[物理]廈門大學(xué)物理化學(xué)18章復(fù)習(xí)課程講義教案

1、 物理化學(xué)核心教程電子教案第1章 氣體 1.2.2. 理想氣體的狀態(tài)方程 聯(lián)系p, V, T 三者之間關(guān)系的方程稱為狀態(tài)方程理想氣體的狀態(tài)方程為摩爾氣體常量 1.3.2 Dalton 分壓定律B的分壓等于相同T，V 下單獨存在時的壓力在相同T，V 下，總壓等于各組分分壓之和 原則上，該定律只適用于理想氣體 1.3.3 Amagat 分體積定律在相同的溫度 T 和總壓力 p 的條件下 V，p 是系統(tǒng)的總體積和壓力，Amagat 分體積定律原則上只適用于理想氣體 1.5.1 van der Waals 方程 van der Waals 對理想氣體的狀態(tài)方程作了兩項修正：（1）1 mol 分子自身占

2、有的體積為 b（2）1 mol 分子之間的作用力，即內(nèi)壓力為導(dǎo)出的van der Waals 方程為 物理化學(xué)核心教程電子教案第2章 熱力學(xué)第一定律有能量交換環(huán)境無物質(zhì)交換封閉系統(tǒng) 2.2.4 狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)函數(shù)特點：異途同歸，值變相等；周而復(fù)始，數(shù)值還原。改變的量只取決于始態(tài)和終態(tài)，而與變化途徑無關(guān) 狀態(tài)函數(shù)在數(shù)學(xué)上具有全微分的性質(zhì) 2.3.4 熱力學(xué)第一定律 （1）熱力學(xué)第一定律是能量轉(zhuǎn)換和守恒定律在熱現(xiàn)象領(lǐng)域內(nèi)所具有的特殊形式熱力學(xué)第一定律的文字表達(dá) （2）第一類永動機(jī)是不可能造成的對微小量變化熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式 2.4.2 等壓熱當(dāng)定義:系統(tǒng)的焓變等于等壓熱效應(yīng)因為等壓熱容易測定

3、，所以定義焓有實際應(yīng)用價值 2.4.4 熱容 對于無相變、無化學(xué)變化、不做非膨脹功的封閉系統(tǒng)，保持體積不變，升高溫度時熱力學(xué)能變化的計算： 同理，若保持壓力不變，升高溫度時焓變化的計算為 2.5.1 Joule 實驗從Joule實驗得到的結(jié)論：在封閉系統(tǒng)中，理想氣體的熱力學(xué)能僅是溫度的函數(shù)所以對于封閉系統(tǒng)，理想氣體的焓也僅是溫度的函數(shù) 2.5.2 理想氣體 U, H的計算若 是與溫度無關(guān)的常數(shù)，則 對于無相變、無化學(xué)變化、不做非膨脹功的封閉系統(tǒng)，理想氣體在溫度變化時熱力學(xué)能和焓變化的計算：或 2.5.3 理想氣體的絕熱可逆過程對于理想氣體不做非膨脹功的絕熱過程熱力學(xué)能變化的計算功的計算 這兩個

4、公式可以用于任何絕熱過程，只是絕熱可逆與絕熱不可逆的終態(tài)溫度不同，計算終態(tài)溫度的方法也不同。 只要知道終態(tài)的溫度，就可計算熱力學(xué)能的變化和絕熱功。設(shè) 為常數(shù)，得 2.7.4 標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓的用途： 利用熱力學(xué)數(shù)據(jù)表列出的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓的值，計算化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變設(shè)任意反應(yīng)為計量系數(shù)對反應(yīng)物取負(fù)值，對生成物取正值。 離子標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓也是一個相對標(biāo)準(zhǔn)規(guī)定 2.7.5 標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓的用途： 利用熱力學(xué)數(shù)據(jù)表列出的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓的值，計算化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變設(shè)任意反應(yīng)為計量系數(shù)對反應(yīng)物取負(fù)值，對生成物取正值。 即用反應(yīng)物標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓的加和減去生成物標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓

5、的加和。 2.7.5 標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓的另一用途： 利用標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓的值，計算某些不能由單質(zhì)直接合成的化合物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓例如，在標(biāo)準(zhǔn)壓力和298 K時，反應(yīng)因為反應(yīng)物都是穩(wěn)定單質(zhì)，所以 物理化學(xué)核心教程電子教案第3章 熱力學(xué)第二定律不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體,而不引起其他變化 3.1.2 熱力學(xué)第二定律Clausius 說法 不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體,而不引起其他變化。Kelvin 說法 不可能從單一熱源取出熱使之完全變?yōu)楣?而不引起其他變化。第二類永動機(jī)是造不成的 3.2.1 Carnot 循環(huán)Carnot 循環(huán)的工作物質(zhì)一定量的理想氣體， n molCarn

6、ot 循環(huán)的具體過程由4步構(gòu)成:1.等溫可逆膨脹2.絕熱可逆膨脹3.等溫可逆壓縮4.絕熱可逆壓縮 3.3.1 熵的引出Clausius對熵的定義：或 從始態(tài)A到終態(tài)B，熵的變化值為對微小變化或這些都可以作為熵的定義式 3.3.2 Clausius 不等式 得將這就是Clausius不等式如果實際過程是可逆過程,與結(jié)合如果實際過程是不可逆過程,對于微小的變化過程或用“ ” 號用“ ” 號 3.3.3 熵增加原理 熵判據(jù) 熵判據(jù)一定要用隔離系統(tǒng)的熵變，即系統(tǒng)和環(huán)境熵變的加和大于號表示過程不可逆，自發(fā)等于號表示過程可逆，達(dá)平衡這也是使用熵判據(jù)不方便的地方 3.4.3 熵變的計算 物理變化過程（p，V

7、，T變化）中的熵變1. 理想氣體的等溫可逆物理變化過程理想氣體的熱力學(xué)能僅是溫度的函數(shù) 3.4.3 熵變的計算 物理變化過程（p，V，T變化）中的熵變2. 理想氣體的等溫、等壓混合熵變要把所有參與混合的理想氣體的熵變進(jìn)行加和這種混合過程符合Amagat分體積定律，即 3.4.3 熵變的計算 物理變化過程（p，V，T變化）中的熵變4. 理想氣體在不等溫可逆過程中的熵變（1）等容可逆變溫過程設(shè) 是與溫度無關(guān)的常數(shù) 3.4.3 熵變的計算 物理變化過程（p，V，T變化）中的熵變4. 理想氣體在不等溫可逆過程中的熵變（2）等壓可逆變溫過程設(shè) 是與溫度無關(guān)的常數(shù) 3.4.3 熵變的計算 物理變化過程（p

8、，V，T變化）中的熵變4. 理想氣體在不等溫可逆過程中的熵變（3）一定量理想氣體這種過程的熵變一定要分兩步計算第一種方法：先等溫可逆，后等容可逆第二種方法：先等溫可逆，后等壓可逆 3.4.3 熵變的計算 5. 等溫、等壓可逆相變的熵變在等壓可逆相變過程中的熱效應(yīng)，等于焓變，即 對于不可逆相變，可設(shè)計始、終態(tài)相同的可逆相變進(jìn)行計算。 3.4.3 熵變的計算 6. 化學(xué)反應(yīng)過程的熵變298 K和標(biāo)準(zhǔn)壓力下的規(guī)定熵值可查熱力學(xué)數(shù)據(jù)表若反應(yīng)在298 K和標(biāo)準(zhǔn)壓力下進(jìn)行,則熵變?yōu)槿舴磻?yīng)在溫度T和標(biāo)準(zhǔn)壓力下進(jìn)行,則熵變?yōu)?. 環(huán)境的熵變 3.5.2 熱力學(xué)判據(jù)1. 熵判據(jù)根據(jù) Clausius不等式則 用

9、熵判據(jù)判斷過程是否為自發(fā)過程，一定要用隔離系統(tǒng)的熵變。對于隔離系統(tǒng)對絕熱系統(tǒng)不可逆可逆不可逆，自發(fā)過程可逆，系統(tǒng)已達(dá)平衡 3.5.2 熱力學(xué)判據(jù)2. Helmholts自由能判據(jù)等溫、等容和不做非膨脹功時，自發(fā)變化向著Helmholts自由能減小的方向進(jìn)行設(shè)等容過程設(shè)不做非膨脹功則或不可逆，自發(fā)過程可逆，系統(tǒng)達(dá)平衡 3.5.2 熱力學(xué)判據(jù)3. Gibbs自由能判據(jù)等溫、等壓下和不做非膨脹功時，自發(fā)變化向著Gibbs自由能減小的方向進(jìn)行再設(shè)不做非膨脹功程則或不可逆，自發(fā)過程可逆，系統(tǒng)達(dá)平衡 3.5.3 G的計算1. 等溫、等壓可逆相變等溫、等壓可逆相變對于相變過程又 3.5.3 G的計算2. 等

10、溫，系統(tǒng)從 可逆變到 對于理想氣體對于凝聚相系統(tǒng)函數(shù)間關(guān)系的圖示式 3.6.1 四個基本公式從4個基本公式，看出對應(yīng)的獨立變量，即 3.6.1 四個基本公式這就是等溫下Gibbs自由能隨壓力的變化關(guān)系式這就是等壓下Gibbs自由能隨溫度的變化關(guān)系式這個公式用得最多 物理化學(xué)核心教程電子教案第4章 多組分系統(tǒng)熱力學(xué)純B實際曲線服從Henry定律純?nèi)軇┫∪芤喊胪改?4.1.1 混合物和溶液 為了在熱力學(xué)上討論或處理問題方便起見，把多組分系統(tǒng)分為兩大類：一類是混合物，另一類是溶液。 溶液和混合物的區(qū)別：溶液有溶劑和溶質(zhì)之分而混合物沒有；對溶液中的溶劑和溶質(zhì)采用不同的研究方法，而對混合物則采用同一的研

11、究方法。 4.2.2 偏摩爾量的定義偏摩爾量定義 稱為物質(zhì)B的某種廣度性質(zhì)X的偏摩爾量。偏摩爾量的加和公式 4.3.2 化學(xué)勢的定義 化學(xué)勢的廣義定義：化學(xué)勢的狹義定義：化學(xué)勢的狹義定義就是偏摩爾Gibbs自由能?；瘜W(xué)勢與溫度、壓力的關(guān)系 4.4 稀溶液的兩個經(jīng)驗定律1. Raoult 定律2. Henry 定律 4.5.1 單種理想氣體的化學(xué)勢這就是單種理想氣體化學(xué)勢的表示式將單種理想氣體化學(xué)勢式中的壓力用分壓代替，得這個公式可以作為理想氣體混合物的熱力學(xué)定義式 4.6.1 理想液態(tài)混合物理想液態(tài)混合物性質(zhì)：總體積等于各純組分的體積之和混合前后總焓值不變，沒有混合熱混合是自發(fā)的，有理想的混合

12、熵混合Gibbs自由能小于零，混合是自發(fā)的 4.6.3 稀溶液中各組分的化學(xué)勢什么是理想稀溶液？ 在一定的溫度、壓力和濃度的范圍內(nèi)，溶劑服從Raoult定律，溶質(zhì)服從Henry定律。溶劑A的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，是標(biāo)準(zhǔn)壓力下的純?nèi)軇?稀溶液中溶劑A的化學(xué)勢忽略壓力的影響 4.8.1 溶劑蒸汽壓降低何謂依數(shù)性? 有哪些表現(xiàn)? 稀溶液的某些性質(zhì)只與非揮發(fā)性溶質(zhì)的質(zhì)點數(shù)有關(guān)，而與質(zhì)點的性質(zhì)無關(guān)。 主要表現(xiàn)在:1. 溶劑蒸氣壓降低2. 溶劑凝固點降低3. 溶液沸點升高4. 滲透壓 物理化學(xué)核心教程電子教案第5章 化學(xué)平衡 5.1.2 化學(xué)反應(yīng)的方向與限度以 為判據(jù)反應(yīng)自發(fā)向右進(jìn)行，趨向平衡反應(yīng)自發(fā)向左進(jìn)行,趨向平衡

13、反應(yīng)達(dá)到平衡Gibbs自由能和的關(guān)系 5.1.2 化學(xué)反應(yīng)的方向與限度以 為判據(jù)反應(yīng)物的化學(xué)勢比生成物的高，反應(yīng)自發(fā)向右進(jìn)行，趨向平衡反應(yīng)物的化學(xué)勢比生成物的低，反應(yīng)自發(fā)向左進(jìn)行，趨向平衡反應(yīng)物的化學(xué)勢與生成物的相等，反應(yīng)達(dá)到平衡 5.1.2 化學(xué)反應(yīng)的方向與限度以 為判據(jù)反應(yīng)自發(fā)向右進(jìn)行，趨向平衡反應(yīng)自發(fā)向左進(jìn)行，趨向平衡反應(yīng)達(dá)到平衡 5.1.3 化學(xué)反應(yīng)等溫式代入,得這就是理想氣體混合物系統(tǒng)的化學(xué)反應(yīng)等溫式化學(xué)反應(yīng)等溫式的用處 若已知 和 ,就可以計算 ,來判斷反應(yīng)的方向和限度。不能用 來判斷反應(yīng)的方向和限度，除非系統(tǒng)都處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)。只能用 來判斷反應(yīng)的方向和限度 5.1.3 化學(xué)反應(yīng)等溫式

14、2.理想液態(tài)混合物反應(yīng)系統(tǒng)已知該系統(tǒng)任一組分的化學(xué)勢可近似表示為代入 的計算式這就是理想液態(tài)混合物系統(tǒng)的化學(xué)反應(yīng)等溫式 5.2.2 氣相反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)理想氣體混合物反應(yīng)系統(tǒng)因為代入理想氣體混合物的化學(xué)反應(yīng)等溫式，得反應(yīng)自發(fā)向右進(jìn)行，趨向平衡反應(yīng)自發(fā)向左進(jìn)行，趨向平衡反應(yīng)達(dá)到平衡若 5.2.4 有凝聚相參與的氣體反應(yīng)平衡常數(shù)達(dá)平衡時根據(jù)平衡常數(shù)定義復(fù)相化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)只與氣體反應(yīng)物有關(guān)稱為碳酸鈣 的解離壓力 5.3.2 用熱力學(xué)方法計算 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)根據(jù)公式只要用熱力學(xué)方法計算就能得到 的值 計算 的方法：1. 根據(jù)Gibbs自由能的定義式求已知：在等溫和標(biāo)準(zhǔn)壓力下，當(dāng)反應(yīng)進(jìn)度為1 mol

15、時，有從熱力學(xué)數(shù)據(jù)表查得：就可計算：因而可得 5.3.2 用熱力學(xué)方法計算 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)計算 的方法：2. 利用標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs自由能求3. 從容易測定的反應(yīng)的 求4. 從可逆電池的標(biāo)準(zhǔn)電動勢求從可逆電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢，求電池的標(biāo)準(zhǔn)電動勢從而可得到標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) 5.4 各種因素對化學(xué)平衡的影響1. 溫度對化學(xué)平衡的影響2. 壓力對化學(xué)平衡的影響3. 惰性氣體對化學(xué)平衡的影響 5.4.1 溫度對化學(xué)平衡的影響整理得這是vant Hoff 公式的微分式1. 對吸熱反應(yīng)平衡常數(shù)的值隨著溫度的升高而增大升高溫度對吸熱反應(yīng)有利2. 對放熱反應(yīng)平衡常數(shù)的值隨著溫度的升高而變小升高溫度對放熱反應(yīng)不利

16、5.4.1 溫度對化學(xué)平衡的影響設(shè)在一定的溫度區(qū)間內(nèi),這是vant Hoff 公式的定積分式與溫度無關(guān)在 溫度區(qū)間內(nèi),對微分式進(jìn)行積分得 5.4.2 壓力對化學(xué)平衡的影響如果反應(yīng)后氣體分子數(shù)減少增加總壓對反應(yīng)氣體分子數(shù)減少的反應(yīng)有利如果反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變 改變總壓，對反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)沒有影響。如果反應(yīng)后氣體分子數(shù)增加增加總壓對反應(yīng)氣體分子數(shù)增加的反應(yīng)不利 5.4.3 惰性氣體對化學(xué)平衡的影響 加入惰性氣體，對反應(yīng)氣體分子數(shù)增加的反應(yīng)有利，相當(dāng)于起了稀釋、降壓作用。 工業(yè)上常采用通入氮氣或水蒸氣的方法增加產(chǎn)量 加入惰性氣體，對反應(yīng)氣體分子數(shù)減少的反應(yīng)不利，工業(yè)上要定期清除惰性氣體

17、。 加入惰性氣體，對這類反應(yīng)的平衡組成沒有影響。 物理化學(xué)核心教程電子教案第6章 相平衡定壓T/K單相兩相 6.1.2 幾個重要概念4. 組分?jǐn)?shù)（number of component） 在平衡系統(tǒng)所處的條件下，能夠確保各相組成所需的最少獨立物種數(shù)稱為組分?jǐn)?shù)，用字母 C 表示。用公式表示為5. 相律（phase rule） 相律是相平衡系統(tǒng)中揭示相數(shù) P 、組分?jǐn)?shù) C 和自由度 f 之間關(guān)系的規(guī)律。Gibbs推導(dǎo)出的相律可表示 6.2.2 水的相圖水的相圖應(yīng)該是根據(jù)實驗數(shù)據(jù)繪制的水相圖的示意圖水冰水蒸氣610.62 6.2.2 水的相圖水冰水蒸氣610.62O點 是三相點H2O的三相點溫度氣-

18、液-固三相共存P = 3, f =0三相點的溫度和壓力均由系統(tǒng)自定273.16 KH2O的三相點壓力610.62 Pa 6.2.5 Clausius-Clapeyron方程Clausius 在Clapeyron方程的基礎(chǔ)上，引進(jìn)兩個近似1. 僅用于有氣相參與的變化，且氣體是理想氣體2. 凝聚相的體積與氣相相比可忽略不計Clausius -Clapeyron 方程為設(shè)得 6.2.5 Clausius-Clapeyron方程設(shè)為與溫度無關(guān)的常數(shù)積分上式得 這兩個公式分別為Clausius -Clapeyron 方程的微分式和積分式。 利用Clausius -Clapeyron 方程的積分式，可從兩

19、個溫度下的蒸氣壓求摩爾蒸發(fā)焓變。 或從一個溫度下的蒸氣壓和摩爾蒸發(fā)焓求另一溫度下的蒸氣壓。 6.3.1 p-x 圖和 T-x 圖將的值也標(biāo)在p-x 圖上,得BA定溫 6.7.1 熱分析法繪相圖將步冷曲線上的熔點、溫度轉(zhuǎn)折點標(biāo)在T-x圖上t/s 6.8.1 形成穩(wěn)定化合物的系統(tǒng)相圖分析與Bi-Cd相圖相同熔液單相有兩條三相線IEJ 和 KGL有三個熔點D, F和H有兩個低共熔點E 和 G 6.8.2 形成不穩(wěn)定化合物的系統(tǒng)分別將a和b點的熔液冷卻，畫出相應(yīng)的步冷曲線T/KT/K 物理化學(xué)核心教程電子教案第7章 化學(xué)反應(yīng)動力學(xué)活化狀態(tài)反應(yīng)物生成物放熱反應(yīng)A+BCAB+CA+B+CRP 7.1.5

20、基元反應(yīng)和非基元反應(yīng)基元反應(yīng)（elementary reaction） 從微觀角度講，基元反應(yīng)相當(dāng)于反應(yīng)的基本單元 將只含有一個基元反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)稱為簡單反應(yīng) 將由兩個或兩個以上基元反應(yīng)組成的化學(xué)反應(yīng)稱為復(fù)雜反應(yīng)，或總包反應(yīng)。稱為速率系數(shù)速率系數(shù)的單位隨速率方程中濃度項的指數(shù)和的不同而不同。 7.1.7 反應(yīng)分子數(shù)和質(zhì)量作用定律反應(yīng)分子數(shù) 反應(yīng)分子數(shù)是個微觀的概念，在基元反應(yīng)中，反應(yīng)物分子數(shù)之和稱為反應(yīng)分子數(shù)反應(yīng)分子數(shù)是正整數(shù)，通常只有1，2 或 3三種可能反應(yīng)級數(shù) 所有濃度項方次的代數(shù)和稱為該反應(yīng)的總級數(shù)，通常用字母 n 表示。 反應(yīng)級數(shù)可以是正數(shù)、負(fù)數(shù)、整數(shù)、分?jǐn)?shù)或零，有的反應(yīng)無法用簡單的

21、數(shù)字來表示級數(shù)。 反應(yīng)級數(shù)是由實驗測定的。零級反應(yīng)： x = kt 一級反應(yīng)：k = 時間1 二級反應(yīng)：k = 濃度-1時間-1 x t 為直線 k = 濃度時間-1 ln(a-x) t 為直線 7.3.2 Arrhenius 經(jīng)驗式Arrhenius 經(jīng)驗式有不同的表述形式（1）微分式 速率系數(shù) k 值隨溫度T 的變化率取決于活化能 值的大小 活化能越高，速率系數(shù)對溫度變化越敏感后來人們把活化能的定義寫為 7.3.2 Arrhenius 經(jīng)驗式Arrhenius 經(jīng)驗式有不同的表現(xiàn)形式（2）不定積分式：（3）指數(shù)式： 7.3.2 Arrhenius 經(jīng)驗式Arrhenius 經(jīng)驗式有不同的表

22、現(xiàn)形式（4）定積分式：設(shè)在這溫度區(qū)間內(nèi)，活化能為與溫度無關(guān)的常數(shù)可以根據(jù)兩個不同溫度下的 k 值，計算活化能或已知活化能和一個溫度下的 k 值，求另一溫度下的速率系數(shù)值 7.4 典型的復(fù)雜反應(yīng)1. 對峙反應(yīng)2. 平行反應(yīng)3. 連續(xù)反應(yīng) 7.5 反應(yīng)速率理論簡介1. 簡單碰撞理論2. 過渡態(tài)理論 物理化學(xué)核心教程電子教案第8章 電化學(xué) 8.1.2 正極、負(fù)極，陰極、陽極正極正極負(fù)極負(fù)極陽極、陰極根據(jù)兩個半電池的反應(yīng)發(fā)生氧化反應(yīng)的極稱為陽極（anode）發(fā)生還原反應(yīng)的極稱為陰極（cathode）陽極陽極陰極陰極 8.1.3 Faraday 定律Faraday定律的數(shù)學(xué)表述設(shè)電極反應(yīng)為或根據(jù)電極反應(yīng)

23、式的反應(yīng)進(jìn)度，必須通入的電量為F為Faraday常量，其值等于1mol元電荷的電量 8.1.4 離子的電遷移率和遷移數(shù) 的電遷移率的數(shù)值比其他離子大，因為在水溶液中它們是通過氫鍵來導(dǎo)電的。如果是在有機(jī)溶劑中，它們就不一定有這種優(yōu)勢 的電遷移率很接近常用來制備鹽橋 8.2.1 電導(dǎo)、電導(dǎo)率、摩爾電導(dǎo)率什么是電導(dǎo)（electric conductance）？電導(dǎo)是電阻的倒數(shù) 8.2.1 電導(dǎo)、電導(dǎo)率、摩爾電導(dǎo)率什么是電導(dǎo)率（electric conductivity ）？電導(dǎo)率是電阻率的倒數(shù)因為比例系數(shù) 稱為電導(dǎo)率 8.2.1 電導(dǎo)、電導(dǎo)率、摩爾電導(dǎo)率什么是摩爾電導(dǎo)率（molar conducti

24、vity ）？ 把含有1 mol 電解質(zhì)的溶液置于相距單位距離的兩個平行電極之間，這時溶液的電導(dǎo)稱為摩爾電導(dǎo)率摩爾電導(dǎo)率常用來比較電解質(zhì)的導(dǎo)電能力 摩爾電導(dǎo)率必須對應(yīng)于溶液中含有1mol電解質(zhì)，但對電解質(zhì)基本質(zhì)點的選取決定于研究需要。 8.2.2 電導(dǎo)率、摩爾電導(dǎo)率與濃度的關(guān)系電導(dǎo)率與溶液濃度的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)溶液的電導(dǎo)率隨著濃度的增加而升高。弱電解質(zhì)的電導(dǎo)率隨濃度變化不大，在定溫下電離常數(shù)有定值，離子數(shù)目變化不大，如醋酸。中性鹽由于受飽和溶解度的限制，濃度不會太高，如KCl 8.2.2 電導(dǎo)率、摩爾電導(dǎo)率與濃度的關(guān)系摩爾電導(dǎo)率與溶液濃度的關(guān)系 由于溶液中導(dǎo)電物質(zhì)的量已給定，都為1mol，所以，當(dāng)

25、濃度降低時，粒子之間相互作用減弱，正、負(fù)離子的遷移速率加快，溶液的摩爾電導(dǎo)率必定升高。 不同的電解質(zhì)，摩爾電導(dǎo)率隨濃度降低而升高的程度也大不相同。 8.2.2 電導(dǎo)率、摩爾電導(dǎo)率與濃度的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)摩爾電導(dǎo)率與溶液濃度的關(guān)系 是與電解質(zhì)性質(zhì)有關(guān)的常數(shù)隨著濃度下降， 升高德國科學(xué)家Kohlrausch總結(jié)的經(jīng)驗式為：通常當(dāng)濃度降至 以下時， 與 之間呈線性關(guān)系。將直線外推至得到無限稀釋摩爾電導(dǎo)率 8.2.2 電導(dǎo)率、摩爾電導(dǎo)率與濃度的關(guān)系弱電解質(zhì)摩爾電導(dǎo)率與溶液濃度的關(guān)系隨著濃度下降， 開始升高不顯著濃度下降到很小時， 隨濃度變化很快,但不成線性關(guān)系弱電解質(zhì)無限稀釋的摩爾電導(dǎo)率不能用外推法得到 8.2.2 電導(dǎo)率、摩爾電導(dǎo)率與濃度的關(guān)系根據(jù)離子獨立移動定律，遷移數(shù)又可表示為對于強(qiáng)電解質(zhì),在濃度不太高時,近似有一些物理量之間的關(guān)系 8.2.3 電導(dǎo)測定的應(yīng)用1. 檢驗水的純度和海水中的含鹽量這樣，純水的電導(dǎo)率應(yīng)為2. 計算弱電解質(zhì)的解離度和解離常數(shù)平衡常數(shù)為 8.2.3