物理化学电子教案.ppt
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2020/11/18
4.1 化学反应的方向和限度
(1) 化学反应的限度 理论上，所有化学反应都是既可以正向进行，也 可以逆向进行，但根据反应限度的不同，实际反应可 以分为单向反应和对峙反应两类。
单向反应：如果一个化学反应的逆向反应的进行 程度很小，可以忽略不计，这种反应通常称为单向反 应。
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
C2H5OH(l) CH 3COOH (l) CH 3COOC 2H5 (l) H2O(l)
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2020/11/18
(1) 化学反应的限度
注意：单向反应和对峙反应并不是一成不变的。 当反应条件改变时，单向反应和对峙反应有可能相互 转变。例如
G* GA* GB* nAGm* ,A nBGm* ,B
nA A*
nB
* B
(1 )A*
B*
A*
(
* B
A*
)
由于 A* 和 B* 均为常数，因此 G* vs. 应为一条
直线，如下图中的虚线所示。
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2020/11/18
(2) 反应系统的吉布斯自由能
eq
对峙反应：如果一个化学反应的正向反应和逆向 反应都有一定的进行程度，不能忽略，这种反应通常 称为对峙反应。
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2020/11/18
(1) 化学反应的限度
单向反应的实例：燃烧反应
常温下：H2
(g)
1 2
O2
(g)
H
2O(l)
对峙反应的实例
N2 (g) 3H2 (g) 2NH 3(g)
物化课件
13:24:58
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实际气体的液化
270K时CO2相变过程
p=3.204MPa
峭， ， 由 如 上在 体 于 果 升等 积 液 继 的温 仅 体 续 线线 有 压 增 段上 微 缩 加 。出 小 性 压 现改很力 陡变小，
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气 体 全 部 凝 结 为 液 体
以上三式结合 理想气体状态方程
pV = nRT
单位：p Pa V m3
TK
n mol R J mol-1 K-1
摩尔气体常数：R ＝ 8.314510 J mol-1 K-1
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理想气体状态方程
理想气体状态方程也可表示为： pVm=RT pV = (m/M)RT 以此可相互计算 p, V, T, n, m, M, (= m/ V)
l’1 l’2 T1<T2<Tc<T3<T4
p / [Pa]
1) T < Tc 气相线 g1g’1: p , Vm 气－液平衡线 g1l1 : 加压，p*不变, gl, Vm g1: 饱和蒸气摩尔体积Vm(g) l1: 饱和液体摩尔体积Vm(l)
g’2 g’1ຫໍສະໝຸດ C l2 l1T4
T3 g2 g1 Tc
2) 质量分数wi
wi
def
mi / mi
（单位为1）
wi = 1
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13:24:58
理想混合气体状态方程
2. 理想气体方程对理想气体混合物的应用 因理想气体分子间没有相互作用，分子本身 又不占体积，所以理想气体的 pVT 性质与气体的 种类无关，因而一种理想气体的部分分子被另一 种理想气体分子置换，形成的混合理想气体，其 pVT 性质并不改变，只是理想气体状态方程中的 n 此时为总的物质的量。
溶液ppt课件
旳化学势，它不是原则态。
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2024/9/28
溶质旳化学势
Henry定律因浓度表达措施不同，有如下三种形式：
pB kx xB kmmB kccB
(1)B (T , P) B (T ) RT ln(PB / P )
B (T ) RT ln(Kx / P ) RT ln xB
2024/9/28
溶质旳化学势
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2024/9/28
4.7 稀溶液旳依数性
依数性质：（colligative properties）当把一种不挥发
性物质溶于某一溶剂，构成稀溶液时，该溶液旳某些 性质只与溶质旳质点数（即多少）有关，而与溶质本 身旳性质无关，我们把稀溶液旳此种特征称为“依数 性”。 依数性旳种类：
2024/9/28
4.2 溶液构成旳表达法
4.质量分数wB（mass fraction）
wB
WB W (总)
溶质B旳质量与溶液总质量之比称为溶 质B旳质量分数。为无量纲量。
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2024/9/28
4.3 稀溶液中旳两个经验定律
拉乌尔定律（Raoult’s Law）
1887年，法国化学家拉乌尔在屡次试验旳基础上总
p)
(T
,
p
)
RTIn
P P
纯物质旳摩尔吉布斯自由能等于化学势
(T ,
P)
(T ,
P
)
RT
ln
P P
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2024/9/28
理想气体旳化学势
(T ,
P)
(T ,
P
)
RT
第1章 热力学基本原理-第二定律(6)
V
1.7 热力学第二定律的文字表述
寻找文字说法: 自发过程
Ⅰ
Ⅱ
假定有条件1 自发过程
不自发过程 则：条件1 是不可能的。
热力学第二定律从经验上总结出多种“‥ ‥ ‥是不可能的”说法。
1.7 热力学第二定律的文字表述
1.7.2. 热力学第二定律的文字表述
克劳修斯（Clausius）的说法：“不可能把热从低温物体传 到高温物体，而不引起其它变化。”
1.9 熵函数
1.9.1.熵的定义
任意可逆循环可以用无限多个微小卡诺可逆循环代替
1.9 熵函数
任意可逆循环的热温商 用相同的方法把任意可逆 循环分成许多首尾连接的小卡 诺循环，前一个循环的等温可 逆膨胀线就是下一个循环的绝 热可逆压缩线，如图所示的虚 线部分，这样两个过程的功恰 好抵消。 从而使众多小卡诺循环的总效应与任意可逆循环 的封闭曲线相当，所以任意可逆循环的热温商的加和 等于零，或它的环程积分等于零。
S
1 2
2
1
Qr S T
>不可逆 =可逆 > 不可逆 = 可逆
Q
T
1.克劳修斯不等式 2.热力学第二定律 数学表达式
dS
Q
T
1.9 熵函数
Clausius 不等式的意义： Clsusius 不等式引进的不等号，在热力学上可以作 为变化方向与限度的判据。
Q dS T
> 不可逆过程，不违反第二定律 = 可逆过程 < 不存在过程，违反第二定律
1.8 卡诺循环和卡诺定理
不可逆循环的热温商：
Q1 Q2 Q2 ir 1 Q1 Q1
Q2 T2 所以 1 1 Q1 T1
r
2024版傅献彩物理化学电子教案课件
01绪论Chapter物理化学概述物理化学的定义01物理化学的研究范围02物理化学在化学科学中的地位03物理化学的研究对象与任务研究对象研究任务实验方法通过实验手段观测和记录物质的物理现象和化学变化，获取实验数据。
理论方法运用数学、物理学等理论工具对实验数据进行处理和分析，揭示物质的基本规律。
计算方法利用计算机模拟和计算等方法，对物质的性质、结构和变化规律进行预测和研究。
物理化学的研究方法030201物理化学的学习方法与要求学习方法学习要求02热力学基础Chapter热力学基本概念与术语热力学系统状态与状态函数过程与途径热力学平衡态热力学第一定律能量守恒定律能量不能创造也不能消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学能系统内能的变化等于传入系统的热量与外界对系统做功之和。
焓定义为系统的热力学能与体积的乘积，用于描述等压过程中的能量变化。
热力学第二定律热力学第二定律表述热力学温标熵增原理热力学函数与基本方程热力学函数热力学基本方程麦克斯韦关系式热力学在化学中的应用化学反应的热效应化学平衡相平衡03化学动力学基础Chapter化学反应速率的概念与表示方法化学反应速率表示方法摩尔浓度变化率、质量浓度变化率、气体分压变化率等化学反应速率理论简介碰撞理论过渡态理论01020304浓度越高，反应速率越快。
反应物浓度温度越高，反应速率越快。
温度催化剂可以降低反应的活化能，从而加快反应速率。
催化剂对于有气体参与的反应，压力的变化会影响反应速率。
压力影响化学反应速率的因素复杂反应动力学简介平行反应竞争反应连续反应根据反应条件（如温度、压力、浓度等）预测反应的速率。
预测反应速率通过调整反应条件（如温度、压力、催化剂等）来优化反应速率和选择性。
优化反应条件通过分析反应速率与各种因素的关系，可以推断出反应的机理和过渡态的性质。
研究反应机理化学反应速率理论的应用04电化学基础Chapter电化学基本概念与术语电化学电极电解质电离电导率将化学能转变为电能的装置。
物理化学实验电子教案
物理化学实验电子教案第一章：实验基本原理与安全1.1 实验基本原理1.1.1 介绍物理化学实验的基本原理，如热力学、动力学、电化学等。
1.1.2 解释实验原理在实际应用中的重要性。
1.2 实验安全1.2.1 强调实验安全的重要性，包括防火、防爆、防毒等。
1.2.2 介绍实验中可能存在的危险物质和危险操作，以及相应的预防措施。
第二章：实验器材与操作2.1 实验器材2.1.1 介绍实验中所需的器材，如烧杯、试管、移液器等。
2.1.2 说明器材的选择和使用方法。
2.2 实验操作2.2.1 讲解实验的基本操作，如称量、溶解、搅拌等。
2.2.2 演示实验操作的步骤和技巧。
第三章：实验数据处理与分析3.1 数据处理3.1.1 介绍实验数据的处理方法，如平均值、标准差等。
3.1.2 讲解数据的可靠性和有效性的评估方法。
3.2 数据分析3.2.1 解释实验数据与理论之间的关系。
3.2.2 分析实验结果，探讨可能的原因和影响因素。
4.1 实验报告结构4.1.1 介绍实验报告的基本结构，包括封面、摘要、引言等。
4.1.2 讲解实验报告的格式和规范。
4.2.2 分析优秀实验报告的特点和优点。
第五章：实验案例分析5.1 实验案例选择5.1.1 选择具有代表性的实验案例，如经典的物理化学实验。
5.1.2 介绍实验案例的背景和实验目的。
5.2 实验案例分析5.2.1 分析实验案例的实验原理和操作步骤。
5.2.2 讨论实验结果的意义和应用。
第六章：热力学实验6.1 实验目的与原理6.1.1 解释热力学实验的目的，如测定物质的比热容、反应热等。
6.1.2 介绍热力学实验的基本原理，如能量守恒、热力学第一定律等。
6.2 实验设备与操作6.2.1 介绍热力学实验所需的设备，如量热器、温度计等。
6.2.2 讲解实验设备的操作步骤和注意事项。
6.3 实验数据分析6.3.1 解释热力学实验数据的处理方法，如温度校正、热量计算等。
6.3.2 分析实验数据与热力学理论之间的关系。
物理化学第七章 化学动力学
第七章 物理化学电子教案积分法 微分法 半衰期法 孤立法一级反应 对峙反应e上一内容 f下一内容平行反应连续反应 链反应2返回回主目录化学动力学的任务和目的化学热力学的研究对象和局限性 研究化学变化的方向、能达到的最大限度以及 外界条件对平衡的影响。
化学热力学只能预测反应 的可能性，但无法预料反应在何种条件下能够发 生？反应的速率如何？反应的机理如何？例如：1 3 N2 + H2 ⎯⎯ → N H 3 (g ) 2 2 1 H2 + O2 ⎯⎯ → H 2 O (l) 2Δ r G / kJ ⋅ mol m−1−16.63 −237.19热力学只能判断这两个反应都能发生，但如何使它发 生，热力学无法回答。
e上一内容 f下一内容 回主目录2返回化学动力学的任务和目的化学动力学的研究对象 化学动力学研究化学反应的速率和反应的机理以及 温度、压力、催化剂、溶剂和光照等外界因素对反应 速率的影响，把热力学的反应可能性变为现实性。
例如： 动力学认为： 1 3 N 2 + H 2 → NH 3 (g) 需一定的T，p和催化剂 2 2 1 H 2 + O 2 → H 2 O(l) 点火，加温或催化剂 2e上一内容 f下一内容 回主目录2返回化学动力学的应用药物在体内的代谢、吸收、分布、排泄等与 化学动力学有关。
•药代动力学 药物的疗效、分解失效、稳定性预测等涉及 化学动力学知识。
•药效动力学 • 研究进展：生物反应机理、工业生产工艺研究 • 研究进展：人工固氮 、人工固碳、光解水e上一内容 f下一内容回主目录2返回11.1 反应速率及其测定速度 速率 值。
例如: Velocity Rate 是矢量，有方向性。
是标量 ，无方向性，都是正R ⎯⎯ →Pd[R] <0 dt d[P] >0 dt速度速率e上一内容−d[R] d[P] = >0 dt dtf下一内容 回主目录2返回平均速率− ([R ]2 − [R]1 ) rR = t 2 − t1 ([P]2 − [P]1 ) rp = t 2 − t1它不能确切反映速率的变 化情况，只提供了一个平 均值，用处不大。
物理化学电子教案第九章
•（1）
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•（2）
物理化学电子教案第九章
左氧化,负极 右还原,正极 净反应
或
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物理化学电子教案第九章
从化学反应设计电池(1)
•Zn(s)+H2SO4(aq)→H2(p)+ZnSO4(aq)
•Zn(s) | ZnSO4 (aq)|| H2SO4 (aq)| H2(p) | Pt •验证：
•电池电动势的计算
•净反应:
•计算方法2：
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•两种方法结果相同
物理化学电子教案第九章
§9.7 电动势测定的应用
•求电解质溶液的平均活度因子 • 求难溶盐的活度积 • pH 的测定 • *电势-pH 图及其应用 •*细胞膜与膜电势 • *离子选择性电极和化学传感器简介
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•电池电动势的计算
•注意事项
•1.电极反应和电池反应都必须物量和电荷量平衡。
•2.电极电势都必须用还原电极电势，电动势等于 正极的还原电势减去负极的还原电势。
•3.要注明反应温度，不注明是指298 K。 •要注明电极的物态，气体要注明压力，溶液要注 明离子的活度。
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物理化学电子教案第九章
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•电位计
物理化学电子教案第九章
•标准电池
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•正
•负
•Weston标准电池结构简图 物理化学电子教案第九章
•Weston标准电池的反应 •负极 •正极 •净反应
•中含镉
•298.15K时
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物理化学电子教案第九章
•问 题
• 为什么在室温下，含Cd的质量分数在0.05～0.14 •之间，标准电池的电动势有定值？
物理化学 01章_热力学第一定律及其应用
功可分为膨胀功和非膨胀功两大类。W的取号：
环境对体系作功，W>0；体系对环境作功，W<0 。
Q和W都不是状态函数，其数值与变化途径有关。
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2021/1/3
1．2 热力学第一定律
•热功当量 •能量守恒定律 •热力学能 •第一定律的文字表述 •第一定律的数学表达式
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2021/1/3
热功当量
焦耳（Joule）和迈耶(Mayer)自1840年起，历经 20多年，用各种实验求证热和功的转换关系， 得到的结果是一致的。
即： 1 cal = 4.1840 J
这就是著名的热功当量，为能量守恒原理 提供了科学的实验证明。
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2021/1/3
热力学的方法和局限性
热力学方法 •研究对象是大数量分子的集合体，研究 宏观性质，所得结论具有统计意义。
•只考虑变化前后的净结果，不考虑物质 的微观结构和反应机理。
•能判断变化能否发生以及进行到什么程 度，但不考虑变化所需要的时间。
局限性 不知道反应的机理、速率和微观性
状态函数的特性可描述为：异途同归，值变 相等；周而复始，数值还原。
状态函数在数学上具有全微分的性质。
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2021/1/3
状态方程
体系状态函数之间的定量关系式称为状态方 程（state equation ）。
对于一定量的单组分均匀体系，状态函数 T,p,V 之间有一定量的联系。经验证明，只有两个 是独立的，它们的函数关系可表示为：
•体系与环境 •体系的分类 •体系的性质 •热力学平衡态 •状态函数 •状态方程 •热和功
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§4.2 多组分系统旳构成表达法
2. B旳质量分数 wB (Mass fraction of B)
wB def
m(B) mA
A
即B旳质量 m(B) 与混合物旳质量之比
wB 旳单位为1
§4.2 多组分系统旳构成表达法
3. B旳浓度 cB （又称为 B旳物质旳量浓度）
cB def
定义化学势
B
def
U ( nB )S,V ,nc (cB)
第一种基本公式就可表达为：
dU TdS pdV BdnB B
化学势旳定义
U U (S,V , n1, n2, , nk )
同理，
H H (S, p, n1, n2, , nk )
A A(T ,V , n1, n2, , nk )
Байду номын сангаас
B
G ( nB
)T , p,nc (cB)
化学势在判断相变和化学变化旳方向和程度方面
有主要作用。
化学势在相平衡中旳应用
设系统有α和β两相，在等温、等压下， β 相 中有极微量旳B种物质 dnB 转移到α相中
系统Gibbs自由能旳变化值为
dG dG dG B dnB B dnB
α相所得等于β相所失，即： dnB dnB
称为溶质B旳摩尔分数，又称为物质旳量分数。
摩尔分数旳单位为1
气态混合物中摩尔分数常用 yB 表达
在溶液中，表达溶质浓度旳措施有：
（1）溶质B旳质量摩尔浓度mB
Molality of solute B
mB def
nB m(A)
mB bB
溶质B旳物质旳量与溶剂A旳质量之比称为 溶质B旳质量摩尔浓度。
物理化学电子教案25.ppt
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11/2/2020
7.1 离子的迁移
1. 电解质溶液的导电机理 电解质溶液的连续导电过程必须在电化学装置中 实现，而且总是伴随有电化学反应和化学能与电能的 相互转化。
下面分别以电解池和原电池为例，讨论电解质溶 液的导电机理。
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11/2/2020
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11/2/2020
7.1 离子的迁移
2. Faraday 定律 Faraday 定律：当电流通过电解质溶液时，通过电 极的电量与发生电极反应的物质的量成正比。
Faraday 定律的解释：根据电解质溶液的导电机理， 电流通过电极是由电化学反应实现的，因此通过的电 量越多，电极上得到或失去电子的数目就越多，发生 电化学反应的物质的量也就越多。
DGT, P = −W'r = QV 注意：外加电压要足够高（高于 HCl 溶液的分解电压）， 反应才能发生，电流才能持续。
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11/2/2020
7.1 离子的迁移
H2 − 2e− = 2H+
Cl2 + 2e− = 2Cl−
电极上发生氧 化反应－阳极
得到反应失去 的电子，电势 较低－负极
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11/2/2020
7.1 离子的迁移
电解过程的总结果：
(1) 外电源做电功：W' = −QV（Q：传输的电量；V：外加 电压）；
(2) 电解池中发生了非自发反应（DGT, P > 0）： 2HCl（2H+ + 2Cl−）= H2 + Cl2
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第五章 相平衡
物理化学电子教案
(2) S 种物质存在化学反应
① 存在R个独立的化学平衡式, 则平衡常数联 系了反应物质的浓度关系, 相应物质变量数目减少.
如: 5 = 3 + 2 知其2就可以了.
注意: 体系中化学平衡数目必须是”独立” 如: 由的、.2、H2O、H2、O2 构成的体系, 存在 三个化学平衡：
其中“2”是温度、压力两个变量, 若考虑其它力场, 则有
f +Φ = C + n (n ≥2 )
条件自由度: 指系统指定了某些限制条件剩 下的自由度.
第五章 相平衡
物理化学电子教案
注意几个问题
① 相律推导中, 我们假定在每一相中均含有S 种物质, 若某一相中不含某种物质, 不影响相律的形 式.
物理化学电子教案
§5.3 相律及其应用
相律则是各种相平衡系统所遵守的共同规律，它体现出 各种相平衡系统所具有的共性，根据相律可以确定对相平衡 系统有影响的因素有几个，在一定条件下相平衡系统中最多 可以有几个相存在等。绘制相图时是以实验数据为依据，以 相律为指导。
相律( )
f = C -Φ + 2
相律是相平衡体系中揭示相数 , 独立组分数C 和自 由度 f 之间关系的规律, 可用上式表示. 式中 2 通常指 T, p 两个变量. 相律最早由提出,所以又称为相律。 如果除T, p
第五章 相平衡
物理化学电子教案
2 物种数( ) 系统中所有能单独存在的化学物质数目成为物 种数, 用 S 表示.
3 组分数( ) 能够表示相平衡系统中各相组成所需要的最少 的独立物质数目, 用C 表示.
即 C SR R '
R — 表示独立的化学平衡数目.
第五章 相平衡
物理化学电子教案
4 自由度( )
第五章 相平衡
物理化学电子教案
公式推导
设多相平衡系统中, 有S 种物质分别分布在Φ 个相中, 要描述这种系统需要指定多少个独立的变 量数呢?
按照自由度定义:
f = 多相体系热力学变量总数-变量关系数
(1) 假定S 种物质不发生化学反应
(a)多相平衡系统热力学变量总数
Φ个相
物种数
浓度变量
第五章 相平衡
物理化学电子教案
加上T 和 p两个变量, 则热力学变量总数为: Φ(S -1) + 2
(b)热力学平衡系统变量关系总数
根据相平衡条件: 每一种物质在各相中
B B B
体系含有 S 种物质, 共有 S (Φ -1)个等式. 按照自由度定义, 有:
f = [Φ(S -1) + 2] – S (Φ -1)
描述相平衡系统的确定的状态所需要的独立变 量的数目称为自由度数, 用 f 表示。这些强度变量 通常是压力、温度和浓度等 。
独立变量: 指在一定范围内可以任意变化, 不引 起相的数目的变化.
f = 体系热力学强度变量的总数－体系热力学强度变量之间 独立关系式的总数目（变量之间的制约条件,即平衡时变量
第五章 相平衡
§5.2 多相系统平衡的一般条件
多相平衡系统中, 相与相之间没有任何限制, 它 们之间可有热交换、功的传递及物质交流. 即每个 相是互相敞开的, 对具有Φ个相系统的热力学平衡, 实际上包含了如下四个平衡条件：
热平衡条件 T T T Φ
压力平衡条件 pp pΦ
相平衡条件 B B B Φ
第五章 相平衡
物种数: S = 5 (H 2 O 、 H 、 O 、 H H、 C C ) N N
化学平衡数: H2OHOH
第五章 相平衡
物理化学电子教案
综合上述两种情况, 相律公式应为:
f +Φ = (S – R – R’) + 2 已知 C = S – R – R’ 为独立组分数, 则 有
f +Φ = C + 2
第五章 相平衡
物理化学电子教案
第五章 相平衡
§5.1 描述多相平衡系统状态的独立变量 §5.2 多相系统平衡的一般条件 §5.3 相律及其应用
§5.4 单组分系统的相平衡 §5.5 二组分系统的相图及其应用 §5.6 三组分系统的相图及其应用
第五章 相平衡
物理化学电子教案
序言
相平衡是物理化学的重要组成部分, 它与热力 学、化学平衡等构成了化学热力学的主要内容.
相平衡规律在化学、化工的科研和生产中占有 重要的地位. 例如: 冷凝、升华、溶解、蒸馏、重 结晶、萃取、提纯及金相分析等方面都要用到相平 衡的知识.
相变过程和相平衡问题到处存在, 它们的特点
第五章 相平衡
物理化学电子教案
本章主要讨论两方面的内容:
相律 多相平衡系统所遵循的规律, 即讨论多组 分系统中相数、组分数和描述该平衡系统中变量之 间的关系.
特点: 只讨论“数目”不讨论“数值”, 即该平 衡系统中, 在一定条件下有几个相、几个变量数, 但 不能告诉我们有那些相、那些变量, 只能凭经验确 定. 相图 多相平衡系统的状态随温度、压力、浓度 变化的几何图, 即状态图.
第五章 相平衡
物理化学电子教案
§5.1 描述多相平衡系统状态的独立变量
1 相() 多相平衡系统中物理和化学性质完全相同且均 匀一致(分散度达到分子数量级)的部分. 相数 ( ): 系统中不同相的数目称为相数, 用Φ 表 示.
体系含有两个以上的相为多相体系. 注意:
① 相与相之间有明显的物理界面, 在界面上宏
第五章 相平衡
物理化学电子教案
应用举例: 气体: 不论有多少种气体混合, 只有一个气相。
液体: 按其互溶程度可以组成一相、两相或三相共存。
固体: 一般有一种固体便为一个相. 两种固体 粉末无论混合得多么均匀, 仍是两个相 (固体溶液 除外,它是单相)。
物理化学电子教案
5 相图（ ）
研究多相系统的状态如何随温度、压力和组成 等强度性质变化而变化，并用图形来表示，这种图 形称为相图。
即：用图解的方法研究由一种或数种物质所构成的相平 衡系统的性质(如沸点、熔点、蒸气压、溶解度等)与条件 (如温度、压力及组成等)的函数关系。
第五章 相平衡
物理化学电子教案
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CO2O2 CO2
Hale Waihona Puke 第五章 相平衡物理化学电子教案
② 除化学平衡外, 还需考虑附加的浓度限制条 件, 若有R’ 个, 上式再减去R’.
如: 5 分解反应: 5 = 3 + 2
体系中只给定 5 , 没有额外加入3和2, 3和2按 1:1分解. 此体系 R = 1, R’ = 1.
再如: 水溶液中: