第2章 物质的聚集状态

第2章 物质的聚集状态

本章学习要求

1. 了解理想气体状态方程和气体分压定律 , 并能进行有关计算。

2. 掌握溶液浓度的表示方法 ; 了解电解质溶液中的有关概念。

3. 掌握稀溶液依数性的有关计算及其应用。

4.了解晶体和非晶体的基本概念，掌握其特征。

5.熟悉三种类型离子晶体的特征，了解晶格能对离子化合物性质的影响。

6.理解离子极化的概念，掌握其应用

在一定的温度和压力下，物质总是以一定的聚集状态存在。即存在为气态、液态或固态，各种状态都各有其特性。在一定的条件下，物质总是以一定的聚集状态参加化学反应的。物质的状态对其化学行为是有重要影响的。对给定的反应，由于物质的状态不同，反应的速度和反应的能量关系也有所不同，还会影响反应条件。这一章概括地介绍物质的这三种聚集状态。

§2-1 气体

气体的特性是具有扩散性和压缩性。将气体引入任何大小的容器中，由于气体分子的能量大，分子间引力小，分子在作无规则地运动，因而能自动扩散充满整个容器。因此，气体没有一定的形状。又因为气体分子间的空隙很大，对气体加压，其体积就缩小。同时气体还受到温度、气体的物质的量的影响。通常一定量的气体所处的状态可以用压力、体积、温度来描述。而反应这四个量的关系的式子就是气体的状态方程。

2-1-1理想气体状态方程

我们把分子本身不占体积，分子间没有相互作用力的气体称为理想气体。理想气体是一个抽象的概念，它实际上不存在，但此概念反映了实际气体在一定条件下的最一般的性质。只有在温度高和压力无限低时，实际气体才接近于理想气体。因为在此条件下，分子间距离大大增加，平均来看作用力趋向于零，分子所占的体积也可以忽略。所以理想气体是实际气体的一种极限情况。研究理想气体是为了先把研究对象简单化，在此基础上再进行一定的修正，推广应用于实际气体。

理想气体方程式为 pV = nRT

式中，p 为压力；V 为体积；T 为温度；n 为气体的物质的量；R 为摩尔气体常数。R 有以下几种表示：

R = 8.314 Pa · m 3 · mol -1 · K -1 = 8.314 J · mol -1 · K -1 = 8.314 kPa · dm 3 · mol -1 · K -1

理想气体方程式有一些变换形式

RT n V p =；RT M m pV =；RT V n p =

式中：m 为气体的质量；M 为气体的摩尔质量。利用这些式子，可以进行一些有关气体的计算。注意，计算时要保持p ,V 与R 单位的统一。

* 实际气体

理想气体状态方程是在高温低压的情况下得出的,它以忽略气体分子本身的体积和分子间的作用力,把实际气体近似地看成是理想气体。对于理想气体 ,PV=nRT ，Vm =V/n （ lmol 气体的体积 ),可表示为PVm =RT 。则在一定温度下, PVm 乘积是一常数, 不随 p 的 变化而变化。

但在低温高压下,气体的密度增大,分子间距减少,这时分子本身的体积和分子间的作用力不能忽略。在一定温度下 ,PVm 不是一个常数 , 而是随压力的变化而变化 , 即PV m ≠ RT, PVm —P 的等温线对直线出现偏差。压力愈高,偏差也愈大，而且对不同的气体其偏差的大小也互不相同 。

所以要想继续使用理想气体状态方程就必要对理想气体状态方程作适当的修正 ,使其能适用于实际气体的情况。

1873 年荷兰科学家范德华 (Van der Walls) 综合考虑了气体分子本身体积和分子间引力这两个影响因素 , 在理想气体状态方程中引入了两个修正项a 、b 。a 是与分子间引力有

关的常数，b 是与分子自身体积有关的常数 统称为范德华常数,均可由实验确定。

（1） lmol 实际气体的范德华状态方程为 :

（P+a/Vm 2）（Vm- b ）=RT

（2）n mol 实际气体的范德华状态方程为 :

（P+ n 2a /V 2）（V- n b ）= n RT

经过修正的气态方程即范德华方程式比理想气体状态方程式能够在更为广泛的温度和压力范围内得到应用。虽然它还不是精确的计算公式 , 但计算结果却比较接近于实际情况。 2-1-2 道尔顿分压定律

我们知道，气体的特性之一是具有扩散性，能够均匀地充满它所占有的全部空间。在任何容器内的气体混合物中，如果各组分之间不发生化学反应，则每一种气体都均匀地分布在整个容器内，它所产生的压强和它单独占有整个容器时所产生的压强相同。也就是说，一定量的气体在一定容积的容器中的压强仅与温度有关。例如，零摄氏度时，1mol 氧气在22.4L 体积内的压强是101.3kPa 。如果向容器内加入1mol 氮气并保持容器体积不变，则氧气的压强还是 101.3kPa ，但容器内的总压强增大一倍。可见，1mol 氮气在这种状态下产生的压强也是101.3kPa 。

道尔顿（Dalton ）总结了这些实验事实，得出下列结论：某一气体在气体混合物中产生的分压等于在相同温度下它单独占有整个容器时所产生的压力；而气体混合物的总压强等于其中各气体分压之和，这就是道尔顿分压定律（Dalton’s law of partial pressure ）。

需要注意的是，实际气体并不严格遵从道尔顿分压定律，在高压情况下尤其如此。 假设有一理想气体的混合物，有i 个组分， i （=1，2，3，… i )，则道尔顿分压定律可表示为p 总=p 1+p 2+……+p i

或∑=i p p 总

由理想气体方程式得：

11RT p n V = ，22RT p n V = ，……，i i RT p n V

=，…… ∴总p V

RT n V RT n p i i ===∑∑ 式中n 为混合气体的物质的量，可见理想气体状态方程不仅适用于某一纯净气体，也适用于气体混合物。 道尔顿分压定律另一种表达形式：i

i i i RT

n p n V x RT p n

n V ===总 P i = x i p 总

即在温度和体积恒定时，理想气体混合物中，各组分气体的分压（p i ）等于总压（p 总）乘以该组分的摩尔分数（x i ）。

例2-1 某容器中含有NH 3、O 2与N 2气体的混合物。在20℃时取样分析后，得知其中n (NH 3) = 0.32 mol ，n (O 2) = 0.18 mol ，n (N 2) = 0.70 mol 。混合气体的总压为133 kPa 。试计算

(1) 各组分气体的分压？(2) 该容器的体积是多少？

解：(1) n 总= n (NH 3) + n (O 2) + n (N 2) = 0.32 + 0.18 + 0.70 = 1.20 mol 由

总总

p n n p i ==i

kPa KPa p p 5.35133mol 20.1mol 32.0n )(NH n )(NH 33=⨯==

总总 kPa kPa O p 0.20133mol 20.1mol 18.0)(2=⨯= p (N 2) = p 总 - p (NH 3) - p (O 2) = 133 - 35.5 - 20.0 = 77.5 kPa