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1、物理化学（Physical Chemistry）课程编号：0707900 0707910开课学期：第4-5学期本课程课内总学时数：90本课程课外总学时数：0学分：5一、教学对象本大纲适用于化学专业本科。二、教学目的物理化学是化学专业的一门基础理论课。本课程的目的是在已学习过的一些先行课的基础上，运用物理和数学的有关理论和方法进一步研究化学运动的普遍规律。通过物理化学的教学，使学生了解和掌握化学学科的基本原理，培养学生的理论思维能力，为将来进行教学和科学研究打下扎实的理论基础。三、教学要求本课程主要包括化学热力学、统计热力学、化学动力学、电化学、表面化学等五大内容。通过教学的各个环节必须使学生达
2、到各章所提出的基本要求。为了培养学生的独立工作能力，讲授内容要分清主次，在注重系统性的原则下，着重讲解教材的重点和难点。在教授方法上，要注重逻辑思路、理论联系实际。表面现象一章的大部分内容可由学生自学而达到教学的目的要求；统计热力学初步一章主要给学生讲清统计热力学的最基本方法，怎样把宏观性质和微观性质联系起来，内容上不做统一要求；第一章气体为选学内容，和先行课程重复，可根据具体情况适当安排一些练习以巩固或加深过去所学过的知识。习题课是重要的教学环节，教师必须予以重视。讲授时要注意国家颁布的法定计量单位和符号系统。四、教学内容绪论（1学时）着重阐明物理化学的意义，介绍物理化学的学习方法。基本内容
3、：1. 物理化学的基本内容简介2. 物理化学发展史3. 学习物理化学的意义4. 学习物理化学的一般科学方法第一章 气体（自学）第二章 热力学第一定律（13学时）通过本章的教学使学生初步了解热力学方法的特点，掌握状态、状态函数、可逆过程等基本概念，理解状态函数的性质，理解热力学第一定律并能应用于物理化学过程，能熟练地对热化学和理想气体几种过程中的功和热进行计算。基本要求：1.必须使学生准确掌握热力学的基本概念。2.应使学生知道热、功和热力学能这三者的区别和联系。3.必须使学生充分理解状态函数的意义及其数学特性。4.明确焓的定义及意义。5.明确可逆过程及意义。6.较熟练地应用热力学第一定律计算理想
4、气体在等温、等容、等压和绝热过程中U、H、Q和W的计算。(1) 能熟练应用生成焓，燃烧热来计算反应热。会应用Hess定律和Kirchhoff定律。(2)了解Carnot循环的应用意义以及理想气体在诸过程的热和功的计算。基本内容：（一）热力学的概念和热力学的基本概念1. 热力学的目的、内容、方法和局限性2. 系统和环境3. 系统的状态的性质（状态、广度性质、强度性质）4. 过程和途径（等温过程、等压过程、等容过程、相变过程、绝热过程、循环过程、化学过程）5. 状态函数的全微分性质6. 热平衡和热力学第零定律温度的概念（二）热和功1. 热2. 功（体积功和非体积功，功的一般计算公式，体积功的计算）
5、（三）热力学第一定律1. 热力学能2. 热力学第一定律文字表述和数字表达式（四）焓（等压热，等容热，焓的定义）（五）热容（Cp、Cv及其相应关系，Cp和温度的关系），热量的计算。（六）准静态过程和可逆过程（概念，功的计算）（七）热力学第一定律对理想气体的应用1. 理想气体的热力学能和焓，Gay-Lussac-Joule实验2. 理想气体U和H的计算3. 理想气体Cp和Cv的关系4. 理想气体的等温可逆过程5. 绝热过程的功和过程方程式（和等温过程功的比较）6. 理想气体的Carnot循环（八）热力学第一定律对相变的应用（相变焓补充内容）（九）热力学第一定律对实际气体的应用（Joule-Thom
6、son效应）1. Joule-Thomson实验2. 焦汤系数及倒转温度3. 气体的液化4. 实际气体的热力学能和焓（十）热力学第一定律对化学反应过程的应用1. 化学反应的热效应（等压热效应，等容热效应，反应进度和热化学方程式，化学反应热效应的表示）2. Hess定律3. 化学反应热效应的计算（生成焓、标准生成焓、燃烧焓、离子生成焓、键焓）4. 反应热效应和温度的关系（Kirchhoff定律，非等温反应和绝热反应热效应的计算）重点和难点：热力学的基本概念；热力学第一定律及应用；Hess定律及化学反应热效应的计算；反应热效应和温度的关系。第三章 热力学第二定律（12学时）本章主要讨论系统的过程方
7、向和限度。熵和熵增加原理是本章的难点。熵的统计意义能使学生初步理解熵和第二定律的微观含义。热力学第三定律为以后计算物质的熵值和其他热力学函数提供根据。由于化学反应一般可控制在恒温恒压下进行，所以Gibbs自由能的使用也是本章的重要内容之一。基本要求：1.了解一切自发过程的共同特征，明确热力学第二定理的意义。2.明确从Carnot定理得出Clausius不等式和熵函数的逻辑性，从而理解Clausius不等式的重要性和熵函数的概念。3.熟记并理解热力学函数S、A、G的定义和各热力学函数间的关系。4.明确每一热力学函数只是在各自的特定条件下才能作为过程进行方向和限度的判据，熟练S 和G的计算和应用。
8、5.熵的统计意义和热力学第三定律只作一般性了解。6.初步了解不可逆过程热力学的一些基本概念。基本内容：（一）一切自发过程的共同特征不可逆性（二）热力学第二定律的表达方法（三）Carnot定理（四）过程的热温商和熵函数1.Clausius不等式2.不可逆过程热温商和熵的概念3.可逆过程热温商和熵变（五）热力学第二定律的数学表达式和熵判据1.热力学第二定律的数学表达式2.熵增加原理（六）熵的统计意义1.热力学第二定律的本质2.微观状态函数和最可几分布3.熵和热力学概率的关系（Boltzmann公式）（七）熵变的计算和熵判据的应用1.各种简单变化过程2.相变过程3.等温下的化学反应过程（八）热力学第
9、三定律、规定熵1.热力学第三定律2.规定熵、标准熵3.热力学第二定律的数学表达式和熵判据（九）自由能1.自由能（Helmholtz自由能和Gibbs自由能）2.自由能判据3.自由能变化的焓效应和熵效应4.其它条件下所进行过程的判据（十）等温过程的计算和应用1.无化学变化和无相变的等温过程。2.纯物质的相变过程。3.化学反应的G。（十一）热力学函数间的关系式和GibbsHelmholtz方程1.热力学函数之间的关系2.热力学基本关系式3.热力学基本关系式衍生公式（麦克斯韦关系式及其应用）4.公式推导5.GibbsHelmholtz方程（十二）不可逆过程热力学简介重点和难点：过程的热温商和熵函数；
10、热力学第二定律的数学表达式和熵判据；熵变的计算和熵判据的应用；自由能及各种过程G的计算；热力学函数间的关系式和GibbsHelmholtz方程；各种系统组分化学势表达式。第四章 多组分系统热力学及其在溶液中的应用（8学时）本章讨论溶液的热力学性质。使学生了解偏摩尔量的概念和意义；理想溶液、Raoult定律及Henry定律的意义；实际溶液和理想溶液的区别；活度的概念和意义，以及标准态的选用。基本要求：1.必须使学生理解多组分系统中引入偏摩尔量的原由，掌握偏摩尔量的定义及其化学势的关系，对加和公式只要求了解其物理意义及用途。2.掌握稀溶液和理想溶液混合物，非理想溶液混合物三者的区别、关系及各自性质
11、。加深对Raoult定律、Henry定律的理解并熟悉其应用。3.活度的概念和标准态的选用是本章的一个难点，必须使学生理解这两个概念及其意义。基本内容：（一）概述和组成表示法（二）多组分热力学基础1.偏摩尔量和偏摩尔量的加和公式2.化学势的定义3.化学势和温度、压力的关系4.化学势在相平衡系统中的应用5.气体的化学势和逸度（包括实际气体的状态方程）6.纯液体和纯固体的化学势（三）溶液的基本性质和两个经验定律1.了解偏摩尔体积及其求法2.Raoult定律及Henry定律（四）稀溶液1.各组分的化学势和标准态2.活度和活度系数3.依数性（五）理想液体混合物1.理想液体混合物的特性2.理想溶液的特性3
12、.组成理想溶液过程中，系统诸热力学函数的改变（六）非理想液态混合物、非理想稀溶液1.和理想液态混合物偏差2.活度和活度因子重点和难点：Raoult定律及Henry定律；活度和活度因子；理想稀溶液的特性。第五章 相平衡（11学时）本章应用热力学方法讨论相平衡系统的一般规律。学习一些典型相图的作法制法、分析和应用。Clapeyron方程、ClausiusClapeyron方程、相律和相图的分析及应用是本章的主要内容。相图分析着重于二组分系统。对三组分系统不作要求。基本要求：1.理解ClausiusClapeyron方程的推导过程及其应用。2.明确相、组分数和自由度的概念，了解相律的推导、物理意义和
13、用途。3.了解绘制相图的常用方法，能根据热分析法绘制步冷曲线而得出相图。4.能应用相律说明相图中点、线、区的意义，并能根据相图来说明系统在不同过程中所发生相变的情况（包括杠杆规则的使用）。基本内容：（一）单组分系统1.Clapeyron方程2.ClausiusClapeyron方程3.水的相图（二）相律1.相、组分数和自由度的概念2.相律的推导3.相律的应用（三）二组分系统的相图及其应用1.理想的二组分液态混合物-完全互溶双液系2.杠杆规则3.蒸馏（或精馏）的基本原理4.非理想的二组分液态混合物5.部分互溶的双液系6.不互溶的双液系蒸气蒸馏7.简单的低共熔二元相图8.形成化合物的系统（1）能形
14、成稳定固态化合物系统（2）形成不稳定固态化合物系统9.二组分在液态和固态时均能完全互溶的系统10.二组分固态时部分互溶的系统（1）具有转熔温度的固态部分互溶系统（2）具有低共熔温度的固态部分互溶系统重点和难点：ClausiusClapeyron方程；相律及其应用；杠杆规则及其应用；水的相图；具有简单低共熔点的凝聚系统相图；能形成稳定固态化合物系统相图；双液系的气液平衡相图。第六章 化学平衡（5学时）本章根据热力学的平衡条件得出反应的等温方程式，并根据物质的热力学函数计算反应的平衡常数，再进一步讨论它的浓度、温度、压力和惰性气体对平衡的定量影响。最后列举一些实例说明应用热力学平衡条件来分析反应的
15、重要性和实际意义。基本要求：1.从热力学平衡条件导出化学反应等温方程式以及该方程的意义是本章的重点。2.熟练平衡常数和平衡组成的计算。3.熟练理想气体反应Kp、Ka、Kx和Kc换算。4.理解物质生成自由能和反应过程G的物理意义，掌握GO=-RTlnKO 的有关计算，熟悉一些因素对反应平衡的定量影响。5.了解从GibbsHelmholtz方程推导反应等压方程式的思路及有关该方程的计算，熟悉一些因素对反应平衡的定量影响。7.同时化学平衡和近似计算要求能在课外看懂。基本内容：（一）平衡常数和反应等温方程式（二）标准生成自由能1.标准生成自由能2.标准生成自由能的求法及用途（三）有关平衡常数的计算及应用1.平衡常数的实验测定法2.理想气体反应Kp、Ka 、Kx和Kc之间的关系3.实际气体反应的平衡常数（逸度的求
