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【正文】 mol－1) ，可得截面積為A= (kg1，計算在分子層覆蓋下吸附的正丁烷分子的截面積。解：如圖116所示，三個界面張力在交界點O處達到平衡時，合力為零。試求：（1）丁酸的表面吸附量與濃度cB的關系；（2）若a=?m1，b=?mol1，計算cB=200mol?m3時的；（3）求飽和吸附量，若此時表面層的丁酸分子成單分子吸附，試計算丁酸分子在液面上的截面積。/(1000kgmol1第10章 液體的表面現象一、主要概念 分散度，比表面，表面與界面，表面張力與影響因素，表面功，比表面吉布斯函數，附加壓力，毛細現象，表面過剩，正吸附與負吸附，表面活性劑，臨界膠束濃度，表面活性劑的去污(潤濕變不潤濕，乳化)和助磨作用原理。mol1 ＋ T)p = zF(182。 = a177。 2Hg(l) ＋ H2SO4 ( mol (1) 寫出正極、負極和電池的反應式； (2) 計算298K時該反應的平衡常數Kq和吉布斯函數變DrGm；(3) 計算298K時，H2SO4(這類導體稱為惰性導體，包括惰性金屬和石墨。m1。kg）1/2 ， 三、關鍵的計算題類型由摩爾電導率計算解離率和解離平衡常數相關的題型。(1) A的轉化率x與時間的關系如下：t = －ln(1－x)/(k1+k2) =－ln(1－)/(+)= (2) E=(k1 E1+k2 E2)/ (k1+k2)=(20＋26) kJiv. 催化劑對反應的加速作用具有選擇性。(3) 1摩爾光子能量Em(即1愛因斯坦): Em = Lhv = Lhc / λ式中:光速c，普朗克常數h, L阿佛加德羅常數，λ波長 (4) 量子效率: 4．催化作用 (1) 催化劑：存在較少量就能顯著加速反應而本身最后并無損耗的物質。④ 平衡常數與正、逆速率常數關系Kc = k1 / k1 ⑤ 反應焓與正、逆反應活化能關系DrH m187。mol－1mol－1s－1)= －Ea/RT + ln(A/ dm3pq)－1＝2000 pq Kq＝Kp /pq =2000(2) E1=RTT’ln(k1’/k1)/( T’－T’)= [300310ln()/(310－300)]Js－1速率常數非常接近，所以可認為是二級反應。4．給出復雜反應的機理推導動力學方程。Ea大，(Ea/RT2)大，即k隨T變化大，若有兩個反應，活化能大的反應，升溫時速率常數k增大。4．簡單級數反應的動力學特征表、簡單反應濃度對反應速率的影響級數微分式積分式半衰期k量綱線形關系式0[濃度][時間]11[時間]12或 [濃度]1[時間]1n注意：n185。 A和B能否一同析出？A－B二元凝聚系統相圖解：(1) 各相區的穩定相見相圖（a、b 為固溶體，l為液相，C為不穩定化合物）。mol－1。6. 杠桿規則圖55 杠桿規則示意圖在任意的兩相平衡區，如圖65。 簡單的相圖也可分為固相部分完全互溶（形成固溶體a，b）、固相部分互溶（細分為有一低共溶點和有一轉變溫度的系統）、固相完全不互溶（形成低共熔混合物）、固相形成穩定化合物和固相形成不穩定化合物的相圖，見下。 對于氣液平衡系統，常用方法蒸氣壓法和沸點法； 液固（凝聚）系統，通常用熱分析法和溶解度法。K－1 = J△fH ? m /(kJ (3) 300℃總壓100 kPa時CH3OH的分解率（只需列出計算公式，不必計算結果）。 (5) 等溫等壓下，△rGm =△rG?m ＋ lnJp = RTln（Jp / K ?） 0 即J pK ? 時, 反應正向進行 2．平衡常數的計算(1) 由△rG?mq計算：K?=exp（－△rG?mq /RT） (2) 由平衡組成計算：K? =JP（平衡） (3) 由相關反應的平衡常數進行計算 (4) 由K?(T1)計算K? (T2)：利用等壓方程。K1*293K = 49356Pa=此溶液的滲透壓。mol－1 可算出各原子數 C：Mr(B) w(C)/Ar(C)= 150 N：Mr(B) w(N)/Ar(N)= 150 H：Mr(B) w(H)/Ar(H)= 150所以分子式為 (C9N2H14) 33 （C12H22O11）溶于1kg的水中。今在100g乙醚中溶入某非揮發性有物質10g，乙醚的蒸氣壓降為56793Pa。一、重要概念 混合物（各組分標準態相同）與溶液（分溶劑和溶質，標準態不同）， 組成表示：物質B的摩爾分數xB、質量分數wB、（物質的量）濃度cB、質量摩爾濃度bB，理想稀溶液，理想溶液，偏摩爾量，化學勢，稀溶液的依數性，逸度與逸度系數，活度與活度系數二、重要定理與公式1．拉烏爾定律：稀溶液溶劑A的蒸氣壓與純溶劑的蒸氣壓關系 pA = pA*xA 2．亨利定律：稀溶液揮發性溶質B的蒸氣壓pA = k xA，k為亨利常數 3．稀溶液的依數性：(1) 蒸氣壓下降： △p = pA*－pA = pA* xB (2) 凝固點降低： △Tf =Kf bB，Kf –溶劑有關的凝固點降低常數 (3) 沸點升高：D △Tb =Kb bB，Kb–溶劑有關的沸點升高常數 (4) 滲透壓：在半透膜兩邊的平衡壓力差 =cRT 4. 化學勢定義 (1) 理想氣體的化學勢 純態理想氣體：(T)=?(T) +RTln(p/p ?) 理想氣體混合物中任意組分：B(T)=B?(T) +RTln(p/p B?) (2) 實際氣體的化學勢與逸度f 純態實際氣體(T)=?(T) +RTln(f/p ?) (其中逸度系數B = fB / xB pB，理想氣體B =1)。根據理想氣體狀態方程 p1V1/T1 = p2 V2 / T2 可得T1=T2 = 即為等溫過程( 這是解本題的關鍵! 若先算出V1，再算T2值，因為保留有效位數的不同引起計算誤差，有可能出現T1185。mol－1ΔH, ΔSH2O(1mol, l, T1=—5℃, 100kPa)H2O(1mol, l, T2=0℃, 100kPa)H2O(1mol, s, T2=0℃, 100kPa)H2O(1mol, s, T1=—5℃, 100kPa)ΔH2 ,ΔS2ΔH3ΔS3ΔH1ΔS1 (7) 標準摩爾反應熵的計算 D △r S?m = ∑ vB S?m(B, T)2．△G的計算 (1) 平衡相變過程：△G=0 (2) 恒溫過程： D △G=△H－T△S (3) 非恒溫過程：D△G=△H－△S =△H－△(T S)=△H－(T 2 S2－T1 S1） 特別提醒：題目若要計算△G，一般是恒溫過程；若不是恒溫，題目必然會給出絕對熵。 克勞修斯（） 不等式： D S≥ 3. 熵的定義式： 4. 亥姆霍茲（helmholtz）函數的定義式： A=U－TS 5. 吉布斯（Gibbs）函數的定義式：G=H－TS，G=A＋pV 6. 熱力學第三定律：S*（0K，完美晶體）= 0 7. 過程方向的判據： (1) 等溫等壓不做非體積功過程（最常用）： dG0，自發（不可逆）；dG=0，平衡（可逆）。mol－1 =－ kJmol－1 、－ kJ (3) 燃燒反應系統的最高溫度計算：整個系統作為絕熱系統看待處理由系統焓變D H=0 建立方程計算。=0 (1) W= p外（V2V1），△H = Qp =n Cp，m dT，△U =△H－△（pV），Q=△U－W (2) 真空膨脹過程 p外=0，W=0，Q=△U 理想氣體結果：dT=0，W=0，Q=△U=0，△H=0 (3) 恒外壓過程： 首先計算功W，然后計算△U，再計算Q，△H。3. 恒容過程：dV=0 W=0，QV =△U =n CV，mdT，△H=△U + V△p 4．絕熱過程：Q=0 (1) 絕熱可逆過程 W=pdV =△U =n CV，mdT，△H=△U＋△(pV) 理想氣體：， （2）絕熱一般過程：由方程W =p外dV =△U =n CV，m dT 建立方程求解。四、典型題示例 11 1mol 理想氣體于27℃ 、101325Pa狀態下受某恒定外壓恒溫壓縮到平衡，再由該狀態恒容升溫到97 ℃ 。mol－1，計算CH3OH(l)的。mol－1(3) CH3OH (l) →CH3OH (g) ， = kJ (2) 一般過程用熵判據： S（隔離系統）0，自發（不可逆）；S（隔離系統）=0，平衡（可逆）。 3．△A的計算 (1) 等溫等容不做非體積功可逆過程：△A=0 (2) 恒溫：△A=△U－T△S=△G－△(pV)= △G－△(p2V2－p1V1)(3) 非恒溫過程：△A=△U－△(TS) =△U－(T2S2－T1S1)特別提醒：題目若要計算△A，一般是恒溫過程；若不是恒溫，題目必然會給出絕對熵。 22：已知水在0℃，100 kJK－1。T2)。 實際氣體混合物任意組分：B(T)=B?(T) +RTln(fB/p B?)(3) 分配定律：在T，p下，某溶質B在溶劑A構成的兩相達到平衡時有 若溶液為稀溶液，求該有機物的相對分子質量。解：(1) 蔗糖的摩爾質量為342g， x蔗糖= ()/[()+1000/]= p= p*(1 x蔗糖)= ()=(2)第4 章 化學平衡一、主要概念 摩爾反應吉布斯函數變，壓力商，標準平衡常數，轉化率，產率二、主要公式與方程核心問題：△rGm =f（T，p，x），故考慮T，p，x 的影響。四、典型題示例 41已知數據物質△fH?m (298K)/ kJ解：(1) (2) = +(+2)103kJmol－1)△fG ? m /(kJmol－1 3. 單組分系統的典型相圖對于單組分系統K=1，f=K－Φ＋2=3－Φ。液相完全互溶，固相完全互溶、固相部分互溶和完全不互溶的