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道尔顿定律(气态方程和道尔顿定律)

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发布时间：2016-12-08加入收藏来源：互联网点击：

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一、物质的聚集状态 1、理想状态气体方程 pV = nRT （ 公式1） 单位：P—Pa；V—m3；n—mol；T—K；R—摩尔气体常数，R = 8.314J·mol-1·K-1适用条件：理想气体、高温低压下的实际气体 2、混合理想气体的分压定律和分体积定律 道尔顿分压定律：在温度与体积恒定时，混合气体的总压力等于各组分气体分压力之和。 表述二：混合气体中每一种气体组分的分压力等于总压力乘以摩尔分数。 阿马格分体积定律：在温度和压力恒定时，混合气体的体积等于组成该混合气体的各组分分体积之和。 3、实际气体—范德华方程（不做要求） 4、气体的液化及液体的特点 当液体的蒸发速率等于蒸气的凝结速率时，该液体和它的蒸气处于平衡状态，此时蒸气所具有的压力称为该温度下的饱和蒸气压，简称蒸气压。 气体液化的条件：降温或同时增加压强。 液体的蒸发－饱和蒸气压( p* ) 二、热力学第一定律 1、热力学基本概念 （1）系统和环境： 系统： 隔离系统：与环境无物质和能量交换。 封闭系统 ：与环境有能量交换，无物质交换。（重点研究） 敞开系统 ：与环境有物质和能量交换。 环境： （2）状态与状态函数 状态：系统一系列质的综合表现。 状态函数（质）：是描述状态的宏观物理量。 状态函数的特点： 单值函数； • 状态函数的变化值只取决于状态变化的始态和终态，与系统在这两个状态间变化的细节无关； • 状态函数在数学上具有全微分的质。 • 系统中各个状态函数间相互制约，有一定的依赖关系，如理想气体的状态方程。 状态函数的类型 • 广度质（容量质）：数值大小与系统中物质的量成正比，具有加和，如：m，n，V • 强度质：数值大小与系统中物质的量无关，不具有加和，如：T，P，ρ， Er • 平衡态：热平衡、力平衡、相平衡、化学平衡 （3）过程和途径： 几种重要的过程 • 等温过程：T始=T终=T环 • 等压过程：P始=P终=P环 • 等容过程：V始=V终 • 等温等压过程：a，b二者都具备。 • 绝热过程：体系与环境之间没有热量传递，只有功的传递。 • 循环过程：体系由一始态出发，经一系列变化过程又回到原来的状态。 按不同变化分类 • 状态变化：组成，聚集态不变 • 相变化：组成不变，聚集态发生变化 • 化学变化：组成变，发生化学反应（学习重点） 2、热力学第一定律 （1）热力学能（内能）系统内部能量 热力学能是体系的一种质，是状态函数；• 广度质，具有加和；• 一定量的理想气体，内能仅是温度的函数； • 热力学能的绝对值无法测知，其变化值ΔU=U2－U1可用热和功来度量；• 单位：J (2) 热和功： 正负值规定：系统吸热为正值，Q 0 系统放热为负值，Q 0 热Q ：系统与环境因温度不同而传递的能量。 热不是状态函数，与变化途径有关，δ QØ• 化学反应热- - -等温条件下系统发生化学变化时吸收或放出的热。d • 相变热- - -等温等压条件下发生相变时吸收或放出的热。 • 显热- - -伴随系统本身温度变化吸收或放出的热。 功W ：系统与环境间除热之外的其它能量传递形式。 Ø 正负值规定：系统从环境得到功为正值，W 0；系统对环境做功为负值，W 0。分为体积功和非体积功Ø 功不是状态函数。dδW、dδW′ • 系统在抵抗外压的条件下体积发生变化而引起的功称为体积功（W）。 • 体积功以外的各种形式的功都称为非体积功（ W′） 体积功的计算 δW=-p外dv（公式2） 等容过程 系统体积恒定不变，过程的每一步都有dV=0，所以体积功W=0； ‚自由膨胀 因为p外=0，所以体积功W=0； ƒ等外压过程 p外始终保持不变，所以W=-p外Δv (3) 可逆过程 系统沿原途径回到原状态时，系统和环境都恢复原状（系统和环境都没有功、热和物质的损失）——假想的理想化的过程。 可逆过程特点 • 一个相等——等温可逆膨胀过程中，体系对外做功最大；等温可逆压缩过程中，环境对体系做功最小。膨胀功与压缩功数值上相等。 • 二个复原——经过可逆过程后，体系与环境都恢复了原状。 • 三个无限——体系与环境的压力始终是相差一个无限小量dP， 过程变化无限缓慢，每一瞬间体系与环境无限接近平衡。 可逆过程体积功 W=

=nRTln

=nRTln

（公式3） （4）热力学第一定律数学表达式 ΔU = U2－U1＝Q + W（公式4） 孤立系统：内能守恒W=0，Q=0，ΔU = 0 循环过程：ΔU=0，Q=-W. 始终态相同的两个过程： Q1+ W1= Q2 + W2 第一类永动机：不可能制成。 3、等容热、等压热与焓 恒容热： QV （dV = 0, W′= 0）QV = ΔU 恒压热与焓： QP ( dP = 0, W′= 0） 焓H = U + PV，H是状态函数，容量质 在恒压、不做非体积功时QP = ΔH 封闭系统，H只取决于温度 ΔH0吸热过程 ，ΔH0放热过程 4、热容 定义：C =δQ / dT ； 单位：J·K-1 热容定义的条件：不做非体积功、不发生化学变化和相变化的纯物质。 定压热容：CP=δQP / dT 定容热容：Cv=δQV / dT 当系统的温度在恒压下由T1升到T2时

ΔH=QP=n

ΔU=Qv=n

理想气体的Cp、Cv 之间的关系Cp－Cv = nR或Cp,m－Cv,m = R凝聚相（固相或液相）： Cp ≈Cv；Cp,m≈Cv,m 5、热力学第一定律对理想气体的应用 理想气体的等值过程 1）等温过程 ΔU＝0，ΔH＝0，Q＝－W；等温（可逆）过程中吸收的热等于对外所作的功 W =-Q =

=nRTln

=nRTln

2）等容过程 dV＝0，W＝0，ΔH=QP=n

ΔU=Qv=n

3）等压过程 ΔH=QP=n

W ＝－p外·ΔV ＝－p外（V2－V1） 4）绝热过程 Q = 0，ΔU = W 6、热化学概论 （1）化学反应进度ξ cC + dD →gG + hH® 反应进度（ξ）x：量度化学反应的进展程度。Dξ=

(vB 反应物取负值,生成物取正值) 对于确定的化学反应：反应进度的数值与选用物质无关，与反应方程式的写法有关。 ξ的取值：正整数、正分数、零。ξ= 0 mol：反应刚刚开始。 ξ=1mol：参加反应的物质按所给的化学计量关系进行了一个单位的反应。 （2）等容反应热与等压反应热 等压反应热称为反应焓（变），等容反应热称为反应热力学能（变）。

DΔH1 ＝ ΔU2 + （Δn）RT QP ＝ QV + （Δn）RT 摩尔反应焓变△rHm：在等压条件下发生一个单位反应的热效应。ΔrHm=

摩尔反应热力学能变△rUm：在等容条件下发生一个单位反应的热效应。ΔrUm=

vB气体物质计量系数的代数和（公式5） ΔrHm、ΔrUm与化学计量数有关。 （3）热力学标标准状态：在温度T 和标准压力pθ（100kPa）下的物质的状态。（通常采用T＝298.15K） • 液体和固体的标准态：指定温度、标准压力下的纯固体和纯液体。（若有不同形态则选最稳定的形态） • 气体的标准态：指定温度、标准压力下具有理想气体质的状态（气体混合物中，各气体分压均为标准压力）。 • 溶液中溶质的标准态：指定温度、标准压力下的物质的质量摩尔浓度mb= 1mol。kg－1理想稀溶液质的状态。 标准热力学函数：标准状态时热力学函数。ΔrHmθ为标准摩尔反应焓变 （4）热化学方程式 注明是等压热效应还是等容热效应，前者用ΔrHm表示后者用ΔrUm，表示。（吸热反应为正，放热反应为负。） • 注明反应的温度和压力。 • 注明物质的聚集状态和晶型。g、l、s分别表示气、液、固态；用aq表示水溶液。 注明反应的计量方程式，计量方程式不同，摩尔反应焓也不同。 6、化学反应热效应的计算 （1）盖斯定律 在恒温恒压条件下，系统只做体积功时，化学反应的热效应只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 （2）标准摩尔生成焓 1）定义：在标准状态下，由最稳定单质生成1mol化合物时的热效应称为该物质的标准摩尔生成焓。ΔfHmθ单位kJ·mol－1 ；温度一般取298.15K，ΔfHmθ（稳定单质）= 0（C的稳定单质为石墨，磷的稳定单质为白磷） 2）

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