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簡明物理化學 版權信息
- ISBN：9787030412577
- 條形碼：9787030412577 ; 978-7-03-041257-7
- 裝幀：一般膠版紙
- 冊數：暫無
- 重量：暫無
- 所屬分類：>
簡明物理化學 內容簡介
本書強調物理化學的基本理論，基本方法，適當刪減繁瑣的數學推導和部分理論性較強的章節內容。刪去麥克斯韋關系式和吉布斯－亥姆霍斯方程式，以及多組分體系熱力學的基本函數關系式等等內容。在相平衡部分不介紹三組分體系。電化學中，不介紹電動勢產生的機理、濃差電池和液體接界電勢計算等內容。不介紹膠體分散體系和大分子溶液。本教材共分為七章：熱力學定律和熱化學、熱力學第二定律、化學平衡、相平衡、電化學、化學動力學、界面化學。每章節的后面都閱讀材料，主要介紹該領域中的研究熱點問題，開闊學生的視野，提高學生的學習熱情。
簡明物理化學 目錄
前言
緒論1
0.1物理化學的任務和內容1
0.2物理化學的研究方法2
0.3物理化學課程的特點及學習方法2
0.4氣體的性質3
0.4.1理想氣體3
0.4.2摩爾氣體常量3
0.4.3混合理想氣體4
0.4.4實際氣體與范德華方程5
閱讀材料
物理化學與諾貝爾獎7
習題8
第1章熱力學**定律和熱化學10
1.1熱力學概論10
1.1.1熱力學研究對象和內容10
1.1.2熱力學的方法與局限性10
1.1.3熱力學基本概念10
1.2準靜態過程與可逆過程14
1.2.1功與過程14
1.2.2準靜態過程15
1.2.3可逆過程16
1.3熱力學**定律17
1.3.1熱力學**定律的經驗敘述17
1.3.2熱力學能17
1.3.3熱力學**定律的數學表達式18
1.4焓18
1.4.1等容熱18
1.4.2等壓熱18
1.5熱容19
1.5.1熱容的概念19
1.5.2等容熱容20
1.5.3等壓熱容20
1.5.4熱容與溫度的關系20
1.6熱力學**定律對理想氣體的應用21
1.6.1焦耳實驗21
1.6.2理想氣體的Cp與CV的關系22
1.6.3理想氣體的等溫過程23
1.6.4理想氣體的絕熱過程23
1.7相變焓26
1.7.1相變焓26
1.7.2相變焓與溫度的關系27
1.8化學反應熱28
1.8.1等容反應熱與等壓反應熱28
1.8.2熱化學方程式29
1.8.3赫斯定律30
1.9幾種熱效應30
1.9.1生成焓30
1.9.2燃燒焓31
1.9.3溶解焓32
1.10反應焓與溫度的關系——基爾霍夫定律33
閱讀材料
測定化學反應熱效應的方法和技術——現代熱量計34
本章小結36
思考題37
習題37
第2章熱力學第二定律41
2.1熱力學第二定律41
2.1.1自發過程的共同特征41
2.1.2熱力學第二定律的經驗敘述41
2.2熵與熵增原理41
2.2.1熱機效率41
2.2.2卡諾循環42
2.2.3卡諾定理43
2.2.4可逆循環過程與可逆過程的熱溫商44
2.2.5不可逆循環過程與不可逆過程的熱溫商46
2.2.6熵增原理47
2.3熵變的計算48
2.3.1理想氣體單純pVT變化過程48
2.3.2理想氣體混合過程50
2.3.3相變過程51
2.3.4化學反應過程的熵變52
2.4亥姆霍茲函數與吉布斯函數53
2.4.1亥姆霍茲函數53
2.4.2吉布斯函數54
2.4.3吉布斯函數變的計算55
2.5熱力學基本方程58
2.5.1熱力學基本方程58
2.5.2麥克斯韋關系式58
閱讀材料
熱能的綜合利用與熱泵原理介紹59
本章小結60
思考題60
習題61
第3章多組分系統熱力學63
3.1偏摩爾量63
3.1.1偏摩爾量的定義63
3.1.2偏摩爾量的集合公式64
3.1.3吉布斯杜安公式64
3.2化學勢65
3.2.1化學勢的定義65
3.2.2化學勢與溫度、壓力的關系66
3.2.3化學勢判據66
3.3物質的化學勢67
3.3.1氣體的化學勢67
3.3.2稀溶液中的兩個經驗定律68
3.3.3溶液的化學勢69
3.4稀溶液的依數性71
3.4.1蒸氣壓下降71
3.4.2凝固點降低71
3.4.3沸點升高73
3.4.4滲透壓73
閱讀材料
反滲透技術的應用74
本章小結75
思考題76
習題76
第4章化學平衡78
4.1化學反應的方向和限度78
4.1.1化學反應進度和反應吉布斯函數變78
4.1.2化學反應的平衡條件79
4.2化學反應等溫式和平衡常數80
4.2.1化學反應的等溫方程式80
4.2.2均相反應的標準平衡常數80
4.2.3非均相化學反應的標準平衡常數82
4.3反應平衡常數的求算82
4.3.1平衡常數的直接測定82
4.3.2平衡常數的間接計算83
4.3.3平衡常數計算實例85
4.4外界因素對化學平衡的影響85
4.4.1溫度對化學平衡的影響85
4.4.2壓力對化學平衡的影響87
閱讀材料
生物體內的化學平衡簡介87
本章小結88
思考題89
習題89
第5章相平衡91
5.1相律91
5.1.1相、組分數和自由度91
5.1.2相律的推導93
5.2單組分系統的相圖94
5.2.1單組分系統相圖的理論基礎94
5.2.2相圖實例95
5.3二組分系統96
5.3.1完全互溶的雙液系97
5.3.2部分互溶的雙液系102
5.3.3完全不互溶的雙液系103
5.3.4固相完全不互溶的二組分固液系統104
閱讀材料
超臨界流體及應用105
本章小結106
思考題107
習題107
第6章電化學109
6.1電化學的基本概念和法拉第定律109
6.1.1基本概念109
6.1.2法拉第定律110
6.2離子的電遷移和遷移數111
6.2.1離子的電遷移111
6.2.2離子遷移數111
6.3電導及其應用112
6.3.1電導、電導率及摩爾電導率112
6.3.2電導率、摩爾電導率與濃度的關系113
6.3.3電導的測定及其應用116
6.4可逆電池和可逆電極119
6.4.1可逆電池119
6.4.2可逆電池的書寫方法120
6.4.3可逆電極的類型和電極反應120
6.5可逆電池的熱力學121
6.5.1可逆電池電動勢E121
6.5.2從標準電動勢E求反應的標準平衡常數K122
6.5.3從電動勢E及其溫度系數求反應的ΔrSm和ΔrHm123
6.5.4可逆電池反應過程的可逆熱123
6.6電極電勢和電池的電動勢124
6.6.1標準氫電極和電極電勢124
6.6.2電池電動勢的計算127
6.7可逆電池電動勢的測量及應用127
6.7.1對消法測定電池電動勢127
6.7.2電動勢測定的應用128
閱讀材料
電化學傳感器129
本章小結131
思考題132
習題132
第7章化學動力學134
7.1基本概念134
7.1.1化學反應速率134
7.1.2基元反應和復雜反應135
7.1.3化學反應速率方程和速率常數135
7.1.4基元反應的速率方程和反應分子數135
7.1.5非基元反應的速率方程和反應級數136
7.2具有簡單級數反應的特點136
7.2.1零級反應137
7.2.2一級反應137
7.2.3二級反應139
7.2.4反應級數的確定141
7.3溫度對反應速率的影響143
7.3.1范特霍夫近似規則144
7.3.2阿倫尼烏斯公式144
7.3.3活化能145
7.4幾種典型的復雜反應145
7.4.1對峙反應146
7.4.2平行反應147
7.4.3連續反應148
*7.4.4鏈反應149
7.4.5復雜反應速率的近似處理方法149
7.5催化劑對反應速率的影響152
7.5.1催化劑和催化作用152
7.5.2酶催化反應的特征153
*7.6光化學反應154
7.6.1光化學基本定律154
7.6.2光化學反應的基本特點155
閱讀材料藥物代謝動力學簡介156
本章小結157
思考題158
習題159
第8章表面現象162
8.1表面吉布斯函數和表面張力162
8.1.1比表面162
8.1.2表面吉布斯函數162
8.1.3表面張力163
8.2彎曲液面的特性163
8.2.1彎曲表面上的附加壓力163
8.2.2楊拉普拉斯公式164
8.2.3彎曲表面上的蒸氣壓164
8.3潤濕作用165
8.3.1潤濕現象165
8.3.2接觸角與潤濕作用166
8.4溶液表面的吸附167
8.4.1溶液表面吸附現象167
8.4.2吉布斯吸附等溫式168
8.5表面活性劑及其作用168
8.5.1表面活性劑的結構與分類168
8.5.2表面活性劑的HLB值169
8.5.3膠束和臨界膠束濃度169
8.5.4表面活性劑的作用170
8.6固體表面的吸附171
8.6.1吸附作用171
8.6.2物理吸附和化學吸附171
8.6.3氣固表面吸附171
8.6.4固體在溶液中的吸附176
閱讀材料荷葉效應與超疏水材料177
本章小結178
思考題178
習題179
參考文獻181
附錄182
緒論1
0.1物理化學的任務和內容1
0.2物理化學的研究方法2
0.3物理化學課程的特點及學習方法2
0.4氣體的性質3
0.4.1理想氣體3
0.4.2摩爾氣體常量3
0.4.3混合理想氣體4
0.4.4實際氣體與范德華方程5
閱讀材料
物理化學與諾貝爾獎7
習題8
第1章熱力學**定律和熱化學10
1.1熱力學概論10
1.1.1熱力學研究對象和內容10
1.1.2熱力學的方法與局限性10
1.1.3熱力學基本概念10
1.2準靜態過程與可逆過程14
1.2.1功與過程14
1.2.2準靜態過程15
1.2.3可逆過程16
1.3熱力學**定律17
1.3.1熱力學**定律的經驗敘述17
1.3.2熱力學能17
1.3.3熱力學**定律的數學表達式18
1.4焓18
1.4.1等容熱18
1.4.2等壓熱18
1.5熱容19
1.5.1熱容的概念19
1.5.2等容熱容20
1.5.3等壓熱容20
1.5.4熱容與溫度的關系20
1.6熱力學**定律對理想氣體的應用21
1.6.1焦耳實驗21
1.6.2理想氣體的Cp與CV的關系22
1.6.3理想氣體的等溫過程23
1.6.4理想氣體的絕熱過程23
1.7相變焓26
1.7.1相變焓26
1.7.2相變焓與溫度的關系27
1.8化學反應熱28
1.8.1等容反應熱與等壓反應熱28
1.8.2熱化學方程式29
1.8.3赫斯定律30
1.9幾種熱效應30
1.9.1生成焓30
1.9.2燃燒焓31
1.9.3溶解焓32
1.10反應焓與溫度的關系——基爾霍夫定律33
閱讀材料
測定化學反應熱效應的方法和技術——現代熱量計34
本章小結36
思考題37
習題37
第2章熱力學第二定律41
2.1熱力學第二定律41
2.1.1自發過程的共同特征41
2.1.2熱力學第二定律的經驗敘述41
2.2熵與熵增原理41
2.2.1熱機效率41
2.2.2卡諾循環42
2.2.3卡諾定理43
2.2.4可逆循環過程與可逆過程的熱溫商44
2.2.5不可逆循環過程與不可逆過程的熱溫商46
2.2.6熵增原理47
2.3熵變的計算48
2.3.1理想氣體單純pVT變化過程48
2.3.2理想氣體混合過程50
2.3.3相變過程51
2.3.4化學反應過程的熵變52
2.4亥姆霍茲函數與吉布斯函數53
2.4.1亥姆霍茲函數53
2.4.2吉布斯函數54
2.4.3吉布斯函數變的計算55
2.5熱力學基本方程58
2.5.1熱力學基本方程58
2.5.2麥克斯韋關系式58
閱讀材料
熱能的綜合利用與熱泵原理介紹59
本章小結60
思考題60
習題61
第3章多組分系統熱力學63
3.1偏摩爾量63
3.1.1偏摩爾量的定義63
3.1.2偏摩爾量的集合公式64
3.1.3吉布斯杜安公式64
3.2化學勢65
3.2.1化學勢的定義65
3.2.2化學勢與溫度、壓力的關系66
3.2.3化學勢判據66
3.3物質的化學勢67
3.3.1氣體的化學勢67
3.3.2稀溶液中的兩個經驗定律68
3.3.3溶液的化學勢69
3.4稀溶液的依數性71
3.4.1蒸氣壓下降71
3.4.2凝固點降低71
3.4.3沸點升高73
3.4.4滲透壓73
閱讀材料
反滲透技術的應用74
本章小結75
思考題76
習題76
第4章化學平衡78
4.1化學反應的方向和限度78
4.1.1化學反應進度和反應吉布斯函數變78
4.1.2化學反應的平衡條件79
4.2化學反應等溫式和平衡常數80
4.2.1化學反應的等溫方程式80
4.2.2均相反應的標準平衡常數80
4.2.3非均相化學反應的標準平衡常數82
4.3反應平衡常數的求算82
4.3.1平衡常數的直接測定82
4.3.2平衡常數的間接計算83
4.3.3平衡常數計算實例85
4.4外界因素對化學平衡的影響85
4.4.1溫度對化學平衡的影響85
4.4.2壓力對化學平衡的影響87
閱讀材料
生物體內的化學平衡簡介87
本章小結88
思考題89
習題89
第5章相平衡91
5.1相律91
5.1.1相、組分數和自由度91
5.1.2相律的推導93
5.2單組分系統的相圖94
5.2.1單組分系統相圖的理論基礎94
5.2.2相圖實例95
5.3二組分系統96
5.3.1完全互溶的雙液系97
5.3.2部分互溶的雙液系102
5.3.3完全不互溶的雙液系103
5.3.4固相完全不互溶的二組分固液系統104
閱讀材料
超臨界流體及應用105
本章小結106
思考題107
習題107
第6章電化學109
6.1電化學的基本概念和法拉第定律109
6.1.1基本概念109
6.1.2法拉第定律110
6.2離子的電遷移和遷移數111
6.2.1離子的電遷移111
6.2.2離子遷移數111
6.3電導及其應用112
6.3.1電導、電導率及摩爾電導率112
6.3.2電導率、摩爾電導率與濃度的關系113
6.3.3電導的測定及其應用116
6.4可逆電池和可逆電極119
6.4.1可逆電池119
6.4.2可逆電池的書寫方法120
6.4.3可逆電極的類型和電極反應120
6.5可逆電池的熱力學121
6.5.1可逆電池電動勢E121
6.5.2從標準電動勢E求反應的標準平衡常數K122
6.5.3從電動勢E及其溫度系數求反應的ΔrSm和ΔrHm123
6.5.4可逆電池反應過程的可逆熱123
6.6電極電勢和電池的電動勢124
6.6.1標準氫電極和電極電勢124
6.6.2電池電動勢的計算127
6.7可逆電池電動勢的測量及應用127
6.7.1對消法測定電池電動勢127
6.7.2電動勢測定的應用128
閱讀材料
電化學傳感器129
本章小結131
思考題132
習題132
第7章化學動力學134
7.1基本概念134
7.1.1化學反應速率134
7.1.2基元反應和復雜反應135
7.1.3化學反應速率方程和速率常數135
7.1.4基元反應的速率方程和反應分子數135
7.1.5非基元反應的速率方程和反應級數136
7.2具有簡單級數反應的特點136
7.2.1零級反應137
7.2.2一級反應137
7.2.3二級反應139
7.2.4反應級數的確定141
7.3溫度對反應速率的影響143
7.3.1范特霍夫近似規則144
7.3.2阿倫尼烏斯公式144
7.3.3活化能145
7.4幾種典型的復雜反應145
7.4.1對峙反應146
7.4.2平行反應147
7.4.3連續反應148
*7.4.4鏈反應149
7.4.5復雜反應速率的近似處理方法149
7.5催化劑對反應速率的影響152
7.5.1催化劑和催化作用152
7.5.2酶催化反應的特征153
*7.6光化學反應154
7.6.1光化學基本定律154
7.6.2光化學反應的基本特點155
閱讀材料藥物代謝動力學簡介156
本章小結157
思考題158
習題159
第8章表面現象162
8.1表面吉布斯函數和表面張力162
8.1.1比表面162
8.1.2表面吉布斯函數162
8.1.3表面張力163
8.2彎曲液面的特性163
8.2.1彎曲表面上的附加壓力163
8.2.2楊拉普拉斯公式164
8.2.3彎曲表面上的蒸氣壓164
8.3潤濕作用165
8.3.1潤濕現象165
8.3.2接觸角與潤濕作用166
8.4溶液表面的吸附167
8.4.1溶液表面吸附現象167
8.4.2吉布斯吸附等溫式168
8.5表面活性劑及其作用168
8.5.1表面活性劑的結構與分類168
8.5.2表面活性劑的HLB值169
8.5.3膠束和臨界膠束濃度169
8.5.4表面活性劑的作用170
8.6固體表面的吸附171
8.6.1吸附作用171
8.6.2物理吸附和化學吸附171
8.6.3氣固表面吸附171
8.6.4固體在溶液中的吸附176
閱讀材料荷葉效應與超疏水材料177
本章小結178
思考題178
習題179
參考文獻181
附錄182
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簡明物理化學 節選
緒論 物理化學是化學四大基礎分支學科之一，物理化學不研究具體某個反應，而是研究適用于各個化學分支學科的*普遍、*本質的規律。對于物理化學的地位，印永嘉教授曾經說過：“無機化學是化學的四肢，有機化學是化學的軀體，分析化學是化學的眼睛，而物理化學是化學的靈魂”，可見物理化學的重要性。 從宏觀上看，化學變化通常會伴隨物理變化的發生，如溫度、體積、壓力、顏色、光效應、電效應等；另一方面，物理因素通常會影響化學變化的進行。從微觀上看，分子中的電子運動、原子的轉動和振動、原子間的相互作用力等微觀物理運動形態直接決定了物質的性質及化學反應能力。物理變化和化學變化有著緊密聯系，人們通過研究兩者之間的規律，逐步形成了一門獨立的學科分支——物理化學。物理化學是從物理現象和化學現象的聯系入手，探求化學變化基本規律的一門學科，在實驗方法上主要采用物理方法。 0.1物理化學的任務和內容 物理化學的主要任務是解決以下三個方面的問題： （1） 化學變化的方向和限度。一個化學反應在給定條件下能否發生？向哪個方向進行？能夠達到什么限度？外界條件（如溫度、壓力、濃度等因素）對反應有何影響？反應的熱效應是多少？這些問題屬于化學熱力學的研究范疇。 （2） 化學反應的速率和機理。一個化學反應的速率究竟有多大？反應是經過怎樣的歷程（機理）進行的？外界條件（如溫度、壓力、濃度等因素）對反應速率有何影響？如何控制條件使反應向預期的方向進行？這些問題屬于化學動力學的研究范疇。 對于一個化學反應，我們應該首先根據熱力學知識判斷其可能性，然后通過動力學知識解決其可行性問題。 （3） 物質結構和性能之間的關系。物質的微觀結構決定其性質及化學反應能力，只有深入研究其內部結構，才能理解化學變化的內因，以及推測在一定的外界條件下物質結構會有何變化。這些問題屬于結構化學和量子化學的研究范疇，本書不涵蓋這些內容。 物理化學還包括電化學、表面化學等分支，這些分支隨著科學技術的不斷發展、研究的不斷深入，以及與其他學科的交叉，已形成許多新的分支學科，如生物熱化學、電極過程動力學等。 物理化學的主要內容包括四個方面：熱力學、電化學、動力學和表面化學。本書第1～5章介紹熱力學的兩大基本定律及其在多組分系統、化學反應系統和相變化系統中的應用；第6章介紹電解質溶液理論和可逆電池的相關知識；第7章介紹化學動力學的基礎知識和有關反應速率與機理的基本理論；第8章介紹表面現象及其在生活和生產中的應用。 0.2物理化學的研究方法 物理化學作為自然科學的一個分支，它的研究方法與一般自然科學的研究方法相同，采用“實踐—認識—再實踐”的方式。首先從大量的客觀事實中，抓主要矛盾，從中找出規律性的結論，再用這些規律性的結論指導實踐。 另外，物理化學由于其研究對象的特殊性，還有其特殊的研究方法，主要包括：熱力學方法、統計力學方法和量子力學方法。在基礎物理化學課程中，主要采用熱力學方法。熱力學方法以大量質點組成的宏觀系統為研究對象，以熱力學的兩大經驗定律為基礎，用于研究變化的方向和限度問題。在處理問題時，只注重系統的初態和終態，而不需要知道系統內部粒子的結構變化和過程機理。 0.3物理化學課程的特點及學習方法 物理化學課程具有理論性強、概念抽象、公式繁多、條件嚴格等特點，要學好物理化學，除了要結合課程的特點，還要針對自己的情況，綜合選擇適合的學習方法。 1） 注重思維方法 物理化學是一門理論性和系統性都非常強的學科，在學習物理化學的過程中不僅要把基本公式、理論模型、數理邏輯、物理意義、適用條件掌握清楚，更重要的是要培養學習物理化學的思維方法，即如何提出問題和解決問題。理解了這點，才能以不變應萬變，才有可能站在巨人的肩膀上提出具有前瞻性的問題。要學好物理化學，絕不提倡死記硬背。 2） 抓住每章的重點 每章的知識點很多，要學會從中找出主線，將瑣碎的知識串起來。例如，在第1章中，講解了熱、功、熱力學能變和焓變的計算，這些熱力學的量可通過熱力學**定律和焓的定義式聯系起來，再根據定義式或基本公式即可求取不同過程中這些熱力學量的變化值。 3） 注重章節之間的聯系 物理化學章節之間聯系緊密、環環相扣。熱力學兩大定律是學好物理化學的關鍵，后面的章節如化學平衡、相平衡、電化學和表面化學都會涉及和用到熱力學的基本理論。掌握章節之間的聯系，才能融會貫通，將知識學深、學透。 4） 對公式要做到“理解—記憶—應用” 公式多、使用條件靈活、推導煩瑣是物理化學的一個突出特點，也是很多人感覺物理化學難學的原因。基于這一點，建議在學習物理化學的過程中注意做到“理解—記憶—應用”。對于公式的獲得首先要理解，即對公式是如何提出、如何推導要清楚；理解了公式是怎樣獲得的，自然對公式的使用條件也就清楚了，在此基礎上去記憶就會容易很多；*后一個環節，就是要使用這些公式解決實際問題，強化理解和記憶。 5） 重視實驗 物理化學作為一門自然科學，其發展離不開實驗的啟示和檢驗。通過實驗，學生不僅可以掌握實驗儀器的正確使用方法，培養實驗技能，更重要的是可以驗證、鞏固和加深課堂中所學的基本理論知識，還可以培養實踐動手能力、綜合分析問題能力和創新思維能力。 0.4氣體的性質 在物質常見的三種聚集狀態中，氣體系統*為簡單，理論模型*易建立，研究也*為透徹。在生產、生活和科研領域中，氣體系統也是*常見的一個系統，研究它的性質和變化規律，具有重要的理論和實際意義。研究氣體的性質，就是研究氣體的p、V、T之間的關系。 0.4.1理想氣體 研究氣體理論有三個*著名的定律。 （1） 玻意耳（Boyle）定律：在溫度恒定時，一定量氣體的體積與壓力成反比，即 pV=常數（n、T恒定） （2） 蓋？呂薩克（Gay.Lussac）定律：在壓力恒定時，一定量氣體的體積與熱力學溫度成正比，即 V/T=常數（n、p恒定） （3） 阿伏伽德羅（Avogadro）定律：在溫度和壓力恒定時，氣體的體積與其物質的量成正比，即 V/n=常數（T、p恒定） 上述三個定律都是在溫度不太低、壓力不太高的條件下總結出來的，將三個定律進行合并、整理可得 pV=nRT（0.1） 也可表示為 pVm=RT（0.2） 式中，p為氣體壓力，Pa；V為氣體體積，m3；Vm為摩爾體積，m3？mol-1；n為氣體的物質的量，mol；T為熱力學溫度，K；R為比例系數，稱為摩爾氣體常量，簡稱氣體常量，J？K-1？mol-1。 氣體溫度越高，壓力越低，對式（0.1）就符合得越好。在任何溫度、任何壓力下都滿足式（0.1）的氣體稱為理想氣體，式（0.1）和式（0.2）均稱為理想氣體狀態方程。理想氣體實際上是一個科學的抽象概念，并不客觀存在，可看作是實際氣體在壓力很低時的極限情況。不難推測，理想氣體的微觀模型應該是：分子間無相互作用力；分子自身體積為零。 理想氣體模型是*簡單的理論模型，將該模型進行適當修正，便可得到適用于實際氣體的模型。 0.4.2摩爾氣體常量 原則上，只要測定出低壓實際氣體的溫度、壓力和體積，代入式（0.1）即可求出R的數值，但是對于低壓氣體來說，要測準這些量并不容易，所以常采用外推法：測定一定溫度下，一定量的氣體在不同壓力下的摩爾體積，然后以pVm對p作圖，外推至p→0處，求出所對應的pVm的值，再根據R=pVnT=pVmT計算出R值。 圖0.1273.15K下Ne、O2、CO2的pVm.p圖 圖0.1表示幾種不同氣體在273.15K時的pVm.p的關系圖，通過外推求得 (pVm)p→0=2271.10J？mol-1 故 R=(pVm)p→0T=2271.10273.15=8.314（J？K-1？mol-1） R是一個很重要的常數，不但在計算氣體的p、V、T關系時要用到，在計算其他很多物理量時也要用到。 0.4.3混合理想氣體 在實際生活和生產中，見到更多的是混合氣體系統，如空氣、合成氨系統等，所以掌握混合氣體的性質非常重要。研究混合氣體性質的兩個重要定律分別是道爾頓（Dalton）分壓定律和阿馬加(Amagat)定律。 1. 道爾頓分壓定律 1810年道爾頓在研究低壓氣體時提出分壓力和總壓力的概念。 分壓力：混合氣體中任一組分氣體B的分壓力是指將B單獨放置與混合氣體相同的溫度和體積時所具有的壓力，用pB表示，即 pB=nBRTV（0.3） 式中，T為混合氣體的溫度；V為混合氣體的體積。 總壓力：混合氣體的總壓力p等于各組分氣體的分壓力之和，即 p=pA+pB+ =∑pi（0.4） 式（0.3）和式（0.4）均為道爾頓分壓定律的數學表達式。 該定律無論從理論上，還是從模型上都非常容易證明和理解。從理論上證明： pA+pB+pC+ =nARTV+nBRTV+nCRTV+ =∑niRTV=p 從微觀模型上看，理想氣體的特征是分子間無相互作用力，所以有無其他氣體存在對任一組分氣體B來說都是一樣的，它對總壓的貢獻與其單獨存在時也是一樣的。 需要強調的是，道爾頓分壓定律只適用于理想混合氣體或低壓實際氣體。 關于分壓力，還有一種廣義的定義方式，即任何氣體的分壓力都可以表示成總壓與其摩爾分數的乘積，即 pB=pyB（0.5） 式中，yB為組分B的摩爾分數，yB=nB/n，其中n為總物質的量。 這種分壓力的定義方式適用于任何氣體。對于理想氣體，式（0.3）與式（0.5）是一樣的，而對于實際氣體來說，分壓力只能采用式（0.5）的形式來計算。 2. 阿馬加定律 19世紀阿馬加在研究低壓混合氣體時提出分體積和總體積的概念。 分體積：混合氣體中任一組分B的分體積是指將B單獨放置與混合氣體相同的溫度和總壓下所具有的體積，用VB表示，即 VB=nBRTp（0.6） 式中，T為混合氣體的溫度；p為混合氣體的總壓。 總體積：混合氣體的總體積V等于各組分氣體的分體積之和，即 V=VA+VB+ =∑Vi（0.7） 式（0.6）和式（0.7）均為阿馬加定律的數學表達式。 阿馬加定律同樣是理想氣體的必然結果，證明過程從略。適用于理想混合氣體或低壓實際氣體。 將道爾頓分壓定律和阿馬加定律相結合，可得 yB=nBn=pBp=VBV（0.8） 表明理想混合氣體中任一組分B的摩爾分數等于該組分的體積分數(VB/V)，也等于其分壓與總壓之比。 【例0.1】某氣柜內儲有壓力為104 364Pa的氣體烴類混合物，氣體中含有水蒸氣，分壓力為3399.72Pa。現用干燥器將濕混合氣體脫水，脫水后的干氣中水含量可忽略，則1000mol濕氣體需脫去多少水？混合氣體可看作理想氣體混合物。 解濕混合氣體中水的摩爾分數 yH2O=pH2Op=3399.72104 364=0.0326 nH2O=yH2O？n總=0.0326×1000=32.6(mol) mH2O=32.6×18×10-3=0.587(kg) 0.4.4實際氣體與范德華方程 實際氣體的性質不同于理想氣體，分子間存在著色散力、誘導力和取向力等相互作用力，另外，分子中電子云間的斥力存在使得兩個分子不能無限接近，所以不能將分子看成沒有體積的質點。因此實際氣體的p、V、T關系要比理想氣體復雜得多。要描述實際氣體的行為，需要對理想氣體的模型進行修正。針對不同的條件，得到的實際氣體的狀態方程很多。在此僅簡要介紹范德華（van der Waals）方程。 范德華采用硬球模型，對理想氣體狀態方程作了兩項修正：一項是對體積的修正，認為實際氣體具有體積，所以1mol實際氣體的自由活動空間Vm要扣除自身所占體積b，即體積項被校正為Vm-b；另一項是對壓力的修正，實際氣體分子之間有引力存在，系統內部分子由于受到對稱力場作用，可以相互抵消，合力為零，而靠近器壁分子，受到內部分子對其吸引力作用，趨向于將其拉入內部，所以實際氣體對器壁的壓力比理想氣體要小。他把這個指向內部的作用力稱為內壓力，內壓力的大小與單位體積中的分子數成正比，用a/V2m表示，因此，壓力項被校正為
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