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1.
在化学热力学教学、化工生产和科学研究中,热力学判据是一个十分重的工具。正确使用热力学判掂将有益于指导科学研究和生产实践。一些物理化学教科书中,在给出吉布斯自由能判据时多以dG≤0形式出现(等号表示可逆过程或平衡状态,小于号表示不可 相似文献
2.
李永常 《天津教育学院学报(自然科学版)》1995,(4):34-36
本文阐明了物理化学教学中各类判据之间关系，热力学第二定律是最重要的判据式，它也可称之为熵判据式，其他判据式，如自由能判据式，化学位判据式，活度判据式，电动势判据式等都是熵判据式导出式，它们之间有密切关系。 相似文献
3.
能斯特方程是电化学中一个非常重要的关系式,该式反映了可逆电池电动势E与温度T及参与电池反应各物质活度之间的关系。本文从等温等压下化学反应系统的吉布斯自由能G随反应进度ξ的瞬时变化率及△rGm=-nFE推导出能斯特方程式。这种推导方法较为合理,具有一定的实用和参考价值。 相似文献
4.
关于功函和自由能的判据,根据判据条件的不同,目前有两种判断方法。 第一种判据为(1): 对恒温恒容的封闭体系: (△F)_(T·V)<0 表示自发 (△F)_(T·V)=0 表示平衡 (△F)_(T·V)>0 表示不自发 (△F)_(T·V)>-W′表示不可能进行 对恒温恒压的封闭体系: (△G)_(T·P)<0 表示自发 (△G)_(T·P)=0 表示平衡 (△G)_(T·P)>0 表示不自发 (△G)_(T·P)>-W′表示不可能进行 第二种判据为: 对恒温恒容不做其它功的封闭体系: 相似文献
5.
化学势定义式及应用 总被引：1，自引：0，他引：1
聂耀光 《川北教育学院学报》1998,8(3):57-60
本推导了化学势四个定义式之间的关系,并以导出凝固点降低套式和讨论在等温等压条件下多组分体系变化中物质i的迁移方向和限度为例,阐明了化学势在化学热力学中的重要应用。 相似文献
6.
刘成林 《黄石理工学院学报(人文社科版)》1997,(2)
热力学是唯象的宏观理论,它将宏观物质的热现象的实验事实总结成热力学第零定律、第一定律、第二定律和第三定律。在表述这几条定律的同时,引入了温度T、内能U和熵S这三个基本热力学函数,用以描述宏观系统的平衡态,构成一个具有普适性的完整理论体系。为了描述不同条件下系统的热力学特性,又引入一些辅助的热力学函数,即特性函数,如自由能F、焓H、吉布斯函数G等,应用这些函数,经过数学演绎,能导出系统在不同条件下平衡态的各种特性及其相互联系。 相似文献
7.
聂耀光 《四川职业技术学院学报》1998,(3)
本文推导了化学势四个定义式之间的关系,并以导出凝固点降低公式和讨论在等温等压条件下多组分体系变化中物质i的迁移方向和限度为例,阐明了化学势在化学热力学中的重要应用。 相似文献
8.
物理化学教材在叙述热力学第一、二定律基本原理的基础上,根据热力学第一、二定律的数学表达式和热力学函数之间的关系,导出了热力学的四个基本公式: dU=TdS-PdV (1) dH=TdS+VdP (2) dF=-SdT-PdV (3) dG=-SdT+VdP (4) 对于这四个基本公式适用于何种体系,各物理化学教科书都明确指出:只适用于除体积 相似文献
9.
10.
《承德师专学报》1990,(4)
热力学关系式十分丰富和完美,特别是热力学偏导数关系式更是变化多端,初学者往往不易掌握.但只要了解其基本数学关系式的来源和依据,便可对各种变化一目了然并能灵活运用.本文仅就“热力学关系式的数学基础和应用”做一简要论述.一、数学基础(一)欧拉倒易关系或若f是x和y的函数,当x和y变化了dx和dy,则函数f改变df,即 这样,将自变量由x_1换成f_1,而函数由f换成g,实现了函数微分式的变换.以上几个公式是热力学关系式的数学基础.据此就能引出许多重要的热力学公式.二、恒组成封闭体系的热力学关系式(一)热力学状态函数的微分表达式封闭体系只做体积功的第一定律的表达式为:du=δQ-pdv对可逆过程,热力学第二定律可表为:δQ=Tds将两个定律联合起来,可得:du=Tds-Pdv(1)此式是从热力学定律建立的内能的微分表达式.从这一基本关系式经过函数微分变换即利用上节关系式(三),可求得H、F、G的微分式.引入新函数H=U+PV 相似文献
11.
王克诚 《唐山师范学院学报》1999,(2)
式中U:体系的内能;P:体系的压力;V:体系的体积。 U、P、V都是状态函数,由它们组合而成的焓H也是状态函数。焓是表征体系状态的物理量,当体系状态一定时,体系的焓就确定了。焓的物理意义不十分明显,可理解为:是表示体系内能与压力和体积乘积之和的有关体系能量的物理量。 对于只做体积功的等压化学反应体系,根据热力学第一定律,其内能的变化应为: 相似文献
12.
李学明 《遵义师范学院学报》1996,(1)
熵是热力学第二定律的中心内容。在教学中为了更深刻地理解熵的意义,不少高校教体从微观角度讨论了熵的实质,举例是理想气体等温自由膨胀(或者是理想气体等温混合): 相似文献
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1 热力学第一定律 ⑴热力学第一定律表示的是功、热量跟内能改变之间的定量关系. ⑵内容:一个热力学系统内能的变化ΔE,决定于系统与外界交换的热量Q和做功W. ⑶表达式:ΔE=W Q. ⑷符号定则:外界对物体做功,W取正值;物体对外界做功,W取负值.物体吸热,Q取正值;物体放热,Q取负值.物体内能增加,ΔE取正值;物体内能减少,ΔE取负值. 相似文献
14.
在常用的无机化学教材中,化学热力学部分讲到吉布斯自由能变(ΔG)的物理意义时,给出的ΔG和功(W)的关系式有多种写法,但可以归纳总结为三种写法。为避免发生这种问题,应强化对W的符号规定的认识。 相似文献
15.
张建国 《中学生数理化(高中版)》2005,(16)
一、热力学第一定律在与热现象相关的物理过程中,能量守恒定律的具体表达形式就是热力学第一定律——物体状态变化的过程中,内能的增量等于外界对物体做的功与外界传递给物体的热量之和,其数学表达式为△U=Q+W. 应用热力学第一定律时必须掌握好它的符号法则: (1)功W>0,表示外界对系统做功;W<0,表示系统对外界做功. 相似文献
16.
中学课本中有碳还原氧化铜的实验,产物是Cu和CO_2,接着课本习题就要求写出ZnO和O反应的化学方程式,此时反应产物是否就是Zn和CO_2呢?本文从热力学角度分析一下,供同志们参考。 在等温等压下,自由能变化(ΔG)的正负,决定着反应进行的方向和程度,而ΔG又与ΔH和ΔS及T密切相关,根据吉布斯—赫姆霍兹 相似文献
17.
王保玉 《新乡师范高等专科学校学报》1995,(2)
<正>在物理化学中根据热力学第一定律和第二定律的联合公式得出了热力学的四个基本方程,即:dU=TdS-PdVdH=TdS+VdPdF=-SdT-PaVdG=-SdT+VdP上述四个基本公式是从封对体系无其它功的可逆过程得来的,所以也只能适用于只做膨胀功、无其它功的封闭体系.但是上述四个基本公式能否适用于不可逆过程?能否适用于多组分体系以及能否适用于复根体系?一般教课书上都没有详细说明.下面我来讨论一下它们的适用条件. 相似文献
18.
<正> 在热力学第二定律的讨论中得出这样一个结论:在恒温恒压条件下,过程不做有用功时,有:-△G≥0或△G≤0式中等号适用于可逆过程,不等号适用于自发的不可逆过程。 △G是自由能增量(G为吉氏自由能或称吉氏函数)。△G≤0说明了一个恒温恒压下,不做其它有用功的过程,只有△G为负值时,过程方能自发进行。△G等于零时,体系处于平衡状态。△G大于零时,过程不能自发进行。 相似文献
19.
万洪禄 《数理化学习(高中版)》2005,(22)
一、判断气体的变化过程例1(2005年高考理综全国卷Ⅱ)对于定量气体,可能发生的过程是()(A)等压压缩,温度降低(B)等温吸热,体积不变(C)放出热量.內能增加(D)绝热压缩.内能不变解析:对于定量气体,等压压缩,外界对气体做功,根据热力学第一定律,如果放出的热大于做功的值,气体内能就会减少,气体温度就可 相似文献
20.
近几年来 ,有的中学化学期刊与复习书籍中对一些反应速率进行讨论时 ,简单地用热力学原理解释化学反应速率 ,出现了科学性错误。其中讨论得最多的是锌与稀硫酸溶液的反应。本文就以此反应为例说明 :不宜用热力学原理解释反应速率问题。据热力学原理 ,在等温、等压不作非体积功条件下 ,化学反应的方向可用反应自由能变ΔｒＧｍ 来判断 ,ΔｒＧｍ 负值越大 ,则正向反应的趋势 (或可能性 )越大。当一个化学反应可设计为原电池时 ,电池的电动势Ｅ的正值越大 ,则正向反应的趋势 (或可能性 )越大。这里必须强调的是 :无论是自由能判据还是电动势判… 相似文献