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物理化学电子教案—第四章
响，用（2）式表示，（2）式中 是标准态化学势。
•由于液体体积受压力影响较小，通常忽略积分项，得：
•这就是液体混合物中任一组分化学势的表示式，也 可以作为液体混合物的热力学定义：即任一组分的化
学势可以用该式表示的溶液称为液体混合物。
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2020/11/22
物理化学电子教案—第四章
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2020/11/22
物理化学电子教案—第四章
单组分体系的摩尔热力学函数值
•摩尔焓（molar enthalpy） •摩尔熵（molar entropy） •摩尔Helmholz自由能（molar Helmholz free energy）
•摩尔Gibbs 自由能（molar Gibbs free energy）
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2020/11/22
物理化学电子教案—第四章
4.2 溶液组成的表示法
•2.质量摩尔浓度mB（molality）
• 溶质B的物质的量与溶剂A的质量之比称为
溶质B的质量摩尔浓度，单位是
。这个
表示方法的优点是可以用准确的称重法来配制溶
液，不受温度影响，电化学中用的很多。
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2020/11/22
• 例如：体系只有两个组分，其物质的量和偏摩尔 体积分别为 和 ，则体系的总体积为：
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物理化学电子教案—第四章
偏摩尔量的集合公式
•写成一般式有：
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物理化学电子教案—第四章
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。
大学物理化学--第四章
混合物（mixture）：对系统中的各组分采用同样 的标准态和研究方法，系统中的各组分是平等的。
溶液（solution）： 各组分区分为溶剂（solvent） 和溶质（solute ），并对二者采用不同的标准态和研 究方法；系统中的各组分是不平等的。
偏摩尔量
XB
(
X nB
)T
,
p
,
，下标必须是
nC
T
,
p。, nC
只有广度量才有偏摩尔量（质量除外）。
偏摩尔量是强度量。
偏摩尔量随温度、压力、组成（浓度）变化而变， 与系统的总量无关。
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2020/8/23
§4.1 偏摩尔量
偏摩尔量的加和公式
X nB X B
B
它的含义是：在一定温度、压力下，一定组成混合
物理化学电子教案—第四章
多组分系统热力学
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2020/8/23
第四章 多组分系统热力学
目录
§4.1 偏摩尔量 §4.2 化学势 §4.3 气体组分的化学势 §4.4 逸度及逸度因子 §4.5 拉乌尔定律和亨利定律 §4.6 理想液态混合物 §4.7 理想稀溶液
§4.8 活度及活度因子 §4.9 稀溶液的依数性
标准态 kb,B ( p p )
实际溶液 pB - bB 关系曲线
pB
O
b
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bB
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2020/8/23
4.7 理想稀溶液
理想稀溶液中溶质的化学势
B(溶 质)
0 B(溶 质)
物理化学电子教案第四章
2021/11/9
偏摩尔量的数值随混合物的组成变化
在温度、压力恒定下，混合物的组成发生变化 时，各组分偏摩尔量变化的相互依赖关系。
2021/11/9
同除以总摩尔数n 增202大1/11与/9 减小的比例与混合物中两组分的物质的量成反比
2021/11/9
对混合物中任 一组分B取偏 导数
2021/11/9
2. 多组分多相系统的热力学基本方程
G=∑G() A=∑A() H=∑H() U=∑U()
2021/11/9
G=∑G(), S=∑S(), V=∑V()
3. 化学势判据及其应用举例
2021/11/9
3. 化学势判据及其应用举例
亥姆霍兹函数判据
(dT 0，dV 0, W ' 0)
2021/11/9
§4.2 化学势
化学势的定义：混合物中组分B的偏摩尔吉布斯函数
B
( G nB
)T , p,nc
保持温度、压力和除B以外的其它组分不变，体系的
Gibbs自由能随 nB的变化率称为化学势，所以化学势 就是偏摩尔Gibbs自由能。
化学势在判断相变和化学变化的方向和限度方面有重 要作用。
多组分系统的组成表示法
溶质B的浓度表示法 (1)物质的摩尔分数 xB
溶质B物质的量与溶液总物质的量之比
(2)质量摩尔浓度bB
溶质B的物质的量除以溶剂A的质量
(3)物质的摩尔浓度cB
溶质B的物质的量除以溶液的体积
(4)质量分数wB
溶质B的质量与溶液总质量之比
def
xB
nB
ni
bB def
nB mA
25℃，100kPa
物理化学课件04章_多组分系统热力学
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2020/3/19
§4.2 多组分系统的组成表示法
1.B的质量浓度 B
B def m(B) /V
即用B的质量 m(B) 除以混合物的体积V。
B 的单位是： kg m3
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2020/3/19
§4.2 多组分系统的组成表示法
2. B的质量分数 wB
§4.1 引言
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系统称为溶液。
溶液以物态有固态溶液和液态溶液之分，但没 有气态溶液。根据溶液中溶质的导电性又可分为电 解质溶液和非电解质溶液。
本章主要讨论液态的非电解质溶液。
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2020/3/19
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2020/3/19
偏摩尔量的定义
偏摩尔量ZB的定义为：
ZB def
Z ( nB )T , p,nC (CB)
代入下式并整理得
k Z
dZ B=1 ( nB )T , p,nC (CB) dnB
上一内容
Z1dn1 Z2dn2 Zkdnk
k
ZBdnB B=1
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wB def
m(B) mA
A
即B的质量 m(B) 与混合物的质量之比。
wB 的单位为1。
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2020/3/19
§4.2 多组分系统的组成表示法
3. B的浓度 cB （又称为 B的物质的量浓度）
cB def
nB V
即B的物质的量与混合物体积V的比值。
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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)
《物理化学》电子教案上册
《物理化学》电子教案上册第一章：引言1.1 课程介绍1.2 物理化学的基本概念1.3 物理化学的研究方法1.4 学习目标与要求第二章：气体2.1 气体的性质2.2 气体的压力与体积2.3 气体的温度与热量2.4 气体的化学反应第三章：溶液3.1 溶液的定义与组成3.2 溶液的浓度与稀释3.3 溶液的蒸馏与沸腾3.4 溶液的离子平衡第四章：固体4.1 固体的结构与性质4.2 固体的相变与相图4.3 固体的溶解与熔点4.4 固体的电导与磁性第五章：液体5.1 液体的性质与表面现象5.2 液体的蒸发与凝结5.3 液体的扩散与对流5.4 液体的相变与相图第六章：热力学第一定律6.1 能量守恒定律6.2 内能与热量6.3 功与热传递6.4 热力学第一定律的应用第七章：热力学第二定律7.1 熵与无序度7.2 可逆与不可逆过程7.3 热力学第二定律的表述7.4 热力学第二定律的应用第八章：化学平衡8.1 平衡常数与反应方向8.2 酸碱平衡与pH值8.3 沉淀平衡与溶解度积8.4 化学平衡的计算与应用第九章：动力学9.1 反应速率与速率常数9.2 零级、一级和二级反应9.3 反应机理与速率定律9.4 化学动力学的应用第十章：电化学10.1 电解质与离子传导10.2 电极与电极反应10.3 电池与电势10.4 电化学的应用重点和难点解析一、气体的化学反应补充和说明：气体之间的化学反应是物理化学中的重要内容，例如气体的合成、分解、置换等反应。
这些反应在工业生产、环境保护等领域具有重要的应用价值。
教案中应详细介绍气体化学反应的基本原理、反应类型及其应用实例，并通过实际案例分析，使学生能够深入理解和掌握这一部分内容。
二、溶液的离子平衡补充和说明：溶液中的离子平衡是物理化学中的关键概念，对于理解电解质溶液的性质和行为具有重要意义。
教案中应详细讲解离子平衡的基本原理、离子平衡常数的计算及其在实际应用中的作用，如酸碱平衡、溶解度积等。
《物理化学》电子教案上册
《物理化学》电子教案上册第一章：引言1.1 课程介绍物理化学的定义和研究对象物理化学在科学和工程中的应用1.2 物理化学的发展简史物理化学的起源和发展过程重要的物理化学家和他们的贡献1.3 学习方法物理化学的学习要求和难点学习物理化学的方法和技巧第二章：物质的量及其计量2.1 物质的量的概念物质的量的定义和单位物质的量的性质和特点2.2 摩尔的概念摩尔的定义和符号摩尔质量的概念和计算方法2.3 物质的量的计算物质的量的基本计算公式物质的量的有关计算示例第三章：热力学第一定律3.1 热力学基本概念系统的定义和分类状态参量的概念和意义3.2 内能的概念和计算内能的定义和性质理想气体的内能计算公式3.3 热量和功的传递热量和功的定义和区别热量和功的传递方式及其计算第四章：热力学第二定律4.1 熵的概念熵的定义和性质熵增加的意义和实例4.2 热力学第二定律的表述克劳修斯表述和开尔文-普朗克表述熵增原理的应用和意义4.3 熵变和自由能的计算熵变的定义和计算公式自由能的定义和计算公式第五章：化学平衡5.1 平衡态的概念平衡态的定义和平衡态的特征平衡态的判断方法5.2 平衡常数的概念和计算平衡常数的定义和表示方法平衡常数的计算方法和应用5.3 化学平衡的移动勒夏特列原理的定义和内容化学平衡移动的实例和解释第六章：动力学基础6.1 反应速率的概念反应速率的定义和表示方法反应速率的影响因素6.2 反应速率定律零级、一级、二级反应速率定律的表达式反应速率定律的实验测定和应用6.3 化学动力学的计算反应速率常数的概念和计算方法反应速率与反应机理的关系第七章：电化学7.1 电化学基本概念电化学的定义和基本原理电解质和电极的定义及分类7.2 原电池和电解池原电池的构成和工作原理电解池的构成和工作原理7.3 电化学系列的计算电化学系列的概念和应用电极电势的计算和测定方法第八章：光学原理8.1 光的传播和折射光的传播方式和速度折射定律的表述和应用8.2 光的干涉和衍射干涉现象的产生和条件衍射现象的产生和条件8.3 光谱学的基本概念光谱的定义和分类光谱分析的方法和应用第九章：现代物理化学方法9.1 核磁共振（NMR）NMR的原理和应用NMR谱的解析和意义9.2 质谱法（MS）质谱法的原理和应用质谱图的解析和意义9.3 X射线衍射法X射线衍射法的原理和应用X射线晶体学的概念和基本原理第十章：物理化学实验10.1 实验基本操作实验安全常识和实验操作规范实验数据的记录和处理方法10.2 经典实验分析滴定法、比重法、熔点法等实验方法实验结果的分析和讨论实验报告的结构和内容要求重点解析1. 物质的量的概念及其性质和特点，摩尔的概念及其定义和符号，物质的量的计算方法和示例。
物理化学电子教案共31页
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2020/4/14
物理化学电子教案——第二章
不可能把热从低温 物体传到高温物体， 而不引起其它变化
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2020/4/14
第二章 热力学第二定律
2.1 自发变化的共同特征 2.2 热力学第二定律 2.3 卡诺循环与卡诺定理 2.4 熵的概念 2.5 克劳修斯不等式与熵增加原理 2.6 熵变的计算
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2020/4/14
物理化学电子教案—第七章
电解
电能
电池
化学能
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2020/4/14
第七章电解质溶液
主要内容
电化学的基本概念和法拉第定 律离子的电迁移和迁移数
电导 强电解质溶液理论简介
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2020/4/14
物理化学电子教案—第八章
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2020/4/14
物理化学电子教案—第四章
气态溶液 固态溶液 液态溶液
正规溶液
非电解质溶液
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2020/4/14
第四章 溶液
4.1 4.2 4.3
4.4
4.5 4.6 4.7 4.8 4.9 4.10 4.11
引言 溶液组成的表示法 偏摩尔量与化学势
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2020/4/14
物理化学电子教案—第六章
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2020/4/14
第六章 化学平衡
6.1 化学平衡的条件和反应的亲和势 6.2 化学反应的平衡常数和等温方程式 6.3 平衡常数与化学方程式的关系 6.4 复相化学平衡 6.5 平衡常数的测定和平衡转化率的计算 6.6 标准生成吉布斯自由能 6.7 用配分函数计算 rG m 和平衡常数 6.8 温度、压力及惰性气体对化学平衡的影响 6.9 同时平衡 6.10 反应的耦合 6.11 近似计算
物理化学讲义演示教案
物理化学讲义演示教案一、教学内容本节课选用教材《物理化学》第四章“溶液”节选，详细内容包括溶液的定义、类型及制备方法，溶解度和溶度积的概念，溶液的稀释定律，以及离子积的概念和应用。
二、教学目标1. 学生能理解溶液的基本概念，掌握溶液的制备方法。
2. 学生能够理解溶解度和溶度积的概念，并能运用其解决实际问题。
3. 学生能掌握溶液的稀释定律，并能在实际操作中正确应用。
三、教学难点与重点1. 教学难点：溶解度、溶度积、离子积的概念及其应用。
2. 教学重点：溶液的制备方法，溶液的稀释定律。
四、教具与学具准备1. 教具：多媒体教学设备，黑板，粉笔。
2. 学具：教材《物理化学》，实验器材（烧杯、量筒、滴定管等），笔记本。
五、教学过程1. 实践情景引入：以日常生活中的饮料为例，引导学生思考溶液的概念和特点。
2. 理论讲解：讲解溶液的定义、类型及制备方法，溶解度和溶度积的概念，溶液的稀释定律，以及离子积的概念和应用。
3. 例题讲解：运用实际案例，讲解溶解度和溶度积在实际问题中的应用。
4. 随堂练习：学生自主完成教材中的练习题，教师进行点评和解答。
5. 实验操作：学生分组进行实验，操作制备溶液，观察溶液的性质。
六、板书设计板书设计如下：溶液定义：均匀混合物类型：均相溶液、非均相溶液制备方法：混合、溶解、蒸馏等溶解度概念：在一定温度下，固体溶质在溶剂中达到动态平衡时的最大溶解量应用：溶解度曲线、溶解度积溶度积概念：在一定温度下，溶液中固体溶质溶解度的乘积应用：溶度积常数、沉淀溶解平衡溶液的稀释定律内容：溶液的浓度与体积成反比应用：溶液的稀释计算离子积概念：溶液中离子浓度的乘积应用：离子积常数、酸碱滴定七、作业设计1. 完成教材中的练习题。
2. 运用溶解度和溶度积的知识，分析实际问题，如：如何配制一定浓度的溶液？八、课后反思及拓展延伸1. 课后反思：本节课的教学效果如何？学生对溶液的概念和制备方法的理解程度如何？2. 拓展延伸：引导学生思考溶液在生活中的应用，如：溶液的稀释在医疗上的重要性。
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
物理化学电子教案第四章
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2021/3/17
附加压力与毛细管中液面高度的关系
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2021/3/17
拉普拉斯公式的应用
1.肥皂泡实验结果 在三通活塞的两端涂上肥皂液，关闭右端通路，在左端吹 一个大泡，然后关闭左端，在右端吹一个小泡。最后让左右两 端相通，试问接通后两泡的大小有何变化？
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为边界，由于环上每点的两边都 存在表面张力，大小相等，方向 相反，所以没有附加压力。
设向下的大气压力为Po， 向上的反作用力也为Po ，附加 压力Ps等于零。
Ps = Po - Po =0
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剖面图
液面正面图
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2021/3/17
弯曲表面下的附加压力
（2）在凸面上：
研究以AB为弦长的一个球面
常见的界面有：气-液界面，气-固界面，液-液 界面，液-固界面，固-固界面。
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2021/3/17
表面和界面(surface and interface)
常见的界面有： 1.气-液界面
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2021/3/17
表面和界面(surface and interface)
（3）在凹面上：
研究以AB为弦长的一个球 形凹面上的环作为边界。由于环 上每点两边的表面张力都与凹形 的液面相切，大小相等，但不在
剖 面 图
同一平面上，所以会产生一个向 上的合力。
所有的点产生的总压力为Ps ， 称为附加压力。凹面上向下的总
压力为：Po-Ps ，所以凹面上所受 的压力比平面上小。
附加压力示意图
2.对活塞稍加压力，将毛细管内液
多组分体系热力学
各亨利常数之间的关系
5.各亨利常数之间的关系
在极稀溶液中，xB ≈ mB MA ≈ cB MA /ρ
3 偏摩尔量的测定与计算
数学分析法(计算法)： NaBr水溶液的体积与溶液浓度的关系为 V = 1.0029 + 23.189 b + 2.197 b3/2 - 0.178 b2
图解法： 溶液中NaBr的偏摩尔体积为 VB =23.189 +3/2×2.197 b1/2- 2×0.178b 做出X～ nB变化曲线，在某点处曲线切线的斜率即为组分B在该组成下的偏摩尔量。
§4.0 前言
*
§4-0 前言
1 多组分系统分类
2 溶液组成的表示法
*
1 多组分系统分类
多组分系 统
单相系统
多相系统
混合物
溶 液
按聚集态分
按规律性分
按聚集态分
按规律性分
气态混合物
液态混合物
固态混合物
理想混合物
真实混合物
液态溶液
固态溶液
理想稀溶液
真实溶液
*
2 溶液组成的表示法
注意: 这四个偏导数中只有 是偏摩尔量,
*
3 多组分多相系统的热力学公式
01
对多组分多相系统来说，因组分B的物质的量的变化引起的某一广延量的变化等于各个相中该广延量的变化的加和。
02
对其中的α、β、γ…相，都可应用热力学关系式：
*
3 多组分多相系统的热力学公式
式中：
同理：
此四式适用于多组分多相的组成变化的系统或开放系统
在温度、压力及其它各组分物质的量均不变的条件下，由于组分B的微小变化所引起的系统广延量X的变化。
第四章 液态混合物和溶液
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2013-6-28
§4.2 拉乌尔定律和亨利定律
一、液态混合物和溶液的气、液平衡
气态混合物的总压力为
p pA pB pC pB
B
yA, yB, yC pA,pB,pC A,B,C…… xA ,xB , xC
T一定 平衡
§4.4 理想液态混合物和理想稀溶液的化学势 例：
已知AgCl、PbCl2在800℃时可做为理想液态混合物， 求300g PbCl2和150g AgCl混合成混合物时的熵变 和吉布斯函数的变化。 已知：M(PbCl2) = 228 gmol-1 M(AgCl) = 143.5 gmol-1
上一内容
B B,[%] RT ln[%B]
在p下, [%B]=1 且仍遵守亨利定律时， 纯溶质B的化学势
上一内容
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2013-6-28
§4.5 真实液态混合物和真实溶液的化学势
一、真实液态混合物 1、定义 混合物中任意组分B均不遵守拉乌尔定律 2、活度与活度因子
aB
上一内容
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2013-6-28
§4.2 拉乌尔定律和亨利定律
例3：
0℃，p (O2)＝ 101325Pa 时，1000g水中至多可溶 解氧气48.8 cm3 求：（1）0℃，外压为101325Pa时，氧气溶于水的 亨利系数 （2） 0℃，每1000g置于101325Pa的空气中的水 最多可溶解多少克氧气 （氧气可看成理想气体）
def
f B xB
组分B的活度因子
任意组分B的活度
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物化ppt课件专题培训
§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。
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3. B的浓度 cB （又称为 B的物质的量浓度）
cB def
nB V
即B的物质的量与混合物体积V的比值
cB 单位是 mol m3
但常用单位是 mol dm3
cB [B]
2020-11-9
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§4.2 多组分系统的组成表示法
4. B的摩尔分数 xB
xB def
nB nA
A
即指B的物质的量与混合物总的物质的量之比
(2) V 1 mol Vm*,B 1 mol Vm*,C
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形成了混合物 形成了溶液
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多组分系统的热力学特征
但对于多组分均相系统, 仅规定 T 和 p系统的 状态并不能确定.下表给出100kPa、20℃时不同浓 度的100g乙醇水溶液体积的实验结果:
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§4.2 多组分系统的组成表示法
在均相的混合物中，任一组分B的浓度表示 法主要有如下几种：
1.B的质量浓度 2. B的质量分数 3. B的浓度 4. B的摩尔分数
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§4.2 多组分系统的组成表示法
1.B的质量浓度 B
B def m(B) /V
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§4.3 偏摩尔量
多组分系统与单组分系统的差别 单组分系统的广度性质具有加和性
若1 mol单组分B物质的体积为
V* m,B
则2 mol单组分B物质的体积为
2
V* m,B
而1 mol单组分B物质和1 mol单组分C物质混合,
得到的混合体积可能有两种情况：
(1)
V
1
mol
V* m,B
1
mol
V* m,C
*§ 4.12 渗透因子和超额函数 § 4.13 分配定律——溶质在两互不相溶液相中的分配 *§ 4.14 理想液态混合物和理想稀溶液的微观说明 *§ 4.15 绝对活度
2020-11-9
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★ 本章是将热力学基本原理应用于组成可变 的多组分系统中, 从偏摩尔数量和化学势两个重要 的概念出发, 对多组分系统热力学问题进行讨论和 研究.
§ 4.4 化学势 § 4.5 气体混合物中各组分的化学势 § 4.6 稀溶液中的两个经验定律 § 4.7 理想液态混合物 § 4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势 § 4.9 稀溶液的依数性 *§ 4.10 Duhem-Margules公式
§ 4.11 活度与活度因子
2020-11-9
谢谢观赏2ຫໍສະໝຸດ 第四章 多组分系统热力学及其在溶液中的应用
称为溶质B的摩尔分数，又称为物质的量分数。
摩尔分数的单位为1
气态混合物中摩尔分数常用 yB 表示
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在溶液中，表示溶质浓度的方法有：
（1）溶质B的质量摩尔浓度mB
mB def
nB m(A)
mB bB
溶质B的物质的量与溶剂A的质量之比称为
溶质B的质量摩尔浓度。
质量摩尔浓度的单位是 mol kg1
偏摩尔量的定义 偏摩尔量的加和公式 *偏摩尔量的求法 Gibbs-Duhem公式——
系统中偏摩尔量之间的关系
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单组分体系的摩尔热力学函数值
• 摩尔体积
V* m,B
V nB
• 摩尔焓
H* m,B
H nB
• 摩尔热力学能
U* m,B
U nB
•
摩尔熵
• 摩尔Helmolz自由能
即用B的质量 m(B) 除以混合物的体积V，
B 的单位是： kg m3
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§4.2 多组分系统的组成表示法
2. B的质量分数 wB
wB def
m(B) mA
A
即B的质量 m(B) 与混合物的质量之比
wB 的单位为1
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§4.2 多组分系统的组成表示法
物理化学电子教案—第四章
多组分系统热力学及其在溶液中的应用
p/Pa
p = kx,B xB 服从Henry定律
R
p
W 纯B
纯溶剂
p gh h
p
稀溶液
pB = pB* xB
A*
A
实际曲线
A
xA xB
B
半透膜
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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 引言 § 4.2 多组分系统的组成表示法 § 4.3 偏摩尔量
溶剂和溶质要用不同方法处理，他们的标准态、
化学势的表示式不同，服从不同的经验定律。
2020-11-9
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溶质有电解质和非电解质之分，本章主要讨 论非电介质所形成的溶液。
如果在溶液中含溶质很少，这种溶液称为稀溶 液，常用符号“∞”表示。
多种气体混合在一起，因混合非常均匀，称为 气态混合物，而不作为气态溶液处理。
2020-11-9
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溶液（Solution） 含有一种以上组分的液体相或固体相称之。溶
液有液态溶液和固态溶液之分，但没有气态溶液。
溶剂（solvent）和溶质（solute） 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。 如果都具有相同状态，则把含量多的一种称为 溶剂，含量少的称为溶质。
2020-11-9
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§4.1 引言
多组分系统 两种或两种以上的物质（或称为组分）所形 成的系统称为多组分系统。
多组分系统可以是均相的，也可以是多相的。
混合物（mixture） 多组分均匀系统中，各组分均可选用相同的方 法处理，有相同的标准态，遵守相同的经验定律， 这种系统称为混合物。
混合物有气态、液态和固态之分。
★ 对于组成可变的系统分为两类：其一是封闭 系统, 虽系统与环境无物质交换, 但系统内可发生化 学反应等; 其二是敞开系统, 系统与环境有物质交换, 当然系统内也可发生化学反应, 如浓度改变的溶液和 相变中某一相作为系统都是敞开系统.
多组分系统热力学, 实际上是热力学第一、第二 定律在敞开系统中的推广.
A* m,B
A nB
S* m,B
S nB
• 摩尔Gibbs自由能
G* m,B
G nB
• 这些摩尔热力学函数值都是强度性质
2020-11-9
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§4.3 偏摩尔量
偏摩尔量的定义 偏摩尔量的加和公式 *偏摩尔量的求法 Gibbs-Duhem公式——
系统中偏摩尔量之间的关系
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这个表示方法的优点是可以用准确的称重法 来配制溶液，不受温度影响，电化学中用的很多
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在溶液中，表示溶质浓度的方法有：
（2）溶质B的摩尔比 rB
rB def
nB nA
溶质B的物质的量与溶剂A的物质的量之比
溶质B的摩尔比的单位是1
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§4.3 偏摩尔量