《物理化學人民衛(wèi)生出版社第6版復習指導》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《物理化學人民衛(wèi)生出版社第6版復習指導（27頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、6 版復習指導 熟悉熱力學的一些基本概念，如系統(tǒng)與環(huán)境、系統(tǒng)的性質、 狀 態(tài)函數(shù)、熱和功及過程與途徑等。 2 熟悉熱力學第一定律及熱 力學 能的概念。 掌握熱和功只有在系統(tǒng)與環(huán)境間有能量交換時才 有意義。 3 掌握狀態(tài)函數(shù)的概念和特性，掌握熱力學能和焙都是 狀態(tài)函數(shù)。 4 熟悉準靜態(tài)過程與可逆過程的意義和特點。 5 掌握 熱力學第一定律 的各種計算方法，如計算理想氣體在等溫、等壓 過程中的 Q 、 W 、 和。 6 了解節(jié)流膨脹的概念和意義。 7 掌握應用 生成焙及燃燒焙計算 反應熱的方法。本章知識點 —、基本概念 1、 系統(tǒng)的分類：敞開系統(tǒng)、封閉系統(tǒng)、孤立系統(tǒng) 2、 系

2、統(tǒng)的性質：廣度性質 (m,n,V,C,U,S) 、強度性質 (T, p, p , n) 3、 狀態(tài)函數(shù)：特征：異途同歸，值變相等；周而復始，值 變 為零。 4、 熱與功： (1) Q,W 的取值符號； ( 2) Q,W 不是狀態(tài)函 數(shù)， 其數(shù)值與過程有關。 二、熱力學第一定律 1、 數(shù)學表達式： AU = U2pedV (pe 為系統(tǒng)外壓 ) 2、 不同過程的體積功： ( 特征 ) ⑴自由膨脹：pe = 0, W=0 （2）恒外壓膨脹（壓縮）：W=2,例 1-4 習題 : 1,2,3,6,7,8,12 二、概念題 1、 下 列說法中哪些是不正確的？ 【（ 1）做功；（ 3

3、）物質交換】 （ 1）絕熱封閉系統(tǒng)就是孤立系統(tǒng)； （ 2）不做功的封閉系統(tǒng) 未必就是孤立系統(tǒng)； （ 3）做功又吸熱的系統(tǒng)是封閉系統(tǒng)；（ 4） 與 環(huán)境有化學作用的系統(tǒng)是敞開系統(tǒng)。 2、 一隔板將一剛性絕熱容器分為左右兩側，左室氣體的壓 力大于右室氣體的壓力。現(xiàn)將隔板抽去，左右氣體的壓力達到平 衡。若以全部氣體作為系統(tǒng)，則 AU,Q,W 為正？為負？或為零？ 【 AU 二 W 二 Q 二 0] 3、 下列物理量中哪些是強度性質？ 【A D] A、 Um B、 II C、 Q D、 T 4、 若系統(tǒng)經(jīng)下列變化過程，則 Q,W,Q+W 和 AU 各量是否已 完全確定？為

4、什么？ （ 1）使一封閉系統(tǒng)由某一始態(tài)經(jīng)不同途徑變 到同一終態(tài)； [Q+W=AU 確定 ; Q,W 不確定】 (2)在絕熱的條件下使系統(tǒng)從某一始態(tài)變到某一終態(tài)。 【Q二0確定，W二AU確定，Q+W確定】 5、 根 據(jù)可逆過程的特征指出下列過程中哪些是可逆過程？ 【 (2 ) (5)] (1)在室溫和大氣壓力(101、325kPa)下，水蒸發(fā)為同溫同 壓的水蒸氣； ( 2)在 3 73、15K和大氣壓(101、325kPa)下，水蒸發(fā)為同溫同壓的水 蒸氣； ( 3)摩擦生熱； (4)用干電池使燈泡發(fā)光； (5)水在冰 點時凝結 成同溫同壓的冰； ( 6)在等溫等壓下將氮氣與

5、氧氣混 合。 6、 判 斷下列說法是否正確？ 【 (1) (6) (10)正確】 (1) 狀態(tài)函數(shù)改變后，狀態(tài)一定改變； ( 2)狀態(tài)改變后， 狀態(tài)函數(shù)一定都改變； ( 3) 系統(tǒng)的溫度越高，向外傳遞的熱量越 多； (4) 一個絕熱的剛性容器一定是個孤立系統(tǒng)； (5) 系統(tǒng)向 外放 熱，則其熱力學能必定減少； ( 6)孤立系統(tǒng)內發(fā)生的一切變 化過 程，其 AU 必定為零； ( 7) 因為 AIl-Qp, 而 II 是狀態(tài)函數(shù)， 所以熱 (Qp)也是狀態(tài)函數(shù)；(9) 一定量的理想氣體反抗 101、325kPa做絕 熱膨脹，則 All = Qp = 0 ； (10)系統(tǒng)經(jīng)過一循環(huán)

6、過 程對環(huán)境做 lkJ 的功，它必然從環(huán)境吸熱 lkJ ； (11)化學中的可 逆過 程就是熱力學中的可逆過程。 7、 在 101、 325kPa. 373K 下水向真空蒸發(fā)成 101、 325kPa. 373K 的水蒸氣 ( 此過程環(huán)境溫度保持不變 ) 。下述兩個結論是否正 確？ (1)設水蒸氣可以視為理想氣體，因為此過程為等溫過程， 所 以 AU = 0 ； [X 有相變熱】 (2) 此過程 AH=AU+pAV, 由于向真空氣化， W=nRTln(V2/Vl) 12、 理想氣體絕熱變化過程中 W 可逆二 CVAT, W 不可逆 =CVAT, 所以 W 可逆二 W 不可

7、逆； ( X) 13、 因為 H 二 U+pV, 而理想氣體的熱力學能僅是溫度的函 數(shù)， 所以理想氣體的焙與 p,V,T 都有關系 (X) 14、 分別判斷下列各過程的 Q,W, AU, 為正、負或零？ (1)理想氣體自由膨脹； 【W(wǎng) 二 0,Q 二 0, AU 二 0, A H=0] (2) 理想氣體等溫可逆膨脹； 【AU=0, AH=0, W<0,Q>0] (3) 理想氣體節(jié)流膨脹； [A 11=0, AU=0, W=0, Q=0] (4) 理想氣體絕熱、反抗恒外壓膨脹； 【Q 二 0, W<0, AU<0 , A1K0] (5) 水蒸氣通過蒸汽機對外作出一定量的功

8、之后恢復原態(tài)，以 水蒸氣為系統(tǒng) ; [AU=O , A 11=0, Q>0, W<0] (6)水(101325Pa,2 73、 15K) f 冰(101325Pa,2 73、 15K) ； [Q<0, W<0, AU<0 , A1K0] (7) 在充滿氧的定容絕熱反應容器中，石墨劇烈燃燒，以反應 器及其中所有物質為系統(tǒng)。 【Q二 0, W=0, AU=O , AH>0] 第二章熱力學第二定律基本要求 1 理解熱力學第二定律的表 述方法； 2 理解克勞修斯不等式的意義； 4 理解如何從可逆性判 據(jù) 演變成特定條件下的平衡判據(jù)，并用以確定過程的方向和限 度； 5 理解熱

9、力學第三定律及炳的意義； 6 理解吉布斯能和亥姆 霍茲的意 義本章知識點 1、 熱力學第二定律克勞修斯表述：“熱量由低溫物體傳給 高溫物體而不引起其它變化是不可能的”。開爾文表述：“從單 一 熱源取出熱使之完全變?yōu)楣?，而不發(fā)生其他變化是不可能 的”。 2、 卡諾循環(huán)卡諾熱機效率：結論： ( 1)可逆熱機的效率與 兩熱源的溫度有關，兩熱源的溫差越大，熱機的效率越大； ( 2 熱 機必須工作于不同溫度兩熱源之間，把熱量從高溫熱源傳到低溫 熱 源而作功； (3)當 T1 - 0,可使熱機效率 h -100%,但這是 不能實現(xiàn) 熱機效率總 的，因熱力學第三定律指出絕對零度不可能達到

10、，因此 是小于 lo 三、炳 1、熱力學第二定律數(shù)學表達式克勞修斯不等式 dS TS,在等 溫條件下，-(dF) T 3—dW,式中，可逆過程用等號，不可逆過 程 用大于號。其意義是，封閉系統(tǒng)在等溫條件下系統(tǒng)亥姆霍茲能 減 少，等于可逆過程系統(tǒng)所作的最大功。若 dW = 0, 0,表示 封閉系統(tǒng)在等溫，等容和非體積功為零的條件下，只有使系統(tǒng)亥 姆 霍茲能減小的過程才會自動發(fā)生，且一直進行到該條件下所允 許的 最小值，此時系統(tǒng)達到平衡狀態(tài)。這一規(guī)則，稱為最小亥姆 霍茲能 原理。 2、 吉布斯能：G三II (dG) T, P 3 — dW,表明，封閉系統(tǒng) 在等溫等壓條件下，

11、系統(tǒng)吉布斯能的減小，等于可逆過程所作非 體 積功()，若發(fā)生不可逆過程，系統(tǒng)吉布斯能的減少大于系統(tǒng)所 作 的非體積功。由于實際的化學變化和相變化，非體積功常為 零，則 在等溫等壓非體積功為零的條件下， 0,表示封閉系統(tǒng)在等溫等壓 和非體積功為零的條件下，只有使系統(tǒng)吉布斯能減小 的過程才會自 動發(fā)生，且一直進行到在該條件下吉布斯能最小為 止，此時系統(tǒng)達 到平衡狀態(tài)。這一規(guī)則稱為最小吉布斯能原理。 練習題 1、判斷： 【⑴ (5) (6) 正確】 1) ) 熱力學原理說明，自同一始態(tài)出發(fā)，絕熱可逆過程與絕熱 不可逆過程不可能達到同一終態(tài)。 (2)在可逆過程中系統(tǒng)的值不 變。

12、 ( 3)如一個化學反應的 Aril 與溫度無關，則其 ArS 也與溫度 無 關。(4)根據(jù)dG二-SdT+Vdp,對于任意等溫等壓過程 dT二0, dp=0, 則dG一定為0、(5)理想氣體向真空膨脹(6)在等溫情況 下，理想氣 體發(fā)生狀態(tài)變化時， AF 二 AG(7) 因為在等溫等壓下， 化學反應無 論可逆與否，其反應熱均等于過程的 AH, 所以反應的 2) 指出下列過程中 AU, AH, AS, AF, AG 何者為零？ (1) 理想 氣體不可逆等溫壓縮； 【 AU 二 A 11=0 ] (2) 真實氣體不可逆循環(huán)過程； 【AU 二 AH= AG= AF= AS= 0]

13、(3) 絕熱等容沒有非體積功時發(fā)生的化學反應； 【AU=0] (4) 絕熱等壓沒有非體積功時發(fā)生的化學反應。 【A 11=0】 3、 A 和 B 兩種同溫同容積的理想氣體混合后保持 A 和 B 的溫 度和體積不變。 AU = 0, All = 0, A S = 0, AF = 0, AG 二 0。 4、 水在正常冰點 101、 3kPa,273K 時結冰。 AU < 0, All < 0, AS < 0, AG = 0, AF < 0 5、 在 300K 時， 2mol 某理想氣體的吉布斯函數(shù) G 與亥姆霍茲 函數(shù) F 的差值為（ 49 88、 4J ） [G-F=pV

14、=nRT] 6、 系統(tǒng)經(jīng)歷一個不可逆循環(huán)后（ C ） A 、 系 統(tǒng)的炳增加 B 、 系 統(tǒng)吸熱大于對外做功 C、 環(huán) 境的炳一定增加 D 、 環(huán) 境內能減小 7、 已知某反應的標準反應炳大于零，則該反應的標準反應 吉 布斯函數(shù)將隨溫度的升高而 （ C ） A 、 增 大； 8、 、 不變； C、 減小 D 、 不 確定第三章化學平衡基本要求 1 掌握化學平衡的條 件。 理解化學平衡是一個動態(tài)平衡過程，變化是絕對的，平衡是 相對 的。 2 掌握化學平衡等溫方程式和平衡常數(shù)，理解標準平衡 常數(shù)以 及標準平衡常數(shù)與化學反應標準反應吉布斯能變的關系。 3 理解平 衡常數(shù)

15、和標準平衡常數(shù)的表示法。了解氣體反應、液相反 應、與氣 體參加的多相反應的標準平衡常數(shù)表示。 4 掌握平衡轉 化率的計算 方法。 5 理解標準狀態(tài)下反應的吉布斯能變化和化合 物的標準吉布 斯能。 6 掌握溫度對平衡常數(shù)的影響，理解吉布斯 能變化隨溫度的 關系。 7 理解其他因素如壓力、配比、惰性氣體 對平衡的影響。本 章知識點 1、 化 學反應的平衡條件 1、 化 學反應等溫式： 標準平衡常數(shù)： 標準平衡常數(shù)和標準反應吉布斯能的關系為 K0 和 ArGmO 的意 義： K0 ：某溫度下反應的平衡壓力、濃度商； ArGmO ：反 應在標 態(tài)下的吉布斯能變 2、 化學反應方

16、向、限度的判別及其計算。當時，反應向右自 發(fā)進行；當時，反應向左自發(fā)進行；當時，反應達到平衡。 2、 平 衡常數(shù)的表示方法 Kp 只與溫度有關 Kx 與溫度、壓力 均有關 Kn 與溫度、壓力、配料比均有關 3、 平 衡轉化率與平衡產(chǎn)率（相關計算） 4、 標 準狀態(tài)下反應的吉布斯能變化及化合物的標準生成吉 布斯能 1、 規(guī)定：在標準壓力下，最穩(wěn)定單質的吉布斯能為零，由穩(wěn) 定單質生成 lmol 某化合物時反應的標準吉布斯能變化就是該化合 物的標準生成吉布斯能。 2、 用計算出反應的，用計算平衡常數(shù)。 5、 溫 度對平衡常數(shù)的影響 1、 DrIIqm>0, T- , Kq-

17、, 吸熱反應，提高溫度有利反應 DrHqm=O, T- , Kq 不變，溫度對反應無影響 DrHqm<0, T-, Kq? ，放熱反應，提高溫度不利反應 2、 計算：六、壓力、惰性氣體對平衡的影響壓力，惰性氣 體不影響平衡常數(shù)，但可影響平衡位置 1、 壓力若 D v >0 (DV>0) p- , Kx _若 Dv 二 0 (DV=0) p 對 Kx 無影響 若 Dv <0 (DV<0) p- , Kx- 2、 惰性氣體總壓一定時，加入惰性氣體降低反應氣體分壓 ( 稀釋 ) ， 其效果相當與降低了總壓 DV>0 反應加入惰性氣體， Kx? DV 二 0反應加入惰性氣體，無影響

18、DV 〈0反應加入惰性氣 體， Kx -練習題 —、概念題 1、 因為，所以表示系統(tǒng)達到平衡時產(chǎn)物與反應物的吉布斯能 差。 ( X) 2、 若化學反應的與溫度無關，一定與溫度無關；由此可以 推出也與溫度無關。 ( X) 3、 移走反應體系中的催化劑，可使平衡向左移動。 (X) 4、 某確定的化學反應的平衡常數(shù)是一個不變的常數(shù)。 ( X) 5、 反應 CO (g)+1120 (g) =C02 (g) +H2 (g) 因為反應前后分子數(shù) 相 等，所以無論壓力如何變化，對平衡均無影響。 (J) 4、在一定溫度壓力下，某反應的 △rGm>0,所以要選用合適 的 催化劑，使反應

19、得以進行。 (X) 5、已知在溫度 T 時，反應的平衡常數(shù)為 K1, 則反應方程式書 寫為：時，其平衡常數(shù)K2二(C ) o A 、 2K1 B、 K1 C、 K12 D、 1/2 K 16、下列哪項是判斷一個化學反應的方向及是否達到平衡的 判 據(jù)(D )。 A、 B、 C、 D、 7、在溫度 T 時，分解反應 A (s) =B (g) +D (g) 達到平 衡后 體系的壓力為 88、06 kPa,該反應的平衡常數(shù)二(D )。 A 、 7755 B、 1939 C、 0、 7755 D、 0、 193 98、合成氨反應 N2 (g) +3112 (g) =

20、2NII3 (g) 達平衡后，加入惰 性 氣體，且保持體系的溫度、總壓不變，則 ( D ) A 、 nN2 減少， nII2 減少， nNH3 增加， K0 不變 B、 nN2 減少， nII2 減少， nNH3 增加， K0 增加 第 1 頁共 1 頁 C、 nN2,nH2,nNH3 不變， KO 不變 D 、 nN2 增加 , nH2 增加 , nNH3 減少， KO 不變 9、 MgO (s)+C12 (g)=MgC12 (s)+1/202 (g) 達平衡后，增加總 壓，則 ( B ) A、n02相對增加，nC12相對減少,K0增加 B、p02相對增加，pC12相

21、對減少，K0不變 C、n02相對增加,nC12相對減少，Kx不變 D、n02相對增加，r) C12相對減少，Kc增加 10、 2C(s)+02 (g)=2C0(g), A rGmO =-232600-1 67、8T,若溫度增加，則(A ) A 、 ArGmO 變負，反應更完全 B 、 K0 變大，反應更完全 C 、 K0 變大，反應更不完全 D 、 K0 變小，反應更不完全 1 1、在 1000K 時，反應 Fe (s) +C02 (g) =FeO (s) +CO (g) 的 KO 1、84,若氣相中C02含量大于65%,則(B) A、Fe將不被氧化 B、Fe將被氧化

22、 C 、 反應是可逆平衡 D 、 無關判斷 12、某化學反應的 ArllmO <0, A rSm 0 >0 , 則反應的平衡 常數(shù) (D) A、KO>1,且隨溫度升高而增大 B、KO<1,且隨溫度升高而減小 B、KO<1,且隨溫度升高而增大 D、KO>1,且隨溫度升高而減小 13、已知氣相反應2N0(g)+02(g)二2N02(g)是放熱反應，當反 應達到平衡時，可采用下列哪種方法使平衡向右移動？ ( D) A 、 降溫和減壓 B 、 升溫和增壓 C 、 升溫和減壓 D 、 降溫和增壓 二、計算題例 1,例 4,例 5,例 8,例 10 習題 2, 5,7,11,1

23、2第四章相平 衡基本要求 1 熟悉相、組分數(shù)和自由度的 概念，掌握相律的意義及 應用。 2 理解克氏方程在相圖中的應 用。 3 掌握杠桿規(guī)則及其在相圖 中的應用。 4 了解雙液體系統(tǒng)的 p-x 和 T-x 圖，熟悉蒸館和精餡的原 理，了解恒沸系統(tǒng)的特點。 5 熟悉低共熔系統(tǒng)相圖的意義和應用。本 章知識點 一、相律 1、相 (1)相是系統(tǒng)中物理性質和化學性質完全均勻的部 分。 (2) 不同種類的氣體相混合只能有一個相；各種液體間，根 據(jù)相互溶解 關系可以是一個相也可以是多個相；固體一般是有一 個固體便有一 個相，如果一個固體能均勻地分散在另一固體中形 成固態(tài)混合物， 則為一

24、個相。 2 、 物種數(shù)與組分數(shù) （ 1）平衡系統(tǒng)中所含的化學物質數(shù)稱為 物種數(shù)，足以表示系統(tǒng)中所有各相組成所需的最少物種數(shù)，稱獨 立 組分數(shù)或簡稱組分數(shù) （ 2 ）系統(tǒng)的組分數(shù)與物種數(shù)關系為： K 二 S- R R , R 為獨立的化學平衡數(shù)， R 為獨立的濃度限制條件。 3 、 自由度在一個平衡系統(tǒng)中，在不發(fā)生舊相消失或新相產(chǎn) 生 的條件下，在一定范圍內可以任意改變的可變因素（溫度、壓 力及 濃度等強度因素）的最多數(shù)目，稱為自由度。 4、相律：f二K-①+2 單組分系統(tǒng) 1、 水 的相圖及應用：升華與冷凍干燥，三相點與冰點 2、 克-克方程：克勞修斯 -克拉珀龍方程是

25、單組分系統(tǒng)二相 平 衡線 P-T 關系的數(shù)學描述，理解其對水相圖的解釋。氣 -液之間 二相 平衡， p~T 關系為： 液- 固二相平衡， p~T 關系為： 3、 完全互溶的雙液系統(tǒng) 1 、 理想的完全互溶雙液系統(tǒng)理想的完全互溶液態(tài)混合物，組 分的蒸氣壓遵循拉烏爾定律。若，則 yA> xA, 即易揮發(fā)組分在氣 相 中含量大于其在液相中的含量 2 、 杠桿規(guī)則（在相圖中的應用）杠桿規(guī)則是二相平衡時二個 相的物質量多少的定量關系式，與物系點位置和相點的位置有 關。 3、非理想的完全互溶雙液體系 （ 1）當混合后分子間作用力 減 弱時，產(chǎn)生正偏差，當分子間作用力增強時，產(chǎn)生負偏差

26、。 （ 2）正偏差很大時，在 T-x 相圖中會出現(xiàn)最低點，此點的溫度為 最低恒沸溫度，組成稱為最低恒沸組成；負偏差很大時，在 T-x 相圖 中會出現(xiàn)最高點，此點的溫度為最高恒沸溫度，組成稱為最 高恒沸 組成。 （ 3）以恒沸點為界，進行精館時，分別得到不同的 純組分 和恒沸物。 4、 部分互溶和完全不互溶的雙液系統(tǒng) 1、 部分互溶的雙液系統(tǒng) （ 1）兩種液體由于極性等性質有顯 著差別，以致在常溫時只能有條件的相互溶解，超過一定范圍便 要 分層形成兩個平衡液相。兩液相互飽和，互稱為共覘相。（ 2） 利用 杠桿規(guī)則計算共覘相組成。 2、 完全不互溶的雙液系統(tǒng) （ 1 ）完全不

27、互溶的雙液系統(tǒng)的蒸 氣壓是兩純組分的飽和蒸氣壓之和，因此系統(tǒng)的沸點低于任一純 組 分。（ 2）它的重要應用是水蒸氣蒸館。兩種完全不互溶的液體 共 同在低于其中任一組分沸點的溫度下沸騰，利用其完全不互溶 的性 質進行分離。 5、 二組分固 -液系統(tǒng)平衡相圖簡單低共熔系統(tǒng)的相圖 （ 1） 簡單低共熔系統(tǒng)的相圖中，有二個 s-1平衡區(qū)和一個s-s平衡 區(qū)，杠 桿規(guī)則適用于這些區(qū)域的計算。有一條低共熔三相線和相 應的低共 熔點。（ 2）物質間形成低共熔的混合物有許多應用，例 如樣品的 純度檢驗、微晶的形成、冷凍劑和散熱介質的選擇等； 利用結晶和 蒸館相結合，可分離恒沸物和低共熔物。

28、練習題 1、 Na2C03 的水合物有下列幾種： Na2C03 ? H20； Na2C03 ? 71120； Na2C03 ? 10H20； (l)pq 下 Na2C03 水溶液和冰 共 存的含水鹽最多可以有幾種 ?(2)30oC 時，可與水蒸氣平衡共存的 含 水鹽最多可有幾種？ 【系統(tǒng)的K=2,增加含水鹽不增加 K,因為S增加1 , R也同 時 增加1、(1)指定壓力下：f*二K-F+1二2-F+1二3-F含水鹽最多 時 ,f=0, F 二 3,其中有一相是水溶液，一相是冰，因此最多只有一種 含水鹽、 ( 2)指定溫度下： f* 二 3- F f 二 0, F 二 3, — 個相

29、是水蒸氣， 最 多可有兩種含水鹽、】 2、 試說明下列系統(tǒng)的自由度為若干？ ( 1 )25oC,pq 下 ,NaCl(s) 與其水溶液平衡共存；(2)I2(s)與12(g)呈平衡；(3)開始時用任 意量 的HCl(g)和NH3(g)組成的系統(tǒng)中，下列反應達平衡： HCl(g)+NH3 (g)=NH4Cl(s) 【 ( 1)K 二 2； f 二 2-2+0 二 0 指定溫度和壓力，食鹽飽和水溶 液的濃 度為定值 (2)K 二 1 f=l-2+2 二 1 p 與 T 有一定的關系。 ⑶S=3; R=l ; R=0; K=3-l=2 ; f 二 2-2+2 二 2 溫度及總壓，或溫度 及

30、任 一氣體的濃度或壓力】 3、 (1) 在一個抽空的容器中，放入過量的 NH4I (s) 并發(fā)生下列反 應： NH4I (s) — NH3 (g) + III (g) 2111 (g) — H2 (g) + 12 (g)體系的相數(shù)*= (2);組分數(shù)K = (1 );自由度f = (1 ) o (2) 在一個抽空的容器中，放入過量的 NH4IIC03 (s) 并發(fā)生下列 反 應： NH4IIC03 (s) — NH3 (g) + 1120 (g) + C02 (g) 體系的 相數(shù) d) = (2 )； 組分數(shù) K = (1 ) ； 自由度 f = (1 )。 (3) 在一個抽

31、空容器中，放入足夠多的 110(1)、 CC14 (1)及 12 (g) o 110 (1)和CC1 (1)共存時完全不互溶，12 (g)可同時溶 于11() (1)和CC1 (1)中，容器上部的氣相中同時含有 12 (g)、 1120 (g)及 CC14 (g) o 該平衡體系的相數(shù) "=(3 )； 組分數(shù) K — (3 )； 自由度 f = (2)。 4、 水的三相點與正常冰點有何不同？ 【三相點是嚴格的單組分體系，水呈氣、液、固三相共存時 對應的溫度為o、orc,壓力為o、6i0kPa。而冰點是在水中溶有 空氣和 外壓為 101、 325kPa 時測得的數(shù)據(jù)。首先，由于水

32、中溶有 空氣，形 成了稀溶液，冰點較三相點下降了 0、 002421,其次， 三相點時體系 的蒸氣壓低于冰點時的外壓，由于壓力的不同冰點 又下降了 0、 00747 c故冰點時的溫度約為 01?！? 5、 、 液體的飽和蒸氣壓越高，沸點就越低；而由克勞修斯克 拉 貝龍方程是用于計算同一液體在不同溫度下的飽和蒸氣壓的， 溫度 越高，液體越易蒸發(fā)，故飽和蒸氣壓越大?！? 6、 、 在一定壓力下，若 A 、 B 二組分體系的溫度一組成圖中出現(xiàn)最高恒沸點，則其蒸 氣壓對拉烏爾定律產(chǎn)生正偏差嗎？ 【產(chǎn)生負偏差。因為溫度一組成圖上有最高點，壓力一組成 圖上必有最低點，故題中所給體系對拉烏

33、爾定律產(chǎn)生最大負偏 差?！? 7、選擇一個正確答案 ( 1) 單組分物質的熔點： A 是常數(shù) B 僅是壓力的函數(shù) C 同時是溫 度 和壓力的函數(shù) D 是溫度壓力及其他因素的函數(shù) (2) 單組分體系固液平衡線的斜率的值： A> OB 二 0C< 0D 不確定 (3)某一理想溶液，若組分 A的蒸氣壓PA大于組分B的蒸氣壓 PB,則其可能的T-x相圖為：TxABTxABTxABTxAB (4) 組分A和B 沸點 TA > TB, 兩者可構成最高恒沸物，組分為 E ?，F(xiàn)將任意比例 的 A和B混合，于精飽塔中蒸飽，則塔頂館出物為： A純AB純B C高 沸物ED可能為A,也可能為Bt( C

34、)0、2AB0. 40、 60 、 860 (5) 圖為 A、B部分互溶雙液系統(tǒng)的相圖，當 t=60 C時，1 mol B與9 mol A 混合，然后一邊攪拌一邊不斷地向體系加入直到加入 81 mol B 為止，問整個過程中發(fā)生的現(xiàn)象是什么？ A 溶液由清變 混 B 溶液 由混變清 C 溶液由清變混，后又變清 D 溶液由混變清， 后又變混 【答案： (1) Bo 單組分， K=l, 熔點處固液二相平衡， F = 2,因此 f=K- F+2 = l, 即熔點溫度僅是壓力的函數(shù)。 ( 2) Do , 由于 DV 不確定，因此可能大于零，也可能小于零。 (3) Bo 理想溶液的液

35、相線在 P — x 相圖中為直線，但在 T-x 圖中 不 pA > pB 時，則沸點 TA 〈 TB, 因此 B 選項是正確 的。 4） Do 精飽結果，塔頂總是低沸物，不可能為高沸物 E 。如果混 合 物組成小于E,塔頂館出A,如果組成大于E,塔頂館出Bo （5） Co開始時，xB=0、1,于單相區(qū)（清），加入B后，可進入 二相 區(qū)（混），最后，又處于單相區(qū)（清）?！? 第五章電化學基本要求 1 理解電解質溶液的活度、平均活度 系 數(shù)、平均濃度和離子強度的定義，理解 Debye-huckel 極限公 式。 2 掌握可逆電池的基本概念和電池的書寫規(guī)則。 3 了解電池 電動勢的

36、產(chǎn)生機理，理解用鹽橋消除液體接界電勢的原理。 4 理 解可逆電池 電動勢和電極電勢的測定原理，掌握它們的有關計 算。 8 了解電解 過程的有關基本概念和基本原理，理解電極產(chǎn)生 極化的原因。本章 知識點 —、原電池 1、 可逆電極的類型幾種類型的可逆電極 2、 電池的書寫方式 電池書寫規(guī)則 二、可逆電池熱力學電池反應的能斯特方程 電 極電勢 1、 標準氫電極： Pt I 112 (pq) I 11+ (a=l) 2、 電極電勢：將兩個任意電極組成電池時，電勢高者為正 極，電勢低者為負極。 3、 電極反應的 Nerst 方程的應用： 4、 濃 差電池單液濃差電池 5、

37、電極的極化和超電勢 1、 極 化產(chǎn)生的原因 2、 電池的極化曲線練習題 1、 當 電池的電動勢 E 二 0 V 時， (C) A 、 電池反應中，反應物的活度與產(chǎn)物的活度相等 B 、 反應體系中各物質都處于標準態(tài) C 、 陰、陽極的電極電勢相等 D 、 陰、陽極的電極電勢均為零 2、 濃差極化造成的原因是 (B) A 、 兩個半電池中溶液濃度的不同 B 、 電極附近和溶液內部電解質濃度的改變 C 、 電池的可逆性 D 、 測 量時溫度的變化 3 已知其中最強的還原劑是 ( C) A、 I- B、 Fe2+ C、 S032- D、 Cl- 4、為反應 2Ag+C

38、12(g) % ? 2AgCl (s) 設計的電池為 Ag(s)% AgCl(s) % Cl- (a) % C12(p) % Pt 4、 由于超電勢的存在，實際電解時，要使正離子在陰極 上發(fā) 生—還原—反應，外加在該電極上的電勢要比可逆電極的電 勢更— 負—一些。 要使負離子在—陽—極上發(fā)生—氧化—反應， 外 加在該電 極上的電勢要比可逆電極的電勢更—正—一些，因而電 解反應所消 耗的電能更多。 5、 將 反應設計成電池，并寫出電池的表示式。 6、 將 反應設計成電池，并寫出電池的表示式。 7 在銅鋅原 電池 中，如果在銅的半電池中加入氨水，則原電池的電動勢會減 小。

39、 (J ) 8對于濃差電池，由 Nerst方程可知，c2 < cl。 (X) 9、習題： 11,12,13,17,18第六章 化學動力學基本要求 1 掌握基 元反應、總包反應、反應級數(shù)、反應分子數(shù)等基本概念。 2 掌握簡單 級數(shù)反應的微分和積分速率方程。 3 掌握溫度對反應速 率的影響及 預測藥物貯存期的基本方法。 4 了解典型的復雜反 應、鏈反應、光 化反應和溶液中的反應的基本特征。 5 熟悉催化 作用的基本概念， 了解酸堿催化和酶催化的基本原理。 6 了解碰撞 理論和過渡態(tài)理論 的要點。本章知識點 1、 反 應速率的表示方法對于同一個化學反應，反應速率在 不 同的情況下

40、有不同的表示方法。 aA+ dD % ? gG +hll 它們的關系： 2、 基 元反應 1 計量方程與機理方程一般的化學反應方程， 只 寫出了反應的始態(tài)與終態(tài)，它只表示了反應前后的物料平衡關 系， 稱為計量方程。而表示實際反應過程的方程稱為機理方程。 2 基元反 應與總包反應如果一個化學反應，反應物分子(分子、原 子、離子 或自由基等)在碰撞中相互作用直接轉化為生成物分子， 這種化學 反應稱為基元反應。由多個基元反應組成的反應稱為總 包反 . 應。 3 反應分子數(shù)參加基元反應的分子(分子、原子、離子或 自由基等) 數(shù)目稱為反應分子數(shù)。已知的反應分子數(shù)只有 1、 2 和 3

41、。 3、 反 應速率方程 1 基元反應的速率方程％質量作用定律在 恒 溫下，基元反應的速率正比于各反應物濃度事的乘積，各濃度 幕中 的指數(shù)等于基元反應方程中各相應反應物的計量系數(shù)。 2 反 應速率 常數(shù)和反應級數(shù)在具有反應物濃度瓢乘積形式的速率方程 中，比例 常數(shù) k 稱為反應速率常數(shù)，簡稱速率常數(shù)或比速率。其 值與反應條 件例如溫度、催化劑、溶劑等有關。在具有及應物濃 度幕乘積形式 的速率方程中，各反應物濃度幕中的指數(shù)，稱為該 反應物的級數(shù)； 所有反應物的級數(shù)之和，稱為該反應的總級數(shù)， 或反應級數(shù)。注 意： ( 1)反應級數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)；可 以是正數(shù)，也可以

42、是負數(shù)或零；有些反應也可能無級數(shù)可言； ( 2) 基元反應：反應級數(shù) 二速率方程中各反應物濃度事的指數(shù)之和二 基元反應中反應物的計 量系數(shù)之和（3）總包反應：庾應級數(shù)二速 率方程中各反應物濃度事的 指數(shù)之和 H 總包反應中反應物的計 量系數(shù)之和 3、 簡單級數(shù)反應的速率方程 1 一級反應反應速率與反應物 濃度的一次方成正比。微分速率方程為，積分速率方程為 In cA 二 In cA,O-kAt,可見In cA與t為線性關系。半衰期 2二級反.應反 應速 率與反應物濃度的二次方成正比的化學反應。微分速率方程 為，積 分速率方程為或，可見 1/cA 與 t 成線性關系。 3 零級反

43、應 反應速率 與反應物濃度的零次方成正比的化學反應。微分速率方 程為，積分 速率方程為cA,O-cA=kAt,可見cA與t為線性關系。4簡單級數(shù)反應 的速率方程小結對簡單級數(shù)反應，微分速率方程為 （n “ 1；積分速率方程為） , 1/cn-1 與 t 成線性關系；半衰期 為；速率 常數(shù)的單位為 [mol Xm-3] l-nX sT 。 4、 反應級數(shù)的確定 （ 不要求相關計算 ） 1 積分法也稱嘗試 法， 是將不同時刻的反應物濃度數(shù)據(jù)代入各簡單級數(shù)反應的積分 速率方 程中，若計算結果與某級反應的積分速率方程符合，則此 反應為該 級反應。應用此法時實驗數(shù)據(jù)的濃度變化范圍應足夠

44、 大。 2 微分法 以反應速率的對數(shù) In （-dcA/dt） 對濃度的對數(shù) In cA 作圖，由直線的斜 率求得反應級數(shù)n。如果反應產(chǎn)物對反應速 率有影響，可采用“初 速率法”；如果對反應速率有影響的反應 物不止一種，可采用“隔 離法”。 3 半衰期法根據(jù)反應級數(shù)與半 衰期的關系，可由兩組數(shù)據(jù) 求得反應級數(shù)。如果數(shù)據(jù)較多，用作圖 法則更為準確。 1 阿侖尼烏斯公式 ( 相關計算 ) 2 活 化能 (1) 發(fā)生化學反應的首要條件是反應物之間的相互碰撞 有少數(shù)能量足夠高的分子碰撞后才能發(fā)生反應，這樣的分 化分子。活化分子的平均能量與所有反應物分子的平均 為阿侖尼烏斯活化能。活化分子的平均能量與所有反 均能量都隨溫度 , 但是只 子稱為活 能量之差稱 應物分子的平