配分函数的计算 242
7.8.1 平动配分函数 242
7.8.2 转动配分函数 243
7.8.3 振动配分函数 245
7.8.4 电子配分函数 247
7.8.5 核配分函数 247
7.8.6 粒子的全配分函数 248
7.9 统计熵的计算 248
7.9.1 平动熵 249
7.9.2 转动熵 250
7.9.3 振动熵 250
7.9.4 电子熵 250
7.10 统计热力学原理应用示例 251
7.10.1 理想气体状态方程的导出 251
7.10.2 气体热容的计算 252
7.10.3 原子晶体的热容 255
7.10.4 理想气体反应平衡常数的计算 256
习题 263
第8章 宏观反应动力学 266
8.1 化学动力学的任务 266
8.2 化学反应速率及其测定方法 268
8.2.1 化学反应速率的表示方法 268
8.2.2 测定化学反应速率的方法 270
8.3 化学反应的速率方程 270
8.3.1 质量作用定律 271
8.3.2 反应级数和反应分子数 271
8.3.3 速率常数 272
8.4 具有简单级数反应的速率方程 272
8.4.1 一级反应 272
8.4.2 二级反应 273
8.4.3 三级反应 275
8.4.4 零级反应 277
8.4.5 反应速率方程的确定 277
8.5 温度对反应速率的影响 281
8.5.1 经验规则 281
8.5.2 活化能的物理意义 283
8
前言
第1章 气体 1
1.1 理想气体 1
1.1.1 气体状态 1
1.1.2 气体定律 2
1.2 实际气体 6
1.2.1 实际气体的行为 6
1.2.2 实际气体的等温线及临界点 8
1.2.3 范德华方程 9
1.2.4 对应状态原理与压缩因子图 11
习题 12
第2章 热力学**定律 14
2.1 基本概念及术语 14
2.1.1 体系与环境 14
2.1.2 热力学变量 15
2.1.3 热与功 15
2.1.4 热力学平衡态 17
2.1.5 可逆过程 17
2.2 热力学第零定律 18
2.2.1 热力学第零定律 18
2.2.2 温度的概念 18
2.2.3 理想气体温标 20
2.3 热力学**定律 21
2.4 焓和热容 23
2.5 热力学**定律对理想气体的应用 25
2.5.1 理想气体的热力学能 25
2.5.2 理想气体的热容差 25
2.5.3 绝热可逆途径方程式和绝热功 27
2.5.4 卡诺循环 29
2.5.5 焦耳汤姆孙效应与气体的液化 31
2.6 热化学 33
2.6.1 反应热效应的测定 34
2.6.2 等压热效应与等容热效应 34
2.6.3 反应进度 35
2.6.4 热化学方程式 36
2.6.5 赫斯定律 36
2.6.6 生成焓 37
2.6.7 燃烧焓 39
2.6.8 溶解热与稀释热 40
2.6.9 反应热与温度的关系——基尔霍夫公式 40
2.6.10 火焰温度的计算 43
2.6.11 反应器的热量衡算 44
习题 47
第3章 热力学第二定律 51
3.1 自发过程的方向性——热力学第二定律的实践基础 51
3.1.1 摩擦过程 51
3.1.2 热传导过程 52
3.1.3 自由膨胀过程 52
3.1.4 化学过程 52
3.1.5 自发过程的共同特征 52
3.2 热力学第二定律 53
3.2.1 热力学第二定律的文字表述 53
3.2.2 热力学第二定律的统计意义 54
3.3 熵函数的引出及熵判据 55
3.3.1 熵——描述体系状态的一个热力学函数 55
3.3.2 卡诺定理 55
3.3.3 熵的定义 56
3.3.4 克劳修斯不等式 58
3.3.5 熵增加原理 59
3.3.6 熵和无用能 60
3.4 熵变的计算 61
3.4.1 等温可逆过程 61
3.4.2 非等温可逆过程 61
3.4.3 理想气体变化过程 62
3.4.4 不可逆过程 62
3.4.5 化学过程的熵变 63
3.4.6 T-S图及其应用 63
3.5 亥姆霍兹自由能、吉布斯自由能和平衡判据 64
3.5.1 亥姆霍兹自由能和吉布斯自由能 64
3.5.2 平衡判据 66
3.6 热力学函数间的数学关系式 67
3.6.1 几个热力学函数问的关系及其物理意义 67
3.6.2 封闭体系的热力学基本公式 68
3.6.3 热力学状态函数的偏导数、特性函数 69
3.6.4 麦克斯韦关系式 70
3.6.5 吉布斯亥姆霍兹方程 73
3.6.6 △A和△G的计算 74
3.7 非平衡态热力学与耗散结构简介 78
3.7.1 开放体系的熵变 78
3.7.2 有序结构和自组织现象 80
3.7.3 线性非平衡态热力学 82
3.7.4 耗散结构——远离平衡态体系的分支现象 85
习题 87
第4章 多组分体系热力学 90
4.1 引言 90
4.1.1 多组分体系的一些概念 90
4.1.2 溶液组成的表示法 90
4.2 偏摩尔量 91
4.2.1 偏摩尔量的定义 91
4.2.2 偏摩尔量的性质 92
4.2.3 偏摩尔量的测定 94
4.3 化学势 95
4.3.1 化学势的定义 95
4.3.2 相平衡条件 97
4.4 气体热力学 98
4.4.1 理想气体的化学势 98
4.4.2 理想气体混合物 99
4.4.3 非理想气体的化学势 101
4.4.4 菲理想气体混合物 103
4.5 拉乌尔定律和亨利定律 104
4.5.1 拉乌尔定律 104
4.5.2 亨利定律 104
4.6 理想溶液 105
4.6.1 理想溶液的定义 105
4.6.2 理想溶液的通性 106
4.7 稀溶液 108
4.7.1 稀溶液中各组分的化学势 108
4.7.2 稀溶液的依数性 109
4.8 非理想溶液 114
4.8.1 活度的定义 114
4.8.2 活度系数的测定 115
4.8.3 渗透系数 117
4.8.4 超额函数 117
4.9 分配定律 120
习题 121
第5章 化学平衡 124
5.1 化学反应的方向与限度 124
5.1.1 反应体系的吉布斯自由能 124
5.1.2 化学反应的平衡条件 126
5.1.3 化学反应等温式 127
5.2 反应的标准吉布斯自由能变化 129
5.2.1 化学反应的△rGm和△rGm 129
5.2.2 物质的标准摩尔生成吉布斯自由能 130
5.3 热力学第三定律 131
5.3.1 能斯特热定理 132
5.3.2 普朗克假设 132
5.3.3 热力学第三定律 133
5.3.4 标准摩尔熵 133
5.3.5 化学反应熵变的计算 135
5.4 平衡常数的各种表示方法 137
5.4.1 气相反应的平衡常数 137
5.4.2 液相反应的平衡常数 139
5.4.3 复相反应的平衡常数 142
5.4.4 标准平衡常数与计量方程的关系 143
5.5 平衡常数的求算及其应用 144
5.5.1 乎衡常数的实验测定 144
5.5.2 平衡常数的计算 144
5.5.3 平衡常数的应用 148
5.5.4 同时平衡 152
5.6 温度对平衡常数的影响 154
5.6.1 温度对标准平衡常数的影响 154
5.6.2 温度对气相反应Kf、Kp、Kc的影响 155
习题 156
第6章 相平衡 161
6.1 多相体系的平衡条件 161
6.1.1 组成可变的多相体系 161
6.1.2 平衡判据 162
6.1.3 热平衡条件 163
6.1.4 力平衡条件 163
6.1.5 相平衡条件 163
6.2 相律 164
6.2.1 相 164
6.2.2 组分数 164
6.2.3 自由度 165
6.2.4 相律的推导 166
6.3 单组分体系 167
6.3.1 两相间的平衡和相图 167
6.3.2 克拉贝龙方程 168
6.3.3 压力对蒸气压的影响 171
6.3.4 单组分体系的三相平衡和水及硫的相图 172
6.3.5 超临界流体的应用 174
6.4 二组分体系 175
6.4.1 完全互溶的双液体系 176
6.4.2 部分互溶的双液体系 184
6.4.3 完全不互溶的双液体系 187
6.4.4 固相完全不互溶的二组分固液体系 189
6.4.5 形成固溶体的二组分固液体系 194
6.4.6 区域熔炼 197
6.4.7 二组分固液体系相图的一些规律 198
6.5 三组分体系 200
6.5.1 三组分体系的组成表示法 200
6.5.2 部分互溶的三液体系 201
6.5.3 二盐水体系 204
6.5.4 具有低共熔混舍物的三组分体系 207
6.6 二级相变 208
习题 211
第7章 统计热力学基础 217
7.1 概论 217
7.1.1 统计热力学的研究方法和任务 217
7.1.2 统计体系的分类 218
7.1.3 数学知识 218
7.2 分子的运动形式及能级公式 220
7.2.1 分子的运动形式 220
7.2.2 平动能级 220
7.2.3 转动能级 221
7.2.4 振动能级 221
7.2.5 电子运动能级和核运动能级 222
7.2.6 分子能级 222
7.3 粒子的能量分布和独立粒子体系的微观状态数 223
7.3.1 宏观状态和微观状态 223
7.3.2 能量分布 223
7.3.3 定位体系的微观状态数 225
7.3.4 非定位体系的微观状态数 225
7.4 *概然分布 226
7.4.1 统计热力学的基本假定 226
7.4.2 玻耳兹曼定理 227
7.4.3 *概然分布 228
7.5 玻耳兹曼分布定律 231
7.5.1 玻耳兹曼分布定律 231
7.5.2 配分函数 233
7.6 配分函数与热力学函数的关系 236
7.6.1 非定位体系的热力学函数 236
7.6.2 定位体系的热力学函数 238
7.6.3 各种运动形式对热力学函数的贡献 238
7.7 热力学三大定律的本质 239
7.7.1 热力学**定律的本质 239
7.7.2 热力学第二定律的本质 240
7.7.3 热力学第三定律的本质 241
7.8 配分函数的计算 242
7.8.1 平动配分函数 242
7.8.2 转动配分函数 243
7.8.3 振动配分函数 245
7.8.4 电子配分函数 247
7.8.5 核配分函数 247
7.8.6 粒子的全配分函数 248
7.9 统计熵的计算 248
7.9.1 平动熵 249
7.9.2 转动熵 250
7.9.3 振动熵 250
7.9.4 电子熵 250
7.10 统计热力学原理应用示例 251
7.10.1 理想气体状态方程的导出 251
7.10.2 气体热容的计算 252
7.10.3 原子晶体的热容 255
7.10.4 理想气体反应平衡常数的计算 256
习题 263
第8章 宏观反应动力学 266
8.1 化学动力学的任务 266
8.2 化学反应速率及其测定方法 268
8.2.1 化学反应速率的表示方法 268
8.2.2 测定化学反应速率的方法 270
8.3 化学反应的速率方程 270
8.3.1 质量作用定律 271
8.3.2 反应级数和反应分子数 271
8.3.3 速率常数 272
8.4 具有简单级数反应的速率方程 272
8.4.1 一级反应 272
8.4.2 二级反应 273
8.4.3 三级反应 275
8.4.4 零级反应 277
8.4.5 反应速率方程的确定 277
8.5 温度对反应速率的影响 281
8.5.1 经验规则 281
8.5.2 活化能的物理意义 283
8
展开全部
物理化学 节选
第1章 气体 物质主要有三种聚集状态：气态、液态和固态。气态是以气体形式存在的物质的总称。气态的特征是没有一定的形状和体积，气态物质能够充满整个容器，其体积和形状依容器而定，对温度和压力的变化十分敏感。气体分子间距较大，相互作用力弱，故易被压缩，易流动，气体分子做无规则热运动，其温度取决于分子的平均动能，分子与器壁的不断碰撞则产生压力（强）。有时把临界温度以上的气态物质称为气体，把临界温度以下的气态物质称为蒸气。气体概念也可延伸到其他领域，如金属中自由电子的集合称为电子气。在自然界物质主要的三种聚集状态中，气态是*简单的物质状态，有着*简单的定量描述。通过对气体的讨论学习，可以了解科学研究的一般方法，即从获得的实验结果出发，通过建立理论的微观分子模型，得出一般的规律或定律，从而对观察到的宏观现象做出微观本质的解释。另外，由简单（理想）气体导出的方程，经过修正，可以用于研究更复杂的物质体系；同时，也为学习热力学和统计热力学理论提供了一个简单易懂的物质体系。 1.1 理想气体 理想气体是指分子间无相互作用力、分子的体积可视为零的气体。可将理想气体描述为：大量做无规则运动的气体分子的集合体；相对于分于之间的距离以及整个容器的总体积来说，气体分子本身的体积可以忽略不计，气体分子能够当成质点处理；气体分子之间距离很大，分子间的作用力可忽略不计，分子间的碰撞为弹性碰撞，即在碰撞前后总动量不损失。理想气体实际上并不存在，它是一个科学的抽象概念，建立这种人为模型是为了简化实际研究中的复杂问题，而实际问题可以通过修正理想模型得以解决。真实气体分子本身有体积，分子之间有作用力，只有在高温（>0℃）、低压（101.3 kPa）下实际气体与理想气体的行为才很接近。 1.1.1 气体状态 通常纯气体所处的状态可以用压力、体积、温度、物质的量四个宏观物理量来描述。大量实验表明，当其中任意三个物理量确定时，第四个物理量就确定了。也就是说，我们可以用一个方程式将这四个表示气体状态的物理量相互关联。这个联系压力、体积、温度和物质的量四者之间关系的方程称为状态方程。状态方程通常的表示形式为 （1-1） 由式（1-1）知，对于确定的某种气体，如果知道它在某个状态下的n、T、V的值，那么在此状态下气体的压力也就确定了。 1.1.2 气体定律 早在17～18世纪，不少学者就研究了低压下气体的行为，根据实验归纳总结出一系列经验定律。例如，波义耳（Boyle）定律、盖 吕萨克（Gay-Lussac）定律和阿伏伽德罗（Avogadro）定律，以及道尔顿（Dalton）分压定律等。这里我们介绍如何从三个经验定律（波义耳定律、盖 吕萨克定律和阿伏伽德罗定律）导出理想气体的状态方程。 1．波义耳定律 1621年，波义耳提出，定温下一定量的气体，其体积与其压力成反比，即 pV =C （1-2） 式中，p为气体的压力；V为气体体积；C为常数。式（1-2）也可表示为 （1-3） 实验数据表明，波义耳定律只在低压下正确。严格意义上讲，实际气体只有在压力趋于零时才符合波义耳定律，这是因为只有在低压下，气体分子之间间距较大而其相互作用影响很小。 2．盖 吕萨克定律 查尔斯（Charles）和盖 吕萨克研究了压力恒定的条件下，温度与气体体积之间的关系。他们发现，在一定压力下，一定量气体的体积与其热力学温度成正比，即 （1-4） 式中，T为热力学温度，单位是K（开[尔文]）；C′为常数。T与摄氏温度（t）之间的美系是 T/K＝t／℃+273.15 （1-5） 在体积恒定的条件下，盖 吕萨克定律描述温度与气体压力之间的关系也可表示为 （1-6） 式中，C″为常数。 由盖 吕萨克定律可外推出：任何气体的体积在t= -273.15℃都是0，所以热力学温标的零点设定在-273.15℃。波义耳定律和盖 吕萨克定律表示的都是在气体的体积V、压力p、温度T三者之一为定值时，其他两个变量间的关系。 3．阿伏伽德罗定律 从实验事实中归纳出的另一个重要的经验定律就是阿伏伽德罗定律。1811年，阿伏伽德罗提出，在同温同压下，相同体积的不同气体含有相同数目的分子，即 （1-7） 式中，n为物质的量，单位是mol（摩[尔]）；Vm为摩尔体积。根据阿伏伽德罗定律，在一定温度、压力下，气体的摩尔体积是一个与气体种类无关的常数。1mol理想气体在0℃和1 atm（标准状况，STP）下的摩尔体积等于24.41 L mol-1。 1971年10月，第十四届国际计量大会上正式通过有关“物质的量”的单位——摩[尔]的概念。其定义如下： （1）摩[尔]是一体系的物质的量，该体系中所包含的基本单元数与0.012 kg 12C的原子数目相等。由实验测定，该数目为阿伏伽德罗常量NA，其值为6.0221367×1023，一般近似地取作6.022×1023。 （2）在使用摩[尔]时，微粒的基本单元应予以明确，它们可以是原子、分子、离子、电子及其他粒子，或者是这些粒子的特定组合。在国际单位制（SI制）中，摩[尔]用符号“mol”表示。 因此，摩[尔]就是以0.012 kg12C中所含的原子个数为标准来衡量其他物质中所含的基本单元数目的多少。例如，1 mol 12 C含有N+个12C原子，1 mol H2O含有NA个H2O分子，1 mol Ca2+含有NA个Ca2+。 在使用“物质的量”及其单位（摩[尔]）的概念时，需注意以下几点： （1）摩[尔]是物理量“物质的量”所选定的一种单位，是国际单位制中七个基本单位之一。这些基本单位各自独立，是不能相互替代、相互包容的。我们不能认为“摩[尔]包含有质量的意义”。 （2）某物系中所含有的基本单元数是阿伏伽德罗常量的多少倍，那么该物系中“物质的量”就是多少摩[尔]。对于质量一定的物质，其“物质的量”随指定的单元不同而不同。例如，18 g的纯水含有1 mol H2O、2 mol H、1 mol O。 4．理想气体状态方程 波义耳定律和盖 吕萨克定律考察的都是在气体的体积V、压力p、温度T三者之一为定值时，其他两个变量之间的关系，那么当T、V、p均发生改变，这三者之间的关系又遵循什么规律呢？ 气体的体积随压力、温度以及气体分子的数量（N）而变，写成函数的形式是 p＝f（T，V，N） 或写成微分的形式 对于一定量的气体，N为常数，dN=0，故有 根据波义耳定律，有 p＝C/V 于是有 根据盖 吕萨克定律，有 p＝C″T 于是有 由以上各式，可得 将上式积分，得 若取气体的量是1 mol，则体积写作Vm（摩尔体积），常数写作R，得 上式两边同乘以物质的量。，得 pV＝nRT （1-8） 这就是著名的理想气体状态方程。 式（1-8）中，n为气体物质的量，单位是mol；p为一定量气体在某一确定状态下所具有的压力，单位是Pa；V为气体体积，单位是m3；T为热力学温度，单位是K；R为摩尔气体常量，由于T、V、p、n的单位不同，其值也不同。在SI制中，R的值等于8.314 J mol-1．K-1。 式（1-8）还有其他的表现形式，如果将。用m／M代替（m为气体的质量，M为该气体的摩尔质量），结合密度的定义p＝m／V，可得 （1-9） 式（1-9）反映了低压下气体密度变化的规律，它表达了质量、体积、温度、压力以及气体化学组成之间的函数关系。气体的化学组成由气体的摩尔质量M来反映。 式（1-8）称为理想气体状态方程，是因为在高压低温下，由该式计算所得的结果与实验测定值有较大偏差，只有理想气体才能在任何压力和温度范围内服从式（1-8）。从微观分子模型的角度看，理想气体与实际气体的不同在于，实际气体分子间有相互作用且分子本身具有一定的体积，而理想气体则没有，分子被当成质点。在低温和压力趋于零的情况下，上述两个因素均可忽略，因此实际气体在低压下均能较好地遵循式（1-8）。 原则上，理想气体状态方程中摩尔气体常量R的测定可以通过对一定量的气体直接测定T、V、p的数值，然后用R=pV/（nT）来计算。但这个公式是理想气体的状态方程，真实气体只有在压力很低时才接近理想气体的行为。而当压力很低时，一定量气体的体积很大，实验上不易操作，得不到精确的实验数据。实际中常采用外推法，在温度不变的条件下，测定一定量气体的V、p，绘出pV（nT）-p图，如图1-1所示，然后外推到p=0处，求出，此时的极限值就是摩尔气体常量R。 5．混合气体定律 以上讨论的都是纯理想气体的行为，而在实际中，常见的气体大都是混合气体。例如，空气就是一个典型的混合气体，它含有21%（体积分数，余同）的氧和78%的氮，其余1%为稀有气体、二氧化碳、水蒸气等。关于对混合气体的行为的研究得到描述低压下混合气体的两个定律，即道尔顿分压定律及阿马格（Amagat）分体积定律。 图1-1 同一温度下，不同气体压力趋于零时，pV/（nT）趋于共同极限值R 1）道尔顿分压定律 道尔顿分压定律可描述为：低压下混合气体的总压等于各气体分压之和。分压是各组分单独在混合气体所处的温度、体积条件下产生的压力，即 （1-10） 理想气体混合物同样遵守理想气体状态方程，在T、V一定时，气体压力仅与气体的物质的量有关： 所以 p总＝P1+p2+p3+ 这正是道尔顿定律所揭示的规律，低压气体近似服从理想气体行为，所以该定律能够适用于理想气体混合物或接近理想气体的混合物。 由理想气体状态方程可以得出混合气体中任一组分气体i的分压pi等于它的摩尔分数与总压p的乘积，即 pi＝xip （1-11） 就混合气体而言，也就是说，表明任意混合气体，各组分的分压之和等于总压力。 2）阿马格分体积定律 阿马格对低压气体的实验测定表明：混合气体的总体积等于各组分的分体积之和。分体积是指混合气体中任一组分气体在与混合气体相同的温度、压力条件下单独存在时所占有的体积。该定律可表示为 （1-12） 显然，阿马格分体积定律也是气体具有理想行为时的必然结果。对于理想混合气体，在T、p一定时，气体体积同样仅与气体的物质的量有关，即 故有 V总＝V1+V2+V3+ 混合气体中某组分i的分体积V，与混合气体总体积V之比Vi／V称为i组分的体积分数，也为其摩尔分数，有 即 Vi＝xiV （1-13） 虽然道尔顿、阿马格定律只是对低压下混合气体比较准确，但是人们常用这两个定律对混合气体做近似的估算也是有意义的。 1.2 实际气体 1.2.1 实际气体的行为 实际气体的p、V、T行为并不服从理想气体状态方程。特别在高压和低温条件下，实际气体的行为偏离理想气体很多。这是由于在低温高压下，气体的相对密度增大，分子之间的距离缩小，分子间的相互作用以及分子自身的体积不能忽略，不能再把气体分子看成自由运动的弹性质点，理想气体的分子模型需要修正。气体分子间的作用力通常表现为斥力和引力。斥力是一种短程相互作用，通常在一个分子直径的距离上起作用；引力是一种长程相互作用，能够在几个介子直径的距离上起作用。在低压下，由于分子占据大量体积空间，气体分子彼此远离，分子间相互作用并不重要，气体的行为遵循理想气体定律
书友推荐
- >
莉莉和章鱼
莉莉和章鱼
¥16.4¥42.0 - >
上帝之肋:男人的真实旅程
上帝之肋:男人的真实旅程
¥19.3¥35.0 - >
自卑与超越
自卑与超越
¥14.7¥39.8 - >
小考拉的故事-套装共3册
小考拉的故事-套装共3册
¥36.7¥68.0 - >
姑妈的宝刀
姑妈的宝刀
¥10.5¥30.0 - >
烟与镜
烟与镜
¥14.4¥48.0 - >
大红狗在马戏团-大红狗克里弗-助人
大红狗在马戏团-大红狗克里弗-助人
¥3.5¥10.0 - >
巴金－再思录
巴金－再思录
¥14.7¥46.0
本类畅销
-
有机化学
¥21.7¥26 -
化学元素周期表-(第四版)
¥8.9¥12 -
科学素养文库.科学元典丛书化学哲学新体系
¥52.8¥69 -
现代色谱分析技术及其应用研究
¥20.8¥62 -
化学晚会
¥9.4¥20 -
有机化学
¥15.2¥24.9
