物理化學緒論專題省名師優(yōu)質(zhì)課賽課獲獎課件市賽課一等獎課件

物理化學簡明教程主講：丁瑜Email:dy9802@126.comTel1頁Contents緒論1相關(guān)數(shù)學知識復習2相關(guān)氣體知識復習3第2頁一、緒論1.

什么是物理化學物理化學是從物質(zhì)物理現(xiàn)象和化學現(xiàn)象聯(lián)絡(luò)入手，來探求化學改變及相關(guān)物理改變基本規(guī)律一門科學

——傅獻彩以物理原理和試驗技術(shù)為基礎(chǔ)，研究化學體系性質(zhì)和行為，發(fā)覺并建立化學體系特殊規(guī)律學科?！朴徐鞯?頁2.

物理化學研究內(nèi)容一、緒論123化學反應方向、程度和能量效應——化學體系平衡性質(zhì)化學反應速率和反應機理——化學體系動態(tài)性質(zhì)化學體系微觀結(jié)構(gòu)和性質(zhì)

第4頁一、緒論化學熱力學化學動力學與分子反應動態(tài)學結(jié)構(gòu)化學與分子譜學理論化學（化學統(tǒng)計力學、分子工程學、非線性物理化學）其它分支學科還包含：電化學、表面及膠體化學、光化學等將物理化學原理應用于不一樣體系，則產(chǎn)生了物理有機化學、生物物理化學、冶金物理化學等等。第5頁3.物理化學建立與發(fā)展

第一階段：1887——1920：化學平衡和化學反應速率唯象規(guī)律建立19世紀中葉：熱力學第一定律和熱力學第二定律提出1850：Wilhelmy第一次定量測定反應速率1879：質(zhì)量作用定律建立1889：德文“物理化學”雜志創(chuàng)刊1906——1912：Nernst熱定律和熱力學第三定律建立一、緒論第6頁第二階段：1920s——1960s：結(jié)構(gòu)化學和量子化學蓬勃發(fā)展和化學改變規(guī)律微觀探索1926：量子力學建立1927：求解氫分子薛定諤方程1931：分子軌道理論建立1935：共振理論建立1918：提出雙分子反應碰撞理論1935：建立過渡態(tài)理論1930：提出鏈反應動力學理論一、緒論第7頁第三階段：1960s——：因為激光技術(shù)和計算機技術(shù)發(fā)展，物理化學各領(lǐng)域向更深度和廣度發(fā)展宏觀微觀靜態(tài)動態(tài)體相表相平衡態(tài)非平衡態(tài)一、緒論分子動態(tài)學、表面與界面物理化學、非平衡非線性化學、分子設(shè)計與分子工程學第8頁4.物理化學學科戰(zhàn)略地位(1)物理化學是化學學科理論基礎(chǔ)及主要組成學科(2)物理化學極大擴充了化學研究領(lǐng)域(3)物理化學促進相關(guān)學科發(fā)展(4)物理化學與國際民生親密相關(guān)(5)物理化學式培養(yǎng)化學人才必需一、緒論第9頁5.物理化學研究方法物理化學式化學學科中一個主要分支，是化學科學理論基礎(chǔ)

一、緒論壓力p體積V改變溫度T化學反應伴伴隨總結(jié)規(guī)律物理化學能量轉(zhuǎn)化第10頁研究方法：以物理學基本原理和試驗伎倆為基礎(chǔ)，借助數(shù)學方法來研究化學反應規(guī)律——邏輯推理法。如：熱力學方法(宏觀)——化學熱力學；統(tǒng)計力學方法——化學統(tǒng)計熱力學；量子力學(微觀)——量子化學；光學——光化學；電學——電化學。一、緒論第11頁化學動力學——化學反應速率和機理化學熱力學——化學改變方向和程度，以及伴隨發(fā)生能量轉(zhuǎn)換關(guān)系；結(jié)構(gòu)化學——物質(zhì)性質(zhì)與其微觀結(jié)構(gòu)關(guān)系一、緒論1236.物理化學所擔負主要任務：第12頁7.學習物理化學目標和意義8.怎樣學好物理化學(1)預習(2)認真聽課：基本概念、公式推導和公式限制條件(3)做好筆記：課后復合和做習題一、緒論第13頁怎樣學習物理化學多做題目物理化學善于分類總結(jié)第14頁第一章熱力學第一定律

熱力學反應過程宏觀

統(tǒng)計力學量子力學微觀運算薛定諤方程ErvinSchrdinger

動力學第15頁

熱力學(thermodynamics)起源于1824年Carnot（卡諾）對熱機效率研究；19世紀末，熱力學發(fā)展成研究熱與其它形式能量相互轉(zhuǎn)化所遵照規(guī)律一門學科。1.1熱力學概論

第16頁（3）利用熱力學基本原理研究熱力學平衡系統(tǒng)熱力學性質(zhì)以及各種性質(zhì)間相互關(guān)系普通規(guī)律?；瘜W熱力學

熱力學基本原理在化學現(xiàn)象以及和化學現(xiàn)象相關(guān)物理現(xiàn)象中應用稱為化學熱力學：（1）利用熱力學第一定律處理熱力學系統(tǒng)改變過程中能量計算問題。重點處理化學反應熱效應計算問題。（2）利用熱力學第二定律處理系統(tǒng)改變過程可能性問題，即過程性責問題。重點處理化學反應改變自發(fā)方向和程度問題。第17頁熱力學看問題角度熱力學采取宏觀研究方法：依據(jù)系統(tǒng)初始、終了狀態(tài)及過程進行外部條件（均是能夠測量宏觀物理量）對系統(tǒng)改變規(guī)律進行研究。不包括物質(zhì)微觀結(jié)構(gòu)和過程進行機理。第18頁一系統(tǒng)與系統(tǒng)性質(zhì)三狀態(tài)函數(shù)四過程與路徑二系統(tǒng)狀態(tài)五熱力學平衡熱力學基本概念第19頁系統(tǒng)與環(huán)境系統(tǒng)（System）在科學研究時必須先確定研究對象，把一部分物質(zhì)與其余分開，這種分離能夠是實際，也能夠是想象。這種被劃定研究對象稱為系統(tǒng)，亦稱為物系或體系。環(huán)境（surroundings）與系統(tǒng)親密相關(guān)、有相互作用或影響所能及部分稱為環(huán)境。系統(tǒng)環(huán)境第20頁系統(tǒng)分類依據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間關(guān)系，把系統(tǒng)分為三類：（1）敞開系統(tǒng)（opensystem）系統(tǒng)與環(huán)境之間

現(xiàn)有物質(zhì)交換，又有能量交換。第21頁（2）封閉系統(tǒng)（closedsystem）系統(tǒng)與環(huán)境之間無物質(zhì)交換，不過有能量交換。第22頁（3）隔離系統(tǒng)isolatedsystem系統(tǒng)與環(huán)境之間既無物質(zhì)交換，又無能量交換，又稱為孤立系統(tǒng)。有時把封閉系統(tǒng)和系統(tǒng)影響所及環(huán)境一起作為孤立系統(tǒng)來考慮。第23頁系統(tǒng)性質(zhì)(macroscopicproperties)

強度性質(zhì)(intensiveproperties)

它數(shù)值取決于系統(tǒng)本身特點，與系統(tǒng)數(shù)量無關(guān)，不含有加和性，如溫度、壓力等。指定了物質(zhì)量容量性質(zhì)即成為強度性質(zhì)，如摩爾熱容。

廣度性質(zhì)(extensiveproperties)

又稱為容量性質(zhì)，它數(shù)值與系統(tǒng)物質(zhì)量成正比，如體積、質(zhì)量、熵等。這種性質(zhì)有加和性。描述系統(tǒng)狀態(tài)宏觀性質(zhì)(如體積、壓力、溫度、粘度、表面張力等)可分為兩類：第24頁狀態(tài)函數(shù)(statefunction)

系統(tǒng)性質(zhì)又叫狀態(tài)參量。同時，對確定狀態(tài)系統(tǒng)，其宏觀性質(zhì)由狀態(tài)所確定，是狀態(tài)單值函數(shù)，這些由系統(tǒng)狀態(tài)所確定宏觀性質(zhì)也被叫做狀態(tài)函數(shù)，比如系統(tǒng)體積V、壓力p及溫度T等都是狀態(tài)函數(shù)。

第25頁狀態(tài)函數(shù)數(shù)學描述

對于沒有化學反應單相純物質(zhì)封閉系統(tǒng)，要要求其狀態(tài)需三個獨立性質(zhì)(二個強度性質(zhì)、一個容量性質(zhì))，這時系統(tǒng)任一狀態(tài)函數(shù)(Z)可表示為這三個變量函數(shù)，即，

Z=f(T，p，n)。

對于封閉系統(tǒng)，在狀態(tài)改變時因為物質(zhì)量保持不變，函數(shù)能夠簡化成

Z=f(T，p)第26頁狀態(tài)方程

系統(tǒng)狀態(tài)函數(shù)之間定量關(guān)系式稱為狀態(tài)方程（stateequation）。

對于一定量單組分均勻系統(tǒng)，狀態(tài)函數(shù)T,p,V之間有一定量聯(lián)絡(luò)。經(jīng)驗證實，只有兩個是獨立，它們函數(shù)關(guān)系可表示為：T=f（p,V），p=f（T,V），V=f（p,T）

比如，理想氣體狀態(tài)方程可表示為：

pV=nRT第27頁狀態(tài)函數(shù)Z含有全微分性質(zhì)：當系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生微小改變時:dZ=dT+dp及=0狀態(tài)1(Z1，T1，p1)----狀態(tài)2(Z2，T2，p2)：

ΔZ=Z2-Z1=

。狀態(tài)函數(shù)改變值只取決于系統(tǒng)初、終態(tài)而與改變所經(jīng)歷細節(jié)無關(guān)。第28頁過程(proces)與路徑(path)循環(huán)過程(cyclicprocess)初態(tài)與終態(tài)是同一狀態(tài)過程等溫過程(isothermalprocess)初、終態(tài)溫度相同且等于環(huán)境溫度過程絕熱過程(adiabaticprocess):系統(tǒng)與環(huán)境間不存在熱量傳遞過程等壓過程(isobaricprocess):初態(tài)壓力、終態(tài)壓力與環(huán)境壓力都相同過程等容過程(isochoricprocess):系統(tǒng)體積不變過程

第29頁各種過程絕熱過程絕熱等壓等溫過程等溫等壓等壓過程恒外壓過程等容過程絕熱等容第30頁第31頁相與聚集態(tài)系統(tǒng)中物理性質(zhì)和化學性質(zhì)完全均勻（指在分子水平上均勻混合狀態(tài)）部分稱為相(phase)。相與聚集態(tài)是不一樣概念，固態(tài)能夠是不一樣相，石墨與金剛石都是固態(tài)碳，但它們是不一樣相。依據(jù)系統(tǒng)中包含相數(shù)目將系統(tǒng)分為：

單相系統(tǒng)（均相系統(tǒng)）

多相系統(tǒng)（非均相系統(tǒng)）。第32頁熱力學平衡態(tài)(equilibriumstate)

當系統(tǒng)性質(zhì)不隨時間而改變，則系統(tǒng)就處于熱力學平衡態(tài)，它包含以下幾個平衡：熱平衡

（系統(tǒng)內(nèi)假如不存在絕熱壁，則各處溫度相等）力學平衡

（系統(tǒng)內(nèi)假如不存在剛性壁，各處壓力相等）相平衡（多相共存時，各相組成和數(shù)量不隨時間而改變）化學平衡（反應體系中各物數(shù)量不再隨時間而改變。）穩(wěn)態(tài)(steadystate)或定態(tài)非平衡態(tài)中，即使有宏觀量流，但系統(tǒng)中各點宏觀性質(zhì)不隨時間改變狀態(tài)叫做穩(wěn)態(tài)或定態(tài)。第33頁1.3熱力學第一定律---能量守恒熱功當量能量守恒定律熱力學能第一定律文字表述第一定律數(shù)學表示式第34頁第一類永動機第35頁熱功當量

焦耳（Joule）和邁耶(Mayer)自1840年起，歷經(jīng)20多年，用各種試驗求證熱和功轉(zhuǎn)換關(guān)系，得到結(jié)果是一致：

1cal=4.1840J能量守恒與轉(zhuǎn)化定律可表述為：自然界一切物質(zhì)都含有能量，能量有各種不一樣形式，能夠從一個形式轉(zhuǎn)化為另一個形式，但在轉(zhuǎn)化過程中，能量總值不變。任意系統(tǒng)在狀態(tài)一定時,系統(tǒng)內(nèi)部能量是定值。第36頁熱力學能

1、熱力學能（thermodynamicenergy）以前稱為內(nèi)能（internalenergy）,它是指體系內(nèi)部能量總和，包含分子運動平動能、分子內(nèi)轉(zhuǎn)動能、振動能、電子能、核能以及各種粒子之間相互作用位能等。

2、熱力學能是狀態(tài)函數(shù)，用符號U表示，它絕對值無法測定，只能求出它改變值第37頁熱和功功（work）注意：Q和W都不是狀態(tài)函數(shù)，其數(shù)值與改變路徑相關(guān)。體系吸熱，Q>0；體系放熱，Q<0。熱（heat）體系與環(huán)境之間因溫差而傳遞能量稱為熱，用符號Q

表示。Q取號：體系與環(huán)境之間傳遞除熱以外其它能量都稱為功，用符號W表示。第38頁第一定律數(shù)學表示式因為熱力學能是狀態(tài)函數(shù)，數(shù)學上含有全微分性質(zhì)，微小改變可用dU表示；Q和W不是狀態(tài)函數(shù)，微小改變用

表示，以示區(qū)分。用該式表示W(wǎng)取號為：環(huán)境對體系作功，

W>0

；體系對環(huán)境作功，W<

0。

U=Q+W第39頁功很多形式中以體積功最常見，普通將除體積功外其它形式功通稱非體積功或其它功,以表示。

=-PeSdl=-PedV體積功計算示意圖1.4體積功第40頁體積功與過程設(shè)在定溫下，一定量理想氣體在活塞筒中克服外壓,經(jīng)4種不一樣路徑，體積從V1膨脹到V2所作功。1.自由膨脹（freeexpansion）

2.等外壓膨脹（pe保持不變）體系所作功如陰影面積所表示：

--第41頁3.屢次等外壓膨脹(1)克服外壓為，體積從膨脹到；(2)克服外壓為，體積從

膨脹到；(3)克服外壓為，體積從膨脹到。外壓差距越小，膨脹次數(shù)越多，做功也越多

體積功與過程＋＋第42頁4.外壓比內(nèi)壓小一個無窮小值這種過程近似地看作可逆膨脹過程，所作功最大。體積功與過程---第43頁壓縮過程將體積從壓縮，有以下三種路徑：體積功與過程-第44頁體積功與過程----＋＋第45頁從以上膨脹與壓縮過程看出，功與改變路徑相關(guān)。一直態(tài)相同，不過路徑不一樣，所作功也大不相同。顯然，可逆膨脹，體系對環(huán)境作最大功；可逆壓縮，環(huán)境對體系作最小功。功與過程小結(jié)：第46頁準靜態(tài)過程（guasistaticprocess）在過程進行每一瞬間，體系都靠近于平衡狀態(tài)，以致在任意選取短時間dt內(nèi)，狀態(tài)參量在整個系統(tǒng)各部分都有確定值，整個過程能夠看成是由一系列極靠近平衡狀態(tài)所組成，這種過程稱為準靜態(tài)過程。備注：準靜態(tài)過程是一個理想過程，實際上是辦不到。上例無限遲緩地壓縮和無限遲緩地膨脹過程可近似看作為準靜態(tài)過程。第47頁可逆過程（reversibleprocess）體系經(jīng)過某一過程從狀態(tài)（1）變到狀態(tài)（2）之后，假如能使體系和環(huán)境都恢復到原來狀態(tài)而未留下任何永久性改變，則該過程稱為熱力學可逆過程。不然為不可逆過程。

比較：準靜態(tài)膨脹過程若沒有因摩擦等原因造成能量耗散，可看作是一個可逆過程。過程中每一步都靠近于平衡態(tài)，能夠向相反方向進行，從始態(tài)到終態(tài)，再從終態(tài)回到始態(tài)，體系和環(huán)境都能恢復原狀。第48頁可逆過程特點：（1）狀態(tài)改變時推進力與阻力相差無限小，體系與環(huán)境一直無限靠近于平衡態(tài)；（3）體系改變一個循環(huán)后，體系和環(huán)境均恢復原態(tài)，改變過程中無任何耗散效應；（4）等溫可逆過程中，體系對環(huán)境作最大功，環(huán)境對體系作最小功。（2）過程中任何一個中間態(tài)都能夠從正、逆兩個方向抵達；第49頁自由膨脹過程向真空膨脹過程

系統(tǒng)對外不作功

W=0第50頁等壓過程(p1=p2=pe=常數(shù))W=p(V2-V1)=-pΔV第51頁恒外壓過程(pe=常數(shù)):W=-pe(V2-V1)=-peΔV第52頁恒容過程第53頁可逆過程或準靜態(tài)過程因pe=p±dp，能夠用系統(tǒng)壓力p代替pe,第54頁理想氣體等溫可逆過程第55頁等溫等壓下可逆化學反應（或相變）

W=p[]=RT

體積功W=-pΔVA、當化學反應中有氣體參加時，通常將氣體視作理想氣體，同時忽略非氣態(tài)物質(zhì)對體積改變貢獻，此時對單位反應:B、等溫等壓相變:第56頁焓定義（enthalpy）焓定義式：

H=U+pV注:1焓是狀態(tài)函數(shù)，定義式中焓由狀態(tài)函數(shù)組成；

2焓不是能量即使含有能量單位，但不恪守能量守恒定律。為何要定義焓？為了使用方便，因為在等壓、不作非膨脹功條件下，焓變等于等壓熱效應

。

輕易測定，從而可求其它熱力學函數(shù)改變值。第57頁對于微小改變dH=dU+Vdp+pdV

對于有限改變

ΔH=ΔU+Δ(pV)1.5定容及定壓下熱----關(guān)于焓討論

U=Q+W對微小改變：dU=

Q+

W2、在等容無其它功條件下發(fā)生狀態(tài)改變：1、對于等壓無其它功改變過程：第58頁Hess(蓋斯)定律理論基礎(chǔ)3、在等容或等壓、無其它功(W′=0)條件下進行化學反應，吸收(或放出)熱Qp,只與反應系統(tǒng)初、終態(tài)相關(guān)，而與反應詳細路徑無關(guān)。第59頁1.6理想氣體內(nèi)能與焓理想氣體是最簡單氣體，其微觀模型有三條假設(shè)：3、除碰撞瞬間外，分子間相互作用力、大小、重力影響也可忽略不計。1、分子本身大小比分子間平均距離小得多，分子可視為質(zhì)點，它們遵從牛頓運動定律；2、分子與分子間或分子與器壁間碰撞是完全彈性；第60頁理想氣體特征：

①對純氣體狀態(tài)方程

pV=nRT

對混合氣體pV=RT②氣體熱力學能(U)、焓(H)只是溫度函數(shù)而與壓力、體積無關(guān)：

U=f(T)，H=f(T)

或====0第61頁1.7熱容（heatcapacity）每升高單位溫度所需要吸收熱：(當溫度改變很小)平均熱容定義：

單位

比熱容：要求物質(zhì)數(shù)量為1g（或1kg）熱容摩爾熱容Cm：要求物質(zhì)數(shù)量為1mol熱容第62頁對于組成不變均相封閉體系，不考慮非膨脹功，設(shè)體系吸熱Q，溫度從T1

升高到T2,則：定容熱容和定壓熱容等壓熱容Cp：等容熱容Cv：第63頁理想氣體Cp與Cv之差普通封閉體系Cp與Cv之差：第64頁對理想氣體：普通封閉體系Cp與Cv(有溫度改變)之差：TTT第65頁氣體等壓摩爾熱容與T關(guān)系有以下經(jīng)驗式：熱容與溫度關(guān)系：式中a,b,c,c’,...

是經(jīng)驗常數(shù)，由各種物質(zhì)本身特征決定，可從熱力學數(shù)據(jù)表中查找。熱容用途：第66頁【例】1mol理想氣體初態(tài)為373.15K，10.0dm3，反抗恒外壓快速膨脹到終態(tài)溫度244.0K，壓力100.0kPa,求此過程W,Q,ΔU,ΔH。解析：理想氣體n=1mol,初態(tài)T1=373.15K,V1=10.0dm3→

終態(tài)T2=244.0K,p2=100.0kPa終態(tài)體積由理想氣體狀態(tài)方程求出:V2=nRT2/p2=8.314×244.0/100.0=20.3dm3

W=-pe(V2-V1)

單位統(tǒng)一成國際標準單位體積功:W=-100.0(20.3-10.0)=-1.03kJ第67頁過程特點：氣體快速膨脹可視為絕熱過程Q=0ΔU=Q+W=-1.03kJΔH=ΔU+Δ(pV)=ΔU+(p2V2-p1V1)=ΔU+nR(T2-T1)=-1.03+8.314(244.0-373.15)/1000=-2.10kJ解析:第68頁【例】在298.15K、

下，單位反應

C(s)+0.5O2(g)→CO(g)經(jīng)過以下二條路徑：(1)直接接觸發(fā)生反應，已知單位反應放熱110.52kJmol-1；(2)若反應在原電池中進行，對環(huán)境作電功60.15kJmol-1。求二路徑Q,W,ΔU及ΔH解析:(1)等溫，等壓無其它功條件下進行單位化學反應：Q1=-110.52kJ.mol-1

W1=-=-1.24kJ.mol-1

ΔU1==Q1+W1=-111.76kJmol-1

ΔH1==Qp=Q1=-110.52kJmol-1第69頁解析:(2)等溫，等壓有電功條件下進行單位化學反應,因路徑1，2初、終態(tài)相同，所以狀態(tài)函數(shù)改變值應完全相等:

ΔU2=ΔU1=-111.76kJmol-1ΔH2=ΔH1=-110.52kJmol-1路徑2

Q2是在有其它功條件下進行，它值應由第一定律表示式求出:Q2=ΔU2+W2=-56.37kJmol-1W2=W+W‘=1.240+60.15=61.39第70頁理想氣體等溫過程ΔU=0，ΔH=0，Q=W

1等溫可逆過程

(1→2)過程方程：pV

=常數(shù)。

WR=-nRTln=nRTln

2等溫恒外壓膨脹過程

(pe=常數(shù))

W=-pe(V2

-V1)

3等溫自由膨脹過程

(pe=0)，W=0，Q=W=0第71頁1.8理想氣體絕熱過程絕熱過程普通特點:=0

理想氣體dU=CVdT；dH=CpdTdU=所以=CVdT理想氣體絕熱過程方程式：公式說明:引進了理想氣體、絕熱可逆過程、等壓熱容和等容熱容是與溫度無關(guān)常數(shù)等限制條件。第72頁理想氣體絕熱過程功因為所以---第73頁絕熱狀態(tài)改變過程功計算過程中未引入其它限制條件，所以該公式適合用于定組成封閉體系普通絕熱過程(溫度有改變)，不一定是理想氣體，也不一定是可逆過程。第74頁可逆過程示意圖第75頁【例】設(shè)在273.15K和1013.25kPa壓力下，10.00dm3

理想氣體。經(jīng)歷以下幾個不一樣過程膨脹到最終壓力為101.325kPa

。計算各過程氣體最終體積、所做功以及ΔU和ΔH值。假定CV,m=1.5R,且與溫度無關(guān)：

(1)等溫可逆膨脹；

(2)絕熱可逆膨脹；

(3)在恒外壓101.325kPa下絕熱膨脹解析：氣體物質(zhì)量：n=4.461molCp,m=2.5R初態(tài)T1=273.15K,P1=1013.25kPa

,V1=10.0dm3

→終態(tài)T2=?K,V2=?dm3,P2=101.325kPa第76頁解析:(1)等溫可逆膨脹：最終體積

V2===100.0dm3

ΔU1=ΔH1=0

膨脹時所做功等于所吸收熱:W1=-nRTln=4.461×8.314×10-3×273.15×2.303lg10.00=-23.33kJQ1=-W1=23.33kJ第77頁從p2V2=nRT2可得終態(tài)溫度：

T2=108.7K解析:在絕熱過程中:

W2=ΔU2=nCV,m(T2-T1)=-9.152kJΔH2=nCp,m(T2-T1)=ΔU2-(p2V2-p1V1)=-15.25kJ(2)絕熱可逆膨脹：γ=Cp,m/CV,m=5/3V2=(p1/p2)1/γV1=103/5×10.00=39.81(dm3)第78頁(3)不可逆絕熱膨脹：將外壓驟減至101.325kPa，氣體反抗此壓力作絕熱膨脹。解析:絕熱過程:W3=ΔU=nCV,m(T2-T1)恒外壓過程:W3=-p2(V2-V1)nCV,m(T2-T1)=p2()T2=174.8K第79頁條件:在一個圓形絕熱筒(Q=0)中部有一個多孔塞和小孔，使氣體不能很快經(jīng)過，并維持塞兩邊壓差(終態(tài)壓力大于始態(tài)壓力)

：W1.9實際氣體節(jié)流膨脹第80頁環(huán)境將一定量氣體壓縮時所作功：氣體經(jīng)過小孔膨脹，對環(huán)境作功為：---節(jié)流過程分析結(jié)論:節(jié)流過程是個絕熱等焓過程。移項:+W第81頁焦––湯系數(shù)定義：

>0經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度降低。

稱為焦-湯系數(shù)（Joule-Thomsoncoefficient),它表示經(jīng)節(jié)流過程后，氣體溫度隨壓力改變率。<0經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度升高。

=0經(jīng)節(jié)流膨脹后，氣體溫度不變。在常溫下，普通氣體均為正值。比如，空氣，即壓力下降，氣體溫度下降。

第82頁等焓線（isenthalpiccurve)試驗:左方氣體為p1T1

，經(jīng)節(jié)流過程后終態(tài)為p2T2

，在T-p圖上標出1、2兩點。在點3左側(cè):此時(3點)溫度稱為轉(zhuǎn)化溫度（inversiontemperature)在點3左側(cè):在點3處:第83頁3、在虛線以左，是致冷區(qū)，在這個區(qū)內(nèi)，能夠把氣體液化；4、虛線以右，是致熱區(qū)，氣體經(jīng)過節(jié)流過程溫度反而升高。2、將各條等焓線極大值相連，就得到一條虛線，將T-p圖分成兩個區(qū)域。氣體轉(zhuǎn)化曲線1、選擇不一樣起始狀態(tài)p1T1

作若干條等焓線。第84頁實際氣體節(jié)流膨脹試驗，使人們對實際氣體U和H性質(zhì)有所了解，而且在取得低溫和氣體液化工業(yè)中有主要應用。工業(yè)氣體轉(zhuǎn)化曲線第85頁（三）熱化學-----化學反應熱效應反應進度等壓、等容熱效應熱化學方程式標準態(tài)第86頁反應物生成物（3）

（2）等容

生成物

反應熱效應反應熱效應

當體系發(fā)生反應之后，使產(chǎn)物溫度回到反應前始態(tài)時溫度，體系放出或吸收熱量，稱為該反應熱效應。第87頁反應物生成物

（3）

（2）等容

生成物

對于理想氣體(無相變發(fā)生):

所以：等壓、等容熱效應第88頁

與關(guān)系當反應進度為1mol時：

式中

是生成物與反應物氣體物質(zhì)量之差值，并假定氣體為理想氣體?；?/p>

等壓、等容熱效應第89頁反應進度（extentofreaction）20世紀初比利時Dekonder引進反應進度

定義為：

和

分別代表任一組分B在起始和t時刻物質(zhì)量。

是任一組分B化學計量數(shù)，對反應物取負值，對生成物取正值。設(shè)某反應：單位：mol第90頁引入反應進度優(yōu)點：1、在反應進行到任意時刻，能夠用任一反應物或生成物來表示反應進行程度，所得值都是相同，即：2、反應進度被應用于反應熱計算、化學平衡和反應速率定義等方面。反應進度必須與化學反應計量方程相對應:比如：第91頁熱化學方程式

表示化學反應與熱效應關(guān)系方程式稱為熱化學方程式：1、因為U,H數(shù)值與體系狀態(tài)相關(guān)，所以方程式中應該注明物態(tài)、溫度、壓力、組成等。對于固態(tài)還應注明結(jié)晶狀態(tài)。第92頁焓改變反應物和生成物都處于標準態(tài)反應進度為1mol反應（reaction）反應溫度Φ例：298.15K時

ΦΦΦΦ第93頁熱化學方程式說明3