物理化学6.4-1 典型复合反应
第十一章 化学动力学第七节 复杂反应(复合反应)
不是简单一步直接完成的反应,称复杂反应,又称复合反应。常 见的有对行、平行、连串(连续)反应和链反应
一、对行反应(opposing reaction) (可逆反应,对峙反应) ●定义 正、逆方向上能同时进行的反应。只将正、逆反应的
速率可相比拟者作对行反应处理
●示例 一些分子内重排成异构化反应
物较多或所需反应称主反应,其他称副反应
●速率方程 例,两个平行的一级反应
k1 BdcΒιβλιοθήκη dtk1cA(1)
A k2 C
dc C dt
k2cA
(2)
显然
- dcA dcB dcC
dt dt dt
若开始时,cB,0=cC,0=0,则到t时刻 cA+cB+cC=cA,0
将式(1)和(2)代入得 2023/2/21
2A(g)+B(g)Y(g)+Z(s)已知速率方程为-dpA/dt=kApA2pB。设开始时 总压力为30Pa,反应在7.5min后总压力降至20Pa。问再继续反应多 长时间可由20Pa降至15Pa?A的消耗速率常数kA=?
解:由 2A(g)+B(g)Y(g) + Z(s)
t=0时 pA,0 1/2 pA,0 0
总压降至15Pa, pA=ptot-(1/2) pA,0=5Pa,
t=1/(510-4)0.5(1/25-1/400)=37.5min,扣除原来的7.5min,则为
30min
2023/2/21
9
二、平行反应(parallel reaction)
●定义 反应物能同时进行不同的反应,得到不同的产物
●示例 甲苯硝化成邻、对、间位硝基甲苯。将反应较快、或产
105典型的复合反应
dz (3) dt = k2 y
z = a−x− y
k2 k1 - k1t - k2 t z = a 1 − e + e k2 − k1 k2 − k1
k2 k1 - k1 t - k2t e + e z = a 1 − k 2 − k1 k 2 − k1
§10.5典型的复合反应 典型的复合反应
1对峙反应 对峙反应
对峙反应(Opposing Reaction) 对峙反应
在正、逆两个方向同时进行的反应称为对峙 在正、 反应,俗称可逆反应。 反应,俗称可逆反应。正、逆反应可以为相同级 数,也可以为具有不同级数的反应;可以是基元 也可以为具有不同级数的反应; 反应,也可以是非基元反应。例如: 反应,也可以是非基元反应。例如:
A t=0 a t=t x
B 0 y
C 0 z
dx = k1 x (1) − dt
∫
x
a
dx − = x
∫
t
0
k1 dt
x+y+z=a
a ln = k1 t x
x = ae
− k1t
dy − k1t (2) = k1 x − k2 y = k1ae − k2 y dt k1a −k1t −k2t y= (e − e ) 解线性微分方程得: k2 − k1
2019年中国科学院大学825物理化学与参考书目
2019年中国科学院大学825物理化学(乙)考研初试大纲《物理化学(乙)》考试大纲本《物理化学》(乙)考试大纲适用于报考中国科学院大学化工类专业的硕士研究生入学考试。
物理化学是化学学科的重要分支,是整个化学学科和化工学科的理论基础。
它从物质的物理现象和化学现象的联系入手探求化学变化基本规律。
物理化学课程的主要内容包括化学热力学(统计热力学)、化学动力学、电化学、界面化学与胶体化学等。
要求考生熟练掌握物理化学的基本概念、基本原理及计算方法,并具有综合运用所学知识分析和解决实际问题的能力。
一、考试内容(一) 气体的PVT关系1、理想气体状态方程2、理想气体混合物3、气体的液化及临界参数4、真实气体状态方程5、对应状态原理及普遍化压缩因子图(二) 热力学第一定律1、热力学基本概念2、热力学第一定律3、恒容热、恒压热、焓4、热容、恒容变温过程、恒压变温过程5、焦耳实验,理想气体的热力学能、焓6、气体可逆膨胀压缩过程7、相变化过程8、溶解焓及混合焓9、化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓10、由标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓11、节流膨胀与焦耳—汤姆逊效应12、稳流过程的热力学第一定律及其应用(三) 热力学第二定律1、卡诺循环2、热力学第二定律3、熵、熵增原理4、单纯pVT变化熵变的计算5、相变过程熵变的计算6、热力学第三定律和化学变化过程熵变的计算7、亥姆霍兹函数和吉布斯函数8、热力学基本方程9、克拉佩龙方程10、吉布斯—亥姆霍兹方程和麦克斯韦关系式(四)多组分系统热力学1、偏摩尔量2、化学势3、气体组分的化学势4、拉乌尔定律和亨利定律5、理想液态混合物6、理想稀溶液7、稀溶液的依数性8、逸度与逸度因子9、活度及活度因子(五)化学平衡1、化学反应的等温方程2、理想气体化学反应的标准平衡常数3、温度对标准平衡常数的影响4、其它因素对理想气体化学平衡的影响压力对于平衡转化率的影响;惰性组分对平衡转化率的影响;反应物的摩5、真实气体反应的化学平衡6、混合物和溶液中的化学平街(六)相平衡1、相律2、杠杆规则3、单组分系统相图4、二组分理想液态混合物的气-液平衡相图5、二组分真实液态混合物的气-液平衡相图6、二组分液态部分互溶系统及完全不互溶系统的气- 液平衡相图7、二组分固态不互溶系统液-固平街相图8、二组分固态互溶系统液-固平衡相图9、生成化合物的二组分凝聚系统相图10、三组分系统液-液平衡相图(七)电化学1、电解质溶液的导电机理及法拉第定律2、离子的迁移数3、电导、电导率和摩尔电导率4、电解质的平均离子活度因子5、可逆电池及其电动势的测定6、原电池热力学7、电极电势和液体接界电势8、电极的种类9、原电池设计举例10、分解电压11、极化作用12、电解时的电极反应(八)统计热力学初步1、粒子各运动形式的能级及能级的简并度2、能级分布的微态数及系统的总微态数3、最概然分布与平衡分布4、玻耳兹曼分布5、粒子配分函数的计算6、系统的热力学能与配分函数的关系7、系统的摩尔定容热容与配分函数的关系8、系统的熵与配分函数的关系9、其它热力学函数与配分函数的关系10、理想气体反应的标准平衡常数(九)界面现象1、界面张力2、弯曲液面的附加压力及其后果3、固体表面4、液-固界面5、溶液表面(十)化学动力学1、化学反应的反应速率及速率方程2、速率方程的积分形式3、速率方程的确定4、温度对反应速率的影响5、典型复合反应6、复合反应速率的近似处理法7、链反应8、气体反应的碰撞理论9、势能面与过渡状态理论10、溶液中反应11、多相反应12、光化学13、催化作用的通性14、单相催化反应15、多相催化反应(十一)胶体化学1、胶体系统的制备2、胶体系统的光学性质3、肢体系统的动力性质4、溶胶系统的电学性质5、溶胶的稳定与聚沉6、悬浮液7、乳状液8、泡沫9、气溶胶10、高分子化合物溶液的渗透压和粘度二、考试要求(一) 气体的PVT关系掌握理想气体状态方程和混合气体的性质(道尔顿分压定律、阿马加分容定律)。
复合反应知识点总结
复合反应知识点总结定义复合反应是指两种或两种以上的反应物生成一种或一种以上的产物的反应过程。
在化学反应中,原子和离子之间会发生重新排列,生成新的化合物,这些化合物即为产物。
复合反应可以分为三种主要类型,包括酸碱中和反应、氧化还原反应和双替换反应。
类型1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是化学中一种重要的复合反应类型,当酸和碱混合时,产生水和盐的反应。
例如,HCl(盐酸)和NaOH(氢氧化钠)在适当比例下混合反应生成水和NaCl(氯化钠)盐。
酸碱中和反应受到pH值的影响,当pH值等于7时,表示酸碱水平完全中和,这也是酸碱中和反应的终点。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是指化学中发生电子转移的反应,其中一种物质被氧化失去电子,而另一种物质被还原获得电子。
氧化还原反应的例子包括金属与非金属的反应、氢氧化物与过氧化物的反应等。
3. 双替换反应双替换反应是指两种化合物中的阳离子和阴离子交换位置,生成两种新的化合物。
双替换反应的典型例子包括硫酸钠和氢氯酸反应生成氯化钠和硫酸等。
特点1. 反应物种类丰富与其他类型的化学反应相比,复合反应具有反应物种类丰富的特点,可以包括两种以上的反应物。
2. 生成产物多样复合反应产物的种类也相对较多,可以生成一种或多种化合物。
3. 化学反应较为复杂由于复合反应涉及到多种反应物的参与,因此化学反应的条件、速率、产物的生成等均较为复杂,需要综合考虑多种因素。
应用1. 工业生产复合反应在工业生产中得到广泛应用,例如酸碱中和反应可以用于废水处理和酸碱中和反应实验。
2. 医药领域在医药领域中,复合反应可以用于合成药物和化合物研究等。
3. 环境保护复合反应也可以应用于环境保护领域,例如用于处理污水和废水,净化空气等。
总结复合反应作为化学反应的重要类型,具有广泛的应用领域和重要的理论意义。
掌握复合反应的知识,可以帮助我们更深入地理解化学反应的原理和规律,为工业、医药、环境保护等领域的发展和应用提供重要支持。
物理化学典型复杂反应
稳定中间物
不稳定中间物
dcB 0, dt
处于恒稳状态 k1cA k2cB
7-7 平行反应
平行反应 —— 反应物同时独立地参与两个或多个 反应,如此组合的反应称为平行反应,又称联立 反应。
o NO2 C6 H 4CH 3 H 2O C6 H 5CH 3 HNO 3 m NO2 C6 H 4CH 3 H 2O p NO2 C6 H 4CH 3 H 2O
一级平行反应 A
k1 k2
B C
在一定温度下进行,
反应开始时只有A存在,反应时间为 t 时,B和 C的浓度分别为和,则A的反应速率系数k与k1、 k2的关系为 ,t 时刻cB/cC为 。 , A的 半衰期t1/2与k1、k2的关系为 解: k1 k 2 、 k1 / k 2 、ln 2 /(k1 k 2 )
一级平行反应速率方程的积分形式
cA cA0e k1 k2 t
cB cA0 (1 e cC cA0 (1 e
( k1 k 2 ) t
k1 ) k1 k2 k2 ) k1 k2
( k1 k 2 ) t
cB k1 cC k 2
特征—产物浓度比等于反应速率系数比。
反应。组合的方式或先后次序称为反应机理。
简单反应
简单级数反应 = kc c A B cC
对峙反应
复杂反应 连串反应 平行反应
7-5 对峙反应
对峙反应 —— 一个反应是另一个反应的逆反应, 两者组合起来称为对峙反应。
N 2 3H 2 2NH3 CO H 2O CO 2 H 2
放热对峙反应的最适宜温度
dx k1 k1 (cA0 x ) x dt Kc
2023年大学_物理化学简明教程(邵谦著)课后答案下载
2023年物理化学简明教程(邵谦著)课后答案下载2023年物理化学简明教程(邵谦著)课后答案下载绪论0.1 物理化学的研究对象及其重要意义0.2 物理化学的研究方法0.3 学习物理化学的方法第一章热力学第一定律(一)热力学概论1.1 热力学的研究对象1.2 几个基本概念(二)热力学第一定律1.3 能量守恒--热力学第一定律1.4 体积功1.5 定容及定压下的热1.6 理想气体的热力学能和焓1.7 热容1.8 理想气体的绝热过程1.9 实际气体的节流膨胀(三)热化学1.10 化学反应的热效应1.11 生成焓及燃烧焓1.12 反应焓与温度的关系--基尔霍夫方程思考题第二章热力学第二定律2.1 自发过程的共同特征2.2 热力学第二定律的经典表述2.3 卡诺循环与卡诺定理2.4 熵的概念2.5 熵变的计算及其应用2.6 熵的物理意义及规定熵的计算2.7 亥姆霍兹函数与吉布斯函数2.8 热力学函数的?些重要关系式2.9 厶C的计算__2.10 非平衡态热力学简介思考题第三章化学势3.1 偏摩尔量3.2 化学势3.3 气体物质的化学势3.4 理想液态混合物中物质的化学势 3.5 理想稀溶液中物质的化学势3.6 不挥发性溶质理想稀溶液的依数性 3.7 非理想多组分系统中物质的化学势思考题第四章化学平衡4.1 化学反应的方向和限度4.2 反应的标准吉布斯函数变化4.3 平衡常数的各种表示法4.4 平衡常数的实验测定4.5 温度对平衡常数的影响4.6 其他因素对化学平衡的影响思考题第五章多相平衡5.1 相律(一)单组分系统5.2 克劳修斯一克拉佩龙方程5.3 水的相图(二)二组分系统5.4 完全互溶的双液系统__5.5 部分互溶的双液系统__5.6 完全不互溶的双液系统5.7 简单低共熔混合物的固一液系统 5.8 有化合物生成的固一液系统__5.9 有固溶体生成的固一液系统(三)三组分系统5.10 三角坐标图组成表示法__5.11 二盐一水系统__5.12 部分互溶的三组分系统思考题第六章统计热力学初步6.1 引言6.2 玻耳兹曼分布6.3 分子配分函数6.4 分子配分函数的求算及应用第七章电化学(一)电解质溶液7.1 离子的迁移7.2 电解质溶液的电导7.3 电导测定的应用示例7.4 强电解质的活度和活度系数__7.5 强电解质溶液理论简介(二)可逆电池电动势7.6 可逆电池7.7 可逆电池热力学7.8 电极电势7.9 由电极电势计算电池电动势7.10 电极电势及电池电动势的应用(三)不可逆电极过程7.11 电极的.极化7.12 电解时的电极反应7.13 金属的腐蚀与防护__7.14 化学?源简介第八章表面现象与分散系统(一)表面现象8.1 表面吉布斯函数与表面张力 8.2 纯液体的表面现象8.3 气体在固体表面上的吸附 8.4 溶液的表面吸附8.5 表面活性剂及其作用(二)分散系统8.6 分散系统的分类8.7 溶胶的光学及力学性质8.8 溶胶的电性质8.9 溶胶的聚沉和絮凝8.10 溶胶的制备与净化__8.11 高分子溶液思考题第九章化学动力学基本原理9.1 引言9.2 反应速率和速率方程9.3 简单级数反应的动力学规律9.4 反应级数的测定9.5 温度对反应速率的影响9.6 双分子反应的简单碰撞理论9.7 基元反应的过渡态理论大意__9.8 单分子反应理论简介思考题第十章复合反应动力学10.1 典型复合反应动力学10.2 复合反应近似处理方法10.3 链反应__10.4 反应机理的探索和确定示例10.5 催化反应10.6 光化学概要__10.7 快速反应与分子反应动力学研究方法简介思考题附录Ⅰ.某些单质、化合物的摩尔热容、标准摩尔生成焓、标准摩尔生成吉布斯函数及标准摩尔熵Ⅱ.某些有机化合物的标准摩尔燃烧焓(298K)Ⅲ.不同能量单位的换算关系Ⅳ.元素的相对原子质量表Ⅴ.常用数学公式Ⅵ.常见物理和化学常数物理化学简明教程(邵谦著):内容简介本教材自8月出版以来,受到了广大读者,特别是相关高校师生的厚爱,并被许多高校选作教材。
884物理化学及物理化学实验
大连理工大学2017年硕士研究生入学考试大纲科目代码:884 科目名称:物理化学及物理化学实验试题分为客观题型和主观题型,其中客观题型(是非题、选择填空、一般填空、计算填空题)占40-50%,主观题型(计算、推导与证明、简答或论述题)占40-50%,、实验题占8-10%。
具体复习大纲如下:一、化学热力学1、化学热力学基础热力学第一、第二、第三定律。
热力学能、焓、熵、亥姆霍兹函数、吉布斯函数、标准生成焓、标准生成吉布斯函数、标准熵、热容、相变焓、蒸汽压.热力学基本关系式。
过程自发、平衡和实现非自发过程的亥姆霍兹判据、吉布斯函数判据。
2、相平衡的热力学原理偏摩尔量、化学势,克拉佩龙方程和克拉佩龙-克劳修斯方程。
拉乌尔定律,亨利定律。
理想液态混合物、理想稀溶液、活度和活度因子、逸度和逸度因子。
稀溶液依数性。
相律,单组分系统典型相图,二组分系统典型相图,杠杆规则。
3、化学平衡热力学原理一般化学平衡,同时反应的化学平衡和耦合反应的化学平衡。
二、化学动力学1、简单级数反应一级、二级和零级反应速率方程,通过实验建立反应速率方程的方法。
2、典型复合反应反应机理。
稳态近似法、平衡近似法和反应速率控制步骤,表观反应的级数和活化能。
阿仑尼乌斯方程。
链反应。
气-固相催化反应Langmuir-Hinshelwood机理和Rideal-Elsy机理。
3、光化学反应、溶液中的反应4、元反应的速率理论(简单碰撞理论,过渡态理论)三、统计热力学初步玻尔兹曼分布、粒子配分函数。
配分函数与宏观热力学函数的关系。
四、界面与胶体表面张力、表面能。
附加压力,弯曲液面的饱和蒸汽压,润湿。
溶液的表面吸附。
物理吸附和化学吸附,兰缪尔单分子层吸附理论。
多种胶体系统的性质、稳定和破坏机制、规律。
五、电化学1、热力学电解质溶液的导电性质,电解质溶液的离子平均活度、平均活度因子。
离子强度,德拜-休克尔极限公式。
可逆电池的设计、电极电势、能斯特方程、电池电动势测定的应用。
《物理化学Ⅲ》(80学时)课程大纲
《物理化学Ⅲ》课程教学大纲根据2015版化工类本科培养计划英文课程名称:Physical Chemistry I课程编号:B043022总学时:80总学分:5先修课程:高等数学、概率与统计、大学物理、无机化学、分析化学、有机化学等适用专业:应用化学、化学工程、制药、材料、材化、生物、生技、食品、轻化工等开课单位:化学工程学院 物理化学教研室执笔人: 审校人:一、课程教学内容绪论物理化学课的目的和基本内容;学习物理化学的要求及方法;物理化学量的表示及运算:物理量的表示;对数中的物理量;量值计算。
第一章 气体的P V T 关系第一节 理想气体的状态方程理想气体状态方程;理想气体模型;摩尔气体常数。
第二节 理想气体混合物混合物的组成;理想气体状态方程对理想气体混合物的应用;道尔顿定律;阿马加定律。
第三节真实气体的液化与临界参数液体的饱和蒸气压;临界参数;真实气体的m V p -图及气体的液化。
第四节 真实气体的状态方程真实气体的m V p -图及波义尔温度;范德华方程;维里方程;其他重要方程举例。
第五节 对应状态原理及普遍化压缩因子图压缩因子;对应状态原理;普遍化压缩因子图。
第二章 热力学第一定律第一节热力学基本概念及术语系统和环境;状态和状态函数;过程和途径。
第二节 热力学第一定律功;热;热力学能;热力学第一定律。
第三节 恒容热、恒压热及焓恒容热;恒压热;焓;H Q U Q P v ∆=∆=,两关系式的意义。
第四节 摩尔热容热容;气体恒容变温过程;气体恒压变温过程;凝聚态物质变温过程。
焦尔实验;焦尔实验的讨论;理想气体的热力学能;理想气体的焓。
第五节 相变焓相变焓;相变焓与温度的关系。
第六节化学反应焓化学计量数;反应进度;摩尔反应焓;标准摩尔反应焓。
第七节标准摩尔反应焓反应焓的计算由标准摩尔生成焓及由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓;标准摩尔燃烧焓及由标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓;标准摩尔反应焓随温度的变化—基希霍夫公式;恒容反应热与恒压反应热之间的关系;燃烧和爆炸反应的最高温度。
化学动力学总结及例题 [兼容模式]
物理化学(第8、10章总结及例题)(第810章总结及例题)厦门大学材料科学与工程系材料科学与程系黄雅熙1.零级、一级、二级、三级、n级反应速率方程的特征及其应用,熟练应用速率方程式计算反应物的浓度或转化率及求值。
k2.由实验数据,应用积分法、微分法、半衰期法及隔离法等方法建立反应的速率方程,确定反应级数。
3. 阿仑尼乌斯方程的各种形式及其应用,活化能的物理意义及计算。
4.典型复合反应(对峙反应、平行反应、连续反应等)的特征及其积分速率方程的应用(主要为1-1级反应)。
5. 5.重点掌握根据稳态近似法和平衡态近似法由复合反应的反应历程推导或证明机理速率方程;推导表观活化能与基元反应活化能的关系。
6. 掌握链反应的特点及速率方程的推导。
, 7.了解催化作用的通性及单相多相催化反应的特点, 催化剂特征及作用。
8. 酶催化特征和酶催化反应的简单机理。
反应级数及反应分子数反应级数:速率方程中各反应物浓度项上的指数称为该反应物的级数;反应级数可以是正数、负数、整数、分数或零,有的反应无法用简单的数字来表示级数。
总包反应的反应级数必须通过实验测定各反应物的技术反应分子数:基元反应中实际参加反应的反应物的分子数。
只能是1、2、3分子反应。
基元反应的反应分子数等于反应级数。
一级反应的特点1.k 的特1. 速率系数k 的单位为时间的负一次方,时间t 可以是秒(s),分(min),小时(h),天(d)和年(a)等。
2. 半衰期(half-life time )是一个与反应物起始2/1t 浓度无关的常数,。
1/21ln 2/t k =3. t ln c 与呈线性关系。
A 引(1) 所有分数衰期都是与起始物浓度无关的常数。
伸的(2)1/23/47/8::1:2:3t t t =(特(3))exp(/10t k c c −=t 点0/c c 反应间隔t 相同, 有定值。
2、复合反应的动力学•对峙反应的微分式•对峙反应•对峙反应的积分式•对峙反应的特点•两个一级平行反应的微分、积分式•平行反应•两个二级平行反应的微分、积分式•平行反应的特点•连续反应的微分、积分式•连续反应•连续反应的近似处理•连续反应的c~t关系图•中间产物极大值的计算对峙反应的特点1.净速率等于正、逆反应速率之差值2.达到平衡时,反应净速率等于零3.正、逆速率系数之比等于平衡常数K=kf /kb4.在c~t图上,达到平衡后,反应物和产物的浓度不再随时间而改变连续反应的c~t关系图(1)阿仑尼乌斯方程表示反应速率与温度关系的最常用方程,阿仑尼乌斯方程特点适用于基元反应和非基元反应。
物理化学-化学动力学
化学动力学
6.4.3 活化能的理论解释
1. 反应为什么需活化能?
若一个过程如反应
A + BC→AB + C
若无需任何能量就可进行,那么反应物BC 不可
能是稳定分子,也就无研究可言。 反应的实质: 从一个稳态变到另一个稳态。 涉及键的断裂与形成,键的断裂必须由外界提 供能量,故反应需要活化能。
化学动力学
k2
2HI( 慢 )
用平衡态近似法(后面讲)推导可得: d[HI]/dt =k2[H2][I]2=(k2 k1/k-1)[H2][I2]=k [H2][I2] 即 k =(k2 k1 /k-1 )
化学动力学
表观活化能 Ea =RT2dlnk/dT= RT2 dln(k2 k1 /k-1 )/dT = RT2dlnk2/dT+RT2dlnk1 /dT-RT2dlnk-1 /dT =Ea,2 + Ea,1 - Ea,-1 即活化能与各基元反应的活化能有关,
称为表观活化能或实验活化能。
实际使用时不严格区分!
化学动力学
小 结
(1)范特霍夫近似规律 温度升高10K,速率大约增加
2~4倍,
即 kt+n×10℃ / kt = b n , b =2-4
(2)阿仑尼乌斯关系式
指数式 k=k0 e -Ea/RT k0-指前因子 Ea-活化能
对数式 Ea=RT2dlnk/dT
-dcA/ cAacBb ... = k dt
lnu = lnk+ n lncA
化学动力学
(3) 半衰期法:计算半衰期 根据对数式 lnt1/2=(1-n)lncA,0+常数 作 ln(t1/2/[t]) - ln(cA,0/[c]) 图 为直线,由斜率可求n。
中国石油大学华东物理化学考研真题答案.doc
2015年硕士研究生入学考试大纲及真题答案考试科目名称:物理化学考试时间:180分钟,满分:150分一、考试要求:《物理化学》是大学本科化学及化工专业的一门重要专业基础理论课。
它是从物质的物理现象和化学现象的联系入手探求化学变化基本规律的一门科学。
主要内容包括气体PVT关系、热力学第一定律、热力学第二定律、统计热力学初步、多组分系统热力学、化学平衡、相平衡、化学动力学、电化学、界面现象及胶体化学。
要求考生熟练掌握物理化学的基本概念、基本原理及计算方法,并具有综合运用所学知识分析和解决实际问题的能力。
在物理化学实验的相关内容中,要求掌握常用的物理化学实验方法和测试技术,包括物理量的测量(包括原理、计算式、测定步骤、数据处理及误差分析)和常用物理化学仪器的使用(原理及装置、测量精度、使用范围、注意事项等)。
二、考试内容:1.气体的PVT关系(1)理想气体状态方程及微观模型(2)理想气体混合物,道尔顿定律及阿马格定律(3)气体的液化及临界参数(4)真实气体状态方程—xx方程(5)对应状态原理及普遍化压缩因子图2.热力学第一定律(1)热力学基本概念及热力学第一定律(2)可逆过程及可逆体积功的计算(3)恒容热、恒压热及焓(4)热容及恒容变温过程、恒压变温过程热的计算(5)焦耳实验,节流膨胀过程、理想气体的热力学能及焓(6)气体可逆膨胀、压缩过程,理想气体绝热过程及绝热可逆过程方程(7)相变过程热的计算(8)化学计量数,反应进度和标准摩尔反应焓(9)化学反应热的计算—标准摩尔生成焓及标准摩尔燃烧焓(10)化学反应热与温度的关系(11)绝热反应—非等温反应3.热力学第二定律(1)xx及xx(2)自发过程特征、热力学第二定律的经典表述、本质(3)熵定义及熵的统计意义、克劳修斯不等式及熵增原理、熵判据(4)环境熵变的计算(5)单纯PVT变化熵变的计算(6)相变过程熵变的计算(7)热力学第三定律、标准熵及化学变化过程熵变的计算(8)亥姆霍兹函数和吉布斯函数定义、物理意义及变化值的计算、判据(9)热力学基本方程、麦克斯韦关系式及其应用(10)克拉佩龙方程及外压对液体饱和蒸汽压的影响4.多组分系统热力学(1)偏摩尔量的定义、物理意义、集合公式以及偏摩尔量间的关系(2)化学势定义、化学势与温度、压力的关系、化学势判据及应用(3)气体组分的化学势(4)稀溶液的两个经验定律—拉乌尔定律、亨利定律及其应用(5)理想液态混合物(6)理想稀溶液中任一组分的化学势表示式及分配定律(7)稀溶液的依数性(8)逸度及逸度因子(9)活度及活度因子-真实液态混合物及真实溶液5.xx(1)化学反应平衡条件(2)化学反应的平衡常数与等温方程式(3)平衡常数表示式(4)复相反应xx(5)平衡组成的计算(6)标准摩尔生成吉布斯函数的定义及其应用(7)温度对标准平衡常数的影响—化学反应等压方程(8)其他因素对理想气体化学反应平衡的影响(9)真实气体反应的xx(10)常压下液态混合物和溶液中的化学平衡6.xx(1)多组分系统平衡的一般条件(2)相律及其应用(3)杠杆规则(4)单组分系统相图分析(5)二组分理想液态混合物的气-液平衡相图及分析(6)二组分真实液态混合物的气-液平衡相图及分析(7)精馏原理(8)二组分液态部分互溶及完全不互溶系统的气-液平衡相图(9)二组分固态不互溶系统液—固平衡相图(10)二组分固态互溶系统液—固平衡相图(11)生成化合物的二组分凝聚系统相图(12)三组分系统的图解表示方法及有一对液体部分互溶系统的相图7.电化学(1)电化学基本概念、电解质溶液的导电机理及法拉第定律(2)离子的电迁移、离子迁移数的定义及计算(3)电导、电导率、摩尔电导率的定义、计算及电导测定的应用(4)离子独立运动定律及离子的摩尔电导率(5)电解质的平均离子活度因子、离子强度(6)强电解质溶液理论简介及德拜—休克尔极限公式(7)可逆电池条件、可逆电池的书写方法、可逆电池电动势的测定(8)原电池热力学计算和能斯特方程的应用(9)电动势产生机理(10)电极电势、液体接界电势和电池电动势(11)可逆电极的种类(12)电动势测定的应用(含原电池设计方法)(13)分解电压、极化作用(14)电解时电极上的竞争反应8.统计热力学初步(1)粒子各种运动形式的能级、能级简并度(2)能级分布的微观状态数及总微观状态数(3)最概然分布与平衡分布(4)波耳兹曼分布公式、各项含义及简单计算(5)粒子配分函数的定义、物理意义、分子的全配分函数--析因子性质(6)各配分函数的求法及其对热力学函数的贡献9.界面现象(1)表面xx函数及界面xx(2)弯曲液面的附加压力和微小液滴的饱和蒸汽压、毛细现象(3)亚稳状态及新相生成(4)固体表面上的吸附作用—物理吸附和化学吸附、等温吸附、Langmuir 吸附理论及吸附公式的简单应用、BET吸附理论及吸附公式中各物理量含义(5)固-液界面:接触角、xx方程及润湿现象(6)溶-液界面:溶液的表面吸附、表面过剩及吉布斯吸附等温式(7)表面活性剂定义、种类及其作用,表面活性剂在溶液中的存在方式10.化学动力学(1)化学反应速率表示法(2)化学反应速率方程、质量作用定律、反应分子数及反应级数、速率常数(3)速率方程的积分形式(4)速率方程的确定(5)温度对反应速率的影响、阿累尼乌斯公式、活化能及其与反应热的关系(6)典型复合反应(7)链反应(8)复合反应速率的近似处理方法(9)气体反应的碰撞理论(10)过渡状态理论(11)光化反应—光化学反应特点、初级反应和次级反应、光化学定律、光化学反应机理及速率方程、温度对光化学速率的影响、光化平衡反应(12)催化作用的通性及多相催化反应的步骤石油大学华东专业课考研复习资料联系扣扣611.胶体化学(1)胶体的定义和胶体的基本特性(2)溶胶的制备及净化(3)胶体分散系统的基本性质—光学性质(丁铎尔效应及瑞利公式)、电学性质、动力性质(4)双电层理论和电位(5)憎液溶胶的胶团结构(6)憎液溶胶的稳定与聚沉(7)乳状液(8)Donnan平衡和高分子溶液的渗透压12.物理化学实验(不超过试题总分数的10%)物理化学实验的特点是利用物理方法研究化学系统变化规律。
物理化学(physical chemistry)
物理化学(physical chemistry)撰写人:王玉春审核人:陈泳,冯辉霞一、课程编号: 203128-9二、学时学分:120学时,7.5学分三、先修课程:高等数学,普通物理,无机及分析化学,有机化学四、适合专业:应用化学专业五、课程性质和任务《物理化学》是化学专业四大主干课程之一,是化学专业学生的必修课。
物理化学是用物理学的原理和实验手段来研究解决化学变化基本规律的一门科学,对化学的基础理论和实践研究起着指导性的作用。
物理化学重点解决化学反应方向和限度、化学反应速率、化学反应机理,以及物理化学基础理论在溶液、相平衡、化学平衡、电化学、表面、胶体等领域的进一步理论开发和应用问题,是化学和相关学科工作者必须熟练掌握的一门理论科学。
本课程的目的是要求系统地掌握有关化学变化与物理变化的一些基本原理和研究方法,并初步具有分析和解决一些化学方面实际问题的能力。
通过物理化学的教学,使学生掌握物理化学的基本概念、定义、定律和主要公式;了解重要理论的实验基础;理解重要公式的导出、物理意义及适用范围;区别易混淆的概念;并能初步运用演绎、归纳、计算等方法分析、论证有关具体问题。
六、主要教学内容1、绪论:物理化学的内容,特点,物理化学的研究方法,学习物理化学的方法与要求,物理量的表示及运算2、气体:理想气体的状态方程,理想气体混合物,气体的液化和临界参数,真实气体方程,对应状态原理及普遍化压缩因子图3、热力学第一定律:热力学的基本概念和术语,热力学第一定律:功和热,体系的内能,第一定律的数学表达式,恒容热,恒压热及焓,热容,理想气体的热力学能及焓,热力学第一定律对理想气体的应用,热化学:物质的标准态及标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓,反应焓与温度的关系—基尔霍夫方程式,节流膨胀4、热力学第二定律:自发过程的共同特征-不可逆性,热力学第二定律的文字表述,熵的引出,第二定律的数学表达式,熵增加原理,熵变的计算,热力学第三定律,规定熵,Helmoltz 函数和Gibbs函数,热力学基本方程及Malxewell关系式5、多组分系统热力学:偏摩尔量,化学势,理想气体和真实气体的化学势,化学势判据,拉乌尔定律,亨利定律,理想液态混合物,理想稀溶液,分配定律,稀溶液的依数性,逸度和逸度因子,活度与活度因子6、化学平衡:化学反应的等温方程,理想气体化学反应的标准平衡常数,温度对平衡常数的影响,其它因素对理想气体化学平衡的影响,真实气体反应化学平衡,混合物及溶液中的化学平衡7、相平衡:相律,单组分系统相图,二组分理想液态混合物的气-液平衡相图,二组分真实液态混合物的气-液平衡相图,精馏原理,二组分液态部分互溶及完全不互溶系统的气-液平衡相图,二组分固态不互溶系统液-固平衡相图,二组分固态部分互溶与完全互溶系统的液-固相图,二组分生成化合物的凝聚系统相图。
物理化学主要公式及使用条件3
第十章 界面现象 主要公式及其适用条件1.比表面吉布斯函数、比表面功及表面张力面吉布斯函数为恒T ,p 及相组成不变条件下,系统由于改变单位表面积而引起系统吉布斯函数的变化量,即)B(,,)/(αγnp T s A G ∂∂=,单位为2J m ⋅。
张力γ是指沿着液(或固)体表面并垂直作用在单位长度上的表面收缩力,单位为1N m -⋅。
面功γ为在恒温、恒压、相组成恒定条件下,系统可逆增加单位表面积时所获得的可逆非体积功,称比表面功,即s 'r d /d A W =γ,单位为2J m ⋅。
张力是从力的角度描述系统表面的某强度性质,而比表面功及比表面吉布斯函数则是从能量角度描述系统表面同一性质。
三者虽为不同的物理量,但它们的数值及量纲相同,只是表面张力的单位为力的单位与后两者不同。
2.拉普拉斯方程与毛细现象(1) 曲液面下的液体或气体均受到一个附加压力p ∆的作用,该p ∆的大小可由拉普拉斯方程计算,该方程为r p /2γ=∆式中:p ∆为弯曲液面内外的压力差;γ为表面张力;r 为弯曲液面的曲率半径。
注意:①计算p ∆时,无论凸液面或凹液面,曲率半径r 一律取正数,并规定弯曲液面的凹面一侧压力为内p ,凸面一侧压力为外p ,p ∆一定是内p 减外p ,即外内-p p p =∆②附加压力的方向总指向曲率半径中心;③对于在气相中悬浮的气泡,因液膜两侧有两个气液表面,所以泡内气体所承受附加压力为r p /4γ=∆。
(2) 曲液面附加压力引起的毛细现象。
当液体润湿毛细管管壁时,则液体沿内管上升,其上升高度可按下式计算2cos /h r g γθρ=式中:γ为液体表面张力;ρ为液体密度;g 为重力加速度;θ为接触角;r 为毛细管内径。
注意:当液体不润湿毛细管时,则液体沿内管降低。
3.开尔文公式式中:r p 为液滴的曲率半径为r 时的饱和蒸气压;p 为平液面的饱和蒸气压;ρ,M ,γ分别为液体的密度、摩尔质量和表面张力。
物化下册总复习
一 溶胶的光学性质
丁达尔效应可用来区分 溶胶 高分子溶液
但粒子的直径不是越大越容易产生丁达尔效应: 当粒子粒径 > 波长时,发生光的反射; 当粒子粒径 < 波长时,发生光的散射 可见光的波长:400 ~ 760 nm 胶体粒子直径:1 ~ 1000 nm
胶体系统可发生光散射
二 溶胶的动力学性质 1. Brown 运动
八 表面活性物质
表面活性剂: 加入少量就能显著降低溶液表面张力的一类物质 表面活性剂的作用: 润湿、去污、助磨、乳化、破乳(消泡)
物理化学下册----总复习
第 十二 章 胶体化学
主要内容:分散系统,溶胶的制备,溶胶的光学性质、动力
学性质、电学性质,电解质溶液对胶体稳定性的影响,电解质聚沉 能力的判断,溶胶的胶团结构的书写与双电层理论,唐南平衡,渗
物理化学下册----总复习
第 七 章 电 化 学
主要内容:电解质溶液,离子迁移数,摩尔电导率,离子独
立运动定律,电解质溶液的活度、平均离子活度及其因子,离子强度
的概念及计算;可逆电池,原电池电动势与标准摩尔反应吉布斯函数
的关系,能斯特方程,标准电极电势表的应用;电极反应的书写、电 极的种类、原电池的设计;分解电压的意义,电极的极化作用。
胶体系统中的分散相可以是一种物质,也可以是多种 物质,可以是由许多原子或分子组成的粒子,也可以是一 个大分子。
一 分散系统
胶体系统通常还可分为三类:
1)溶胶 — 分散相不溶于分散介质,有很大的相
界面,很高的界面能,因此是热力学不稳定
系统;
2)高分子溶液— 以分子形式溶于介质,没有相
界面,为均相热力学稳定系统;
重点:离子独立运动定律,原电池电动势与标准摩尔反应吉布
物理化学主要公式和使用条件
第七章 电 化 学主要公式及其适用条件1.迁移数及电迁移率电解质溶液导电是依靠电解质溶液中正、负离子的定向运动而导电,即正、负离子分别承担导电的任务。
但是,溶液中正、负离子导电的能力是不同的。
为此,采用正(负)离子所迁移的电量占通过电解质溶液的总电量的分数来表示正(负)离子之导电能力,并称之为迁移数,用t + ( t - ) 表示。
即正离子迁移数-++-++-++++=+=+=u u u Q Q Q t v v v负离子迁移数-+--+--+--+=+=+=u u u Q Q Q t v v v上述两式适用于温度及外电场一定而且只含有一种正离子和一种负离子的电解质溶液。
式子表明,正(负)离子迁移电量与在同一电场下正、负离子运动速率+v 与 -v 有关。
式中的u + 与u - 称为电迁移率,它表示在一定溶液中,当电势梯度为1V·m -1 时正、负离子的运动速率。
若电解质溶液中含有两种以上正(负)离子时,则其中某一种离子B 的迁移数t B 计算式为∑=+BBBB Q Q t z2.电导、电导率与摩尔电导率衡量溶液中某一电解质的导电能力大小,可用电导G ,电导率κ与摩尔电导率m Λ来表述。
电导G 与导体的横截面A s 及长度l 之间的关系为l A κR G s==1式中κ称为电导率,表示单位截面积,单位长度的导体之电导。
对于电解质溶 液,电导率κ则表示相距单位长度,面积为单位面积的两个平行板电极间充满 电解质溶液时之电导,其单位为S · m -1。
若溶液中含有B 种电解质时,则该溶液的电导率应为B 种电解质的电导率之和,即∑=BBκκ(溶液)虽然定义电解质溶液电导率时规定了电极间距离、电极的面积和电解质溶液的体积,但因未规定相同体积电解质溶液中电解质的量,于是,因单位体积中电解质的物质的量不同,而导致电导率不同。
为了反映在相同的物质的量条件下,电解质的导电能力,引进了摩尔电导率的概念。
初中化学基础 -回复
初中化学基础 -回复化学是一门研究物质变化的科学,是自然科学的重要分支。
它通过对原子、分子、离子等微观粒子的研究,揭示了物质的本质和规律,在生产、工业、环保等方面都发挥着重要作用。
在化学中,回复是一个重要的概念。
回复是指一种化学反应,它是指在还原剂作用下,将氧化剂上的氧原子去除,还原成氧化剂前的原子或离子。
回复反应的特点是:还原剂化学价降低,氧化剂化学价升高,化学方程式中氧化剂的前后状态相反。
通俗的说,回复就是物质从高能状态恢复到低能状态的过程。
在日常生活中,回复反应无处不在。
例如,烧烤过程中,生肉经过高温烤制,蛋白质分子发生断裂,使其褐变和糊化,最终呈现出金黄的外表和美味的味道,这就是一种回复反应。
再例如,糖和面粉烘焙在高温下的化学变化,也是回复反应的一种,这种反应使糖变得很甜,而面粉变得香酥可口。
化学中的回复还经常用于化学实验和工业生产中。
例如,有机合成中的还原反应,可以将烷烃还原成烃烷,同时还能将酮、醛等分子还原成对应的醇和醛。
此外,工业生产中的铝电解法、锌还原法等,均是利用回复反应来制造金属材料。
在生活和生产中,回复反应的发生往往都要借助于一些还原剂,常用的还原剂有金属钠、金属铝、金属镁等。
这些还原剂具有很强的还原能力,可以将氧化剂还原,使其恢复到原来的状态。
但是,还原剂的使用也有一定的注意事项。
例如,在实验中,还原剂的使用一定要注意安全,必须严格按照实验规程操作,避免不必要的事故发生。
总之,化学中的回复反应是一种重要的化学反应,它有着广泛的应用,不仅在日常生活中,还在工业生产和科学研究中发挥着极其重要的作用。
尽管回复反应自身并不具有太复杂的性质和特点,但它却是许多化学过程中不可或缺的一环。
希望未来我们的化学家可以继续努力,不断深入探索化学领域中的回复反应,为人类的发展和进步做出更大的贡献。
5-7化学动力学-典型复合反应
化学动力学----典型复合反应主讲人:唐浩东前测简单反应速率方程如何推导?例如,化学计量反应反应机理AB1A B 1Xd d d d c c c c c t t --=-=-X1A B 1X 2Xd d c c c c c t -=--Z2Xd d c c t =反应速率为非方程组A+B ↔ X X↔A+B X↔ Z A+B ↔ Z◆对行反应;◆平行反应;◆连串反应;本节课主要内容所谓复合反应是两个或两个以上基元反应的组合。
典型复合反应ìïïïíïïïî对行反应平行反应连串反应.对行反应只考虑正向和逆向均为一级反应的情况。
11A B k k -揪?t t =A c A,0Ac c -t =?A,e c A,0A,ec c -0t =A,0c 0典型复合反应速率方程:A 1A 1B d d c k c k c t--=-正向逆向()A 1A 1A,0A d d c k c k c c t --=--B A,0Ac c c =-性质:()A A A,e 1A,e 1A,0A,e d 0d lim ;t t c c c k c k c c t -=?=-=--=B,e A,0A,e 1A,e A,e 1c c c c k K c c k --===利用平衡时浓度,方程写为A,e c ()()()A A,e 11A A,e d d c c k k c c t---=+-()A,0A,e11A A,e ln c c k k tc c --=+-直接积分半衰期定义:()A A,eA,0A,e 12c c c c -?12112ln t k k -=+1.净速率等于正、逆反应速率之差值2.达到平衡时,反应净速率等于零/k b 3.正、逆速率系数之比等于平衡常数K=kf4.在c~t图上,达到平衡后,反应物和产物的浓度不再随时间而改变2019/5/30温度对对行反应的影响1. 正向吸热反应温度升高平衡常数增加(动力学)反应速率增加总反应速率增加2. 正向放热反应温度升高平衡常数减小(动力学)反应速率增加总反应速率温度较低时增加,到一定温度下降。
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(2)平行竞争反应的产物
k1 Y A k2 Z
dcY dt
k1cA
dcZ dt
k
2cA
两式相比,且当 t=0 时 cY,0 =0、cZ,0 =0 ,积分,得
cY k1 cZ k2
(6-39)
特征: 由反应分子数相同的两元反应(或级数相同 的非元反应)组合,若初始只有反应物,则两平行 产物的数量之比等于其微观速率系数之比 。
k
k0
exp
Ea RT
如甲苯的氯化
FeCl3 (30-50℃) →苯环上取代 光激发 (120-130℃) →侧链取代
练习:
例:下列平行反应,主、副反应都是一级反应:
k1 A
k2
Y(主反应) Z(副反应)
已知
lg(k1
/
s
1
)
2000 T/K
4.00
lg(k 2
/
s 1
(1)对行正、逆元反应速率系数与可逆反应平衡常数的关系
A k1 Y k -1
k1, k-1—分别为正、逆反应的 微观速率系数(对元反应而言)。
正向反应,A的消耗速率
逆向反应,A的增长速率
dcA dt
k1cA
dcA dt
k1cY
则A的净消耗速率
dcA dt
k1cA
k 1cY
所以 cY = 0.0606 mol·dm-3,cZ = 0.00606 mol·dm -3
(2)
400
K时,cY
/
cZ
k1(400 K) k2 (400K)
10
400 K 对主产物更有利
500
K时,cY
/ cZ
k1 (500K ) k2 (500K)
1.0
2. 对行反应
正、逆方向同时进行的反应,又称为可逆反应。
对行反应 可逆反应
连串反应
部分或全部生成物是下一个反应的反应物
的反应系统
AB
Y
1.平行反应
有一种或几种相同反应物参加的、同时向不同方向 进行互相独立的反应。 (如苯酚的硝化、甲苯→二甲苯)
(1)平行反应的动力学方程
设由两个一级反应组合成的平行反应
k1
Y(主产物)
dcA dt 1
)
4000 T/K
8.00
(1) 若开始只有A,且cA,0= 0.1 mol·dm-3,计算400 K时,经 10 s,A的转化率为多少 ? Y和Z的浓度各为多少 ? 物料衡算
(2) 用具体计算说明,该反应在500 K进行时,是否
比400 K时更为有利 ?
cY/cZ = k1/ k2
1 ln
1 xA
若(均6-为3二7)级反应?
则有
dcA dt
kAcA
1-2级?
分离变量,积分
cA dcA
c cA,0
A
k1 k2
t
dt
得
ln cA,0 cA
(k1 k2)t
②-1积分式
或将 cA= cA,0(1-xA) 代入,得
1 ln
1 xA
(k1
k2 )t
②-2积分式
特等(征于6-:正40对、)行逆反向应反的应平速衡率常系数数之Kc 比——将动力学参量与热力学
参量联系起来。
(2) 对行正、逆反应活化能与反应的热力学能[变]的关系
由
k1 k1
Kc
可得 lnk1 lnk1 lnKc
d lnk1 d lnk1 d lnKc
§6.4 复合反应
几种简单的复合反应
平行反应 对行反应 连串反应
复杂复合反应的动力学方程推导
稳态近似法 平衡态近似法 总包反应的活化能
一、几种简单的复合反应
复合反应:
通常是两个或两个以上元反应的组合。
其中基本类型的复合反应有三类: A
平行反应 一种或几种反应物参加几个反应
k1 Y k2 Z
dT
dT
dT
dlnKc T rUm�������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������