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第3篇化学势化学势，这个在化学领域中被频繁提及的概念，对于许多初学者来说，可能显得有些抽象和难以理解。
它是一个描述物质在化学反应中能量的变化和传递的重要参数，是理解化学反应热力学性质的关键。
那么，化学势究竟是什么呢？它又是如何影响化学反应的呢？我们需要明确化学势的定义。
化学势是一个物质在特定条件下的自由能变化率，它表示了该物质在反应中的能量状态。
简单来说，化学势越高，物质的能量就越高，它就越有可能发生反应。
那么，化学势是如何影响化学反应的呢？化学势决定了物质的反应活性。
当两种物质的化学势相差较大时，它们之间发生反应的可能性就越大。
这是因为化学势高的物质具有更高的能量，它们更倾向于释放能量，从而发生反应。
化学势还影响着反应的方向。
在封闭系统中，化学反应总是朝着化学势降低的方向进行。
这是因为系统会自发地朝着能量更低、更稳定的状态发展。
因此，通过控制化学势，我们可以预测和控制化学反应的方向。
化学势还与反应的平衡状态有关。
在化学反应中，当正反应和逆反应的速率相等时，系统达到平衡状态。
此时，反应物和物的浓度不再发生变化，系统的化学势达到最低。
通过改变反应条件，如温度、压力等，我们可以改变系统的化学势，从而影响反应的平衡状态。
化学势是一个描述物质在化学反应中能量变化的重要参数。
它不仅影响着物质的反应活性，还决定了反应的方向和平衡状态。
理解化学势的概念，对于我们深入理解化学反应的热力学性质具有重要意义。
在深入探讨化学势之前，我们还需要了解化学势与温度、压力等外界条件的关系。
这些外界条件的变化，会直接影响物质的化学势，进而影响化学反应的进行。
温度对化学势的影响。
根据热力学原理，温度的升高会导致物质的分子运动加剧，从而增加物质的化学势。
因此，在高温条件下，化学反应的速率通常会加快，因为反应物分子的碰撞频率和能量都增加了。
然而，对于放热反应来说，温度的升高反而会导致反应速率的降低，因为物的化学势降低了。
压力对化学势的影响。
化学势是单相多组分系统中一种典型的偏摩尔量，对正确理解诸如“自发性”、“化学平衡”等重要的热力学概念有一定意义。
本文拟结合化学势的新定义（μB=G B/n B）及热力学基本方程，重新推导单相多组分系统中化学势的表示式。
1.气相物质的化学势1.1 单组分理想气体的化学势对于单组分理想气体，μ=G/n=G m（1）d G m=dμ=-S m dT+V m dp+δW'（2）式（1）、（2）中G m、S m及V m分别代表单组分理想气体的摩尔吉布斯自由能、摩尔熵及摩尔体积。
恒温下，单组分理想气体由标准压力（pθ）变化至实际压力（p）时，有效功δW'≡0；此时式（2）可化简为：dμ=V m dp积分可得：μ（T，p）- μ（T，pθ）=RT▪ln(p/pθ）整理：μ（T，p）=μθ（T）+ RT▪ln(p/pθ）（3）式（3）即为单组分理想气体的化学势表示式。
1.2 理想气体中某一组分B的化学势理想气体中组分B的化学势表示式推导方法与1.1相同。
由式（3）可得：μB（T，p）=μθB（T）+ RT▪ln(p B/pθ）（4）将分压定律“p B=x B▪p“代入式（4）可得：μB（T，p）=μθB（T）+ RT▪ln(p/pθ）+RT▪lnx B整理：μB（T，p）=μ*B（T, p）+RT▪lnx B（5）式（5）为理想气体某一组分B的化学势；式（5）中：μ*B（T, p）=μθB（T）+ RT▪ln(p/pθ）1.3 非理想气体的化学势计算非理想气体化学势时，需用逸度代替压强，具体表示式分别为：μ（T，p）=μθ（T）+ RT▪ln(/pθ）（7）μB（T，p）=μθB（T）+ RT▪ln(B/pθ）（8）式（7）、（8）中的及B分别代表非理想气体及某一组分B的逸度，其中：=f▪p, f 称逸度因子；B=f B▪p B，f B称为非理想气体中B组分的逸度因子。
备注：逸度因子f通常可由图解法、近似法或对比状态法获取[1]。
化学势知识点总结化学势是描述化学系统内各种化学变化发生的趋势的物理量，它是描述分子间相互作用和化学反应发生趋势的重要参数。
在化学系统的平衡状态下，化学势是相等的，是一个守恒量。
了解化学势的概念对于理解各种化学反应和化学平衡过程是非常重要的。
本文将从化学势的概念、化学势的计算、化学势的应用以及与化学势相关的一些重要概念进行总结，希望能够帮助读者更好的理解化学势的概念及其应用。
一、化学势的概念1.1 化学势的定义化学势是描述化学反应和物质转化趋势的物理量。
在理想气体中，一个分子的化学势是其内能和压强的函数。
在实际气体中，分子的化学势还与相互作用力和化学反应有关。
在多组分系统中，每一种成分的化学势都是系统参数的函数。
1.2 化学势的性质化学势是一个宏观的物理量，它反映了分子在化学反应和物质转化中所具有的驱动力。
化学势是一种守恒量，它在系统平衡态下是相等的。
当系统处于平衡状态时，化学势具有最小值。
化学势的大小与分子的浓度、压强、温度等因素相关。
1.3 化学势的单位化学势的单位通常是焦耳/摩尔(J/mol)。
在气体系统中，化学势的单位也可以用千焦耳/摩尔(kJ/mol)来表示。
1.4 化学势的符号化学势通常用μ表示，其正负号表示分子在化学反应和物质转化中所具有的驱动力方向。
当化学势μ>0时，表示分子在系统中的浓度高于标准状态；当化学势μ<0时，表示分子在系统中的浓度低于标准状态。
二、化学势的计算2.1 理想气体中化学势的计算在理想气体中，化学势可以通过内能和压强来进行计算。
根据理想气体的状态方程PV=nRT，化学势μ可以表示为μ=μ0+RTlnP，其中μ0是分子在标准状态下的化学势，R 是气体常数，T是温度，P是压强。
当温度和压强发生变化时，化学势也会发生变化，从而驱动化学反应和物质转化。
2.2 多组分系统中化学势的计算在多组分系统中，每一种成分的化学势都是系统参数的函数。
多组分系统中化学势的计算通常是通过吉布斯函数来实现的。
1.何为化学势？2.化学势的物理意义是什么？3.化学势适用于什么体系？精彩回答化学势（Chemical potential ）一、定义一种物质A被添加到另一种物质B中，混合物的自由能G可以表示为：G= XAGA+ XBGB+ ΔGmix其中：XA和XB分别为物质A、B的含量，GA 和GB分别为物质A、B的吉布斯自由能。
而ΔGmix=ΔHmix- TΔSmix对于理想固溶体而言，系统中两物质的体积以及内能均保持不变，因此焓变为零，即ΔHmix=0，统计热力学给出混合熵的公式为：ΔSmix=-R(XAlnXA+ XBlnXB)因此，混合后系统的吉布斯自由能为：G = (GA + RT lnXA) XA + (GB +RT lnXB) XB物质A、B的化学势uA, uB就分别等于：uA = GA + RT lnXAuB = GB + RT lnXB因此，混合后系统的吉布斯自由能可以用化学势表示成：G= uA XA + uB XB从微分学理解，化学势就是吉布斯自由能对成分的偏微分uA=(ΔG/ΔnA) T,P,nB=常数所以，化学势又称为偏摩尔势能。
二、讨论1、物理意义：恒温恒压条件下，在指定组成的无限大体系中，加入1mol的B物质引起体系的Gibbs能的改变。
也就是说，在指定条件下1mol的B物质对体系的G的贡献。
化学势是强度性质，状态函数。
2、约束条件注意到，化学势的定义是从恒温、恒压、恒内能、恒体积条件下得到的，因此实际固溶体中，系统自由能变化还会包括化学势以外的能量变化。
化学势的偏微分定义具有普适性，表示成分变化对能量变化的影响，即可以是线性关系，也可以是非线性关系。
3、适用范围化学势的适用范围是气体、液体，但对于固体而言，由于引入一种物质，系统的原有物质不可能保持恒定，即内能和体积将会相应发生改变，此时，化学势需要做出相应修正，用扩散势代替。
1摩尔化学纯物质的吉布斯函数,通常用符号μ 表示。
如以G表示热力学系统的吉布斯函数，n表示系统中物质的摩尔数，则对于多元系，以ni表示第i组元的摩尔数，则第i组元的化学势μi表示在温度T、压强E及其他组元的摩尔数nj不变的条件下，每增加1摩尔i组元时，系统的吉布斯函数的增量：化学势在处理相变和化学变化的问题时具有重要意义。
化学势的定义化学势的本质是一种能量的变化，它可以用来描述一个反应或一系列反应的能量量大小。
这里的“势”指的是一种能量位移，反应产物的总能量比反应前物质的总能量要低，这就形成了能量位移也就是化学势。
化学势实际上可以把构成反应的物质分成两类：一类叫做反应的前物质，一类叫做反应的产物。
在反应过程中，反应前物质会损失部分原先的能量，而反应产物会获得相应的能量。
使用化学势可以用能量表示反应产物与反应前物质各自总能量的差异，或者说反应前物质与反应产物总能量之间的差距。
从能量的角度来看，化学势可以理解为一种比较，称为活化能（activation energy。
只有当反应所需活化能被超过了，反应才能发生。
活化能实际上就是一种能量位移反应前物质的总能量比反应后的总能量要高。
当反应发生时，这种能量位移情况就改变了，就会形成一种化学势，这就是化学势的本质。
参考活化能和化学势，我们得出以下结论：一种反应的发生是有温度、压力等其他因素影响的，活化能越低，反应的可能性越大；而化学势代表了反应前物质和反应后物质的总能量之间的位移大小，可以理解为反应的可行性。
说完了化学势的本质，接下来我们来看一下化学势的两种形式热势和内势。
热势（thermodynamic potential）是指物质和热量之间的势，通常用来描述一个物质在变化过程中的能量状态，当温度发生变化时，热势也会随之发生变化。
内势（internal potential）是指物质本身内在的势，描述的是物质内部结构随反应前后发生的变化，比如化学键的断裂或形成，这些变化都会影响物质本身的总能量，从而形成内势。
接下来让我们来看看化学势的实际作用，帮助我们了解反应以及化学反应之间的关系与联系。
化学势的主要作用就是用来判断反应是否可以发生，这里的“反应”也可以指化学反应、物理变化、生物反应等。
根据能量的变化情况，可以判断出反应的可行性，从而推断出反应的方向，这样就可以得到最后的反应结果。
2.8 化学势
——偏摩尔自由焓（吉布斯自由能）
2.8.1 化学势的定义
G = f （T ，P ，n 1，n 2，…） 其全微分为：
+⎪
⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪
⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=
2n ,n ,P ,T 21n ,n ,
P ,
T 1n ,n ,T n ,n ,P dn n G dn n G dP
P G dT T G dG 31322121
∑=⎪
⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂++-=k
i i n p T i dn n G Vdp SdT dG j
1,,
由偏摩尔量的定义知,j
n p T i n G ,,⎪
⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂称偏摩尔吉布斯自由能,由于它的特别的用途,我们用另一个符号i μ表示它,并称之为化学势,即定义:
j
n p T i i n G ,,⎪
⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=μ （1）
化学势即偏摩尔吉布斯自由能。
2.8.2 化学势与温度和压力的关系
化学势与压力的关系:
T
n p T i T i j n G p p ⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎣⎡⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂∂∂=⎪⎪⎭⎫
⎝
⎛∂∂,,μ j j n p T i n p T T i n V p G n ,,,,⎪
⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=⎥⎥⎦
⎤
⎢⎢⎣
⎡⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂∂∂
= 即
T
i
p ⎪⎪⎭⎫ ⎝
⎛∂∂μi V = (2)
化学势与温度的关系:
p
n p T i p i j n G T T ⎥⎥⎦⎤⎢⎢
⎣⎡⎪
⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂∂∂=⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂,,μ j
j n p T i n p T p i n S T G n ,,,,⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂-=⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎣
⎡⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂∂∂= 即
p
i T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂μi S -= (3)
此外i μ、i H 和i S 之间的关系：
恒温恒压下，TS H G -=两边对i n 求导，得
i i i S T H -=μ
（4）
2.8.3
引入化学势后的热力学基本关系（有物质转移的体系） 对于封闭体系只做体积功的过程有：
∑=++-=k
i i i dn Vdp SdT dG 1
μ
∑=++=k
i i
i dn Vdp TdS dH 1
μ （因为TS H G -=）
∑=+--=k
i i i dn pdV SdT dA 1
μ (因为pV F G +=)
∑=+-=k
i i
i dn pdV TdS dU 1
μ(因为pV U H +=)
对于封闭体系的可逆过程有： d U = TdS – PdV + ∑μi dn i –δW r ＇ d H = TdS + Vd P + ∑μi dn i –δW r ＇ d F = -Sd T – Pd V + ∑μi dn i –δW r ＇ d G = -Sd T + Vd P + ∑μi dn i –δW r ＇
化学位是决定物质变化与传递方向的函数的总称，偏摩尔自由焓只是其中的一种形式。
可以证明：
j
j
j j
n ,V ,
S i n ,P ,
S i n V ,T i n ,P ,
T i i n U n H n F n G ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=⎪⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂=⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=⎪
⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=μ
2.8.4 化学势在相平衡中的应用
设体系由α和β两相构成，两相均为多组分。
在恒温恒压下，组分i 在两相之间流动所引起的体系自由焓的变化为
ββααμμi i i i dn dn dG +=
对封闭体系，i i i n n n =+β
α
=常数，所以0==+i i i dn dn dn β
α
，β
α
i i dn dn -=，所以
βαβμμi i i dn dG )(-=
设β
i dn ＞0，即组分i 从α相流向β相，若
αμi ＞βμi 则dG ＜0 可以流动 αμi ＜βμi
则dG ＞0 不能流动
αμi =βμi
则dG =0
体系平衡
由此可见，物质i 只能从化学势高的相流向化学势低的相，直至两相的化学势相等为止，这
就是我们把α
μi 叫化学势的原因。
多各相和多个组成，相平衡时有：
化学位的物理意义： 是决定物质变化与传递方向的一种强度性质（因素）。
例题：在373.15和101.325kPa 下水的化学势与水蒸汽化学势的关系为( ) (A) μ(水)=μ(汽) (B) μ(水)<μ(汽) (C) μ(水)>μ(汽) (D) 无法确定
2.8.5 气体的化学势
——化学势的数学表达式
（1） 纯组分理想气体的化学位
k
i i i i i ,,3,2,1,)()()()( =====ϕγβαμμμμ
对于纯物质体系来说，偏摩尔性质等于其摩尔性质，偏摩尔自由能（即化学位）等于该物质在纯态时的摩尔自由能，即： m i G G =μ=
d G = -Sd T + Vd P
在温度为T 时（d T = 0），1mol 理想气体的压力由P θ→ P 时化学位的变化dμ为：
P ln RTd dP P
RT
dP V dG d m m ==
==μ 积分上式有：
θμ
μ===μ⎰⎰⎰θ
θ
P
P ln
RT P ln d RT dG d P
P m 则：
θ
θμμP P RT ln
+=
θ
θμμP P RT ln
=-
⏹ μθ — 理想气体在温度为T 及“标准状态”压力P θ时的化学位，称理想气体
的标准化学位，它只是温度的函数。
⏹ μ — 理想气体在温度为T 、压力为P 时的化学位。
⏹ 化学势没有绝对值，化学势的差有绝对值：θ
θμμμP
P RT ln =-=∆。
其中：
“标准状态”压力P θ通常定为101.325 kPa 或1atm 。
若采用P θ= 1atm ，则有：
P ln RT )T (+μ=μθ
注意：“标准状态”采用P θ= 1atm 时，P 应以大气压数值代入公式，其本身已无因次。
（2） 混合理想气体的化学位
混合理想气体的化学势：混合理想气体的化学势由一个实验结果求出，这个实验结果是：
“一个能通过半透壁的组分，它在壁两边的平衡分压相等。
”——利用相平衡时，不同相中同一组元的化学势相等的思路求化学势。
设有一容器，中间用一半透壁隔开，左边是混合理想气体，右边是纯理想气体i ，半透壁只允许气体i 自由通过，整个体系温度是均匀的，如图。
平衡时：
p p RT i
i i i ln
+==*μμμ
（3） 逸度与实际气体的化学势
对于实际气体，特别是压力较高时，要对其压力P 加以校正：
f =γP
f — 逸度，即实际气体的有效压力。
γ — 逸度系数，它表示该气体与理想气体的偏差程度，其数值与气体的特性、
温度和压力有关。
压力较低时 γ＜ 1 一般来说，温度一定时： 压力较高时 γ＞ 1
压力趋于零 γ＝ 1，即 1P
f
lim 0P =→ 实际气体的化学势为： f RT T ln )(+=θ
μμ
注意：实际气体的标准化学位与理想气体的标准化学位是相同的，它只是温度的函数。
混合实际气体的化学位为： i i i f RT T ln )(+=θ
μμ
实际气体的化学势也可以用状态函数法求解：
4321μμμμ∆+∆+∆=∆。
