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第一章 熱力學第一定律 基本要求 1 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(zhì)、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，掌握熱力學能和焓都是狀態(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 掌握應用生成焓及燃燒焓計算反應熱的方法。 本章知識點 一、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． 系統(tǒng)的性質(zhì)：廣度性質(zhì)(m,n,V,C,U,S)、強度性質(zhì)(T, p, ρ,η) 3． 狀態(tài)函數(shù)：特征：異途同歸，值變相等；周而復始，值變?yōu)榱恪? 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：ΔU = U2 - U1 = Q +W 2．內(nèi)能的性質(zhì)： （1）U是狀態(tài)函數(shù)； （2）封閉系統(tǒng)的循環(huán)過程：ΔU= 0；孤立系統(tǒng)：ΔU= 0 三、可逆過程與體積功 1．體積功：δW = -pedV （pe為系統(tǒng)外壓） 2．不同過程的體積功：(特征) (1)自由膨脹：pe = 0, W=0 (2)恒外壓膨脹(壓縮)：W= -pe ΔV (3)準靜態(tài)膨脹或壓縮（可逆膨脹或壓縮）： 3．可逆過程的特點： （1）系統(tǒng)始終無限接近平衡態(tài)：液體在沸點時的蒸發(fā)、固體在熔點時的熔化 （2）系統(tǒng)準靜態(tài)（可逆）膨脹對環(huán)境做最大功，準靜態(tài)（可逆）壓縮時，環(huán)境對體系作最小功。 四、焓與熱容 1．恒容、非體積功為零的封閉系統(tǒng)：ΔU=QV = nCv,mΔT 2．恒壓、非體積功為零的封閉系統(tǒng)：ΔH=Qp = nCp,mΔT 五、熱力學第一定律的應用 1． 應用于理想氣體 （1）理想氣體的U, H僅是溫度的函數(shù)，與體積、壓力無關； （2）Cp,m – Cv,m = R; 單原子分子：Cv,m=3/2R, Cp,m=5/2R; 雙原子分子：Cv,m=5/2R, Cp,m=7/2R， 多原子分子：Cv,m=3R, Cp,m=4R 2． 應用于實際氣體 （1）實際氣體的節(jié)流膨脹是恒焓過程 （2）實際氣體的焓值不僅取決于溫度，還與氣體的壓力、體積有關。 六、熱化學 1．生成焓 （1）規(guī)定：標準壓力和一定溫度下，最穩(wěn)定單質(zhì)的 （2） 2． 燃燒焓 （1）規(guī)定：標準壓力和一定溫度下，1mol物質(zhì)完全燃燒的等壓熱效應為該物質(zhì)的標準摩爾燃燒焓。 （2）完全燃燒產(chǎn)物：C→CO2, S→SO2, N→N2, Cl→HCl, H2→H2O （3） 練習題 一、計算 (1)等溫可逆 1．某單原子分子的理想氣體，經(jīng)歷下列過程，求其ΔU,ΔH,W,Q 2mol T2 V2=40 l 2mol T1=298.2K V1=15 l (2)等溫，pe=100kPa (3) Pi = pe 2． 2molN2經(jīng)可逆循環(huán)，計算循環(huán)過程各步驟及整個過程的Q,W,ΔU,ΔH 2pθ pθ 0.02m3 0.01m3 V p A B C (1) (2) (3)等T 3． 例1-2， 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）物質(zhì)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(cè)，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ΔU,Q,W為正？為負？或為零？ 【ΔU = W= Q = 0】 3． 下列物理量中哪些是強度性質(zhì)？【 A D】 A. Um B. H C. Q D. T 4． 若系統(tǒng)經(jīng)下列變化過程，則Q,W,Q+W和ΔU各量是否已完全確定？為什么？ （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=ΔU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)?！綫=0 確定, W= ΔU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373.15K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(jié)成同溫同壓的冰； （6）在等溫等壓下將氮氣與氧氣混合。 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(nèi)發(fā)生的一切變化過程，其ΔU必定為零； （7）因為ΔH=Qp,而H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ΔH = Qp = 0； （10）系統(tǒng)經(jīng)過一循環(huán)過程對環(huán)境做1kJ的功，它必然從環(huán)境吸熱1kJ； （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(jié)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ΔU = 0；【 有相變熱】 （2）此過程ΔH=ΔU+pΔV，由于向真空氣化，W= -pΔV = 0，所以此過程ΔH=ΔU?！睛?H=ΔU –piΔV】 8． 夏天打開室內(nèi)正在運行中的電冰箱門，若緊閉門窗（設門窗及墻壁均不傳熱），能否使室內(nèi)溫度降低？為什么？【緊閉門窗，為絕熱系統(tǒng)，冰箱電機做功，將熱從低溫熱源（冰箱）轉(zhuǎn)移到高溫熱源（房間），使室內(nèi)溫度升高?！? 9． 在373K和101.325kPa下，1mol 水等溫蒸發(fā)為水蒸氣（假設水蒸氣為理想氣體）。因為此過程中系統(tǒng)的溫度不變，所以ΔU = 0, Qp = ∫CpdT = 0。這一結(jié)論 是否正確？為什么？【封閉系統(tǒng)中無相變、無非體積功的等溫過程，ΔU = 0。題中等溫過程有氣化熱。】 10． 將Zn與稀H2SO4作用，(1)在開口瓶中進行；(2)在閉口瓶中進行。何者放熱較多？為什么？【開口瓶中反應為等壓過程，Qp；閉口瓶中反應為等容過程，QV。 Qp = QV + Δ(piV) = Qv + ΔnRT ΔnRT >0, Qp<0, QV<0 ； QV < Qp】 11． 下列各式哪個不受理想氣體的條件限制 【A】 A. ΔH = ΔU + pΔV B. Cp,m – CV,m = R C. pVγ = 常數(shù) D. W = -nRTln(V2/V1) 12． 理想氣體絕熱變化過程中W可逆=CVΔT， W不可逆=CVΔT，所以W可逆=W不可逆；（） 13． 因為H=U+pV,而理想氣體的熱力學能僅是溫度的函數(shù)，所以理想氣體的焓與p,V,T都有關系（） 14． 分別判斷下列各過程的Q,W,ΔU, ΔH為正、負或零？ (1)理想氣體自由膨脹；【W(wǎng)=0,Q=0,ΔU=0, ΔH=0】 (2)理想氣體等溫可逆膨脹；【ΔU=0, ΔH=0, W<0,Q>0】 (3)理想氣體節(jié)流膨脹；【ΔH=0, ΔU=0, W=0, Q=0】 (4)理想氣體絕熱、反抗恒外壓膨脹；【Q=0, W<0, ΔU<0 , ΔH<0】 (5)水蒸氣通過蒸汽機對外作出一定量的功之后恢復原態(tài)，以水蒸氣為系統(tǒng)；【ΔU=0 , ΔH=0, Q>0, W<0】 (6)水(101325Pa,273.15K) →冰(101325Pa,273.15K)；【Q<0, W<0, ΔU<0 , ΔH<0】 (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(zhì)為系統(tǒng)?！綫=0, W=0, ΔU=0 , ΔH>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 理解熱力學第三定律及熵的意義； 6 理解吉布斯能和亥姆霍茲的意義 本章知識點 一、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”。 二、卡諾循環(huán) 卡諾熱機效率： 結(jié)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)的，因熱力學第三定律指出絕對零度不可能達到，因此熱機效率總是小于1。 三、熵 1．熱力學第二定律數(shù)學表達式——克勞修斯不等式dS - 0 2．熵增原理 對于絕熱可逆過程，系統(tǒng)的熵值不變，DS = 0；對絕熱不可逆過程，系統(tǒng)的熵值增加，DS >0,在絕熱過程中系統(tǒng)的熵值永不減少，這就是熵增加原理。孤立系統(tǒng)中自發(fā)過程的方向總是朝著熵值增大的方向進行，直到在該條件下系統(tǒng)熵值達到最大為止，即孤立系統(tǒng)中過程的限度就是其熵值達到最大。 3． 熵函數(shù)的物理意義 （1）熵是系統(tǒng)混亂程度的度量 （2）在絕對零度，任何純物質(zhì)完整晶體的熵等于零，即, 所謂完整晶體即晶體中的原子、分子只有一種排列方式. （3）溫度升高，熵值增大；物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同會影響熵值大小：固態(tài)<液態(tài)<氣態(tài) 四、 吉布斯能、亥姆霍茲能 1．亥姆霍茲能：F ≡ U - TS， 在等溫條件下，- (dF)T －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 ≡ H - TS =F+ pV 在等溫等壓條件下- (dG)T, P －dW,表明，封閉系統(tǒng)在等溫等壓條件下，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：【(1) (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)的熵值不變。 (3)如一個化學反應的ΔrH與溫度無關，則其ΔrS也與溫度無關。 (4)根據(jù)dG=-SdT+Vdp，對于任意等溫等壓過程dT=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，ΔF= ΔG (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ΔH，所以反應的 2. 指出下列過程中ΔU,ΔH,ΔS, ΔF, ΔG何者為零？ (1)理想氣體不可逆等溫壓縮；【ΔU= ΔH=0】 (2)真實氣體不可逆循環(huán)過程；【ΔU= ΔH= ΔG= ΔF= ΔS= 0】 (3)絕熱等容沒有非體積功時發(fā)生的化學反應；【ΔU=0】 (4)絕熱等壓沒有非體積功時發(fā)生的化學反應?！睛=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。 ΔU = 0, ΔH = 0, ΔS = 0, ΔF = 0, ΔG = 0。 4. 水在正常冰點101.3kPa,273K時結(jié)冰。 ΔU < 0, ΔH < 0, ΔS < 0, ΔG = 0, ΔF < 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（ 4988.4J ） 【G-F=pV=nRT】 6. 系統(tǒng)經(jīng)歷一個不可逆循環(huán)后（ C ） A.系統(tǒng)的熵增加 B.系統(tǒng)吸熱大于對外做功 C.環(huán)境的熵一定增加 D.環(huán)境內(nèi)能減小 7. 已知某反應的標準反應熵大于零，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； B.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)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(zhuǎn)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 一、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 Kθ和ΔrGmθ的意義：Kθ：某溫度下反應的平衡壓力、濃度商；ΔrGmθ：反應在標態(tài)下的吉布斯能變 2．化學反應方向、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。 二、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 三、平衡轉(zhuǎn)化率與平衡產(chǎn)率（相關計算） 四、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(zhì)的吉布斯能為零，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol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)。 五、溫度對平衡常數(shù)的影響 1． DrHqm>0，T，Kq，吸熱反應，提高溫度有利反應 DrHqm=0，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Dν>0 （DV>0） p，Kx 若Dν =0 （DV=0） p對Kx無影響 若Dν <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=0反應 加入惰性氣體， 無影響 DV<0反應 加入惰性氣體， Kx 練習題 一、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。（） 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。（） 3． 移走反應體系中的催化劑，可使平衡向左移動。（） 4．某確定的化學反應的平衡常數(shù)是一個不變的常數(shù)。（） 5.反應CO(g)+H2O(g)=CO2(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。（√） 4.在一定溫度壓力下，某反應的ΔrGm>0，所以要選用合適的催化劑，使反應得以進行。（） 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=（ C ）。A．2K1 B．K1 C．K12 D．1/2 K1 6．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)=（ D ）。A．7755 B．1939 C．0.7755 D．0.1939 8. 合成氨反應N2(g)+3H2(g)=2NH3(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，nH2減少，nNH3增加，Kθ不變 B. nN2減少，nH2減少，nNH3增加，Kθ增加 C. nN2,nH2,nNH3不變，Kθ不變 D. nN2增加，nH2增加，nNH3減少，Kθ不變 9. MgO(s)+Cl2(g)=MgCl2(s)+1/2O2(g)達平衡后，增加總壓，則 ( B ) A. nO2相對增加，nCl2相對減少，Kθ增加 B. pO2相對增加，pCl2相對減少，Kθ不變 C. nO2相對增加，nCl2相對減少，Kx不變 D. nO2相對增加，nCl2相對減少，Kc增加 10. 2C(s)+O2(g)=2CO(g), ΔrGmθ=-232600-167.8T，若溫度增加，則(A ) A.ΔrGmθ變負，反應更完全 B. Kθ變大，反應更完全 C. Kθ變大，反應更不完全 D. Kθ變小，反應更不完全 11. 在1000K時，反應Fe(s)+CO2(g)=FeO(s)+CO(g)的Kθ=1.84，若氣相中CO2含量大于65%，則( B ) A. Fe將不被氧化 B. Fe將被氧化 C. 反應是可逆平衡 D. 無關判斷 12. 某化學反應的ΔrHmθ<0, ΔrSmθ>0 ，則反應的平衡常數(shù) (D) A. Kθ>1，且隨溫度升高而增大 B. Kθ<1，且隨溫度升高而減小 B. Kθ<1，且隨溫度升高而增大 D. Kθ>1，且隨溫度升高而減小 13. 已知氣相反應2NO(g)+O2(g)=2NO2(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, 12 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，熟悉蒸餾和精餾的原理，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(zhì)和化學性質(zhì)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(zhì)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=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(nèi)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=K-Φ＋2 二、 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： 三、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(zhì)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。 （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，進行精餾時，分別得到不同的純組分和恒沸物。 四、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(zhì)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，互稱為共軛相。 （2）利用杠桿規(guī)則計算共軛相組成。 2． 完全不互溶的雙液系統(tǒng) （1）完全不互溶的雙液系統(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餾。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(zhì)進行分離。 五、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-l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(zhì)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(zhì)的選擇等；利用結(jié)晶和蒸餾相結(jié)合，可分離恒沸物和低共熔物。 練習題 1．Na2CO3的水合物有下列幾種: Na2CO3H2O; Na2CO3 7H2O; Na2CO3 10H2O; (1)pq下Na2CO3 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*=K-F+1= 2-F+1=3- F 含水鹽最多時,f=0, F=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*=3- F f=0, F=3,一個相是水蒸氣,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I2(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=2; f=2-2+0=0 指定溫度和壓力,食鹽飽和水溶液的濃度為定值 (2)K=1 f=1-2+2=1 p與T有一定的關系。 (3)S=3;R=1;R`=0; K=3-1=2; f=2-2+2=2 溫度及總壓,或溫度及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）＋ HI（g） 2HI（g）═ H2（g）＋ I2（g） 體系的相數(shù)φ＝（2）；組分數(shù)K ＝（ 1 ）；自由度f ＝（ 1 ）。 (2) 在一個抽空的容器中，放入過量的NH4HCO3（s）并發(fā)生下列反應： NH4HCO3（s）═ NH3（g）＋ H2O（g）＋ CO2（g） 體系的相數(shù)ф＝（ 2 ）；組分數(shù)K ＝（ 1 ）；自由度f ＝（ 1 ）。 (3) 在一個抽空容器中，放入足夠多的HO(l)、CCl4（l）及I2（g）。HO（l）和CCl（l）共存時完全不互溶，I2（g）可同時溶于HO（l）和CCl（l）中，容器上部的氣相中同時含有I2（g）、H2O（g）及CCl4（g）。 該平衡體系的相數(shù)φ＝（ 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0.01℃，壓力為0.610kPa。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，由于水中溶有空氣，形成了稀溶液，冰點較三相點下降了0.00242℃，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℃，故冰點時的溫度約為0℃。】 5． 液體的飽和蒸氣壓越高，沸點就越低；而由克勞修斯—克拉貝龍方程表明，液體溫度越高，飽和蒸氣壓愈大。兩者是否矛盾？為什么？ 【兩者并不矛盾。因為沸點是指液體的飽和蒸氣壓等于外壓時對應的溫度。在相同溫度下，不同液體的飽和蒸氣壓一般不同，飽和蒸氣壓高的液體，其飽和蒸氣壓等于外壓時，所需的溫度較低，故沸點較低；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－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－組成圖上有最高點，壓力－組成圖上必有最低點，故題中所給體系對拉烏爾定律產(chǎn)生最大負偏差?！? 7．選擇一個正確答案 (1) 單組分物質(zhì)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 > 0 B = 0 C < 0 D 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： T x A B T x A B T x A B T x A B （4）組分A和B沸點TA > TB，兩者可構(gòu)成最高恒沸物，組分為E?，F(xiàn)將任意比例的A和B混合，于精餾塔中蒸餾，則塔頂餾出物為： A 純A B 純B C 高沸物E D 可能為A，也可能為B t(C) 0.2 A B 0.4 0.6 0.8 60 （5）圖為A、B部分互溶雙液系統(tǒng)的相圖，當t＝60C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B，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) B。 單組分，K＝1，熔點處固液二相平衡，F(xiàn)＝2，因此f＝K－F＋2＝1，即熔點溫度僅是壓力的函數(shù)。 (2) D。 ，由于DV不確定，因此可能大于零，也可能小于零。 (3) B。 理想溶液的液相線在P－x相圖中為直線，但在T－x圖中不為直線，當pA > pB時，則沸點TA< TB，因此B選項是正確的。 (4) D。 精餾結(jié)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，塔頂餾出A，如果組成大于E，塔頂餾出B。 (5) C。 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(zhì)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 一、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 三、電極電勢 1．標準氫電極：Pt｜H2（pq）｜H+（a=1） 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： 四、濃差電池 單液濃差電池 五、 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 = 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(zhì)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(nèi)部電解質(zhì)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. SO32- D. Cl- 4. 為反應2Ag+Cl2(g) 2AgCl(s)設計的電池為Ag(s)AgCl(s) Cl- (a) Cl2(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。（√） 8 對于濃差電池，由Nerst方程可知，c2 < c1。（） 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 一、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有不同的表示方法。 　　　aA+ dD gG +hH　 它們的關系： 二、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(zhuǎn)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。 三、反應速率方程 1 基元反應的速率方程質(zhì)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冪的乘積, 各濃度冪中的指數(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) 在具有反應物濃度冪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。 在具有反應物濃度冪乘積形式的速率方程中, 各反應物濃度冪中的指數(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) = 速率方程中各反應物濃度冪的指數(shù)之和 = 基元反應中反應物的計量系數(shù)之和(3)總包反應：反應級數(shù) = 速率方程中各反應物濃度冪的指數(shù)之和 ≠ 總包反應中反應物的計量系數(shù)之和 三、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ln cA = ln cA,0-kAt，可見ln 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,0-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(jié) 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[molm-3]1-ns-1。 四、 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(jié)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大。 2 微分法 以反應速率的對數(shù)ln (-dcA/dt)對濃度的對數(shù)ln 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。 四、 溫度對反應速率的影響 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,但是只有少數(shù)能量足夠高的分子碰撞后才能發(fā)生反應, 這樣的分子稱為活化分子?；罨肿拥钠骄芰颗c所有反應物分子的平均能量之差稱為阿侖尼烏斯活化能。 活化分子的平均能量與所有反應物分子的平均能量都隨溫度的升高而增大, 但兩者之差近似地為常數(shù)。 ，若Ea（正）> Ea（逆），則該反應為吸熱反應 （2）溫度對反應速率和平衡常數(shù)的影響 溫度升高，正逆反應速率均增加； Ea越大，則反應速率越小，同時溫度對反應速率的影響越大； 吸熱反應：溫度升高，平衡常數(shù)K增大，反應速率常數(shù)k也增加，因而，從熱力學或動力學角度，溫度升高均對 吸熱反應有利； 放熱反應：升高溫度，平衡常數(shù)K減小，但反應速率常數(shù)k 增加，因而需具體分析。 3 藥物貯存期預測方法 在用加速試驗預測藥物貯存期時, 按藥物及其制劑的穩(wěn)定性選取幾個較高的試驗溫度(一般為4～ 5個溫度), 測定各溫度下藥物濃度(或與之有關的某一物理量)隨時間的變化, 求得藥物降解反應級數(shù)及各試驗溫度下的反應速率常數(shù)k, 再根據(jù)Arrhenius公式, 以ln k對1/T作圖(或作直線回歸, 直線的斜率為-Ea/R), 外推求得藥物在室溫下的速率常數(shù)k298, 并由此算出在室溫下藥物含量降低至合格限所需的時間(即貯存期)。 五、典型的復雜反應（掌握特征） 1 對峙反應 正、逆兩個方向都能進行的反應稱為對峙反應。 1-1對峙反應的總反應速率等于正、逆反應速率之差。 放熱對峙反應的速率在特定的溫度下有極大值, 此溫度稱為最佳反應溫度Tm，Tm與反應物的初濃度和轉(zhuǎn)化率有關。 2 平行反應 一種或幾種反應物同時進行幾個不同的反應, 稱為平行反應。 一般將速率較大的或生成目的產(chǎn)物的反應稱為主反應, 將其他反應稱為副反應。 對于一級平行反應, 各反應產(chǎn)物的濃度之間有如下關系, 即在任一時刻, 各反應產(chǎn)物濃度之比等于各支反應的速率常數(shù)之比。 由于改變反應溫度可以改變各支反應的相對反應速率, 故可通過改變反應溫度來使目的產(chǎn)物增加。升高反應溫度相對有利于活化能大的反應; 反之則相對有利于活化能小的反應。 3 連續(xù)反應 一個反應要經(jīng)歷幾個連續(xù)的中間步驟, 并且前一步的產(chǎn)物為后一步的反應物, 則該反應稱為連續(xù)反應。 對于一級連續(xù)反應, 在k1與k2相差不太大時, 中間產(chǎn)物的濃度變化開始時隨時間增長而增大, 經(jīng)過某一極大值后隨時間增長而減小; 當k2>>k1時, 中間產(chǎn)物的濃度在整個反應過程中都很小, 且當反應穩(wěn)定進行時近似地等于常數(shù)。 4 鏈反應 鏈反應是由大量的、反復循環(huán)的連續(xù)反應組成, 通常有自由原子或自由基參加。它分三個階段進行: 鏈引發(fā)、鏈傳遞和鏈終止。三個階段各有其特征。通常, 對鏈反應有: Ea(鏈引發(fā))> Ea(鏈傳遞)> Ea(鏈終止)。 5 復雜反應的近似處理 (1) 穩(wěn)態(tài)近似法: 這個假定的依據(jù)是在反應過程中形成的活性較大的中間產(chǎn)物(如自由原子、自由基等), 由于會很快地進一步發(fā)生反應, 不會積聚起來。因此在反應體系中, 它們的濃度較之反應物或產(chǎn)物的濃度是十分低的, 而且當反應穩(wěn)定進行時, 可近似看成不隨時間而變。 (2) 平衡態(tài)近似法: 是根據(jù)反應機理中某一基元反應迅速達到平衡, 這時中間產(chǎn)物在以后的反應中消耗速率很小, 不致于破壞第一步平衡, 從而找出反應過程中形成的中間產(chǎn)物濃度與反應物濃度之間的關系, 進而確立反應速率方程的近似方法。 六、催化作用的基本概念 一種或多種少量的物質(zhì), 能使化學反應的速率顯著增大, 而這些物質(zhì)本身在反應前后的數(shù)量及化學性質(zhì)都不改變。這種現(xiàn)象稱為催化作用。 催化劑的特征有：反應前后的數(shù)量及化學性質(zhì)不變、不改變化學平衡, 也不改變體系的狀態(tài)函數(shù)、有選擇性和對雜質(zhì)很敏感。 催化劑的催化機理通常是催化劑與反應物分子形成了不穩(wěn)定的中間化合物或絡合物, 或發(fā)生了物理或化學的吸附作用, 從而改變了反應途徑, 大幅度地降低了反應的活化能Ea或增大了指前因子A, 使反應速率顯著增大。 催化劑不改變化學平衡, 也不改變體系的狀態(tài)函數(shù), 故不能使熱力學中不可能的反應發(fā)生。 七、反應速率理論 1．碰撞理論要點 ① 分子必須經(jīng)過碰撞才能發(fā)生反應, 但卻不是每次碰撞都能發(fā)生反應。 ② 只有活化分子之間的碰撞才是有效碰撞。 ③ 單位時間單位體積內(nèi)發(fā)生的有效碰撞次數(shù)就是化學反應的速率。 2． 過渡態(tài)理論要點 ① 反應體系的勢能是原子間相對位置的函數(shù); ② 在由反應物生成產(chǎn)物的過程中, 分子要經(jīng)歷一個價鍵重排的過渡階段。處于這一過渡階段的分子稱為活化絡合物或過渡態(tài); ③ 活化絡合物的勢能高于反應物或產(chǎn)物的勢能。此勢能是反應進行時必須克服的勢壘, 但它又較其他任何可能的中間態(tài)的勢能低; ④ 活化絡合物與反應物分子處于某種平衡狀態(tài)?？偡磻俾嗜Q于活化絡合物的分解速率。 練習題 1． 降低反應溫度有利于提高合成氨反應的平衡轉(zhuǎn)化率, 但實際生產(chǎn)中為什么選取450~ 550℃的較高溫度？【為了加快反應速率?！? 2． 實驗測得化學反應S2O82- + 2I-I2 + 2SO42-的速率方程為, 根據(jù)上述條件可以認為：【D】 A 反應分子數(shù)為3 B 反應分子數(shù)為2 C 反應級數(shù)為3 D 反應級數(shù)為2 3. 反應CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g)在恒溫恒壓下進行, 當加入某種催化劑, 該反應速率明顯加快。不存在催化劑時, 反應的平衡常數(shù)為K, 活化能為Ea, 存在催化劑時為K和Ea, 則: 【C】 A K=K, Ea>Ea B KEa C K=K, Ea 0，其蒸氣壓大于正常蒸氣壓，曲率半徑越小，蒸氣壓越大。 (c)對于凹液面的液體（如玻璃毛細管中水的液面或液體中的氣泡表面），r < 0，其蒸氣壓小于正常蒸氣壓，曲率半徑的絕對值越小，蒸氣壓越小。 (3)應用： 晶體溶解度和晶粒大小之間的關系： 晶體溶解度和其粒子半徑成反比，越小的晶體顆粒溶解度越大 毛細管凝結(jié):　硅膠作為干燥劑的工作原理 3 亞穩(wěn)狀態(tài)和新相的生成： 用開爾文公式解釋過飽和蒸氣、過熱液體、過冷液體、過飽和溶液等亞穩(wěn)定狀態(tài)。 三、 鋪展與潤濕 1 液體的鋪展 一種液體在另一種不互溶液體表面自動展開的過程稱為鋪展。液體A在液體B表面的鋪展條件： 鋪展系數(shù) 2 固體表面的潤濕 固體表面上的流體被另一種流體取代的過程稱作潤濕，潤濕分為沾濕、浸濕、鋪展三種類型。 潤濕能夠自發(fā)進行的條件是新生成的界面使體系的吉布斯能下降。 液體表面和固液界面之間的夾角稱接觸角，楊氏公式給出了界面張力和接觸角之間的定量關系：ss,g -ss,l = sl,g cosq ，潤濕的一般條件：q < 90。 四、溶液的表面吸附 1 溶液的表面張力和濃度之間的關系 c σ I II III 非表面活性物質(zhì) 表面活性物質(zhì) 表面活性劑 非表面活性物質(zhì)：極性很強，與水有強烈相互作用的物質(zhì)，如強電解質(zhì) 表面活性物質(zhì)：極性較強的有機小分子，與水的相互作用較弱 表面活性劑：雙親性物質(zhì) 2 溶液的表面吸附 溶液自發(fā)降低表面張力的方式是改變表面層的濃度 對于表面活性物質(zhì)，在表層中的比例大于在溶液本體中的比例，為正吸附； 對于表面活性物質(zhì)，在表層中的比例小于在溶液本體中的比例，為負吸附 3 表面活性物質(zhì)在溶液表面的定向排列 親水基團使分子有進入水中的趨勢，憎水基團有離開水而移向表面的趨勢； 非極性基團企圖離開水移向表面，從而降低了增加表面積所需的功，使溶液的表面張力明顯降低。 隨著溶液濃度的增加，表面吸附量逐漸加大，直至達到一個極限值Γm。 吸附在溶液表面的分子隨著Γ 的增大而逐漸站立起來，直至形成極性端在溶液中，非極性端伸向空氣，定向排列緊密的表面層。 五、 表面活性劑 1 表面活性劑的分類 表面活性劑是能使界面張力顯著降低的一類物質(zhì)。 含有雙親性基團是表面活性劑分子的結(jié)構(gòu)特征。 2 表面活性劑的親水親油平衡值 親水親油平衡值(HLB)可以用來衡量表面活性劑分子親水性和親油性相對強弱。 HLB值= 7+∑(親水基的HLB值) -∑(親油基的HLB值) 3 膠束 濃度較高時，表面活性劑在溶液中形成膠束。形成膠束的最低濃度稱臨界膠束濃度（CMC），此時溶液的很多性質(zhì)如表面張力、電導率、滲透壓等發(fā)生突變。 4 表面活性劑的幾種重要作用 解釋表面活性劑的潤濕作用、乳化作用、增溶及去污作用。 練習題 1． 什么是表面吉布斯能？什么是表面張力？它們之間有什么異同和聯(lián)系？ 【表面吉布斯能可以理解為在溫度、壓力和組成恒定的條件下，增加單位面積表面時系統(tǒng)吉布斯能的增量。表面張力是收縮表面的力，表面張力的方向和表面相切，是垂直作用在表面上單位長度線段上的表面收縮力。在討論表面現(xiàn)象時，表面吉布斯能是用熱力學的方法來進行分