道爾頓制，柏克赫斯特創(chuàng)立的教學(xué)組織形式
發(fā)布時間：2025-08-17 | 來源：互聯(lián)網(wǎng)轉(zhuǎn)載和整理
本文目錄一覽
- 1，柏克赫斯特創(chuàng)立的教學(xué)組織形式
- 2，道爾頓制是教育學(xué)還是教育心理學(xué)內(nèi)容
- 3，daa 等于多少
- 4，寫一寫你對道爾頓的評價(jià)
- 5，化學(xué)熱力學(xué)總結(jié)
1，柏克赫斯特創(chuàng)立的教學(xué)組織形式
道爾頓制{0}
2，道爾頓制是教育學(xué)還是教育心理學(xué)內(nèi)容
道爾頓制是一種教學(xué)模式，屬于教育學(xué)的內(nèi)容。教育學(xué)知識中的教學(xué)那部分道爾頓制是教學(xué)組織形式，柏克赫斯特提出。道爾頓制 屬于教學(xué)模式 應(yīng)該屬于 教育學(xué)教育學(xué)再看看別人怎么說的。{1}
3，daa 等于多少
BCD碼轉(zhuǎn)換指令；比如說： 81D+91D=172D 而： 81H+91H=112H 這里為了將81H+91H結(jié)果與81D+91D一致，經(jīng)過DA有： DA（112H）=112H+60H=172H 雖然一個是16進(jìn)制一個是10進(jìn)制但172在形式上是相等的。 MOV R5,#81H MOV A, #91H ADD A, R5 DA A 首先81H+91H=112H,此時AC=0，Cy=1，A=12H，所以DA A后A=12H+60H=72H，AC=0，Cy=1，結(jié)果為172H，當(dāng)然運(yùn)算應(yīng)該理解為81D+91D=172D。分子量1da就是1g/mol，一般da這樣的單位是用在蛋白質(zhì)的分子量上。 補(bǔ)充： da全稱道爾頓（dalton），是分子量常用單位，就是將分子中所有原子按個數(shù)求原子量的代數(shù)和。蛋白質(zhì)是大分子，所以常用kda（千道爾頓）來表示。 原子質(zhì)量單位（amu 或u）有時稱統(tǒng)一原子質(zhì)量單位,或道而頓（dalton,da,d）是用來衡量原子或分子質(zhì)量的單位,它被定義為碳12原子質(zhì)量的1/12 道爾頓就是原子質(zhì)量單位，在生物化學(xué)、分子生物學(xué)和蛋白組學(xué)中經(jīng)常用d或kd，定義為碳12原子質(zhì)量的1/12，1d＝1/n g，n為阿弗加德羅常數(shù),其實(shí)最開始道爾頓計(jì)算出的原子量是現(xiàn)在用的當(dāng)量。 分子量是沒有單位的，它是相對分子質(zhì)量，比值是固定的，用原子量算出來的。 例如：氯化鈉的分子量是58.5道爾頓。{2}
4，寫一寫你對道爾頓的評價(jià)
道爾頓雖然是一個色盲，但是他仍然會巧用自己的眼睛，他是一個不輕言放棄，善于觀察的人。道爾頓制是教學(xué)的一種組織形式和方法。又稱"契約式教育"，全稱道爾頓實(shí)驗(yàn)室計(jì)劃(Dalton laboratory plan)。由美國H.H.帕克赫斯特于1920年在馬薩諸塞州道爾頓中學(xué)所創(chuàng)行﹐因此得名。1. 在該理念形成初期，它在彌補(bǔ)班級教學(xué)制度的不足，發(fā)展學(xué)生個性、培養(yǎng)學(xué)生獨(dú)立工作的能力等方面有一定的積極作用，并對程序教學(xué)、個別指導(dǎo)教育等曾發(fā)生過影響;但道爾頓制它偏重學(xué)習(xí)學(xué)科知識，過分強(qiáng)調(diào)個性差異，忽視了班集體作用以及德育，在推行時往往形成了教學(xué)上的放任自流。此制在20世紀(jì)20年代后曾在一些國家試行，中國的上海、北京、南京、開封等地也進(jìn)行過實(shí)驗(yàn)。從30年代后，采用此制者就日漸減少。2. 道爾頓制又是一種徹底的適應(yīng)個性的教學(xué)方法。此法是要廢除班級授課制，指導(dǎo)每個學(xué)生各自學(xué)習(xí)不同的教材，以發(fā)展其個性。3. 在理念逐步運(yùn)用和大量的實(shí)踐過程中，道爾頓教育理念不斷進(jìn)行優(yōu)化和調(diào)整。道爾頓制"將學(xué)校作為學(xué)生的社會實(shí)驗(yàn)室"，認(rèn)為"每個學(xué)生都應(yīng)該以適合他自己的速度去取得學(xué)習(xí)進(jìn)展"。4. 它不是一種學(xué)校制度，也不是一種管理系統(tǒng)，甚至也不是課程的代名詞，它"是一種簡單經(jīng)濟(jì)的學(xué)校改組法"，目的在于幫助學(xué)生與教師提高工作效率并獲得自我發(fā)展，使他們在這兩方面浪費(fèi)的時間與精力都可以減至最少限度"。5. "自由"、"合作"是道爾頓教育的基本原則，通過"目標(biāo)明確的作業(yè)任務(wù)"、"學(xué)科教室"和"管理圖表"等具體措施得以施行。幫助別人，快樂自己；滴水之恩，涌泉相報(bào)。社交帳號登錄:可以問早問了!快采納我，快就*就@睡覺覺啊就忘記5，化學(xué)熱力學(xué)總結(jié)
五、化學(xué)熱力學(xué)、化學(xué)平衡 【體系】作為研究對象的一定物質(zhì)或空間所組成的整體，也稱系統(tǒng)。體系以外的其他物質(zhì)或空間則稱作環(huán)境。例如研究硝酸銀和氯化鈉在水溶液中的反應(yīng)，含有這兩種物質(zhì)的水溶液就是體系，而盛溶液的燒杯、溶液上方的空氣等就是環(huán)境。熱力學(xué)體系可分三種：孤立體系、封閉體系、敞開體系?！经h(huán)境】指所研究的物質(zhì)體系以外的其它部分（見體系條)。關(guān)于生態(tài)環(huán)境詳見“環(huán)境部分”。【敞開體系】體系與環(huán)境之間既有物質(zhì)交換，又有能量交換?！痉忾]體系】體系與環(huán)境之間沒有物質(zhì)交換，只有能量交換。【孤立體系】體系與環(huán)境之間既沒有物質(zhì)交換，又沒有能量交換?！緺顟B(tài)】即體系的狀態(tài)，在熱力學(xué)中用體系的性質(zhì)來規(guī)定其狀態(tài)。決定體系狀態(tài)的性質(zhì)有溫度、壓力、體積、組成等，比如當(dāng)研究的對象是一定量的純凈氣體時，溫度和壓力一定時，體系的狀態(tài)就定了。【狀態(tài)函數(shù)】用于規(guī)定體系的熱力學(xué)狀態(tài)的宏觀性質(zhì)，如體積、溫度、壓力、物質(zhì)的量等都叫做狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)函數(shù)的變化只取決于體系的始態(tài)和終態(tài)，而與變化的途徑無關(guān)?！緣毫Α课锢韺W(xué)中壓強(qiáng)的概念，在化學(xué)熱力學(xué)中常稱作壓力。單位是帕斯卡（Pa)，壓力為1Pa的含義是：1平方米面積上受到的垂直作用力為1牛頓（1Pa=1Nm-2)。【壓強(qiáng)】見壓力條?！纠硐霘怏w】忽略了分子本身的體積和分子間作用力的氣體。這種氣體是不存在的，這只是一種理想狀態(tài)，當(dāng)真實(shí)氣體處在較高的溫度和較低的壓力的狀態(tài)下可近似地看成是理想氣體?！纠硐霘怏w狀態(tài)方程】即PV=nRT。式中P為氣體壓力，V為氣體體積，n為氣體的摩爾數(shù)，R為氣體常數(shù)，T為熱力學(xué)溫度?！練鈶B(tài)方程】見理想氣體狀態(tài)方程條?！練怏w常數(shù)】理想氣體狀態(tài)方程中的一個常數(shù)，常用R表示，R=8.314J?mol-1?K-1?！緩V度性質(zhì)】也叫容量性質(zhì)，是體系宏觀性質(zhì)的一類。廣度性質(zhì)的數(shù)值與體系中物質(zhì)的數(shù)量成正比，例如體積、質(zhì)量、內(nèi)能等?！緩?qiáng)度性質(zhì)】體系的宏觀性質(zhì)的另一類，其數(shù)值與體系中物質(zhì)的數(shù)量無關(guān)，僅由體系本身的性質(zhì)決定，沒有加和性，整個體系的強(qiáng)度性質(zhì)與體系各個部分的強(qiáng)度性質(zhì)的數(shù)值都相同。例如溫度、密度、比熱、氣體壓強(qiáng)等。【等溫過程】在保持溫度不變的情況下（指體系的始態(tài)溫度與終態(tài)溫度相同)，體系所進(jìn)行的各種化學(xué)或物理的過程。在這種過程中體系和環(huán)境間可能有熱和功的交換。【等壓過程】在恒定壓力下（指體系的始態(tài)壓力與終態(tài)壓力相同，并等于環(huán)境的壓力)，體系所進(jìn)行的各種化學(xué)或物理的過程。在這種過程中體系和環(huán)境可能有熱量和功的交換?！镜热葸^程】在保持體積不變的情況下，體系所進(jìn)行的各種化學(xué)或物理的過程。在這種過程中，體系和環(huán)境間，可能有熱量的交換?！窘^熱過程】在體系跟環(huán)境間沒有熱量交換的情況下，體系所進(jìn)行的各種化學(xué)或物理過程。例如在有良好的絕熱壁的容器內(nèi)發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)，可認(rèn)為是個絕熱過程。另外，某些過程進(jìn)行極迅速，來不及和環(huán)境進(jìn)行熱交換，如氣體向真空膨脹，也可視為絕熱過程?！緹崃W(xué)可逆過程】對體系發(fā)生變化時所進(jìn)行的過程，能通過原來過程的反方向變化而使體系回復(fù)到原來狀態(tài)，同時在環(huán)境中沒有留下任何永久性變化的過程，稱為熱力學(xué)可逆過程。在這過程進(jìn)行中的每一瞬間，體系和環(huán)境都非常接近于平衡態(tài)。在等溫的可逆過程中，體系對環(huán)境所作的功為最大功，環(huán)境對體系所做的功為最小功?？赡孢^程是一種理想的極限過程。有些實(shí)際過程，例如液體在氣-液平衡下等溫蒸發(fā)；原電池在外加電壓接近或等于原電池電動勢的情況下放電或充電的過程等，都可以近似看成可逆過程?！緹崃W(xué)溫標(biāo)】又稱絕對溫標(biāo)或開氏溫標(biāo)，是最基本的溫度標(biāo)定方法。熱力學(xué)溫度用符號T表示，其單位是K（Kelvin的縮寫)，是國際單位制（SI)的基本單位之一。熱力學(xué)溫標(biāo)的1度是水的三相點(diǎn)熱力學(xué)溫度的1/273.16?！窘^對溫標(biāo)】見熱力學(xué)溫標(biāo)條?！鹃_氏溫標(biāo)】見熱力學(xué)溫標(biāo)條?！緮z氏溫標(biāo)】規(guī)定在101325帕斯卡（1大氣壓)下水的冰點(diǎn)為0度，沸點(diǎn)為100度，中間分100等分，每等分代表1度。攝氏溫標(biāo)的符號為t，單位是攝氏度用℃表示，水的三相點(diǎn)溫度為0.01℃?！窘苟渴悄芰浚üΑ?的單位，是SI的導(dǎo)出單位，用“J”表示，1J=1N?m（1焦耳=1牛頓?米)?！緝?nèi)能】體系的內(nèi)能就是體系內(nèi)部所包含的一切能量，它包括體系內(nèi)分子運(yùn)動的動能、分子間相互作用的位能，以及分子內(nèi)各種粒子（原子、電子、原子核)所具有的能量。但體系本身的動能和位能不包括在內(nèi)。內(nèi)能是體系本身的性質(zhì)，僅決定于體系的狀態(tài)，在一定的狀態(tài)下，體系的內(nèi)能應(yīng)有一定值，內(nèi)能是體系的狀態(tài)函數(shù)。內(nèi)能的絕對值現(xiàn)在還無法測量，然而對熱力學(xué)來說，重要的不是內(nèi)能的絕對值而是內(nèi)能的變化值，這是可以用實(shí)驗(yàn)測量的。【焓】體系的狀態(tài)函數(shù)，用符號H表示。焓的定義式是：H=U+pV。U是體系的內(nèi)能，p是體系壓力，V是體積。在一定狀態(tài)下，體系的焓應(yīng)有一定值，但現(xiàn)在無法測定焓的絕對值，對熱力學(xué)來說重要的是焓的變化值，這是可以通過實(shí)驗(yàn)測量的?！眷首儭矿w系終態(tài)的焓（H2)與始態(tài)的焓（H1)的改變量，用△H表示，△H=H2-H1?！緹嵝?yīng)】體系在一定溫度下（等溫過程)發(fā)生物理或化學(xué)變化時（在變化過程中只做膨脹功而不做其它功)，所放出或吸收的熱量?；瘜W(xué)反應(yīng)中的熱效應(yīng)又稱反應(yīng)熱。根據(jù)化學(xué)熱力學(xué)的分析，恒壓下的反應(yīng)熱（又稱恒壓反應(yīng)熱)等于體系的焓變：△H=Qp，△H=（∑H)產(chǎn)物-（∑H)反應(yīng)物?！痉艧岱磻?yīng)】放出熱量的化學(xué)反應(yīng)叫放熱反應(yīng)。在等溫等壓條件下，放熱反應(yīng)的焓變?yōu)樨?fù)值，△H＜0。【吸熱反應(yīng)】吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)叫吸熱反應(yīng)。在等溫等壓條件下，吸熱反應(yīng)的焓變?yōu)檎担鱄＞0。【反應(yīng)熱】見熱效應(yīng)條?！局泻蜔帷吭谙∪芤褐兴釅A中和生成1摩爾水的反應(yīng)熱。一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和熱約為57千焦，與酸堿種類無關(guān)，因?yàn)檫@實(shí)際上是1摩爾H+與1摩爾OH-反應(yīng)生成1摩爾H2O的反應(yīng)熱。弱酸、弱堿以及多元酸堿的中和熱，因有電離熱的影響，不是定值。【生成熱】在熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1摩爾化合物時的反應(yīng)熱，叫標(biāo)準(zhǔn)生成熱，簡稱生成熱。根據(jù)熱力學(xué)規(guī)定，在所有溫度下穩(wěn)定單質(zhì)的生成熱為零，這樣化合物的生成熱就可通過實(shí)驗(yàn)測定。【燃燒熱】指1摩爾純物質(zhì)完全燃燒，生成穩(wěn)定的氧化物時的反應(yīng)熱?！旧w斯定律】1840年，蓋斯（Гecc)在大量實(shí)驗(yàn)的基礎(chǔ)上提出：“在等容或等壓條件下，一個化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分幾步完成，其熱效應(yīng)總是相同的?！币簿褪钦f，在等容或等壓條件下，反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而為反應(yīng)的途徑無關(guān)。蓋斯定律的提出奠定了熱化學(xué)的基礎(chǔ)，它的重要意義在于可根據(jù)已經(jīng)準(zhǔn)確測定的反應(yīng)熱來計(jì)算難于測量的反應(yīng)熱的熱效應(yīng)?！旧A熱】由1摩爾固態(tài)物質(zhì)生成氣態(tài)分子或原子所需要的熱量。如1摩爾固態(tài)金屬鈉升華成氣態(tài)鈉原子，升華熱為108.37kJ?mol-1。【氣化熱】在溫度不變的條件下，單位質(zhì)量的液體轉(zhuǎn)化為氣體時所吸收的熱量。如100℃（373.15K)時水的氣化熱為2253千焦/千克（539千卡/千克)。當(dāng)在溫度不變的條件下，1摩爾液體轉(zhuǎn)化為氣體時所吸收的熱量，則是該液體的摩爾氣化熱，如100℃（373.15K)時，水的摩爾氣化熱為40.55千焦/摩爾（9.702千卡/摩爾)?！救芙鉄帷恐?摩爾物質(zhì)在25℃（298K)，101325Pa（1大氣壓)下形成無限稀的溶液（溶液稀到再加溶劑時無熱效應(yīng))時的熱效應(yīng)。常用∞aq表示大量水或無限稀的溶液。1摩爾HCl氣體的溶解熱為：HCl（g)+∞aq=HCl?∞aq△H=-75.4千焦【有用功】指非膨脹功。體系在發(fā)生變化的過程中，除膨脹功以外的其它功叫有用功。例如電池在恒溫恒壓下放電，所做的電功即有用功，而電池中的物質(zhì)由于化學(xué)反應(yīng)而引起體積變化所做的功叫膨脹功?！眷亍矿w系的狀態(tài)函數(shù)，是體系內(nèi)部質(zhì)點(diǎn)混亂程度（或無序度)的量度，常用S表示。當(dāng)體系內(nèi)質(zhì)點(diǎn)的聚集狀態(tài)發(fā)生改變時，其熵值就會改變，體系終態(tài)熵值（SB)與體系始態(tài)熵值（SA)之差為體系的熵變，用△S表示，△S=SB-SA。當(dāng)體系的狀態(tài)改變時，體系的熵變等于由始態(tài)到終態(tài)的任一可逆過程的熱溫商之和，其數(shù)學(xué)表達(dá)式為：化學(xué)反應(yīng)的熵變等于生成物的熵值與反應(yīng)物的熵值之差，△S=（∑S)生成物-（∑S)反應(yīng)物?！眷刈儭恳婌貤l?！眷卦龃笤怼恳姛崃W(xué)第二定律（3)條。【自由能】體系的狀態(tài)函數(shù)，常用符號G表示，G=H-TS，自由能也稱自由焓或吉氏函數(shù)。體系的自由能改變△G，為體系終態(tài)的自由能與始態(tài)的自由能之差。在等溫等壓條件下，體系的自由能減少等于體系所做的最大有用功。對等溫等壓條件下發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)，可以根據(jù)反應(yīng)的自由能變[△G=（∑G)產(chǎn)物-（∑G)反應(yīng)物]，判斷反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行：當(dāng)△G＜0，反應(yīng)發(fā)生時會放出自由能，可被利用來對環(huán)境做有用功，這個反應(yīng)就能自發(fā)進(jìn)行；當(dāng)△G＞0，必須由環(huán)境提供有用功反應(yīng)才能發(fā)生，這個反應(yīng)就是非自發(fā)的；當(dāng)△G=0，則反應(yīng)體系處于平衡狀態(tài)?！咀杂伸省恳娮杂赡軛l?！炯虾瘮?shù)】見自由能條?！竟矿w系的狀態(tài)函數(shù)，常用符號F表示，F(xiàn)=U-TS，功函又稱赫氏函數(shù)。在等溫等容的條件下，體系功函的減少等于體系所做的最大有用功?！竞帐虾瘮?shù)】見功函條?！緹崃W(xué)第零定律】兩個熱力學(xué)體系中每一個都和第三個熱力學(xué)體系處于熱平衡，那么它們彼此也必然處于熱平衡。這就是熱力學(xué)第零定律?！緹崃W(xué)第一定律】即能量守恒和轉(zhuǎn)換定律?？梢赃@樣表述：（1)不供給能量而可連續(xù)不斷產(chǎn)生能量的機(jī)器叫第一類永動機(jī)，第一類永動機(jī)是不可能存在的。（2)在體系狀態(tài)變化過程中，它的內(nèi)能改變等于在這個過程中所做的功和所傳遞的熱量的總和。當(dāng)某體系的狀態(tài)改變時，假設(shè)體系吸收的熱量為Q焦耳，同時對環(huán)境做了W焦耳的功，根據(jù)熱力學(xué)第一定律，應(yīng)有下面的公式：△U=Q-W。【熱力學(xué)第二定律】是熱力學(xué)的基本定律之一，有多種表述方式：（1)熱量總是從高溫物體（體系)傳到低溫物體，不能自發(fā)地進(jìn)行相反的傳遞。（2)功可以全部轉(zhuǎn)化為熱，但任何熱機(jī)不能全部地、連續(xù)地把所獲得的熱量轉(zhuǎn)變?yōu)楣?。?)在任何自發(fā)過程中，體系和環(huán)境的總熵值是增加的。熱力學(xué)第二定律所要解決的中心問題是自發(fā)過程的方向和限度?！緹崃W(xué)第三定律】當(dāng)體系的熱力學(xué)溫度趨于零時，混亂度為最小，此時體系的熵值也趨于零。也可以說，在絕對零度時，任何純物質(zhì)的完美晶體的熵值都等于零。有了熱力學(xué)第三定律，從原理上說，純物質(zhì)的絕對熵值的求算問題就可以認(rèn)為是解決了?！痉謮骸考捶謮毫?。恒溫時混和氣體中某組分氣體單獨(dú)占有與混和氣相同的體積時，對容器所產(chǎn)生的壓力?；旌蜌獾目倝壕偷扔诟鹘M分氣體的分壓之和?！镜罓栴D分壓定律】1807年由道爾頓（Dalton)首先提出。內(nèi)容是：混和氣體的總壓力等于各組分氣體的分壓力之和。由此可進(jìn)一步得出：某組分氣體分壓的大小和它在混和氣中的體積分?jǐn)?shù)（或摩爾分?jǐn)?shù))成正比，等于混和氣體的總壓乘以該組分的摩爾分?jǐn)?shù)。這個定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：P總=P1+P2+P3+……+PiPi=p總Xi（Pi為某組分的分壓，Xi為該組分的摩爾分?jǐn)?shù))?！疚飸B(tài)】當(dāng)大量的微觀粒子在一定的溫度和壓力下相互集聚為一種穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)狀態(tài)時，叫做物質(zhì)的一種狀態(tài)，簡稱物態(tài)。若只從物體的宏觀特征看，物質(zhì)有三態(tài)，即固態(tài)、液態(tài)、氣態(tài)?！鞠唷矿w系中具有相同組成、物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)完全均勻的部分。相與相之間存在著界面，越過此界面，性質(zhì)就有一個突變。不僅限于固、液、氣三相之間。兩種不同結(jié)晶的晶體，雖都是固體，也是兩個相?！鞠嗦伞吭谄胶怏w系中，聯(lián)系體系內(nèi)相數(shù)（Φ)、組分?jǐn)?shù)（K)、自由度數(shù)（f)及影響物質(zhì)性質(zhì)的外界因素（如溫度、壓力、重力場、磁場、表面能等)之間關(guān)系的規(guī)律。若只考慮溫度和壓力，而不考慮其它因素的影響，平衡體系中相數(shù)、組分?jǐn)?shù)和自由度之間的關(guān)系為：f=K-Φ+2由上式可以看出，體系每增加一個組分?jǐn)?shù)，則體系的自由度數(shù)就增加一個；如果體系增加了一個相數(shù)，則自由度就要減少一個?！咀杂啥取坑砻饕惑w系在某狀態(tài)時的強(qiáng)度性質(zhì)所必需的獨(dú)立變量數(shù)，稱為該體系的自由度。例如，要表明一定量水所處的狀態(tài)，需要指定水所處的溫度和壓力；若只指定溫度時，則水的狀態(tài)還不能確定，當(dāng)指定了溫度和壓力，則水的狀態(tài)就確定了，不能再任意指定其它性質(zhì)（如密度等)，由此可知，當(dāng)體系中只有水存在時，體系的自由度等于2。在一定范圍內(nèi)，同時改變溫度和壓力這兩個因素，仍能保持水的液相而不產(chǎn)生新相。【相圖】當(dāng)體系中有多相存在時，把體系的相平衡規(guī)律用幾何圖形展現(xiàn)出來就成為相圖。它能直觀地表明體系的狀態(tài)與溫度、壓力、組成的關(guān)系。下頁圖為水的相圖。圖中OA線是液—?dú)馄胶饩€（即水的蒸氣壓曲線)，OB線是固—汽平衡線（即冰的蒸氣壓曲線)，OC線是固—液平衡線，O點(diǎn)是冰—水—?dú)馊嗥胶獾娜帱c(diǎn)。此單組分體系相圖上，有三個單相面，三條兩相平衡線，一個三相點(diǎn)，與相律完全一致。【相變】在某一體系中，各相之間的相互轉(zhuǎn)變稱作相變。例如，物質(zhì)的氣、液、固三態(tài)間的轉(zhuǎn)變；固態(tài)物質(zhì)的不同晶型間轉(zhuǎn)變等?！鞠嗥胶狻恐冈谀骋惑w系中，由兩個相或多個相形成的平衡狀態(tài)?！揪囿w系】又稱單相體系，即只有一個相的體系。如二氧化氮NO2和四氧化二氮N2O4兩種氣體共存的體系。【單相體系】見均相體系條?！揪喾磻?yīng)】參加化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)都在同一相中，這種反應(yīng)叫均相反應(yīng)。此類反應(yīng)又稱單相反應(yīng)。【均相平衡】又稱單相平衡。指某一體系中由一個相組成的平衡狀態(tài)，就是在一個相—?dú)庀嘟M成的平衡。例如，合成氨的反應(yīng)：N2（氣)+3H2（氣)2NH3（氣)【單相平衡】見均相平衡條?！径嘞囿w系】又稱非均相系，指含有兩個或多個相的體系?！痉蔷囿w系】見多相體系條?！径嘞喾磻?yīng)】參加化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)不是在同一相中，這種反應(yīng)叫多相反應(yīng)。例如，在固體催化劑表面進(jìn)行的反應(yīng)；金屬固體在酸溶液中發(fā)生的反應(yīng)等。此類反應(yīng)又稱非均相反應(yīng)。【多相平衡】又稱非均相平衡。某一體系中由兩個或多個相組成的平衡狀態(tài)。例如，由冰、水、水蒸氣形成的多相物理平衡；又如在封閉容器中碳 【三相點(diǎn)】指單組分體系中三相（一般指氣、液、固三相)處于平衡共存時的溫度和壓力。在單組分體系中最多只能三相共存，這在相圖中為一個點(diǎn)。例如，固相的冰、液相的水和氣相的水蒸氣三相平衡共存在溫度為0.01℃（273.16K)、壓力為610帕（4.6mmHg)，這就是水的三相點(diǎn)（見圖1)。【恒沸混和物】又稱共沸混和物。若某二組分溶液的組成與其蒸氣的組成相同，在此濃度的溶液用分餾方法分離出純組分是不可能的。這種溶液與一般溶液不同，由開始沸騰到蒸發(fā)終了，蒸氣的組分與溶液的組成始終相同，其沸點(diǎn)不變。這種溶液稱為恒沸混和物。【共沸混和物】見恒沸混和物條?！咀畹秃惴悬c(diǎn)】當(dāng)恒沸混和物的沸點(diǎn)低于任一純組分的沸點(diǎn)時，稱為“最低恒沸點(diǎn)”?！咀罡吆惴悬c(diǎn)】當(dāng)恒沸混和物的沸點(diǎn)高于任一純組分的沸點(diǎn)時，稱為“最高恒沸點(diǎn)”?！镜凸踩畚铩坑址Q低共熔混和物。兩種或兩種以上的物質(zhì)組成的熔體，當(dāng)其組成達(dá)到一定值時，可在一最低凝固溫度，以比較均勻的形式共同析出固體，該固體若加熱，仍在此最低溫度共同熔融成熔體。該固體稱低共熔物，此溫度稱低共熔點(diǎn)?！镜凸踩刍旌臀铩恳姷凸踩畚飾l。【低共熔點(diǎn)】見底共熔物條。【飽和蒸氣壓】在一定溫度下，在密閉容器中，當(dāng)液體的蒸發(fā)速度與蒸氣的凝聚速度相等時，液體和它的蒸氣處于平衡狀態(tài)。該液態(tài)平衡的蒸氣稱為飽和蒸氣，飽和蒸氣所產(chǎn)生的壓力稱為飽和蒸氣壓。飽和蒸氣壓簡稱蒸氣壓，是所有液體和某些固體的特有性質(zhì)?！菊魵鈮骸恳婏柡驼魵鈮簵l?！菊魵鈮航档汀吭谝欢囟认?，溶液的蒸氣壓總是低于純?nèi)軇┑恼魵鈮骸﹄y揮發(fā)非電解質(zhì)的稀溶液，蒸氣壓降低的數(shù)值只與溶液中溶質(zhì)的摩爾分?jǐn)?shù)有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)，溶液濃度越大，蒸氣壓下降的數(shù)值就越大。由于溶液蒸氣壓降低導(dǎo)致溶液的沸點(diǎn)高于純?nèi)軇┑姆悬c(diǎn)?！痉悬c(diǎn)升高】溶液蒸氣壓的下降導(dǎo)致了溶液沸點(diǎn)的升高。溶液沸點(diǎn)升高的程度只與溶液的濃度有關(guān)，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的沸點(diǎn)升高數(shù)值和溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比，可用公式表示：△Tb=Kbm。式中△Tb是沸點(diǎn)上升的度數(shù)，Kb是溶劑的沸點(diǎn)上升常數(shù)，m是溶液的質(zhì)量摩爾濃度?！灸厅c(diǎn)】晶體物質(zhì)凝固時的溫度，即該物質(zhì)的液態(tài)和固態(tài)平衡共存時的溫度。凝固點(diǎn)決定于晶體的種類和所受的壓強(qiáng)。在一定壓力下，任何晶體的凝固點(diǎn)和它的熔點(diǎn)相同。而非晶體則無一定的凝固點(diǎn)。【冰點(diǎn)】即水的凝固點(diǎn)。冰點(diǎn)與壓力的大小有關(guān)，在101325帕斯卡（1大氣壓)的壓力下，冰點(diǎn)為273.15K。水的冰點(diǎn)隨外壓增大而降低?！灸厅c(diǎn)降低】溶液的凝固點(diǎn)①2t000099_0142_0低于純?nèi)軇┑哪厅c(diǎn)的性質(zhì)。溶液凝固點(diǎn)降低的程度只與溶液的濃度有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。可用公式表示：△Tf=Kfm。式中△Tf是凝固點(diǎn)降低的度數(shù)，Kf是溶劑的凝固點(diǎn)降低常數(shù)，m是溶液的質(zhì)量摩爾濃度?！緷B透壓】當(dāng)溶液與純?nèi)軇ɑ騼煞N濃度不同的溶液)用半透膜隔開時，溶劑分子能通過半透膜從純?nèi)軇┮贿呥M(jìn)入溶液，或從稀溶液一邊進(jìn)入濃溶液，這種現(xiàn)象叫滲透現(xiàn)象。在溶液與純?nèi)軇┙M成的體系中，欲阻止?jié)B透現(xiàn)象發(fā)生，必須增大溶液的壓力，剛剛足以阻止?jié)B透過程進(jìn)行所外加的壓力叫滲透壓。對于非電解質(zhì)稀溶液來說，溶液的滲透壓與溶液的濃度成正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)，滲透壓的計(jì)算公式為：π=RTC。式中π為溶液滲透壓，R為氣體常數(shù)，T為絕對溫度，C為溶液的摩爾濃度?！纠瓰鯛柖伞?887年由拉烏爾（Roult)提出。內(nèi)容是：在一定溫度下，稀溶液中溶劑的飽和蒸氣壓等于純?nèi)軇┑娘柡驼魵鈮撼艘匀軇┑哪柗謹(jǐn)?shù)。可用公式表示：pA=p0AxA式中pA代表稀溶液中溶劑的飽和蒸氣壓，p0A代表純?nèi)軇┑娘柡驼魵鈮?，xA代表溶液中溶劑的摩爾分?jǐn)?shù)。【亨利定律】1803年由亨利（Henry)指出。內(nèi)容是：在一定溫度下，當(dāng)液面上的一種氣體與溶液中所溶解的該氣體達(dá)到平衡時，氣體的平衡分壓與被溶解的氣體在溶液中的濃度成正比?？捎霉奖硎荆簆=Kxx 式中p為所溶解的氣體在溶液液面上的平衡分壓，Kx為比例常數(shù)，x為溶液中溶解的氣體的摩爾分?jǐn)?shù)。如果氣體在溶液中的濃度以質(zhì)量摩爾濃度（m)或體積摩爾濃度（c)表示，則亨利定律相應(yīng)的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：p=Kmmp=KCC應(yīng)注意以上三個式子中Kx≠Km≠Kc。亨利定律適用于稀溶液和氣體分壓不太大，且溶質(zhì)在氣相中和溶液中分子狀態(tài)相同的情況?！灸枱崛荨渴?摩爾物質(zhì)溫度升高1度所需要的熱量，是該物質(zhì)的摩爾熱容。摩爾熱容的單位是焦耳每摩爾開爾文，記作焦/摩?開，國際通用符號是J?mol-1?K-1。【熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)】化學(xué)熱力學(xué)中，為計(jì)算各種物系的熱力學(xué)函數(shù)而規(guī)定的特定狀態(tài)，簡稱標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。指在一定溫度下（一般是25℃（298.15K))，純凈物質(zhì)處于101325帕斯卡（1大氣壓)時，若是多組分體系，所指定的組分活度應(yīng)等于1，氣體物質(zhì)的分壓應(yīng)等于101325帕斯卡（1大氣壓)時的狀態(tài)。【標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)】見熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)條?！净瘜W(xué)平衡】可逆反應(yīng)中正、逆反應(yīng)速度相等，在溫度和壓力不變的情況下，反應(yīng)物和生成物的濃度不再隨時間而改態(tài)的狀態(tài)?；瘜W(xué)平衡是動態(tài)平衡，它受溫度、壓力和濃度的影響?！净瘜W(xué)平衡常數(shù)】系在一定溫度下，可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)時，生成物濃度的反應(yīng)系數(shù)次冪的乘積與反應(yīng)物濃度的反應(yīng)系數(shù)次冪的乘積之比值，這個比值在一定溫度下是個定值。例如對可逆反應(yīng)：用濃度表示的平衡常數(shù)為：式中[A]、[B]、[C]、[D]代表平衡體系中各組分的濃度。也可用各組分的摩爾分?jǐn)?shù)計(jì)算平衡常數(shù)，以Kx表示（X代表組分的摩爾分?jǐn)?shù))：對于有氣體參加和生成的反應(yīng)，也可用各組分的分壓計(jì)算平衡常數(shù)，以Kp表示：以上三種平衡常數(shù)可以進(jìn)行如下?lián)Q算：式中R為氣體常數(shù)、T為絕對溫度、p為體系總壓、△n=（g+h)-（a+b)。【勒沙特列原理】又稱平衡移動原理。1887年由法國化學(xué)家勒沙特列（Le chatelier)提出。其內(nèi)容是：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓力、溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。比如，在溫度、壓力不變的條件下增加反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，平衡朝正反應(yīng)方向移動；在溫度不變的情況下，對反應(yīng)前后分子數(shù)有變化的氣體反應(yīng)，增大壓力，平衡朝分子數(shù)減少的方向移動；在其它條件不變時，升高溫度，平衡就朝吸熱反應(yīng)方向移動。勒沙特列原理在生產(chǎn)上有廣泛的應(yīng)用，利用這一原理選擇適當(dāng)?shù)姆磻?yīng)條件，可以提高產(chǎn)率、降低成本。【范特荷甫等溫方程】又稱化學(xué)反應(yīng)等溫方程式。由荷蘭物理化學(xué)家范特荷甫（Van′t Hoff)提出，假設(shè)有一理想氣體的化學(xué)反應(yīng)是：此體系的自由能變?yōu)椋菏街蠵代表該反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)時體系中各組分的分壓，Kp代表平衡常數(shù)；而p′代表任意狀態(tài)時反應(yīng)體系中各組分的分壓，Qp不是平衡常數(shù)，為區(qū)別起見，稱Qp為“分壓商”。用范特荷甫等溫方程式可以判斷在一定條件下，某化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向和限度。在等溫等壓除膨脹功不做其它功的情況下：當(dāng)Qp＜Kp時，△G＜0，正反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。當(dāng)Qp＞Kp時，△G＞0，正反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行，而逆反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。當(dāng)Qp=Kp時，△G=0，反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)。若反應(yīng)體系中的氣體不遵守理想氣體規(guī)律，則應(yīng)當(dāng)用逸度（f)來代替壓力，則化學(xué)反應(yīng)等溫方程式為：△G=-RTlnKf+RTlnQf如果反應(yīng)是在稀溶液中進(jìn)行，則化學(xué)反應(yīng)等溫方程式為：△G=-RTlnKc+RTlnQc式中Kc為濃度平衡常數(shù)，Qc為“濃度商”。對在非理想溶液中進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)，應(yīng)以活度（a)來代替濃度，即：△G=-RTlnka+RTlnQa【玻恩-哈伯循環(huán)法】由玻恩（Born)和哈伯（Haber)提出的求某一過程能量變化的方法。此法建立在熱力學(xué)第一定律的基礎(chǔ)上，根據(jù)某過程總的能量變化等于各個分過程能量變化的總和的原理，把某個變化過程設(shè)計(jì)成由若干個分過成組成的熱力學(xué)循環(huán)，即玻恩—哈伯循環(huán)。這樣，就可以根據(jù)已知的一些能量變化求出其中某一過程的能量變化。以求NaCl的晶格能為例，設(shè)計(jì)出生成氯化鈉晶體的熱力學(xué)循環(huán)：其中各個過程的能量變化是：△H生成=411.0kJ?mol-1，為NaCl晶體的生成熱；S=108.8kJ?mol-1為晶體鈉的升華熱；I=493.29kJ?mol-1為 E=-361.9kJ?mol-1為氯原子的電子親和能；U晶格能為NaCl的晶格能是未知量。根據(jù)熱力學(xué)第一定律可得出關(guān)系式：=-411.0-（108.8+493.29+119.7-361.9)=-770.9kJ?mol-1【晶格能】在298.15K和101325Pa（1大氣壓)下，由相互分離的氣態(tài)陽離子和氣態(tài)陰離子，生成1摩爾離子晶體時所釋放的能量。晶格能可以衡量離子晶體中離子鍵的強(qiáng)弱和晶體的熱穩(wěn)定性。晶格能可以通過熱化學(xué)實(shí)驗(yàn)間接測定，還可以通過熱化學(xué)循環(huán)計(jì)算（見玻恩—哈伯循環(huán)法)以及根據(jù)靜電吸引理論計(jì)算。【轉(zhuǎn)化率】某反應(yīng)體系達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)時，其中某個指定反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率是該物質(zhì)在達(dá)到平衡時已轉(zhuǎn)化的量占反應(yīng)起始時該物質(zhì)總量的百分率?？捎孟率竭M(jìn)行計(jì)算：（式中“量”可用質(zhì)量，也可用物質(zhì)的量。)