物理化学上册溶液
物理化学中科大第四章溶液
即定温下是一常数；即若CO2溶于水的总浓度为m，则溶液中CO2分子状态的CO2浓度为： m = m(1－) （常数） 由亨利定律： P1= kmm = km m (1－) = [ km (1－) ]m = km m 式中的km也为常数，也可叫作Henry常数。
例1. CO2在水中能部分地与溶剂（水）化合形成“溶剂化物（H2CO3）”，H2CO3的电离度很小，电离常数k1= 4.3×10－7，计算时可忽略其电离部分浓度。 CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3－ （k1忽略） m(1－) 1 m 由
固态盐类通常是离子晶体，离子间的引力很大，只有用强极性的溶剂方能溶解，非极性溶剂不能溶解。这也说明为什么一般无机盐在水中均有一定的溶解度，而在有机溶剂的溶解度则大大降低。 上述定性规则也有不少例外，故欲知物质在一液体中的溶解度，最可靠而直接的方法还是用实际方法来测定。
温度与溶解度： 一般说来物质溶解于某一液体中时，往往有热效应，既产生吸热或放热现象，故物质的溶解度往往与温度有关： 气体溶于水多为放热，故温度升高时，气体的溶解度将减小； 固体在水中的溶解度一般随温度升高而增大（少数例外）。若固体的晶型在温度变化范围内不变，则溶解度随温度的变化曲线是光滑连续的；若在某温度点发生晶型转变，则在该温度处其溶解度会突变，溶解度—温度曲线不连续。
二、溶解现象及溶解度
以前人们认为溶解现象仅是一物理现象，现在已认识到溶液中各物质分子之间的化学相互作用对溶液性质的影响，对于稀溶液还建立了一系列定量的理论，这些理论使我们有可能根据溶液的组成来预测溶液的某些性质。
01
可是对浓溶液来说，由于互相作用的复杂性，尚未很好地解决此问题。例如，关于物质在某一液体中的溶解度问题，现在还没有找出肯定的规律，更没有理论来定量地预测。但在定性方面可有一些规律可循，如：
液态混合物和溶液-物理化学
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14
计算挥发性溶质在平衡气相的组成：例4 －5
四、拉乌尔定律与亨利定律的比较 适用对象不同；
比例系数不同；
组成选择不同。
精品课件
15
例、20℃下HCl(B)溶于苯(A)达平衡。当气相中HCl 分压为101.325kPa时，溶液中HCl的摩尔分数为 0.0425。已知20℃ 苯的饱和蒸汽压为10.011kPa。 求20℃ 时HCl与苯蒸气的总压为101.325kPa时，苯 中溶解HCl的摩尔分数。 解：
p总 = p苯 +
pHCl
溶质服从Henry定律：pHCl=kxxHCl
溶剂服从Raoult定律： p苯=p*苯 (1-xHCl)
解得：xHCl= 0.0385
精品课件
16
§4.3 偏摩尔量 问题的提出
18.09 cm3 18.09 cm3
＝
36.18 cm3
1mol H2O (l) + 1mol H2O (l)
第四章 液态混合物和溶液
溶液（solution）(混合物）
广义地说，两种或两种以上物质彼此以分子或离子 状态均匀混合所形成的体系称为溶液(混合物） 。
溶液和混合物的区别：
溶液有溶剂和溶质之分而混合物没有；对溶液中的 溶剂和溶质采用不同的研究方法，而对混合物则采 用同一的研究方法。
精品课件
1
溶剂（solvent）和溶质（solute）
13
（2）0℃,101325Pa的空气中, 1000g水中最多 可溶解多少克O2(g)。
大学《物理化学》2.自由能、化学势和溶液
θ ∆ r H m − 133 .12 × 10 3 T = = = 314 K θ − 424 ∆r Sm
三. 在指定压力下温度对反应自发性的影响
ΔH ΔS － + + + － + ΔG=ΔHΔG=ΔH-TΔS － + 低温时＋ 低温时＋ 高温时－ 高温时－ － － 低温时－ 低温时－ 高温时＋ 高温时＋ 转折温度 T = ΔH /ΔS Δ 反应的自发性 在任意温度下反应均可自发 任意温度下反应都不能自发 在低温下反应不能自发 在高温下反应能自发进行 在低温下反应能自发进行 在高温下反应不能自发进
< 不可逆过程 自发过程 不可逆过程, = 可逆过程 可逆过程, 平衡态
> 反方向为自发过程
此不等式称为Holmholtz判据。 判据。 此不等式称为 判据 Holmholtz判据的应用条件：封闭体系、不作其它 判据的应用条件：封闭体系、 判据的应用条件 功、定温、定容的变化过程。 定温、定容的变化过程。 除此条件外的其它变化过程的△ 的大小均不能 除此条件外的其它变化过程的△F的大小均不能 用来作判据。 用来作判据。
三. 热力学基本公式
dU = TdS – PdV + δWR' dH = TdS + VdP + δWR' dG = -SdT + VdP + δWR'
公式应用条件 纯组分均相封闭体系; 纯组分均相封闭体系 或 组成不变的多组分均相封闭体系 可逆过程可应用
若体系不做其他功 dU = TdS – PdV dH = TdS + VdP dG = -SdT + VdP
CO2(g) + 2NH3(g) → (NH2)2CO(s) + H2O(l) 213.6 -393.5 192.5 -46.19 104.6 -333.2 69.96 -285.8
物理化学_溶_液_PPT课件
溶液
•上善若水
•天下莫柔弱如水 而攻坚强者莫之能胜 以其无以易之
•
老子：“ 道德经 ”
• 溶液是典型的多组分体系. • 定义: 两种或两种以上的物质在分子水平上均匀混合
所形成的单相体系即为溶液(solution). • 广义的溶液包括: • 气态溶液(如空气等); • 液态溶液,简称溶液(如白酒等); • 固态溶液(如某些金银饰品). • 溶液的组分一般分为两大类: • 溶剂(solvent): 通常为含量最多者; • 溶质(solute): 通常为含量较少者. • 溶液按其分子在溶液中的电离情况可分为: • 非电解质溶液和电解质溶液.
(过去为101325Pa=1atm)
• 理想气体的标准状态化学势0只 是温度的函数,与压力无关.
• 化学势不仅仅是温度的函数, 还 是压力的函数.
• 纯组分理想气体化学势表达式常简化为:
• = 0+RT ln(p/p0)
(3)
• 二. mixture of ideal gases
• 多种理想气体混合在一起所组成的体系称为理想气体 混合物. 其数学模型为:
• mi与xi之间的关系可用下式联系:
•
xi=miMA/(1+MA(∑mi))
(3)
• (3)式中MA为溶剂A的化学式量(kg.mol-1), 当溶液的浓度极稀 时, 可以认为:
•
MA(∑mi)<<1
• 故对于极稀的溶液, (3)式可以简化为:
•
xi=miMA
(极稀溶液)
(4)
• 质量摩尔浓度的优点是可以用称重法准确配制溶液, 且溶液的
•
mixH=0
(6)
理想气体混合物 i 组分的化学势:
物理化学电解质溶液
温度、浓度、同离子效应等。
02
电解质溶液的离子平衡
离子平衡的概念
离子平衡是指电解质溶液中正负离子浓度之间达 到相对稳定的状态。
在离子平衡状态下，正负离子的迁移速率相等， 溶液中不存在宏观电流。
离子平衡是动态平衡，当外界条件改变时，平衡 状态会发生改变。
离子平衡的建立
电解质溶解在水中后，正负离 子会受到水分子偶极的吸引，
02
电导率的计算公式为：K=σS/L ，其中K为电导率，σ为电导， S为横截面积，L为长度。
03
电导率的大小反映了电解质溶 液中离子迁移的速率和数量， 是电解质溶液的重要物理常数 之一。
电导率与浓度的关系
随着电解质浓度的增加，离子浓度也相应增加，导致电导 率增大。
在一定浓度范围内，电导率与浓度的关系呈线性关系，可 以用Arrhenius公式表示：K=K0exp(-Ea/RT)，其中K0为 常数，Ea为活化能，R为气体常数，T为绝对温度。
202X-12-30
物理化学电解质溶液
汇报人：
目 录
• 电解质溶液的基本概念 • 电解质溶液的离子平衡 • 电解质溶液的导电性 • 电解质溶液的酸碱反应 • 电解质溶液的电化学性质
01
电解质溶液的基本概念
电解质的定义
电解质
在水溶液或熔融状态下能够导电 的化合物。
导电原理
电解质在水溶液中能够电离出自 由移动的离子，这些离子在电场 作用下定向移动，形成电流，使 电解质溶液具有导电性。
02
酸碱反应速率常数的大小反映了反应的快慢程度， 可以通过实验测定或计算得出。
03
酸碱反应的速率与浓度、温度等因素有关，可以通 过改变这些因素来调控反应速率。
物理化学 第十章 高分子溶液
14.5 高分子对胶体稳定性的影响
溶胶 + 高分子
吸附
静电作用 氢键作用 Van der Waals力
14.5.1 高分子在溶液界面上的吸附 图14-10 吸附态高分子示意图
高分子在固-液界面上的吸附形态取决于：
① 固体表面活化位点数。 ② 高分子中可被吸附的官能团数。 ③ 高分子在溶液中的柔性。 ④ 溶剂分子的吸附。 ⑤ 高分子中吸附基团的位置。 ⑥ 高分子间的相互作用力。
π /c= RT(1/M + A2c) π /c对c作图可得一条直线，从斜率和截距可求
M及A2的值。
14.3.3 高分子溶液的黏度
高粘性的主要原因有三： (1) 高分子的柔性使得无规线团状的高分子在溶
液中所占体积很大，对介质的流动形成阻碍。 (2)高分子的溶剂化作用，使大量溶剂束缚于高
近年来，高分子稳定剂被广泛用于食品、 农药、涂料等工业中。
14.5.3 高分子对溶胶的絮凝作用 桥联机理
高分子+ 溶胶 电解质+ 溶胶
絮凝 聚沉
(1)搭桥效应 (2)脱水效应 高分子化合物对水亲和力强，使胶体粒子脱 水，降低溶剂化作用 (3)电中和 中和胶体离子表面电荷。但过多，形成水化 外壳，对胶体有保护作用。
当切应力增加，排列有序，破坏这些结构时,粘 度就减小了。
表14-3 高分子溶液黏度的表示方法
名称 相对黏度
增比黏度
比浓黏度
特性黏度
符 号． ηr
ηsp或ηr ηsp／c
[η]
数学表达式 η／ηo
η-η0/η0 ηsp／c 1imηsp／c
物理意义
溶液黏度η对溶 剂黏度ηo的相
对值
物理化学第四章 溶液
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二、亨利定律
稀溶液上挥发性溶质的分压与溶质的摩尔分数成正 比。但比例常数不为pＢ*（1803年，Henry）： pB=kx,B xB 换算浓度可有：pB=kc,B cB ／c （c ＝１mol/L）； pB=kb,B bB/b (b ＝1mol/kg)； pB=k%,B[%B] 等。 k称为亨利系数，其值与T、p、溶剂、溶质以及溶液 组成的表示方法有关。 使用亨利定律要求溶质在气、液两相中的存在形态 相同。如水中NH3、HCl不能用，CO2只可近似应用。
∂∆ G ∆ mix S = − mix = − R ∑ nB ln xB ∂T p B
B
∂∆ mix G = 0 ∆ mixV = ∂p T
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∆ mix H = ∆ mix G + T ∆ mix S = 0
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三、偏摩尔量的的几个重要公式
1、集合公式 、 定T定p定组成条件下：
dZ = ∑ Z BdnB
nk
在保持偏摩尔量不变的情况下，对上式积分
Z = Z1 ∫ dn1 + Z 2 ∫ dn2 + ⋅ ⋅ ⋅ + Z k ∫ dnk
0 0 0 n1 n2
= n1 Z1 + n2 Z 2 + ⋅ ⋅ ⋅ + nk Z k
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三、拉乌尔定律与亨利定律的应用
1、用拉乌尔定律测定非挥发性溶质的摩尔质量M 、用拉乌尔定律测定非挥发性溶质的摩尔质量
工科大学化学 物理化学第五章-溶液热力学(1)
H nB S nB
nB
摩尔Helmholz自由能 V Vm, B (molar Helmholz free energy)： nB
G 摩尔Gibbs自由能 * Gm, B nB (molar Gibbs free energy)：
这些 摩尔 热力 学函 数值 都是 强度 性质
体系的容量性质X与其摩尔量Xm*,B的关系为：X = nBXm*,B
单组分体系的物质的量为nB，则各摩尔热力学函
数值的定义式分别为： 摩尔体积(molar volume)：V
m, B
V nB
工科大学化学
摩尔热力学能 U * U (molar thermodynamic energy)： m, B
摩尔焓(molar enthalpy)：H
* m, B
* 摩尔熵(molar entropy)： Sm, B
系中加入 1mol 的物质 i 所引起体系容量性质 X( 如 S ，
U，H，A，G，V等)的变化值。
dX X i dni
i 1 k
工科大学化学
2. 偏摩尔量的特点 ▲ 偏摩尔量是状态函数，强度性质，只有容量 性质才有偏摩尔量，与纯物质的摩尔量(Xm*,B)相 似；
▲ 偏摩尔量的概念只对溶液中的物质有意义，
i i
i
工科大学化学
2. Gibbs-Duhem公式(偏摩尔量之间的关系) 恒T、p下，如果不按比例加入 n1，n2，……， nk，那么溶液的浓度就会发生变化，各个偏摩尔量
也随着变化，溶液的容量性质随之改变。此时对集
合公式有： X X 1n1 X 2 n2 X m nm X i ni 微分得：dX ni d X i X i dni
物理化学中的电解质溶液理论
物理化学中的电解质溶液理论电解质溶液是指在水或其他溶剂中，化学反应中不完全溶解的化合物，也称为弱电解质。
溶液中的化合物电离成正离子和负离子，因此具有电导性和电化学特性。
在物理化学领域，电解质溶液理论是研究电解质分子和离子在溶液中行为的重要基础。
电解质溶液的基本特性电解质溶液的性质取决于物种的浓度和成分，其中最重要的特征是电离度。
电离度指的是化合物分子在溶液中变为正离子和负离子的度量，通常用β表示。
在一个离子稀释度很高的溶液中，溶解度小的离子分子通常被认为具有完全电离。
但是，在高浓度下，电离度会像理想的电解质那样，显著降低。
这类似于质量作用的逆变化。
对于非理想性溶液，电离度通常用Debye-Hückel理论来解释。
这个理论基于溶液中电荷的相互作用和远距离效应。
Debye-Hückel理论Debye-Hückel理论是20世纪早期开发的一种描述准简笔化电解质溶液的理论，通常应用于低浓度溶液。
它基于溶液中离子和分子的相互作用，并构建了电离的自由能与密度的关系。
这个理论是基于1941年出版的书Quantum Chemistry的量子化学理论，与20世纪60年代开发的量子电荷动力学方法是相似的。
Debye-Hückel理论表明，在弱电解质含量较低时，离子与分子之间的相互作用可以在溶液中造成离子的不同电荷分离，使得电离度大大降低。
因此，在低浓度时，电离度接近完全，而在高浓度时，离子的电离度则随着浓度的增加而降低。
此外，该理论涉及到溶液组成和温度的影响，以及离子速度和电导率等物理化学参数。
普朗克-巴西娅-克朗门–方程普朗克-巴西娅-克朗门–方程描述了电解质溶液的离子时空动态行为，这对于研究电离度、离子传输速率、热力学属性和光谱学是至关重要的。
该方程基于三个主要假设：离子在溶液中是相对自由的、电力线是均匀的和场量子论基础可以用来描述离子的行为。
普朗克-巴西娅-克朗门–方程是以下方程的组合：∇^2ψi(r,t)= −(zi/eϵr)+ (D/RT) ∑j≠i(ci,cj) zi(F(r)−F(r))/(rij),其中︰ψi是带电离子i在时间t的电势;∇^2是Laplace算子；zi是离子i的电荷;e是元电荷（即最小电荷单元）;ϵ是相对介电常数的电容率;r是位置向量;D是离子扩散系数;c是离子浓度以及热力学条件的一部分;R是普朗克常数，T是温度;F(r)是离子在时间t的处于r的离子荷场能;rij是i到j的距离。
物理化学-溶液多组分体系热力学公开课获奖课件百校联赛一等奖课件
5. 溶质B旳质量摩尔浓度mB（molality）
mB def
nB WmmAAA
6. 溶质B旳摩尔比
rB nB / nA
(二) 偏摩尔量和化学势
(二) 偏摩尔量和化学势 1.偏摩尔量旳定义
2. 应注意旳问题
ZB
Z nB
T , p,nC (C B)
(1) 只有容量性质才有偏摩尔量，而偏摩尔量是强 度性质。 (2) 偏摩尔数量旳下标是 T , p, nC (C B) 。
XE＝ ΔmixXre －ΔmixXid
（九）渗透因子和超额函数
超额吉布斯自由能
GE
GE def G mix re G mix id
GE nB RT ln B B
当 GE 0 ，表达系统对理想情况发生正偏差；
当
，则发生负偏差。
GE 0
（十） 分配定律
“在定温、定压下，若一种物质溶解在两个同步存在旳 互不相溶旳液体里，到达平衡后，该物质在两相中浓度 之比等于常数” ，这称为分配定律。用公式表达为：
pB kccB
(b) 溶质在气相和在溶液中旳分子状态必须相同
(c) 溶液浓度愈稀，对亨利定律符合得愈好。
（四） 稀溶液中旳两个经验定律
在很稀旳溶液中，溶质旳蒸气压仅与溶质旳浓 度有关，且两者成正比。但是kx可能不等于pB*（环境 与纯溶质旳环境大不相同）。 kx与溶剂对溶质分子旳 引力F大小有关。
MA
合用条件： 稀溶液，且溶质不挥发
（七） 稀溶液旳依数性
若A，B组分都挥发：
Tb
kBmB (1
yB xB
)
xB为液相构成, yB为气相构成。
xB yB ΔTb 0
升高
xB yB
物理化学中的溶液理论
物理化学中的溶液理论物理化学是研究物质的理论和实验基础的分支学科，其中溶液理论是其重要组成部分之一。
溶液理论是关于溶质在溶剂中的分子间相互作用及其对溶液性质的影响的理论体系。
本文将介绍溶液的基本概念、溶解度的影响因素以及溶液中溶质和溶剂的分子间相互作用。
一、溶液的基本概念溶液是由溶质和溶剂组成的混合体系，其中溶质是以较低浓度存在于溶液中的物质，而溶剂是以较高浓度存在于溶液中的物质。
溶液是物理化学中研究的核心对象，其性质的研究对于理解物质的基本特性具有重要意义。
二、溶解度的影响因素1. 温度：温度是影响溶解度的重要因素之一。
一般情况下，随着温度的升高，溶解度也会增加。
这是因为在高温下，溶液中的分子能量增加，分子热运动加剧，有利于溶质分子与溶剂分子之间的相互作用，从而促进了溶质的溶解过程。
2. 压力：在溶液中，压力对溶解度的影响较小，除非涉及到气体溶液或电解质溶液等特殊情况。
在一般情况下，溶液的压力变化对溶解度的影响可以忽略不计。
3. 物质的特性：不同物质的溶解度往往具有很大的差异。
分子间的相互作用力是影响溶解度的重要因素之一，比如极性物质在极性溶剂中的溶解度往往较高，而非极性物质在非极性溶剂中的溶解度较高。
4. 浓度：在溶质浓度低的情况下，溶解度随着溶质浓度的增加而增加。
然而，当溶质浓度达到一定限度时，继续增加溶质浓度并不会显著影响溶解度。
三、溶液中溶质和溶剂的分子间相互作用1. 溶质-溶质间相互作用：溶质与溶质之间的相互作用对溶解度有重要影响。
当溶质分子之间的相互作用较强，溶质分子间能够形成更稳定的团簇结构，从而导致溶质的溶解度降低。
2. 溶剂-溶剂间相互作用：溶剂与溶剂之间的相互作用也会影响溶液的性质。
当溶剂分子之间的相互作用较强时，溶剂分子间能够形成更稳定的结构，从而导致溶液的溶解度降低。
3. 溶质-溶剂间相互作用：溶质与溶剂之间的相互作用是决定溶液性质的重要因素。
当溶质与溶剂之间的吸引力较强时，溶质分子能够更好地与溶剂分子相互作用，从而有利于溶质的溶解。
从物理化学角度解释溶液的性质
从物理化学角度解释溶液的性质溶液是由溶质和溶剂组成的一种复合体系。
通过物理化学的角度，我们可以解释溶液的性质。
本文将从以下几个方面进行论述：溶解过程、溶解度、溶液浓度和溶液的物理性质。
1. 溶解过程当溶质与溶剂接触时，溶液的形成是一个动态平衡过程。
在溶解过程中，溶质分子与溶剂分子间发生相互作用。
这些作用力可以是离子间的静电相互作用、分子间的范德华力或者氢键等。
这些作用力使溶质分子从固体或气体相转移到溶液中，从而形成溶解过程。
2. 溶解度溶解度是指在一定温度下，溶剂中最多可溶解的溶质的物质量。
它受到温度、压力和溶剂的性质等因素的影响。
在一些情况下，溶解度随温度的增加而增加，称为正温度系数。
例如，固体氨溶解于水的溶解度随温度的升高而增加。
而对于一些溶质，溶解度随温度的升高而减小，称为负温度系数。
例如，氧气在水中的溶解度随温度的升高而减小。
3. 溶液浓度溶液浓度是描述溶质在溶剂中的相对多少的量。
常用的浓度单位有质量分数、摩尔浓度和体积比等。
质量分数是溶质的质量与溶液总质量之比。
摩尔浓度是溶质的物质量与溶液体积之比。
体积比是溶质的体积与溶液体积之比。
4. 溶液的物理性质溶液的物理性质与其溶质和溶剂的性质有关。
其中之一是溶液的颜色。
当溶剂具有颜色时，溶质溶解后会改变溶液的颜色。
另一个物理性质是溶液的折射率，溶液的折射率与溶质的浓度有关。
溶液的电导率也是衡量溶液物理性质的一种参数。
电解质溶液能导电，而非电解质溶液不能导电。
总结起来，从物理化学的角度解释溶液的性质可涵盖溶解过程、溶解度、溶液浓度和溶液的物理性质。
深入理解这些概念有助于我们对溶液的特性和行为进行更准确的解释和应用。
通过研究溶液的性质，我们可以更好地理解和掌握溶液体系在生活和科学中的重要性和应用。
物理化学中的溶液浓度计算
物理化学中的溶液浓度计算在物理化学中，溶液浓度是一个非常重要的概念。
它描述了溶液中溶质的含量相对于溶剂的比例。
溶液浓度的计算对于许多实验和工业应用都至关重要。
本文将介绍一些常见的溶液浓度计算方法，并探讨它们的原理和应用。
一、摩尔浓度摩尔浓度是最常见的溶液浓度计算方法之一。
它表示单位体积溶液中溶质的摩尔数。
摩尔浓度的计算公式为：摩尔浓度（M）= 溶质的摩尔数 / 溶液的体积（升）例如，如果我们有100毫升的溶液，其中含有2摩尔的溶质，那么溶液的摩尔浓度就是2M。
摩尔浓度的计算方法简单直观，广泛应用于实验室和工业生产中。
它可以用来计算溶液的配制量、反应物的用量等。
此外，摩尔浓度还可以用于计算溶液的稀释倍数。
当我们需要制备一定浓度的溶液时，可以通过摩尔浓度计算出所需的溶质量，再加入适量的溶剂进行稀释。
二、质量浓度质量浓度是另一种常见的溶液浓度计算方法。
它表示单位体积溶液中溶质的质量。
质量浓度的计算公式为：质量浓度（g/L）= 溶质的质量（克）/ 溶液的体积（升）例如，如果我们有200毫升的溶液，其中含有20克的溶质，那么溶液的质量浓度就是100g/L。
质量浓度常用于溶液中溶质的质量计算。
在实验室中，我们常常需要知道溶质的质量，以便准确配制溶液或计算反应物的用量。
此外，质量浓度还可以用于计算溶液的密度。
通过测量溶液的质量和体积，我们可以得到溶液的密度，并进一步计算出溶质的质量浓度。
三、体积分数体积分数是描述溶液中溶质体积与溶液总体积之比的浓度计算方法。
体积分数的计算公式为：体积分数 = 溶质的体积 / 溶液的总体积例如，如果我们有50毫升的溶液，其中含有5毫升的溶质，那么溶液的体积分数就是0.1。
体积分数常用于描述气体溶解于液体中的情况。
在实验室中，我们常常需要知道气体的溶解度，以便进行实验设计和数据分析。
通过计算气体溶解液的体积分数，我们可以了解溶解度的大小，并进一步研究气体溶解过程的机理。
四、摩尔分数摩尔分数是描述溶液中溶质摩尔数与溶液总摩尔数之比的浓度计算方法。
物理化学解释溶液的溶解度积
物理化学解释溶液的溶解度积溶解度积是物理化学中用来表示溶解度的重要指标。
它在描述溶液中溶质的溶解程度和溶液中溶质浓度的关系方面起到关键作用。
本文将从物理化学的角度解释溶解度积的概念，并探讨其在实际应用中的重要性。
一、溶解度积的定义与计算方法溶解度积是指在一定温度下，溶质在溶液中达到饱和状态时，溶质离解产生的离子浓度乘积的值。
具体地说，对于一般的离子化合物，其溶解度可用以下的化学方程式表示：AaBb(s) → aA+(aq) + bB-(aq) 在该方程中，AaBb(s)代表溶质，aA+(aq)和bB-(aq)分别代表该溶质离解产生的阳离子和阴离子。
溶解度积（Ksp）的计算公式为：Ksp =[A+]^a * [B-]^b 其中，[A+]和[B-]分别表示溶液中的阳离子和阴离子的浓度。
二、溶解度积与溶解平衡溶解度积与溶解平衡密切相关。
当一定量的溶质溶解在溶剂中时，溶解度积的值实际上是溶质溶解产生的离子浓度之积。
而在溶液达到饱和的状态下，溶解度积的值将不再改变。
这是因为在溶解平衡达到后，溶质的溶解和沉淀的速率相平衡，溶质离解的速率等于溶质沉淀的速率。
因此，溶液中溶质和溶质离解产生的离子浓度将达到一个稳定状态，溶解度积也就固定下来。
三、溶解度积的应用1. 判断溶解度溶解度积可用来判断某溶质在溶剂中的溶解度。
当已知溶液中的离子浓度时，可以通过溶解度积的计算来推算出溶质的溶解度。
反之，如果已知溶质的溶解度，也可以通过溶解度积的计算来估算溶液中的离子浓度。
2. 预测沉淀反应利用溶解度积，可以预测溶液中是否会发生沉淀反应。
当两个不同的溶质在溶剂中混合时，如果两种溶质的离解产生的离子浓度积大于溶解度积，则会发生沉淀反应。
这种方法可以应用于工业生产中的沉淀分离和矿石的提取等过程。
3. 优化溶质的萃取与分离溶解度积还可以用于优化溶质的萃取与分离过程。
在溶质的萃取与分离中，可以调节温度和溶液中其他组分的浓度，以改变溶解度积的值，达到更好的分离效果。
物理化学电解质溶液教案中的电解质溶液的胶体与胶体溶液
物理化学电解质溶液教案中的电解质溶液的胶体与胶体溶液背景介绍：物理化学是研究物质的基本性质和变化规律的学科，而电解质溶液是其中一个重要的研究对象。
在电解质溶液中，存在着两种特殊的溶液，即胶体和胶体溶液。
本文将从胶体的定义、特性以及胶体溶液的构成和性质等方面进行介绍与讨论。
一、胶体的定义与特性胶体是由两种或两种以上的物质组成的混合物，在溶剂中形成的非晶态或类晶态的微细颗粒分散体系。
胶体的特性主要有以下几个方面：1. 粒径小：胶体颗粒的尺寸通常在1到100纳米之间，这使得胶体呈现出乳白色或半透明的外观。
2. 分散稳定性：胶体颗粒能够在溶液中长时间保持分散状态，不易沉淀和聚集。
3. 散射性：胶体溶液对可见光的散射现象明显，可以观察到光束的散射和光的透射。
4. 不可透过滤膜：胶体颗粒的大小远大于溶液中的传统溶质，因此胶体溶液无法通过过滤膜。
二、胶体溶液的构成和性质胶体溶液是由胶体颗粒和溶剂组成的，它具有一些特殊的性质和行为。
以下是胶体溶液的构成和性质的讨论：1. 稳定性：胶体溶液的稳定性是指胶体颗粒在溶剂中保持分散状态的能力。
胶体颗粒表面带有电荷，这些电荷能够与溶液中的离子相互作用，形成电双层或电荷屏障，阻止颗粒的聚集。
2. 吸附性：胶体溶液中的胶体颗粒具有吸附其他物质的能力。
这是由于胶体颗粒表面的活性位点能够与其他物质形成吸附层。
3. 光学性质：胶体溶液对光的散射和吸收能力较强，使得胶体呈现出特殊的光学性质，如乳白色或半透明的外观。
4. 浊度：胶体溶液的浊度是指溶液中可见光的散射程度。
浊度的大小与胶体溶液中的胶体颗粒的浓度和粒径有关。
结论：物理化学电解质溶液教案中的电解质溶液的胶体与胶体溶液是一个重要的内容。
通过本文的介绍与讨论，我们了解到胶体是由两种或两种以上物质组成的混合物，具有粒径小、分散稳定性、散射性和无法通过滤膜等特性；胶体溶液是由胶体颗粒和溶剂组成的，具有稳定性、吸附性、光学性质和浊度等性质。
物理化学第10讲R定律理想溶液.ppt
RT ln xB：f(T，xB)，意义
p
pθ VBdp ：f(T，p)，意义
B ：f(T，p，xB)
xB ↑ B↑
θ B
(l)
RT
ln
xB
B T, pθ , xB
Bθ (l)
p
pθ Vm,Bdp
B* l,T, p
③ 一般情况下
p pθ
Vm,Bdp值很小，与
都严格服从Raoult定律。
pA pA* xA 0 xA 1
p p x 1 xB 0
➢ 微观特征：
fA-A fB-B fA-B
2. 理想溶液的化学势：
对任意组分B, B ＝ ？
设l
g
sln
T，p，xB，…
则
B
(l)
B
(g)
θ B
(
g
)
RT
B
θ B
(T
)
RT
ln
fB pθ
①
fB
f
B
xB
校正分压
② θB ： 纯B(理想气体，T，p)
RT
ln
fB pθ
:
➢ fB的估算：
混合气体 T，p，xB，…
fB ＝？
纯B T，p fB*
fB fB*xB Lewis－Randall规则
§Section 5 Raoult定律和理想溶液 (Raoult’s law and ideal solution)
即用相对值的办法表示B。
一、理想气体的化学势
B
p
T ,nB ,nC
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dH TdS Vdp BdnB
B
dA SdT pdV BdnB
B
dG SdT Vdp BdnB
B
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3、化学势在相平衡中的应用
设系统中有 和 两相，两项均为多组分 ，在等温等压下，设 相中有极微量的B种物 质 d nB 转移到 相中，此时系统吉布 斯自由能的总变化为：
摩尔热力学能（molar thermodynamic energy）
U
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* m,B
U nB
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1、单组分体系的摩尔热力学函数值
摩尔焓（molar enthalpy）
H
* m,B
H nB
摩尔熵（molar entropy）
S
* m,B
S nB
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4.1 引言
2、混合物（mixture） 多组分均匀体系中，溶剂和溶质不加区分，各 组分均可选用相同的标准态，使用相同的经验定律， 这种体系称为混合物，也可分为气态混合物、液态 混合物和固态混合物。
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4.1 引言
1、溶液（solution）
广义地说，两种或两种以上物质彼此以分子或
离子状态均匀混合所形成的体系称为溶液。 如果组成溶液的物质有不同的状态，通常将液
态物质称为溶剂，气态或固态物质称为溶质。
如果都是液态，则把含量多的一种称为溶剂， 含量少的称为溶质。
第四章
固态溶液
溶液
气态溶液
液态溶液
正规溶液
非电解质溶液
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第四章 多组分系统热力学及其在溶液中的应用
4.1 4.2 4.3 4.4 4.5 4.6 4.7 4.8 4.9 4.11 4.13
上一内容
引言 多组分系统的组成表示法 偏摩尔量 化学势 气体混合物中各组分的化学势 稀溶液中的两个经验定律 理想液体混合物 稀溶液中各组分的化学势 稀溶液的依数性 活度与活度因子 分配定律
S G
n
B B
B
SB GB
n
B
GB
= B
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4、Gibbs-Duhem公式
如果在溶液中不按比例地添加各组分，则溶液浓 度会发生改变，这时各组分的物质的量和偏摩尔量均 会改变。 根据集合公式 对Z进行微分
Z n1Z1 n2 Z2 nk Zk
B G ( ) p ,nB ,nc [ ( )T , p ,nc ] p ,nB ,nc T T nB dG SdT Vdp dn G [ ( ) p ,nB ,nc ]T , p ,nc nB T
摩尔Helmholz自由能（molar Helmholz free energy）
AБайду номын сангаас
* m,B
A nB
G
* m,B
摩尔Gibbs 自由能（molar Gibbs free energy） 这些摩尔热力学函数值都是强度性质。
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G nB
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2、多组分体系的偏摩尔热力学函数值
dZ n1dZ1 Z1dn1 nk dZk Zk dnk
1
2
在等温、等压下某均相体系任一容量性质的全微分为：
dZ Z1dn1 Z2 dn2 Zk dnk
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4、Gibbs-Duhem公式
3、偏摩尔量的集合公式
写 U nBU B 成 B 一 H nB H B 般 B 式 有： A nB AB
B
UB HB AB SB
U ( )T , p , nc ( c B) nB H ( )T , p , nc ( c B) nB
A ( )T , p , nc ( c B) nB S ( )T , p , nc ( c B) nB G ( )T , p , nc ( c B) nB
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4.2
溶液组成的表示法
2.溶质B的摩尔比
rB nB / n( A)
rB = nB / n
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A
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4.3
偏摩尔量
•单组分体系的摩尔热力学函数值 •多组分体系的偏摩尔热力学函数值 •偏摩尔量的集合公式 •Gibbs-Duhem公式
1 2 k
其全微分
k U U U dU ( )V ,nB dS ( ) S ,nB dV ( ) S ,V ,nc (cB) dnB S V B1 nB
即：
dU TdS pdV BdnB
B
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2、多组分体系中的基本公式
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4、化学势与压力的关系
B G ( )T ,nB ,nc [ ( )T , p,nc ]T ,nB ,nc p p nB
dG SdT Vdp BdnB
B
G [ ( )T ,nB ,nc ]T , p ,nc nB p
V ( )T , p ,nc VB nB
Z= nB Z B
B=1 k
这就是偏摩尔量的集合公式，说明体系的总的容 量性质等于各组分偏摩尔量的加和。 例如：体系只有两个组分，其物质的量和偏摩尔 体积分别为 n1 ,V1 和 n2 ,V2 ，则体系的总体积为：
V n1V1 n2V2
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在多组分体系中，每个热力学函数的变量就不 止两个，还与组成体系各物的物质的量有关。 设Z代表V，U，H，S，A，G等广度性质，则 对多组分体系 Z Z (T , p, n1 , n2 , , nk ) 偏摩尔量ZB的定义为：
ZB
def
Z ( )T , p ,nc (cB) nB
ZB称为物质B的某种容量性质Z的偏摩尔量 （partial molar quantity）。
B=1 k
Z ZB ( )T , p ,nc (c B) nB
在保持偏摩尔量不变的情况下，对上式积分
Z Z1 dn1 Z2 dn2 Zk dnk
0 0 0
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n1
n2
nk
3、偏摩尔量的集合公式
n1 Z1 n2 Z2 nk Zk
（1）（2）两式相比，得：
n1dZ1 n2 dZ 2 nk dZ k 0 即
n dZ
B B=1
k
B
0
这就称为Gibbs-Duhem公式，说明偏摩尔量之间 是具有一定联系的。某一偏摩尔量的变化可从其它偏 摩尔量的变化中求得。
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4.2 多组分系统的组成表示法
１、混合物组成表示法
（１）物质Ｂ的质量浓度 （３）Ｂ的浓度 （物质的量浓度）
B
=
m(B) / V
c =
B
nB / V
（２）Ｂ的质量分数
（４）Ｂ的摩尔分数
w = m(B) / ∑
B
A
mA
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x B = nB / ∑ nA
A
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dG = dG
=
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+
dG
B
B
d nB +
dn
B
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3、化学势在相平衡中的应用
dn = d n
B
_
B
在平衡条件下
(
因为
B
_
B
dG = 0
)
B
dn =
B
0
dn
≠0
所以
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B
=
B
达平衡条件：同一组分在两项中的化学势相等
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2、多组分体系的偏摩尔热力学函数值
使用偏摩尔量时应注意： 1.偏摩尔量的含义是：在等温、等压、保持B物质 以外的所有组分的物质的量不变的条件下，改变 dnB 所引起广度性质Z的变化值，或在等温、等压条件 下，在大量的定组成体系中加入单位物质的量的B 物质所引起广度性质Z的变化值。 2.只有广度性质才有偏摩尔量，而偏摩尔量是强度 性质。 3.纯物质的偏摩尔量就是它的摩尔量。 4.任何偏摩尔量都是T，p和组成的函数。
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1、单组分体系的摩尔热力学函数值
体系的状态函数中V，U，H，S，A，G等是广度性 质，与物质的量有关。设由物质B组成的单组分体 系的物质的量为 nB ，则各摩尔热力学函数值的定义 式分别为：