多组分系统热力学稿.ppt

第4章 多组分系统热力学 目 录 基本概念 4.1 偏摩尔量 (2) 造成体积不相等的原因 表4.1.2　293.15K、101.325kPa下乙醇溶液中乙醇的偏摩尔体积 乙醇的摩尔分数 0.042 0.088 0.14 0.21 0.28 0.37 0.48 0.61 0.78 1.00 乙醇的偏摩尔体积/cm3 19.5 21.2 23.1 25.5 28.3 31.9 36.2 41.7 43.7 58.3 (3) 偏摩尔体积VB 4.1.2 偏摩尔量 偏摩尔量定义 各偏摩尔量XB的定义式 4.1.3 偏摩尔量的集合公式 4.1.4 偏摩尔量的测定法举例 4.1.6 吉布斯-杜亥姆方程 4.1.7 同一组分不同偏摩尔量间的关系 4.2 化学势 多组分单相系统的热力学基本方程 化学势的其它形式 比较相应式子 4.2.2 多组分多相系统的热力学公式 4.2.3 化学势判据及应用 (2) 应用例 4.3 气体组分的化学势 4.3.2 理想气体混合物中任一组分的化学势 ?B(pg) 4.3.3 纯真实气体的化学势 ?*(g) 4.3.4 真实气体混合物中任一组分的化学势?B(g) 4.4 拉乌尔定律和亨利定律 4.4.2 亨利定律 4.4.3 Raoult定律和 Henry定律的对比 例4.4.1 4.5 理想液态混合物 4.5.2 理想液态混合物中任一组分的化学势 4.5.3 理想液态混合物的混合性质 (通性) (2) ?mixH= 0 (3) ?mixS=-R(nBln xB+nCln xC) 0 (4) ?mixG=RT(nBln xB+nCln xC)0 4.6 理想稀溶液 (2) 用溶质的bB表示溶剂A的化学势 4.6.2 溶质的化学势 4.6.3 其它组成标度表示的溶质的化学势 4.6.4 溶质化学势表示的应用——分配定律 4.7 稀溶液的依数性 4.7.2 凝固点降低 4.7.3 沸点升高(溶质不挥发) 4.7.4 渗透压 例题4.7 4.8 逸度与逸度因子 4.8.2 逸度因子的计算及普遍化逸度因子图 图4.8.2 普遍化逸度因子图b 4.8.3 路易斯-兰德尔逸度规则 4.9 活度与活度因子 4.9.2 真实溶液 (2) 溶质的活度aB和活度因子?B 稀溶液区—两个(E的, F的) 实线— pF～xF→p*F ；pE～xE→p*E 系统由E, F两液体定T下混合而成。 图4.4.1 组分的蒸气压与组成的关系 E F xF p p?F p?E kx,E kx,F T一定 pE= p*E xE pF=p*F xF pE=kx,ExE pF= kx,F xF 稀溶液区 稀溶液区 纵坐标—p 蒸气压 横坐标—组成xF，0→1 直线 pF= kx,F xF → kx,F pE= p*E xE pE= kx,E xE → kx,E 对于F: 图左侧F稀溶液区→溶质，pF符合Henry定律；此区之外，实际值与计算值偏差较大。右侧F的浓溶液区→溶剂，pF符合Raoult定律。 对于E: 图左侧(F稀溶液区)E的浓溶液区→溶剂, pE符合Raoult定律, 此区之外, 实际值与计算值偏差较大。图右侧E稀溶液区→溶质, pE符合Henry定律。 同一溶液 97.11℃，纯水p*=91.3 kPa。此T 乙醇w=3.0%水溶液总蒸气压 p=101325 Pa。另一乙醇水溶液的xB=2.0%，求此水溶液在97.11℃下的蒸气压。 解：p=pA+pB 按稀溶液考虑。水A 适用拉乌尔定律，乙醇B适用亨利定律。 p=pA+pB = p*A xA+kx,B xB 求kx,B：w→xB kx,B=(101.325-91.3×0.98805)/0.01195 kPa = 930.2 kPa p=91.3×(1-0.020）+930.2×0.020) kPa =108.1 kPa 4.5.1 理想液态混合物 ①定义:任一组分在全部组成范围内都符合Raoult定律的液态混合物。 即任一组分B在 xB=0→1, pB=p*B xB 成立, 故有 定义式 pB=p*B xB ( 0≤xB≤1 ) ② 理想液态混合物形成条件 各组分B, C,…分子的大小、物理性质相近。 形成混合物时分子的受力情况不发生变化, 即与各自纯态时分子间力相同。如分子间力　fＢ－Ｂ＝ fＢ－Ｃ＝ fＣ－Ｃ。 　完全满足二个条件的很少。“理想”化。 可视为