福州大学化学化工学院物理化学基本要求
第一章 热力学第一定律及其应用一、 了解热力学的一些基本概念
1. 体系和环境
2. 体系的性质和状态函数
3. 可逆过程与最大功
4. 热和功 过程的函数
二、 基本公式
1. 体积功的基本公式： δw= p外dv
2. 封闭体系热力学第一定律： △u=q﹣w du=δq﹣δw
3. 焓的定义式： h=u+pv
4. 两个重要关系式： δu=qv (封闭体系、wf=0、等容过程)
δh=qp （封闭体系、wf=0、等压过程）
5. 热容的定义式： 等压热容 cp=δqp/dt=(?h/?t)p
等容热容 cv=δqv/dt=(?u/?t)v
三、 热力学第一定律对理想气体的应用
熟练地掌握理想气体各种过程q、w、δu、δh的计算。
在计算中必须明确：a) 体系的始态和终态（若有中间状态，必须明确中间状态）
b) 确定属于什么过程
c) 根据给定的条件，正确应用公式进行计算
由于状态函数的增量仅萚鲇谔逑档氖继椭仗虼思扑阕刺谋浠凳保梢陨杓剖实钡目赡婀汤醇扑悖欢亲刺╭、w）其数值与过程有关，只能按原过程计算。
对于理想气体 cp,m﹣cv,m=r 根据能量均分原理
单原子理想气体 cv,m=3r/2 cp,m=5r/2
双原子理想气体 cv,m=5r/2 cp,m=7r/2
多原子理想气体 线型：cv,m=5r/2 cp,m=7r/2
非线型：cv,m=3r cp,m=4r
几种典型的过程：
1. 无相变、无化变、wf=0的过程
对于无相变、无化变、wf=0的封闭体系，理想气体的内能和焓仅是温度的函数，u=f（t），h=f (t)，因此，在该条件下计算理想气体的内能和焓的变化都可用
δu=∫cvdt= cv(t2﹣t1) (cv为常数)
δh=∫cpdt= cp(t2﹣t1) (cp为常数)
但q和w不是状态函数，因此过程不同，值不同。
? 自由膨胀：
? 等温可逆过程：
? 等容过程：
? 等压过程：
? 绝热过程：
在绝热过程中应注意区别绝热可逆过程和绝热不可逆过程，理想气体只有在绝热可逆过程中才能应用绝热可逆过程方程式
? 节流膨胀过程-----等焓过程 δh=0 (q=0,dp<0)
理想气体的μ=(?t/?p)h=0 即理想气体经节流过程后温度不变
? 理想气体的卡诺循环过程（图）及在各可逆过程中热、功、内能、（熵）的变化
2. 等温等压相变
? 等温等压可逆相变：
? 等温等压不可逆相变----- 一般设计一个可逆过程计算
四、 化学反应热的计算
1. 了解化学反应热效应、反应进度、化合物的生成焓、燃烧焓等概念
2. 化学反应热的计算
3. 基尔霍夫定律
4. 等压热效应与等容热效应的关系
第二章 热力学第二定律
一、热力学第二定律的经验说法和自发变化的共同特征
1. 经验说法
2. 自发变化的共同特征--------不可逆性
二、明确熵、亥姆霍兹自由能、吉布斯自由能的定义及它们在特定条件下的物理意义
1. 熵s： ds=(δq/t)r δs=∫(δq/t)r
熵的统计意义：它是体系微观状态数（或无序程度）的一种量度，熵值小的状态，对应于比较有秩序的状态，熵值大的状态，对应于比较无秩序的状态。在隔离体系中，由比较有秩序的状态向比较无秩序的状态变化，是自发变化的方向，这就是热力学第二定律的本质。
2. 亥姆霍兹自由能f： f = u﹣ts
在等温过程中 δw≤﹣df 或 w≤﹣δf
在等温过程中,一个封闭体系所能做的最大功等于其亥姆霍兹自由能的减少，即 （﹣δf）t=wmax
3. 吉布斯自由能g： g = h﹣ts
在等温等压过程中 δwf≤﹣dg 或 wf≤﹣δg
在等温等压过程中, 一个封闭体系所能做的最大非体积功等于其吉布斯自由能的减少，即 (﹣δg)t,p=(wmax)f
三、热力学判据
1. 克劳修斯不等式
2. 熵判据
熵增加原理：在绝热条件下，趋向于平衡的过程使体系的熵增加。
或， 一个隔离体系的熵永不减少。
3. 亥姆霍兹自由能判据
4. 吉布斯自由能判据
四、热力学基本公式
du = tds﹣pdv 适用条件：
dh = tds﹢vdp 组成不变的封闭体系，wf=0的过程，
df =﹣sdt﹣pdv 或 组成可变的封闭体系，wf=0的可逆过程
dg =﹣sdt﹢vdp
由这基本公式导出八个一阶偏微分关系式及麦克斯韦关系式
五、 熟练掌握一些简单过程δs、δf、δg的计算
1. 无相变、无化变、wf=0的过程
? 理想气体等温可逆过程
? 等容过程
? 等压过程
? 理想气体绝热可逆过程
? 理想气体从p1v1t1变化到p2v2t2的过程
2. 等温等压相变过程
? 等温等压可逆相变
? 等温等压不可逆相变
---- 设计一个可逆过程计算
3. 等温等压化学反应
六、 克拉贝龙方程和克劳修斯－克拉贝龙方程
七、 偏摩尔量及化学势的概念
1. 偏摩尔量： zb,m=(?z/?nb)t,p,n(c≠b)
z表示体系的任一种容量性质，强度性质没有偏摩尔量
2. 化学势:μb=(?u/?nb)s,v,n(c≠b)=(?h/?nb)s,p,n(c≠b)
=(?f/?nb)t,v,n(c≠b)=(?g/?nb)t,p,n(c≠b)
(注意下角标保持不变的物理量)
通常所说的化学势是指μb=(?g/?nb)t,p,n(c≠b)，即组分b的偏摩尔吉布斯自由能gb,m
化学势在相平衡中的应用 ---- 平衡时，体系中任一物质b在含有该物质的各相中的化学势相等，即μ1b=μ2b=…=μφb。如果不相等，该物质一定要从化学势高的地方流向化学势低的地方，直至化学势相等为止。
八、 了解热力学第三定律的内容及规定熵的含义
在0 k时任何完整晶体的熵等于零 s(0 k,完整晶体)=0
根据第三定律s0=0,由s=∫t0(cp/t)dt 求出的熵值，称为该物质的规定熵
第三章 统计热力学基础
一、基本概念---------统计体系的分类及统计热力学的基本假定
二、粒子各运动形式的能级公式及简并度
三、玻兹曼分布
四、配分函数的定义及析因子性质
五、配分函数与热力学函数的关系
六、应用配分函数计算非定位体系的摩尔熵
第四章 溶液—多组分体系热力学在溶液中的应用
一、熟悉溶液浓度的各种表示法及其相互关系
二、掌握稀溶液的两个经验定律?-------拉乌尔定律和亨利定律
三、理想溶液的定义和混合性质（通性）
四、稀溶液的依数性（非挥发性溶质）
1. 什么是依数性？
2. 依数性主要表现：
? 蒸气压下降
? 凝固点降低（析出固态纯溶剂）
? 沸点升高
? 渗透压
五、各种组分的化学势表示式及其标准态
1. 气体
理想气体
非理想气体 逸度的概念及逸度系数的求法
2. 溶液
? 理想溶液中各组分的化学势
? 稀溶液中各组分的化学势
? 非理想溶液中各组分的化学势
活度的概念及求法：
蒸气压法 αa=pa/p*a αb,c=pb/kc
凝固点降低法 ㏑αa =(δfushm/r )×(1/t*f﹣1/tf)
第五章 相平衡
一、相律
1. 明确相、相数φ、独立组分数c、自由度f等的含义及如何确定它们的数值
2. 相律： f+φ=c+2 （只适用于平衡体系）
式中“2”是指影响体系的外界因素只有t和p两个因素，且平衡时各相的温度和压力均相等。
若考虑渗透平衡时，则 f+φ=c+3
对凝聚体系，则f+φ=c+1，其中“1”为温度变量
条件自由度：当t或p中有一个确定时，则f*+φ=c+1
当t和p同时确定时，则f**+φ=c
二、相图及其应用
总要求：a）会看图。能准确指出相图中各点、线、面的意义及各相区存在的稳定相
态，三相线上三个相之间的平衡关系
b）能用相律分析相图中各点、线、面的自由度数
c）正确应用杠杆规则计算在两相平衡时，两个相的相对数量
d）能根据二组分液－固平衡相图，正确地画出步冷曲线，并能说明冷却过
程中体系相态的变化
e）根据已知条件(例如一些实验数据或一些步冷曲线),
能正确地画出一些简单的相图 （如果有化合物，应注
意化合物在相图中的位置）
1. 单组分体系的相图（以水为例）
2. 二组分体系的相图
? 双液系相图-----以完全互溶的双液系为重点，了解p～x图和t～x图
理想的完全互溶双液系
非理想的完全互溶双液系-----在偏差较大的体系中都会出现恒沸混合物，但应注意恒沸混合物不是化合物，它的组成随外压而变化，只有在确定的外压下，才有确定的组成。同时这两种体系在精馏过程中，不可能同时得到两个纯组分，只能是一个纯组分，另一个为恒沸混合物（塔顶上得到低沸点的物质，塔釜中得到高沸点的物质）
? 液－固平衡相图------本章的重点
简单的低共熔混合物
形成化合物的体系（稳定化合物和不稳定化合物）
形成固熔体的体系
在液－固平衡相图中，注意稳定化合物、不稳定化合物、固熔体三者的区别及它们在相图中的特征
3. 三组分体系的相图（略）
第六章 化学平衡
一、了解化学反应的平衡条件
二、化学反应的等温方程式并应用它判别反应的方向
三、明确δrgm和δrgθm的异同点及δrgθm的计算方法
四、热力学平衡常数kθ及平衡组成的计算
1. 热力学平衡常数的定义
2. 理想气体反应几种平衡常数之间的关系
kθf= kθp= kp(pθ)﹣∑υb= kθc(cθrt/pθ) ∑υb
= kc(rt/pθ) ∑υb= kx(p/pθ) ∑υb
当∑υb=0时，kθf= kθp= kp= kθc= kc= kx
非理想气体反应 kθf= kγ kθp
3. 熟练掌握平衡组成、平衡转化率的计算-----重点在理想气体及理想气体参加的复相反应
五、温度、压力和惰性气体对化学平衡的影响
1. 温度对化学平衡的影响
化学反应的等压式 d㏑kθp/dt =δrhθm/(rt2)
化学反应的等容式 d㏑kθc/dt =δruθm/(rt2)
2. 压力对化学平衡的影响
3. 惰性气体对化学平衡的影响
明确：温度改变平衡常数kθ，因而改变平衡组成；压力、惰性气体并不改变平衡常数，但改变平衡组成。
六、了解同时平衡、反应耦合、近似计算等处理方法
第七章 电解质溶液
一、 电解质溶液的导电机理
电解质溶液中含有能导电的正、负离子。在外电场的作用下，溶液中的离子发生定向迁移，即正离子移向阴极，负离子移向阳极。同时，在两个电极上分别发生了氧化或还原反应，即阳极上发生氧化反应，阴极上发生还原反应。
在电极上起反应的物质的质量服从法拉第定律，即 m=(q/zf)m=(it/zf)m
二、 离子迁移数及迁移数与离子迁移率间的关系
1. 离子迁移数的含义
了解浓度、温度等因素对离子迁移数的影响
2. 迁移数与离子迁移率间的关系
3. 在无限稀释溶液中，对1－1型电解质
λ∞m,﹢=u∞﹢f , λ∞m,﹣=u∞﹣f ,
t∞﹢=λ∞m,﹢/λ∞m , t∞﹣=λ∞m,﹣/λ∞m
(对于强电解质溶液，在浓度不太高时可近似成立)
三、 电导、电导率和摩尔电导率
1. 定义
2. 三者关系
g = 1/r =κ(a/l) ， λm=κ/c (注意该式中的浓度c量纲为mol?m－3)
在实验上是通过韦斯顿电桥测定溶液的电阻，然后倒数得出电导的值，而电导率和摩尔电导率则是计算得出的。在求溶液的电导率时涉及到电导池常数的概念
kcell=l/a 量纲：m－1
因此 κ=g(l/a)=g?kcell=kcell/r
3. 电导率、摩尔电导率与浓度的关系
4. 离子独立移动定律
在无限稀释的溶液中，每一种离子是独立移动的，不受其它离子的影响，因而在无限稀释时电解质的摩尔电导率可以认为是正、负离子的摩尔电导率之和。
λ∞m=λ∞m,﹢+λ∞m,﹣
(该式只适用于相当于元电荷所荷电量的电解质，即以元电荷为基本单元表示的电解质)
例如： λ∞m（agcl）=λ∞m(ag﹢)+λ∞m(cl﹣)
λ∞m[(1/2)na2so4]=λ∞m(na﹢)+λ∞m[(1/2)so42-]
λ∞m（na2so4）=2λ∞m[(1/2)na2so4]
=2λ∞m(na﹢)+λ∞m(so42-)
5. 电导测定的一些应用
? 计算弱电解质的电离度和电离常数 α=λm/λ∞m
? 测定难溶盐的溶解度 κ（溶质）=κ（溶液）﹣κ（溶剂）
? 电导滴定
四、 离子的平均活度和平均活度系数
五、 德拜－休克尔极限公式
离子强度 i=(1/2)∑mizi2
德拜－休克尔极限公式 ㏒γ±=﹣a∣z﹢z﹣∣(i)1/2
或 ㏒γi=﹣azi2(i)1/2
在25℃的水溶液中 a=0.509 (mol?kg-1)-1/2
(德拜－休克尔极限公式只适用于极稀的溶液)
第八章 可逆电池的电动势及其应用
一、 掌握在原电池中和在电解池中阴、阳极与正、负极间关系的不同
原电池：负极=阳极（起氧化作用）, 正极=阴极（起还原作用）
电解池：阳极=正极（起氧化作用）, 阴极=负极（起还原作用）
二、 可逆电池的条件和可逆电极的分类
三、 了解对消法测定电池电动势的原理
四、 电极电势和电池电动势的计算
1. 标准（还原）电极电势的规定和电极电势的能斯特公式
? 标准（还原）电极电势的规定： 标准氢电极‖给定电极
测定该原电池的电动势并将此电动势作为给定电极的电极电势
φθ（h﹢/h2）≡0
? 电极电势的能斯特公式
对于任意给定的电极，电极反应的通式：
氧化态+ze-→还原态
电极电势通式 φ=φθ﹣(rt/zf)㏑(α还原态/α氧化态)
2. 可逆电池电动势的计算
计算可逆电池的电动势有两种方法
? 第一种方法：先分别计算两个电极的电极电势，再根据
e=φ右﹣φ左=φ﹢﹣φ﹣
计算电池的电动势
? 第二种方法：根据电池的总反应直接应用能斯特公式计算
例如：电池总反应 d d+e e＝g g+h h 则
e =eθ﹣(rt/zf)㏑(αggαhh /αddαee)
其中 eθ=φθ右﹣φθ左=φθ﹢﹣φθ﹣
基本要求：a) 熟练掌握可逆电池书写方法（电池表示式）的一般惯例
b）若给出一个电池表示式，应能根据该表示式写出电极、电池反应
c) 若给出一个化学反应式，应能将其设计为一个可逆
电池，并写出电池表示式
例如，将反应pb2﹢(a1)+ so42-(a2)＝pbso4(s)设计成一个可逆电池
解： pb2﹢(a1)+ so42-(a2)＝pbso4(s)
-) 正极： pb2﹢(a1) + 2e- → pb(s)
负极： pb(s)+ so42-(a2) → pbso4(s)+ 2e-
电池表示式：pb(s)+ pbso4(s)∣so42-(a2)‖pb2﹢(a1)︱pb(s)
五、 可逆电池热力学
δrgm=﹣zef ， δrgθm=﹣zeθf=﹣rt㏑kθ ，
eθ=(rt/zf)㏑kθ
δrsm = zf(?e/?t)p , (?e/?t)p 称为电池电动势的温度系数
δrhm = δrgm+tδrsm =﹣zef+ zft(?e/?t)p
qr,m= tδrsm = zft(?e/?t)p
六、 液体接界电势的计算公式及盐桥的作用
对1－1型电解质 ej=(t﹢﹣t﹣)(rt/zf)㏑(m/m′)
=(2t﹢﹣1)(rt/zf)㏑(m/m′)
盐桥能降低液体接界电势，但不能完全消除液体接界电势。常用饱和的kcl溶液作盐桥，若组成电池中的电解质含有ag﹢、hg22﹢等，要改用nh4no3或kno3溶液作盐桥。
七、 电动势测定的一些应用
1. 由实验测定e、eθ和(?e/?t)p的值，计算热力学函数的变化
2. 由实验测定e，求电解质溶液的平均活度系数γ±
3. 由标准电极电势φθ和标准电动势eθ，计算电池反应的平衡常数kθ、难溶盐的活度积ksp、水的离子积kw等
4. 测定溶液的ph值
5. 从液体接界电势求离子的迁移数
第九章 电解与极化作用
一、 了解分解电压的含义
二、 了解极化产生的原因和极化的结果
无论是浓差极化，还是电化学极化，极化的结果总是使阳极的电极电势变得比可逆时更大一些，阴极的电极电势变得比可逆时更小一些，因此
φ阳，析出=φr，阳+η阳 , φ阴，析出=φr，阴﹣η阴
e(分解)= φ阳，析出﹣φ阴，析出=e(可逆)+η阳+η阴
三、 能计算一些简单的电解与分离的问题
四、 了解原电池中和电解池中产生极化结果的不同
第十章 化学动力学基础（一）
一、 化学反应速率表示法
二、化学反应的速率方程
1. 明确基元反应、非基元反应及反应机理的概念
2. 基元反应的质量作用定律
对于基元反应 a a + b b→产物 则, r=k[a]a[b]b
即基元反应的速率与反应物浓度的幂乘积成正比，其中各浓度的方次就是反应式中各相应物质的系数。
注意：质量作用定律仅适用于基元反应
3. 反应级数和反应的速率常数
? 若反应的速率方程能写成反应物浓度的幂乘积，如
r=k[a]α[b]β，则定义反应级数n=α+β
一个化学反应的级数会随反应条件而改变，例如在二级反应中r=k[a][b]，当反应过程中，某一反应物（例如b）过量很多，在反应过程中其浓度几乎不变，则可作为常数处理，则r=k[a][b]=k′[a],式中k′= k[b]，此时变为一级反应。
明确反应级数与反应分子数两个不同的概念
? 速率常数k是与温度、反应介质、催化剂等因素有关，而与浓度无关的常数
k的量纲为 （浓度）1－n（时间）－1，因此可从k的量纲判别反应的级数。
当气相反应的速率方程分别用浓度或分压表示时
rc=kc[a]n 或 rp=kppan
则 kp= kc(rt)1-n
三、具有简单级数的反应
1. 熟练掌握具有简单级数反应的速率公式的各种特征并应用这些公式进行计算（课本p725,表10.2），重点是一、二级反应。
例如，一级反应积分式： ㏑[a/(a-x)]=kt , ㏑[1/(1-y)]=kt ,
三个特征：(1) ㏑[1/(a-x)]～t呈线性关系，
(2) 半衰期 t1/2=㏑2/k ,
(3) k的量纲为（时间）－1
应能根据这些公式进行正确地计算或判别反应的级数
2. 了解反应级数的测定法：积分法、微分法、半衰期法及改变物质数量比例的方法。其中半衰期法：
n = 1+ ㏒(t1/2/t′1/2)/㏒(a′/a)
四、几种典型的复杂反应
对三种典型的复杂反应（对峙反应、平行反应和连续反应）要掌握其各自的特点，例如，
对峙反应 r=r正- r逆 ， k1/k2 = k
平行反应 r=r1 + r2 ，当两个反应的级数相同且cb,0=cc,0=0时，k1/k2 =cb/cc
五、 温度对反应速率的影响
1. 范霍夫近似规则 kt﹢10/kt =2～4
2. 阿仑尼乌斯公式 k=aexp(﹣ea/rt) , ㏑k=﹣ea/rt + b ,
d㏑k/dt= ea/rt2
式中：a称为指数前因子，a与k有相同的量纲
ea称为实验活化能或阿仑尼乌斯活化能
3. 基元反应活化能的能垒含义及非基元反应表观活化能的求法
4. 根据d㏑k/dt= ea/rt2，活化能不同的反应，当温度增加时，ea大的反应速率增加的倍数比ea小的反应速率增加的倍数大。因此若几个反应同时发生时，升高温度对ea大的反应有利（高温有利于活化能较大的反应，低温有利于活化能较低的反应）。
5. 活化能的求算
根据阿仑尼乌斯公式计算
㏑k=﹣ea/rt + b ，
㏑(k2/ k1)=(ea/r )(1/t1﹣1/t2)
对于任意级数的同一反应在两个不同的温度下进行，当初始浓度相同，完成的转
化率相同时，则反应速率与反应所需时间的关系有 (k2/k1)=(t1/t2)
六、 掌握速率方程的近似处理方法
1. 稳态近似法
2. 速控步法
3. 平衡假设法
对于一个化学反应究竟采用何种近似方法进行处理，要视（题目）具体的条件而定。
第十一章 化学动力学基础（二）
一、 碰撞理论
二、过渡态理论
过渡态理论认为化学反应不是只通过简单碰撞就能变成产物，而是要经过一个由反应物分子以一定的构型存在的过渡态，即活化络合物，活化络合物与反应物分子之间建立化学平衡，总反应的速率由活化络合物转变成产物的速率决定。
a + b-c ＝ [a---b---c]≠ → a-b + c
由过渡态理论导出的速率常数表示式
k = (kbt/h)kc≠
= (kbt/h)(cθ)1-n?exp(δ≠rsθm/r)?exp(-δ≠rhθm/rt)
对于凝聚相反应 ea =δ≠rhθm + rt
对于气相反应 ea =δ≠rhθm + nrt
式中 n为气态反应物的系数之和，。因此，
指数前因子 a = (kbt/h)(cθ)1-n?en?exp(δ≠rsθm/r)
三、了解溶剂对反应速率的影响及原盐效应 ㏒（k/k0）=2zazba(i)1/2
四、了解光化学反应的基本定律及量子产率的计算
五、了解催化剂和催化剂的基本特征
明确催化剂加速反应的基本原理及它与升高温度加速反应的不同。在恒温下，催化剂加速反应的主要原因是催化剂参与了反应，改变了反应历程，降低了反应的活化能或增大了表观指数前因子，从而反应速率增大[k=aexp(﹣ea/rt)]。而升高温度加速反应的主要原因是因为升高温度使能量较高（e≥ec）的分子数占总分子数的百分数增大，以及增加了分子间的碰撞频率，从而反应速率增大[r=(zab/l)q]。
第十二章 界面现象
一、 明确表面吉布斯自由能、表面张力的概念及表面张力与温度的关系
对于大多数物质，温度升高时，表面张力下降。
二、掌握弯曲表面下的附加压力产生的原因及与曲率半径的关系
1. 由于表面张力的作用，在弯曲表面下产生附加压力
ps=2γ/r′
对于凸液面（液滴），r′0,则ps0,即凸液面所受的压力大于平液面，且液滴
的半径r′愈小，所受的附加压力愈大。
对于凹液面（气泡），r′<0,则ps<0,即凹液面所受的压力小于平液面，且气泡
的半径r′愈小，所受的附加压力愈小。
对于空气中的气泡（如肥皂泡） ps=4γ/r′
2. 毛细现象 h=2γcosθ/(δρgr)
式中 r为毛细管半径
三、掌握弯曲表面上的蒸气压（开尔文公式）与曲率半径的关系
rt㏑(p/po)=2γm/(ρr′)
四、理解吉布斯吸附公式中各项的物理意义并能作简单的计算
г2=-(a2/rt)(dγ/da2) г2为溶质的表面超额
若dγ/da2<0,即增加溶质活度使溶液的表面张力降低，г2为正值，是正吸附，此时表面层中溶质所占比例比本体溶液大。表面活性物质就属于此类。
若dγ/da20,即增加溶质活度使溶液的表面张力升高，г2为负值，是负吸附，此时表面层中溶质所占比例比本体溶液小。非表面活性物质就属于此类。
若dγ/da2=0，г2=0，无吸附作用。
通常根据饱和吸附量可以求出每个被吸附的表面活性物质分子的截面积
am=1/(lг2)
（习惯上，把那些溶入少量就能明显降低水的表面张力的两亲性质的有机化合物称为表面活性物质或表面活性剂）
五、了解液体对固体表面的几种润湿现象及接触角与润湿间的关系
cosθ=(γs-g-γl-s)/γl-g
当θ=0o时，完全润湿
γl-g 当θ<90o时，润湿
γs-g 当θ90o时，不润湿
← → 当(γs-g-γl-s)γl-g时，铺展
γl-s
六、固体表面的吸附
1. 了解物理吸附与化学吸附的区别
2. 掌握兰缪尔单分子层吸附理论
? 兰缪尔吸附理论的基本假定：
? 兰缪尔吸附等温式
吸附质不发生离解 v/vm=θ=ap/(1+ap)
a称为吸附系数或吸附平衡常数
混合吸附 θa=aapa/(1+ aapa+ abpb),
θb=abpb/(1+ aapa+ abpb)
3. 了解多分子层吸附理论（bet理论）的要点
第十三章 胶体分散体系
一、 明确什么是胶体，胶体的基本特征
分散相粒子的半径在10－9～10－7m之间的分散体系，称为胶体分散体系，简称胶体。
基本特征：特有的分散度，不均匀（多相）性和聚结不稳定性
3. 根据条件能正确地写出胶团的结构式 （了解胶粒带电的原因）
4. 了解溶胶在光学性质（丁铎尔效应）、电学性质、动力性质等方面的特点
5. 溶胶的稳定性和聚沉作用
? 溶胶稳定的原因：分散相粒子带电（聚结稳定性），溶剂化的作用及布朗运动（动力稳定性）。其中以聚结稳定性为主要原因
? 电解质对溶胶聚沉作用的影响------判别电解质聚沉能力的大小
舒尔茨－哈代规则：聚沉能力主要决定于与胶粒带相反电荷的离子的价数，反离子的价数愈高，聚沉能力愈大，聚沉值愈小（聚沉值与反离子价数的六次方成反比）。
感胶离子序：价数相同的离子聚成能力也有所不同 （课本p1025）
电解质的聚沉作用是正、负离子作用的总和。与胶粒带相同电荷的离子，其价数愈高，聚沉能力愈小。
主要教科书和参考书
《物理化学》(上、下册 )，第四版，南京大学物理化学教研室 傅献彩、沈文霞、姚天扬编。高等教育出版社，1990．5
《物理化学简明教程》（第三版）（上、下册） 山东大学 印永嘉、李大珍、奚正楷编，高等教育出版社 1992．6
《物理化学（第四版）辅导及习题精解》南京大学化学系 郑 武编，陕西师范大学出版社
《物理化学解题指导》南京大学化学系 沈文霞、孙德坤、姚天扬编，江苏教育出版社
《物理化学习题集》（上、下册） 高盘良编，北京大学出版社
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