大学物理化学经典课件多组分体系热力学.ppt

物理化学BI—第四章 课前指导 引言 前几章的研究对象：封闭体系，纯物质简单物理变化，纯物质相变或气相、纯凝聚相参加的化学反应。 前面学的热力学关系式： 1、 dU=TdS-pdV 3 、dG=-SdT+Vdp 2、 dH=TdS+Vdp 4 、dA=-SdT-pdV 引言 1、研究对象：多组分组成可变体系 2、定义： 含一个以上组分的体系称为多组分体系。多组分体系可以是均相(单相)的，也可以是非均相(多相)的。 多组分均相体系可以区分为混合物和溶液，并以不同的方法加以研究。 4.1 混合物和溶液 混合物：对均匀体系中各组分不区分为溶剂及溶质，都按同样的规律加以研究时，该体系称为混合物。 溶液：当将均匀体系中的各组分区分为溶剂及溶质，并选用不同的规律加以研究时，该体系称为溶液。 分类 虽然本章只讲溶液或液态混合物，但处理问题的热力学方法及其所得结果对固态溶液或固态混合物也是适用的。 为了叙述简单，对液态混合物与溶液称谓上不做严格区分。 5. 极稀溶液中溶质各种组成表示法之间的关系 结论 对稀溶液中的溶质而言，各种浓度之间互成比例，即： 4.2 均匀混合体系中组分热力学性质 举例 已知在20℃ 、101325Pa下，纯H2O（A）的摩尔体积VA*=18.09cm3.mol-1，纯C2H5OH(B)的摩尔体积VB*=58.37cm3.mol-1 。对于一定浓度的溶液，如果体积在混合时有加和性，混合物的摩尔体积为： 结论 纯物质形成多组分体系后，其容量性质不等于纯物质该种性质的加和值，而且随组成而变。 当然，1molB对体系的贡献不等于纯B 时该性质的数值，即： 4.2.1 偏摩尔量 1、定义 设Z代表V，U，H，S，A，G这些广度性质，则对多组分体系(混合物或溶液)　 Z＝f (T，p，nA，nB，……) 其全微分则为：　　 定义： 角注T,p表示T,p恒定，nC表示除组分B以外，其余所有组分(以C代表)均保持恒定不变。 ZB代表 2、物理意义 （1）偏摩尔量ZB是在T，p以及除nB外所有其他组分的物质的量保持不变的条件下，任意广度性质Z随nB的变化率。 （2）也可理解为：在定温、定压下，向大量的某一定组成的混合物或溶液中加入单位物质的量的B时引起的体系的广度性质Z的改变量。例∶向太平洋中加入1molNaCl。 3、几点说明 （1）偏摩尔量只对体系中某组分才具有的，对整体而言无所谓偏摩尔量的概念； （2）只有体系的广度性质才有偏摩尔量（质量除外） ； （3）偏摩尔量本身是强度性质； （4）注意右下角标的条件； （5）任何偏摩尔量都是T、p、组成的函数； （6）纯物质的偏摩尔量就是摩尔量； 上一内容 下一内容 回主目录 返回 * 气态溶液 固态溶液 液态溶液 多组分体系热力学 1. 本章的主要内容 溶液组成的表示法；偏摩尔量；化学势；混合气体中各组分的化学势；稀溶液中的两个经验定律；理想液态混合物；理想稀溶液中任一组分的化学势；稀溶液的依数性；活度与活度系数；溶质在两个互不相溶的液相中的分配 。 2. 本章的教学要求 了解混合物与溶液的区别，会各种组成表示之间的换算。 理解拉乌尔定律、享利定律，掌握其有关计算。 了解稀溶液的依数性，并理解其应用。 理解偏摩尔量及化学势的概念。了解化学势判别式的使用。 理解理想液态混合物的定义，理解混合性质。 了解理想气体、真实气体、理想液态混合物、理想稀溶液中各组分化学势的表达式。 理解逸度的定义，了解逸度的计算。 理解活度及活度系数的概念。了解真实理想液态混合物、真实溶液中各组分化学势的表达式，活度的测定方法，有溶液参加的多相化学反应等温方程式。 3. 本章的重点和难点 重点：摩尔量概念，吉布斯—杜亥姆公式，化学势概念，化学势判据，理想气体混合物中各组分化学势，稀溶液中的两个经验定律，理想液态混合物、理想稀溶液中各组分的化学势，稀溶液的依数性，活度与活度系数的概念。 难点：摩尔量概念，吉布斯—杜亥姆公式，化学势判据，理想气体混合物中各组分的化学势，理想液态混合物、理想稀溶液中各组分化学势的标准态，非理想溶液中各组分的化学势及其标准态。 适用条件：(1)组成一定、W‘=0 (2)组成可变、W‘=0、可逆 混合物和溶液定义 在液态的非电解质溶液中，溶质B的浓度表示法主要有以下四种： 1.质量分数 2.物质的量分数 3.质量摩尔浓度 4.物质的量浓度 1.质量分数wB（mass fraction） 溶质B的质量与溶液总质量之比称为溶质B的质量分数。 2.物质的量分数 (mole fraction) 溶质B的物质的量与溶液中总的物质的量之比称为