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物理化學(上、下冊)(第七版) 版權(quán)信息
- ISBN：9787030751546
- 條形碼：9787030751546 ; 978-7-03-075154-6
- 裝幀：一般膠版紙
- 冊數(shù)：暫無
- 重量：暫無
- 所屬分類：>
物理化學(上、下冊)(第七版) 內(nèi)容簡介
本書是"十二五"普通高等教育本科重量規(guī)劃教材，是南開大學化學系列教材之一。本書分上、下兩冊，上冊內(nèi)容包括：氣體、熱力學**定律、熱力學第二定律、熱力學函數(shù)規(guī)定值、統(tǒng)計力學基本原理、混合物和溶液、化學平衡，共7章；下冊內(nèi)容包括：相平衡、化學動力學、基元反應速率理論、幾類特殊反應的動力學、電化學、界面現(xiàn)象和膠體化學，共7章。本書內(nèi)容豐富、重點突出，基本概念、基本原理和基本方法闡述清楚。
物理化學(上、下冊)(第七版) 目錄
目錄
第七版前言
第六版前言
第五版前言
第四版前言
第三版前言
第1章 氣體 1
l.1 理想氣體 1
1.1.1 理想氣體狀態(tài)方程 2
1.1.2 摩爾氣體常量 3
1.1.3 混合理想氣體定律 5
1.2 實際氣體 7
1.2.1 實際氣體的p、V、T行為 7
1.2.2 實際氣體的液化及臨界點 7
1.2.3 實際氣體的狀態(tài)方程 9
1.2.4 對應狀態(tài)原理及壓縮因子圖 12
1.3 氣體分子運動論 14
1.3.1 氣體分子的速率分布 14
1.3.2 *概然速率、平均速率和方均根速率 15
1.3.3 氣體分子的能量分布 16
1.3.4 壓力和溫度的統(tǒng)計概念 16
1.3.5 分子與器壁碰撞和隙流 17
1.3.6 分子間碰撞和平均自由程 18
1.3.7 氣體分子在重力場中的分布 19
習題 20
課外參考讀物 21
第2章 熱力學**定律 24
2.1引言 25
2.2 熱力學術(shù)語和某些基本概念 26
2.2.1 體系和環(huán)境 26
2.2.2 體系的性質(zhì)和狀態(tài) 27
2.2.3 狀態(tài)方程 29
2.2.4 過程和途徑 31
2.2.5 功和熱 32
2.2.6 體積功的計算 33
2.2.7 可逆過程和不可逆過程 34
2.2.8 熱力學能 34
2.3 熱力學**定律 35
2.3.1 熱力學**定律的文字表述 35
2.3.2 封閉體系**定律的數(shù)學式 35
2.3.3 焓H 36
2.3.4 恒壓熱Qp與△H 36
2.3.5 恒容熱Qv與△U 36
2.4 熱容 37
2.4.1 恒容熱容Cv 37
2.4.2 恒壓熱容Cp 37
2.4.3 Cp與Cv的關(guān)系 37
2.4.4 單純變溫過程的熱的計算 38
2.5 熱力學**定律應用于理想氣體 38
2.5.1 焦耳實驗 38
2.5.2 理想氣體的Cp與Cv之差 40
2.5.3 理想氣體的恒溫過程 40
2.5.4 理想氣體的絕熱過程 41
2.6 熱力學**定律應用于實際氣體 43
2.6.1 焦耳-湯姆孫實驗 43
2.6.2 焦耳-湯姆孫系數(shù) 44
2.6.3 實際氣體的*及* 44
2.7 相變過程的Q、W、△U、△H的計算 45
2.7.1 可逆相變化 45
2.7.2 恒溫、恒壓不可逆相變 46
2.8 熱化學 46
2.8.1 化學反應熱 46
2.8.2 物質(zhì)的標準態(tài)和標準摩爾反應焓 49
2.8.3 規(guī)定焓 50
2.8.4 標準摩爾反應焓的求算 51
2.8.5 反應熱與溫度的關(guān)系 54
習題 57
課外參考讀物 63
第3章 熱力學第二定律 64
3.1 引言 65
3.2 卡諾定理 65
3.3 熱力學第二定律的經(jīng)典表述 68
3.3.1 自發(fā)過程 69
3.3.2 第二定律的經(jīng)典表述 69
3.4 熱力學第二定律的熵表述 70
3.4.1 熵函數(shù) 70
3.4.2 克勞修斯不等式 72
3.4.3 熵增加原理 72
3.5 熵變計算 74
3.5.1 體系熵變AS的計算 74
3.5.2 環(huán)境熵變AS環(huán)的計算 74
3.5.3 熵變計算舉例 74
3.6 亥姆霍茲自由能和吉布斯自由能 80
3.6.1 亥姆霍茲自由能 80
3.6.2 吉布斯 81
3.6.3 △A與△G的求算 82
3.7 恒定組成封閉體系的熱力學關(guān)系 83
3.7.1 熱力學基本方程 83
3.7.2 麥克斯韋關(guān)系式 84
3.7.3 △U、△H、△S、△A和△G的計算 87
3.8 化學勢 89
3.8.1 組成變化的均相封閉體系熱力學基本方 89
3.8.2 化學勢是狀態(tài)函數(shù) 91
3.8.3 組成變化的多相封閉體系熱力學基本方程 92
3.8.4 化學勢判據(jù) 92
3.9 氣體的化學勢 94
3.9.1 純理想氣體的化學勢 94
3.9.2 混合理想氣體的化學勢 95
3.9.3 純實際氣體的化學勢 95
3.9.4 混合實際氣體的化學勢 96
3.9.5 純氣體逸度的計算 97
3.9.6 混合氣體逸度的計算 98
*3.10 線性非平衡態(tài)熱力學簡介 101
3.10.1 局域平衡假設(shè) 102
3.10.2 昂薩格倒易關(guān)系 102
3.10.3 熵產(chǎn)生原理 103
3.10.4 *小熵產(chǎn)生原理 105
*3.11 非線性非平衡態(tài)熱力學簡介 105
3.11.1 非線性非平衡定態(tài)穩(wěn)定性的判據(jù) 105
3.11.2 耗散結(jié)構(gòu) 106
習題 107
課外參考讀物 114
第4章 熱力學函數(shù)規(guī)定值
4.1 規(guī)定焓 116
4.2 規(guī)定熱力學能 117
4.3 規(guī)定熵 117
4.3.1 熱力學第三定律 117
4.3.2 絕對零度時的熱力學性質(zhì) 118
4.3.3 物質(zhì)的摩爾規(guī)定熵 119
4.3.4 物的標準摩規(guī)定熵 120
4.3.5 化學反應的標準摩爾熵 121
4.4 規(guī)定標準摩爾吉布斯自由能 122
4.4.1 純物質(zhì)的規(guī)定標準摩爾吉布斯自由能 122
4.4.2 化合物的標準摩爾生成吉布斯自由能 122
4.4.3 化學反應標準摩爾吉布斯自由能 123
習題 125
課外參考讀物 126
第5章 統(tǒng)計力學基本原理 128
5.1 引言 129
5.1.1 統(tǒng)計力學的目的 129
5.1.2 統(tǒng)計力學研究的對象 129
5.1.3 統(tǒng)計力學研究的方法 130
5.2 預備知識 131
5.2.1 體系微觀狀態(tài)的描述 131
5.2.2 分子的運動形式和能級表達式 133
5.2.3 統(tǒng)計力學的基本定理 137
5.3 近獨立粒子體系的統(tǒng)計規(guī)律性 139
5.3.1 近獨立定域粒子體系 140
5.3.2 近獨立非定域粒子體系 150
5.4 近獨立粒子體系的熱力學性質(zhì) 157
5.4.1 求未定乘子β 157
5.4.2 粒子的配分函數(shù)q 159
5.4.3 近獨立等同粒子體系的熱力學函數(shù)統(tǒng)計表達式 160
5.4.4 近獨立可別粒子體系的熱力學函數(shù)統(tǒng)計表達式 161
5.5 近獨立非定域分子配分函數(shù) 162
5.5.1 分子配分函數(shù)的因子分解 163
5.5.2 平動配分函數(shù) 165
5.5.3 轉(zhuǎn)動配分函數(shù) 168
5.5.4 振動配分函數(shù) 172
5.5.5 電子配分函數(shù) 176
5.5.6 核配分函數(shù) 178
5.5.7 分子的全配分函數(shù) 179
5.6 理想氣體 180
5.6.1 理想氣體狀態(tài)方程 180
5.6.2 摩爾恒容熱容 181
5.6.3 標準摩爾熵 182
*5.7 正則系綜 183
5.7.1 系綜 184
5.7.2 正則系綜方法 185
5.7.3 正則配分函數(shù) 188
*5.8 熱力學定律的統(tǒng)計力學解釋 189
5.8.1 熱力學**定律 189
5.8.2 熱力學第二定律 191
5.8.3 熱力學第三定律 193
* 5.9 晶體統(tǒng)計力學 195
5.9.1 愛因斯坦晶體模型 196
5.9.2 德拜晶體模型 198
習題 201
課外參考讀物 204
第6章 混合物和溶液 206
6.1 組成表示法 207
6.1.1 摩爾分數(shù)工 207
6.1.2 質(zhì)量摩爾濃度 207
6.1.3 物質(zhì)的量濃度c 208
6.1.4 物質(zhì)B的質(zhì)量分數(shù)WB 208
6.2 偏摩爾量 208
6.2.1 偏摩爾量的定義及物理意義 208
6.2.2 偏摩爾量與摩爾量的比較 210
6.2.3 偏摩爾量的集合公式 211
6.2.4 同一組分的各種偏摩爾量之間的關(guān)系 211
6.2.5 不同組分的同一偏摩爾量之間的關(guān)系-吉布斯-杜安方程 212
6.2.6 偏摩爾量的實驗測定 213
6.3 拉烏爾定律和亨利定律 214
6.3.1 拉烏爾定律 214
6.3.2 亨利定律 214
6.3.3 拉烏爾定律與亨利定律的比較 215
6.4 理想液體混合物 215
6.4.1 定義 215
6.4.2 各組分的化學勢 216
6.4.3 偏摩爾性質(zhì) 216
6.4.4 混合熱力學性質(zhì) 217
6.5 理想稀溶液 218
6.5.1 定義 218
6.5.2 溶劑A的化學勢 218
6.5.3 溶質(zhì)B的化學勢 218
6.5.4 偏摩爾性質(zhì) 219
6.5.5 混合熱力學性質(zhì) 221
6.6 非理想液體混合物 223
6.6.1 活度及活度系數(shù) 223
6.6.2 組分B的化學勢表達式 224
6.6.3 轉(zhuǎn)移性質(zhì) 224
6.6.4 超額熱力學函數(shù) 224
6.7 非電解質(zhì)溶液 226
6.7.1 溶劑A的化學勢表達式 226
*6.7.2 溶劑A的滲透系數(shù) 226
6.7.3 溶質(zhì)B的化學勢表達式 226
6.8 溶液的依數(shù)性 227
6.8.1 依數(shù)性質(zhì) 227
6.8.2 蒸氣壓降低 228
6.8.3 凝固點降低 228
6.8.4 沸點升高 230
6.8.5 滲透壓 231
6.9 活度及活度系數(shù)的測定 233
6.9.1 蒸氣壓法 233
6.9.2 溶質(zhì)與溶劑活度的相互求算 234
6.9.3 凝固點降低法 235
6.9.4由分配定律求溶質(zhì)活度 235
1.10 電 溶液 235
6.10.1 電解質(zhì)溶液理論簡介 235
6.10.2 電解質(zhì)的活度及活度系數(shù) 236
6.10.3德拜-休克爾極限公式 237
*6.11多組分體系中組分的熱力學函數(shù)的規(guī)定值 242
6.11.1 組分B的偏摩爾量 242
6.11.2 溶質(zhì)B的標準偏摩爾生成函數(shù) 243
6.11.3單個離子的熱力學函數(shù)規(guī)定值 244
習題 246
課外參考讀物 252
第7章 化學平衡 254
7.1 理想氣體混合物中的化學平衡 255
7.1.1 化學反應方向和限度的熱力學判據(jù) 255
7.1.2 平衡常數(shù)及其應用 262
7.1.3 平衡常數(shù)的求算 267
7.1.4 各種因素對理想氣體反應平衡的影響 279
*7.1.5 同時平衡 286
7.2 非理想氣體混合物中的化學平衡 289
7.2.1 逸度平衡常數(shù) 289
7.2.2 化學反應等溫式 292
7.2.3 各種因素對爿_理想氣體化學平衡的影響 292
7.3 液體混合物中的化學平衡 292
7.3.1 理想液體混合物中的化學平衡 293
7.3.2 非理想液體混合物中的化學平衡 294
7.4 溶液中的化學平衡 294
7
第七版前言
第六版前言
第五版前言
第四版前言
第三版前言
第1章 氣體 1
l.1 理想氣體 1
1.1.1 理想氣體狀態(tài)方程 2
1.1.2 摩爾氣體常量 3
1.1.3 混合理想氣體定律 5
1.2 實際氣體 7
1.2.1 實際氣體的p、V、T行為 7
1.2.2 實際氣體的液化及臨界點 7
1.2.3 實際氣體的狀態(tài)方程 9
1.2.4 對應狀態(tài)原理及壓縮因子圖 12
1.3 氣體分子運動論 14
1.3.1 氣體分子的速率分布 14
1.3.2 *概然速率、平均速率和方均根速率 15
1.3.3 氣體分子的能量分布 16
1.3.4 壓力和溫度的統(tǒng)計概念 16
1.3.5 分子與器壁碰撞和隙流 17
1.3.6 分子間碰撞和平均自由程 18
1.3.7 氣體分子在重力場中的分布 19
習題 20
課外參考讀物 21
第2章 熱力學**定律 24
2.1引言 25
2.2 熱力學術(shù)語和某些基本概念 26
2.2.1 體系和環(huán)境 26
2.2.2 體系的性質(zhì)和狀態(tài) 27
2.2.3 狀態(tài)方程 29
2.2.4 過程和途徑 31
2.2.5 功和熱 32
2.2.6 體積功的計算 33
2.2.7 可逆過程和不可逆過程 34
2.2.8 熱力學能 34
2.3 熱力學**定律 35
2.3.1 熱力學**定律的文字表述 35
2.3.2 封閉體系**定律的數(shù)學式 35
2.3.3 焓H 36
2.3.4 恒壓熱Qp與△H 36
2.3.5 恒容熱Qv與△U 36
2.4 熱容 37
2.4.1 恒容熱容Cv 37
2.4.2 恒壓熱容Cp 37
2.4.3 Cp與Cv的關(guān)系 37
2.4.4 單純變溫過程的熱的計算 38
2.5 熱力學**定律應用于理想氣體 38
2.5.1 焦耳實驗 38
2.5.2 理想氣體的Cp與Cv之差 40
2.5.3 理想氣體的恒溫過程 40
2.5.4 理想氣體的絕熱過程 41
2.6 熱力學**定律應用于實際氣體 43
2.6.1 焦耳-湯姆孫實驗 43
2.6.2 焦耳-湯姆孫系數(shù) 44
2.6.3 實際氣體的*及* 44
2.7 相變過程的Q、W、△U、△H的計算 45
2.7.1 可逆相變化 45
2.7.2 恒溫、恒壓不可逆相變 46
2.8 熱化學 46
2.8.1 化學反應熱 46
2.8.2 物質(zhì)的標準態(tài)和標準摩爾反應焓 49
2.8.3 規(guī)定焓 50
2.8.4 標準摩爾反應焓的求算 51
2.8.5 反應熱與溫度的關(guān)系 54
習題 57
課外參考讀物 63
第3章 熱力學第二定律 64
3.1 引言 65
3.2 卡諾定理 65
3.3 熱力學第二定律的經(jīng)典表述 68
3.3.1 自發(fā)過程 69
3.3.2 第二定律的經(jīng)典表述 69
3.4 熱力學第二定律的熵表述 70
3.4.1 熵函數(shù) 70
3.4.2 克勞修斯不等式 72
3.4.3 熵增加原理 72
3.5 熵變計算 74
3.5.1 體系熵變AS的計算 74
3.5.2 環(huán)境熵變AS環(huán)的計算 74
3.5.3 熵變計算舉例 74
3.6 亥姆霍茲自由能和吉布斯自由能 80
3.6.1 亥姆霍茲自由能 80
3.6.2 吉布斯 81
3.6.3 △A與△G的求算 82
3.7 恒定組成封閉體系的熱力學關(guān)系 83
3.7.1 熱力學基本方程 83
3.7.2 麥克斯韋關(guān)系式 84
3.7.3 △U、△H、△S、△A和△G的計算 87
3.8 化學勢 89
3.8.1 組成變化的均相封閉體系熱力學基本方 89
3.8.2 化學勢是狀態(tài)函數(shù) 91
3.8.3 組成變化的多相封閉體系熱力學基本方程 92
3.8.4 化學勢判據(jù) 92
3.9 氣體的化學勢 94
3.9.1 純理想氣體的化學勢 94
3.9.2 混合理想氣體的化學勢 95
3.9.3 純實際氣體的化學勢 95
3.9.4 混合實際氣體的化學勢 96
3.9.5 純氣體逸度的計算 97
3.9.6 混合氣體逸度的計算 98
*3.10 線性非平衡態(tài)熱力學簡介 101
3.10.1 局域平衡假設(shè) 102
3.10.2 昂薩格倒易關(guān)系 102
3.10.3 熵產(chǎn)生原理 103
3.10.4 *小熵產(chǎn)生原理 105
*3.11 非線性非平衡態(tài)熱力學簡介 105
3.11.1 非線性非平衡定態(tài)穩(wěn)定性的判據(jù) 105
3.11.2 耗散結(jié)構(gòu) 106
習題 107
課外參考讀物 114
第4章 熱力學函數(shù)規(guī)定值
4.1 規(guī)定焓 116
4.2 規(guī)定熱力學能 117
4.3 規(guī)定熵 117
4.3.1 熱力學第三定律 117
4.3.2 絕對零度時的熱力學性質(zhì) 118
4.3.3 物質(zhì)的摩爾規(guī)定熵 119
4.3.4 物的標準摩規(guī)定熵 120
4.3.5 化學反應的標準摩爾熵 121
4.4 規(guī)定標準摩爾吉布斯自由能 122
4.4.1 純物質(zhì)的規(guī)定標準摩爾吉布斯自由能 122
4.4.2 化合物的標準摩爾生成吉布斯自由能 122
4.4.3 化學反應標準摩爾吉布斯自由能 123
習題 125
課外參考讀物 126
第5章 統(tǒng)計力學基本原理 128
5.1 引言 129
5.1.1 統(tǒng)計力學的目的 129
5.1.2 統(tǒng)計力學研究的對象 129
5.1.3 統(tǒng)計力學研究的方法 130
5.2 預備知識 131
5.2.1 體系微觀狀態(tài)的描述 131
5.2.2 分子的運動形式和能級表達式 133
5.2.3 統(tǒng)計力學的基本定理 137
5.3 近獨立粒子體系的統(tǒng)計規(guī)律性 139
5.3.1 近獨立定域粒子體系 140
5.3.2 近獨立非定域粒子體系 150
5.4 近獨立粒子體系的熱力學性質(zhì) 157
5.4.1 求未定乘子β 157
5.4.2 粒子的配分函數(shù)q 159
5.4.3 近獨立等同粒子體系的熱力學函數(shù)統(tǒng)計表達式 160
5.4.4 近獨立可別粒子體系的熱力學函數(shù)統(tǒng)計表達式 161
5.5 近獨立非定域分子配分函數(shù) 162
5.5.1 分子配分函數(shù)的因子分解 163
5.5.2 平動配分函數(shù) 165
5.5.3 轉(zhuǎn)動配分函數(shù) 168
5.5.4 振動配分函數(shù) 172
5.5.5 電子配分函數(shù) 176
5.5.6 核配分函數(shù) 178
5.5.7 分子的全配分函數(shù) 179
5.6 理想氣體 180
5.6.1 理想氣體狀態(tài)方程 180
5.6.2 摩爾恒容熱容 181
5.6.3 標準摩爾熵 182
*5.7 正則系綜 183
5.7.1 系綜 184
5.7.2 正則系綜方法 185
5.7.3 正則配分函數(shù) 188
*5.8 熱力學定律的統(tǒng)計力學解釋 189
5.8.1 熱力學**定律 189
5.8.2 熱力學第二定律 191
5.8.3 熱力學第三定律 193
* 5.9 晶體統(tǒng)計力學 195
5.9.1 愛因斯坦晶體模型 196
5.9.2 德拜晶體模型 198
習題 201
課外參考讀物 204
第6章 混合物和溶液 206
6.1 組成表示法 207
6.1.1 摩爾分數(shù)工 207
6.1.2 質(zhì)量摩爾濃度 207
6.1.3 物質(zhì)的量濃度c 208
6.1.4 物質(zhì)B的質(zhì)量分數(shù)WB 208
6.2 偏摩爾量 208
6.2.1 偏摩爾量的定義及物理意義 208
6.2.2 偏摩爾量與摩爾量的比較 210
6.2.3 偏摩爾量的集合公式 211
6.2.4 同一組分的各種偏摩爾量之間的關(guān)系 211
6.2.5 不同組分的同一偏摩爾量之間的關(guān)系-吉布斯-杜安方程 212
6.2.6 偏摩爾量的實驗測定 213
6.3 拉烏爾定律和亨利定律 214
6.3.1 拉烏爾定律 214
6.3.2 亨利定律 214
6.3.3 拉烏爾定律與亨利定律的比較 215
6.4 理想液體混合物 215
6.4.1 定義 215
6.4.2 各組分的化學勢 216
6.4.3 偏摩爾性質(zhì) 216
6.4.4 混合熱力學性質(zhì) 217
6.5 理想稀溶液 218
6.5.1 定義 218
6.5.2 溶劑A的化學勢 218
6.5.3 溶質(zhì)B的化學勢 218
6.5.4 偏摩爾性質(zhì) 219
6.5.5 混合熱力學性質(zhì) 221
6.6 非理想液體混合物 223
6.6.1 活度及活度系數(shù) 223
6.6.2 組分B的化學勢表達式 224
6.6.3 轉(zhuǎn)移性質(zhì) 224
6.6.4 超額熱力學函數(shù) 224
6.7 非電解質(zhì)溶液 226
6.7.1 溶劑A的化學勢表達式 226
*6.7.2 溶劑A的滲透系數(shù) 226
6.7.3 溶質(zhì)B的化學勢表達式 226
6.8 溶液的依數(shù)性 227
6.8.1 依數(shù)性質(zhì) 227
6.8.2 蒸氣壓降低 228
6.8.3 凝固點降低 228
6.8.4 沸點升高 230
6.8.5 滲透壓 231
6.9 活度及活度系數(shù)的測定 233
6.9.1 蒸氣壓法 233
6.9.2 溶質(zhì)與溶劑活度的相互求算 234
6.9.3 凝固點降低法 235
6.9.4由分配定律求溶質(zhì)活度 235
1.10 電 溶液 235
6.10.1 電解質(zhì)溶液理論簡介 235
6.10.2 電解質(zhì)的活度及活度系數(shù) 236
6.10.3德拜-休克爾極限公式 237
*6.11多組分體系中組分的熱力學函數(shù)的規(guī)定值 242
6.11.1 組分B的偏摩爾量 242
6.11.2 溶質(zhì)B的標準偏摩爾生成函數(shù) 243
6.11.3單個離子的熱力學函數(shù)規(guī)定值 244
習題 246
課外參考讀物 252
第7章 化學平衡 254
7.1 理想氣體混合物中的化學平衡 255
7.1.1 化學反應方向和限度的熱力學判據(jù) 255
7.1.2 平衡常數(shù)及其應用 262
7.1.3 平衡常數(shù)的求算 267
7.1.4 各種因素對理想氣體反應平衡的影響 279
*7.1.5 同時平衡 286
7.2 非理想氣體混合物中的化學平衡 289
7.2.1 逸度平衡常數(shù) 289
7.2.2 化學反應等溫式 292
7.2.3 各種因素對爿_理想氣體化學平衡的影響 292
7.3 液體混合物中的化學平衡 292
7.3.1 理想液體混合物中的化學平衡 293
7.3.2 非理想液體混合物中的化學平衡 294
7.4 溶液中的化學平衡 294
7
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物理化學(上、下冊)(第七版) 節(jié)選
第1章氣體 本章重點、難點 （1）理想氣體的微觀本質(zhì)。 （2）理想氣體狀態(tài)方程及其應用。 （3）混合理想氣體的分壓定律、分體積定律及其應用。 （4）實際氣體的范德華方程及其應用。 （5）實際氣體的液化及臨界點特征。 （6）對應狀態(tài)原理及壓縮因子圖。 （7）熱力學第零定律。 本章實際應用 （1）理想氣體是化學、化工研究中常用的*簡單的模型體系。 （2）利用理想氣體狀態(tài)方程或?qū)嶋H氣體狀態(tài)方程可進行氣體p、V、T之間的換算。 （3）利用分壓定律和分體積定律可計算平衡氣體體系的組成。 （4）實際氣體的液化及臨界點特征對于氣體儲存、運輸以及超臨界流體萃取具有重要的指導意義。 （5）使用壓縮因子圖及普遍化狀態(tài)方程可方便地進行實際氣體P、V、T之間的換算。 物質(zhì)的聚集狀態(tài)主要可以分為三類：氣態(tài)、液態(tài)和固態(tài)。氣態(tài)的特征是其所占體積對溫度和壓力的變化非常敏感，沒有固定的形狀，能夠充滿整個容器。液態(tài)與氣態(tài)相似，也沒有固定的形狀，其形狀依容器而定；但與氣態(tài)不同，它有一定的表面，能使其限制在它所占空間的范圍內(nèi)；正是這個表面，造成了液體的許多特性。固態(tài)與液態(tài)、氣態(tài)相比有顯著不同，它本身就有一個確定的形狀，其體積隨溫度和壓力的改變沒有明顯的變化。在這三類聚集狀態(tài)中，比較而言，氣態(tài)有*簡單的定量描述。我們首先討論氣體的目的在于！①通過我們對周圍宏觀物質(zhì)的研究，從獲得的實驗結(jié)果得出一般規(guī)律或定律；②建立微觀分子模型；③對觀察到的宏觀現(xiàn)象作出微觀本質(zhì)的解釋。除此以外，也為學習熱力學和統(tǒng)計力學理論提供一個簡單易懂的物質(zhì)體系。 1.1理想氣體 理想氣體是指分子間無相互作用力，分子的體積可視為零的氣體。在高溫低壓下，任何實際氣體的行為都很接近理想氣體的行為。這里，我們從三個經(jīng)驗定律（波義耳定律、蓋 呂薩克定律和阿伏伽德羅定律）來導出理想氣體狀態(tài)方程，它是一切氣體在壓力趨于零時的*簡單的定量描述。 1.1.1理想氣體狀態(tài)'程 1.1波義耳定律 早在1662年，英國人波義耳（Boyle）做了一系列壓力對一定量空氣體積的影響實驗，得到在恒定溫度下，一定量氣體的體積與其壓力成反比。用數(shù)學公式表示，即 （1-1） 式中，p是氣體的壓力（根據(jù)國家標準GB3102.3—1993《力學的量和單位》，p稱為壓力或壓強）；V是一定量氣體的體積；K是比例常數(shù)。 2.蓋 呂薩克定律 法國人蓋 呂薩克（Gay-Lussac）從1802～1808年詳細做了在壓力不變的情況下氣體體積隨溫度變化的實驗，得到在一定壓力下，一定量氣體的體積與其熱力學溫度成正比，即 （1-2） 式中，T代表熱力學溫度，其單位是K，，即“開”。T與攝氏溫度'的關(guān)系為 （1-3） 3.阿伏伽德羅定律 1811年意大利人阿伏伽德羅（Avogadro）提出，在同溫同壓下，相同體積的不同氣體含有相同數(shù)目的分子。用數(shù)學公式表示，即 （1-4） 式中，n是物質(zhì)的量，單位是摩爾；Vm是摩爾體積，按照阿伏伽德羅定律，在一定溫度、壓力下，Vm應該是一個不依賴于氣體化學組成的常數(shù)。 摩爾的概念是十分重要的，它經(jīng)常在物理化學中用到。摩爾（mole）是國際單位制（SIunits）中物質(zhì)的量（amount of substance）的單位，用符號mol表示。物質(zhì)的量是在量綱上獨立的7個基本物理量之一，它不是由其他量導出來的，是化學中極其重要的量。物質(zhì)的量的定義是，物質(zhì)體系中指定的基本單元的數(shù)目N除以阿伏伽德羅常量NA：，用符號n代表，對物質(zhì)B，有是物質(zhì)B中指定的基本單元的數(shù)目。在使用物質(zhì)的量時，基本單元必須指明。基本單元可以是原子、分子、離子、原子團、電子、光子等，或是這些粒子的特定組合。基本單元可以是已知實際存在的或想象存在的，特定組合不限于整數(shù)的原子或分子的組合。因此，等都可作為基本單元。我們可以說或，但說氫就不明確了。因此，在具體使用物質(zhì)的量時，必須用物質(zhì)B的化學式指明基本單元。一摩爾物質(zhì)的量是該物質(zhì)體系中所包含的基本單元數(shù)目與0.012kg12C中12C原子數(shù)目相等，這個數(shù)目稱為阿伏伽德羅數(shù)。經(jīng)各種實驗測定的阿伏伽德羅數(shù)為6.0221367×1023。阿伏伽德羅數(shù)是一個純數(shù)，沒有單位，而阿伏伽德羅常量是有單位的，其單位為mol-1。*后應指出，物質(zhì)的量這一量的名稱中的物質(zhì)，絕不是指一般的宏觀物體或物，而是指原子、分子等基本單元。 應該指出，在一個廣度量X名稱前的形容詞“摩爾（的）”（molar）的意義只限于“除以物質(zhì)的量n”即摩爾量，如摩爾體積，摩爾質(zhì)量，摩爾熱容等。摩爾量名稱中的形容詞“摩爾”，不應該理解為物質(zhì)的量的SI單位的摩爾（mole），不應該將形容詞“摩爾”理解為“每摩爾（mol-1）的意思。這是因為任何一個量的定義不應該包含或暗含某個特定單位。根據(jù)摩爾量的定義，我們只能夠理解為每單位物質(zhì)的量的意思，至于物質(zhì)的量選用什么單位，完全是任意的，它不是定義摩爾量的條件。 4.理想氣體狀態(tài)方程 上述3個經(jīng)驗定律總共涉及4個變量p、V、T）如果將3個定律綜合，可以得到 這是一個各種氣體者卩適用的常數(shù)，稱為摩爾氣體常量，用及代表，上式變?yōu)? （1-5） 若將n用m/M代替（m是質(zhì)量，M是摩爾質(zhì)量），并結(jié)合密度的定義，式（1-5）變換成，即得 （1-6） 式（1-6）反映了低壓下氣體密度變化的規(guī)律，它表達了質(zhì)量、體積、溫度、壓力以及化學組成（表現(xiàn)為摩爾質(zhì)量M）之間的函數(shù)關(guān)系。不同氣體的特性（M）在式中也有反映。原來pV=nRT是與氣體的化學組成無關(guān)的，它突出了氣體的共性，但轉(zhuǎn)換成，不同氣體的特性就顯示出來了。 式（1-5）稱為理想氣體狀態(tài)方程，它的基礎(chǔ)是氣體在低壓下的經(jīng)驗規(guī)律。在高壓低溫下，由式（1-5）計算所得的結(jié)果與實驗測定值有較大偏差。為此，我們引入“理想氣體（ideal gas）”的概念。在任何壓力和溫度下均能嚴格服從式（1-5）的氣體稱為理想氣體。理想氣體的概念是一種科學抽象的概念，客觀實際中并不存在這種氣體。一切實際氣體在其壓力趨于零時才具有理想氣體的性質(zhì)。理想氣體只能看作是實際氣體在其壓力趨于零時的極限情況，是一切實際氣體的共性。從微觀分子模型角度來看，實際氣體與理想氣體的不同在于，前者分子間有相互作用而且分子本身具有一定體積，而后者則沒有，分子被當作質(zhì)點來看待。在低壓和壓力趨于零的情況下，上述兩個因素均可忽略，因此實際氣體在低壓下均能較好地服從式（1-5）。 1.1.2摩爾氣體常量 摩爾氣體常量R值的測定在原則上可以通過對一定量氣體直接測量其的數(shù)值，然后用來計算得到。但是，實驗所用的氣體是實際氣體，只有當壓力趨于零時才服從式（1-5）。當壓力很低時，一定量氣體的體積就很大，在實驗上不易測準。因此采用外推法，在溫度不變的條件下，測定一定量氣體的和，作圖，如圖1-1所示，然后外推至！=0處，得到值。用值來計算R值，即 （1-7） 例如，對1mol氣體在0°C和不同壓力下測定其pV值，然后作圖外推至p=0處，求得，因此 由此可知，1mol理想氣體在0°C和1atm（標準狀況STP）下的摩爾體積等于22.414dm3 mol-1。 R的數(shù)值隨pV、T、n的單位而定，在SI單位中，T用熱力學溫度（K），用摩爾（mol），用牛頓 米，也稱為帕。在化學中，習慣上用毫米隸柱（mmHg）作為壓力的單位。1mmHg也稱為1torr（托），它代表在0°C時1mmHg受重力場作用在單位面積上的向下力，此力等于質(zhì)量m乘以重力加速度。因此，高度為、質(zhì)量為m、橫截面積為、體積為V、密度為p的汞柱所施的壓力p為 V的單位在SI單位中用m3（立方米），在非SI單位中用L（升）或mL（毫升）。乘積相當于能量，因此也可以用能量的單位。在SI單位中能量的單位是J（焦耳）。在c.g.s單位中能量的單位是erg（爾格）。因此，當表示，Vm用cm3 mol-1表示時，則 1.1.3混合理想氣體定律 以上討論的僅是純理想氣體的行為，理想氣體混合物同樣遵守理想氣體狀態(tài)方程 （1-8） 式中，是混合氣體的質(zhì)量；〈M〉是混合氣體的平均摩爾質(zhì)量。它與各組分的摩爾質(zhì)量之間的關(guān)系為 （1-9） 式中，是混合氣體中第i組分的摩爾分數(shù)。各組分對混合氣體的性質(zhì)的貢獻有多大？從實驗上得到低壓下氣體混合物的兩個定律，即道爾頓（Dalton）分壓定律及阿馬格（Amagat）分體積定律，簡稱為分壓定律及分體積定律。 1.分壓定律 分壓定律可表述為：混合理想氣體的總壓p等于各組分氣體的分壓之和。所謂分壓，就是混合氣體中的某組分單獨存在，并具有與混合氣體相同的溫度和體積時所產(chǎn)生的壓力，即有 （1-10） 總壓力與分壓力的含義可表亦于圖1-3中。 道爾頓從實驗得出結(jié)論 該實驗定律所顯示的規(guī)律其實是氣體具有理想氣體行為的必然結(jié)果，即 低壓氣體近似服從理想氣體行為，所以能夠近似服從分壓定律。 混合氣體中某組分z的分壓與總壓之比可由理想氣體狀態(tài)方程得出，為 即 （1-11） 式（1-11）表明各組分的分壓可由該組分的摩爾分數(shù)與總壓的乘積獲得。 2.分體積定律 阿馬格對低壓氣體的實驗測定表明，混合氣的總體積等于各組分的分體積之和，即 （1-12） 式中，是組分的分體積，也就是組分氣體在與混合氣體同溫同壓下單獨存在時所占據(jù)的體積，可用圖1-4表示。 可據(jù)此推出分體積定律 分體積定律同樣是氣體具有理想行為時的必然結(jié)果。此點留待讀者自行推與分。
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