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第二章 自由能、化学势和溶液 3

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第二章 自由能 化学势 习题解答

第二章 自由能 化学势 习题解答

第二章 自由能、化学势和溶液2-1 判断下列过程的Q 、W 、△U 、△H 、△S 、△G 值的正负。

( 1）理想气体自由膨胀。

( 2）两种理想气体在绝热箱中混合。

解：2-2 说明下列各式的适用条件。

( 1） △G = △H 一T △S ；（2）dG ＝一SdT + Vdp （3）-△G = -W '答：公式（1）：封闭体系的定温过程公式（2）：不做其它功、均相、纯组分（或组成不变的多组分）的封闭体系 公式（3）：封闭体系、定温、定压的可逆过程。

2-3 298K 时，1mol 理想气体从体积10dm 3膨胀到20dm 3，计算（1）定温可逆膨胀；（2）向真空膨胀两种情况下的 △G 解： （1）J V V nRT P P nRT G 3.17172010ln 298314.81ln ln2112-=⨯⨯===∆ （2） △G = －1717.3 J2-4 某蛋白质由天然折叠态变到张开状态的变性过程的焓变△H 和熵变△S 分别为251.04kJ·mol -1和753J·K -1·mol -1，计算（1）298K 时蛋白变性过程的△G ； (2) 发生变性过程的最低温度。

解：将△H 和△S 近似看作与温度无关（1）kJ S T H G 646.261075329804.2513=⨯⨯-=∆-∆=∆- （2）K S H T 4.333753251040==∆∆=2-5 298K ,P Ө 下，1mol 铅与乙酸铜在原电池内反应可得电功9183.87kJ ，吸热216.35kJ,计算△U 、△H 、△S 和△G解： △G = W ' = － 9183.87kJ △S = Q / T = 216.35 / 298 = 726 J/K△U = Q + W = － 9183.87 + 216.35 = －8967.52 kJ △H = △G + T △S = －8967.52 kJ2-6 广义化学势Z Z Z Z n V T Bn P S B n V S B n P T B B n F n H n U n G ,,,,,,,,)()()()(∂∂=∂∂=∂∂=∂∂=μ式中哪几项不是偏摩尔量？ 答： Z n V S B n U ,,)(∂∂、Z n P S B n H ,,)(∂∂、Z n V T Bn F,,)(∂∂不是偏摩尔量2-7 由 2.0 mol A 和1.5 mol B 组成的二组分溶液的体积为425cm -3，已知V B , m 为250.0cm -3·mol -1，求V A,m 。

物理化学各章复习题 附答案

物理化学各章复习题 附答案

第一章化学热力学基础1.4 练习题1.4.1 判断题1．可逆的化学反应就是可逆过程。

2．Q和W不是体系的性质，与过程有关，所以Q + W也由过程决定。

3．焓的定义式H = U + pV是在定压条件下推导出来的，所以只有定压过程才有焓变。

4．焓的增加量DH等于该过程中体系从环境吸收的热量。

5．一个绝热过程Q = 0，但体系的DT不一定为零。

6．对于一定量的理想气体，温度一定，热力学能和焓也随之确定。

7．某理想气体从始态经定温和定容两过程达终态，这两过程的Q、W、DU及DH是相等的。

8．任何物质的熵值是不可能为负值和零的。

9．功可以全部转化为热，但热不能全部转化为功。

10．不可逆过程的熵变是不可求的。

11．某一过程的热效应与温度相除，可以得到该过程的熵变。

12．在孤立体系中，一自发过程由A→B，但体系永远回不到原来状态。

13．绝热过程Q = 0，即，所以d S = 0。

14．可以用一过程的熵变与热温熵的大小关系判断其自发性。

15．绝热过程Q = 0，而由于DH = Q，因而DH等于零。

16．按Clausius不等式，热是不可能从低温热源传给高温热源的。

17．在一绝热体系中，水向真空蒸发为水蒸气 (以水和水蒸气为体系)，该过程W＞0，DU＞0。

18．体系经过一不可逆循环过程，其DS体＞0。

19．对于气态物质，C p－C V = n R。

20．在一绝热体系中有一隔板，两边分别是空气和真空，抽去隔板，空气向真空膨胀，此时Q= 0，所以DS=0。

1.4.2 选择题1．273K, p q时，冰融化为水的过程中，下列关系式正确的有 .A．W＜0 B. DH = Q P C. DH＜0 D. DU＜02．体系接受环境作功为160J，热力学能增加了200J，则体系 .A．吸收热量40J B．吸收热量360JC．放出热量40J D．放出热量360J3.在一绝热箱内，一电阻丝浸入水中，通以电流。

若以水和电阻丝为体系，其余为环境，则 .A．Q＞ 0，W = 0，DU ＞ 0 B．Q =0，W = 0，DU ＞ 0C．Q = 0，W＞ 0，DU ＞ 0 D．Q＜ 0，W = 0，DU ＜ 04．任一体系经一循环过程回到始态，则不一定为零的是 .A．DG B．DS C．DU D．Q5．对一理想气体，下列哪个关系式不正确 .A． B．C． D．6．当热力学第一定律写成d U = δQ–p d V时，它适用于 .A．理想气体的可逆过程 B．封闭体系的任一过程C．封闭体系只做体积功过程 D．封闭体系的定压过程7．在一绝热钢壁体系内，发生一化学反应，温度从T1→T2，压力由p1→p2，则 .A．Q＞0，W＞0，DU ＞ 0 B．Q = 0，W＜0，DU ＜0C．Q = 0，W＞0，DU ＞0 D．Q = 0，W = 0，DU = 08．理想气体混合过程中，下列体系的性质，不正确的是 .A．DS＞0 B．DH =0 C．DG = 0 D． DU = 09.任意的可逆循环过程，体系的熵变 .A．一定为零 B．一定大于零 C．一定为负 D．是温度的函数10．一封闭体系，从A→B变化时，经历可逆（R）和不可逆(IR)途径，则 .A．Q R = Q IR B． C．W R = W IR D．11．理想气体自由膨胀过程中 .A．W = 0，Q＞0，DU＞0，DH=0 B．W＞0，Q=0，DU＞0，DH＞0C．W＜0，Q＞0，DU=0，DH=0 D．W = 0，Q=0，DU=0，DH=012．H2和O2在绝热定容的体系中生成水，则 .A．Q=0，DH＞0，DS孤 = 0 B．Q＞0，W = 0，DU＞0C．Q＞0，DU＞0，DS孤＞0 D． Q=0，W = 0，DS孤＞013．理想气体可逆定温压缩过程中，错误的有 .A． DS体= 0 B． DU=0 C．Q＜0 D． DH=014．当理想气体反抗一定的外压做绝热膨胀时，则 .A. 焓总是不变的 B．热力学能总是不变的C．焓总是增加的 D．热力学能总是减小的15．环境的熵变等于 .A． B． C． D．1.4.3 填空题1．理想气体的定温可逆膨胀体系做的功最，定温可逆压缩过程环境做的功最。

02章(二)自由能、化学势和溶液

02章(二)自由能、化学势和溶液

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2020/5/2
单组分体系的摩尔热力学函数值
体系的状态函数中V，U，H，S，A，G等是广度性
质，与物质的量有关。设由物质B组成的单组分体 系的物质的量为 nB，则各摩尔热力学函数值的定义 式分别为：
摩尔体积（molar volume）
V* m ,B
V nB
摩尔热力学能（molar thermodynamic energy）
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2020/5/2
2.6 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。 如果都是液态，则把含量多的一种称为溶剂，
含量少的称为溶质。
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2020/5/2
2.6 溶液
设Z代表V，U，H，S，A，G等广度性质，则
对多组分体系 Z Z (T , p, n1, n2 ,K , nk )
偏摩尔量ZB的定义为：
ZB def
(
Z nB
)T
,
p ,nc
(cB)
ZB称为物质B的某种容量性质Z的偏摩尔量 （partial molar quantity）。
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2020/5/2
化学势判据
定温定压下，不做非体积功的多组分体系 Gibbs自由能变量所示：
dG B dnB
B
根据Gibbs自由能判据，在恒定T,p及Wf=0时，
BdnB 0
B
自发过程 平衡态
此为化学势判据

大学《物理化学》2.自由能、化学势和溶液

大学《物理化学》2.自由能、化学势和溶液
(3)
θ ∆ r H m − 133 .12 × 10 3 T = = = 314 K θ − 424 ∆r Sm
三. 在指定压力下温度对反应自发性的影响
ΔH ΔS － + + + － + ΔG=ΔHΔG=ΔH-TΔS － + 低温时＋ 低温时＋ 高温时－ 高温时－ － － 低温时－ 低温时－ 高温时＋ 高温时＋ 转折温度 T = ΔH /ΔS Δ 反应的自发性 在任意温度下反应均可自发 任意温度下反应都不能自发 在低温下反应不能自发 在高温下反应能自发进行 在低温下反应能自发进行 在高温下反应不能自发进
< 不可逆过程 自发过程 不可逆过程, = 可逆过程 可逆过程, 平衡态
> 反方向为自发过程
此不等式称为Holmholtz判据。 判据。 此不等式称为 判据 Holmholtz判据的应用条件：封闭体系、不作其它 判据的应用条件：封闭体系、 判据的应用条件 功、定温、定容的变化过程。 定温、定容的变化过程。 除此条件外的其它变化过程的△ 的大小均不能 除此条件外的其它变化过程的△F的大小均不能 用来作判据。 用来作判据。
三. 热力学基本公式
dU = TdS – PdV + δWR' dH = TdS + VdP + δWR' dG = -SdT + VdP + δWR'
公式应用条件 纯组分均相封闭体系; 纯组分均相封闭体系 或 组成不变的多组分均相封闭体系 可逆过程可应用
若体系不做其他功 dU = TdS – PdV dH = TdS + VdP dG = -SdT + VdP
CO2(g) + 2NH3(g) → (NH2)2CO(s) + H2O(l) 213.6 -393.5 192.5 -46.19 104.6 -333.2 69.96 -285.8

第二章多相多组分系统热力学(2)

第二章多相多组分系统热力学(2)

三、化学势
1. 化学势的定义
证明：
B
H nB
S , p,nc
U nB
S ,V ,nc
H U pV
dH dU pd分别代入，得
H
U
TdS Vdp
B
nB
dnB S , p,nc
TdS
pdV
B
nB
S ,V ,nc
dnB
dU
TdS pdV
B
U
nB
dnB S ,V ,nc
H
dH
TdS Vdp
B
nB
S , p,nc
dnB
G
dG SdT Vdp
B
nB
dnB T , p,nc
dF SdT pdV
B
F
nB
dnB T ,V ,nc
B组分的化学势B
,
三、化学势
1. 化学势的定义
dG
B
(dnB
)
β相：
dG
B
(dnB
)
dGT, p dG dG B dnB B (dnB )
(
B
B
)dnB
,
四、化学势判据及在相平衡和化学平衡系统中的应用
3. 化学势在相平衡系统中的应用
dGT, p (B B )dnB
①若上述过程是自发进行的
dGT, p (B B )dnB 0
三、化学势
1. 化学势的定义 单组分系统
均相多组分系统
U f (S,V ) H f (S, p) G f (T, p) F f (T,V )
U f (S,V , n1, n2,) H f (S, p, n1, n2,) G f (T , p, n1, n2,) F f (T ,V , n1, n2,)

吉布斯自由能与化学势的关系式

吉布斯自由能与化学势的关系式

吉布斯自由能与化学势的关系式1. 引言嘿，大家好！今天咱们聊点有趣的——吉布斯自由能和化学势之间的关系。

这听起来是不是有点像高深莫测的科学课题？别担心，我保证用轻松的语言，把它说得明明白白。

吉布斯自由能，这个名字一听就让人感觉挺厉害，像是某个科学家发明的魔法。

但其实，它在日常生活中可处处可见，就像你喜欢的那杯咖啡，只要温度一降，它的香气就开始逃走。

今天咱们就来揭开这个“魔法”的面纱。

2. 吉布斯自由能是什么？2.1 定义与意义好啦，首先，吉布斯自由能（G）其实就是衡量系统在恒温恒压条件下“做功”能力的一个指标。

听上去有点复杂，但你可以把它想象成一张“能量账单”。

简单来说，如果你要进行一场化学反应，吉布斯自由能就告诉你，反应是不是能顺利进行。

它就像一个“导演”，决定了化学反应的剧本好不好。

自由能越低，反应越容易进行，反之则不然。

2.2 日常生活中的例子你有没有遇到过这种情况？一杯咖啡放久了，味道就没那么好了。

这就是吉布斯自由能的“显灵”了！咖啡里的化学物质随着时间变化，能量水平也在不断调整。

哎，真是让人感慨，连咖啡都懂得“节能减排”呢。

3. 化学势是什么？3.1 定义与特性说完了吉布斯自由能，我们再聊聊化学势。

化学势（μ）其实就是描述物质在化学反应中“想要”的程度。

想象一下，你在等公交车，心里想着快点来，如果那辆车不来，你的心情可就不好了。

这种“想要”的感觉，在化学反应中表现得尤为明显。

化学势越高，物质越想参与反应，越有动力。

3.2 化学势的影响在生活中，化学势的影响无处不在。

比如，食物的保鲜期其实和化学势有很大关系。

新鲜的水果化学势高，容易与周围的空气发生反应，慢慢变得不新鲜。

而那些经过处理的果脯，化学势就低多了，因此保存得久。

就像你见到一块蛋糕，立刻就想吃掉它，说明它的化学势很高！这可不是随便说说的。

4. 吉布斯自由能与化学势的关系4.1 二者的联系现在我们来聊聊吉布斯自由能和化学势之间的关系。

自由能、化学势


dGT , P W
dGT , P W
GT , p 0 GT , p W GT , p 0 GT , p W
自发过程
GT , P W
可逆过程, 平衡态
反方向为自发过程
违ibbs自由能判据。 Gibbs自由能判据的应用条件：封闭体系、定温、定压的变 化过程。
为什么要定义新函数？
热力学第一定律导出了热力学能这个状态函数， 为了处理热化学中的问题，又定义了焓。 热力学第二定律导出了熵这个状态函数，但用熵 作为判据时，体系必须是孤立系统，也就是说必须同 时考虑体系和环境的熵变，这很不方便。
通常反应总是在定温、定压或定温、定容条件下
进行，有必要引入新的热力学函数，利用体系自身状 态函数的变化，来判断自发变化的方向和限度。
（氧弹量热计是一定容反应装置）
E: 298K，Pθ下，Cu-Zn电池中发生的化学反应 答案：A：△S判据 D：△S、△F B：△S、△G E：△S、△G C：△S、△G
四. 热力学基本公式
dU = TdS – PdV + WR' dH = TdS + VdP + WR' dF = -SdT – PdV + WR' dG = -SdT + VdP + WR'
G ( ) T V P
或
G ( )T V P
GT

P2
P 1
V dP
------ W′= 0 的定温过程的计算公式
对任意物质都适用.
§ 2-2 定温物理变化G的计算
条件：封闭体系，W´=0 一. 理想气体定温过程
方法1：
dG SdT VdP

第02章 自由能、化学势和溶液

∆ G1 =
液 101.325kPa 298K ∆G < 0 ③ ② 液 3.168kPa 298K
∫
p2 p1
V 气 dp =
∆G2 = 0
nRT p2 ∫p1 p dp = nRT ln p1 = – 8585 J
p2
过饱和水蒸气自发凝结成水 p ∆ G 3 = ∫ V 液 dp = V 液 ( p 2 − p1 ) = 1.8 J p
3
2.1 Gibbs自由能判据 自由能判据
根据熵判据 dS孤 = dS体 + dS环≥ 0 = dS体 –δQ体/T环≥0 根据热力学第一定律dU = δQ – pe dV + δW´ 根据热力学第一定律 δQ = dU + pe dV -δW´ dS孤 = dS体 –(dU + pe dV -δW´ )/T环≥0 T环dS孤 = T环dS体 – (dU + pe dV -δW´ ) ≥ 0
T
∆G = ∆H – T∆S
T
p2
② dG = –SdT + V dp
dG = V dp 2-23
nRT p2 i.g.， i.g.，p1 p dp = nRT ln p ∫ 1

∆G =
∫ p V dp
1
p2
定温可逆∆G = –5705 J < 0 例2-1 定温可逆 液、固体 V ( p2－p1 ) 2-25
1876年Gibbs在康乃狄格科学院院报上发表了题为 年 在康乃狄格科学院院报上发表了题为 论非均相物质之平衡》 著名论文（该文长达323 《论非均相物质之平衡》 著名论文（该文长达 页），化学热力学的基础也就奠定了。这篇论文首 ），化学热力学的基础也就奠定了。 化学热力学的基础也就奠定了 次提出了: 次提出了 自由能的概念。 自由能的概念。 （2） ） 化学平衡的各种基本原理。 化学平衡的各种基本原理。 （4） ） 阐明了相平衡原理 （3） ） 稀溶液定律 （2） ） 表面吸附的本质 （8） ） 伏打电池中支配能量变化的数学关系式 （6） ）

第二章植物的水分生理复习思考题与答案

第一章植物的水分生理复习思考题与答案(一)名词解释1、束缚水(bound water)与细胞组分紧密结合不能自由移动、不易蒸发散失的水。

2、自由水(free water)与细胞组分之间吸附力较弱,可以自由移动的水。

3、化学势(chemical potential)偏摩尔自由能被称为化学势，以希腊字母μ表示,组分j的化学势(μj)为：μj=( G/ nj)t.p. ni.ni≠nj，在一个庞大的体系中，在等温等压以及保持其他各组分浓度不变时，加入1摩尔j物质所引起体系自由能的增量。

4、水势（water potential）每偏摩尔体积的水的化学势差称为水势，用ψw表示。

Ψw= (μw-μow)/ Vw,m，即水势为体系中水的化学势与处于等温、等压条件下纯水的化学势之差，再除以水的偏摩尔体积的商。

用两地间的水势差可判别它们间水流的方向和限度，即水分总是从水势高处流向水势低处，直到两处水势差为O为止。

5、溶质势ψs(solute potential，ψs)由于溶质颗粒的存在而引起体系水势降低的数值。

溶质势表示溶液中水分潜在的渗透能力的大小,因此，溶质势又可称为渗透势(osmotic potential,ψπ)。

溶质势可用ψs=RTlnNw/Vw.m公式计算，也可按范特霍夫公式ψπ=-π=-iCRT计算。

6、衬质势(matrix potential，ψm)由于衬质(表面能吸附水分的物质，如纤维素、蛋白质、淀粉等)的存在而使体系水势降低的数值。

7、压力势(pressure potential，ψp)由于压力的存在而使体系水势改变的数值。

若加正压力，使体系水势增加，加负压力，使体系水势下降。

8、重力势(gravity potential，ψg)由于重力的存在而使体系水势增加的数值。

集流(mass flow或bulk flow) 指液体中成群的原子或分子(例如组成水溶液的各种物质的分子)在压力梯度(水势梯度)作用下共同移动的现象。

自由能—溶液


(3) 在上述条件下且W=0 ( 如:等容且w‘= 0),则
∆F ≤ 0
Helmholtz 极小值原理 在封闭系统中进行的等温等容且不作非体 积功的不可逆过程必然导致系统Helmholtz函 数值的减少,当系统到达平衡态时,系统的 Helmholtz函数达到极小值.
化学反应的∆S和∆G的计算 化学反应的 和 的计算
化学势判据
a. 判据关系 b. µ判据 判据 相平衡条件： 任一物质B在各相中的化学势相等， 相变达到平衡
β µα = µB =L = µF B B
S判据 判据→G判据 判据→µ判据 判据 判据 判据
化学平衡条件：化学变化达到平衡
∑ν B µB = 0 B
C
选择题：T、P恒定下，化学反应达到平衡，不一定 成立的是： A
Δr G θ m = 0
B Δr Gm = 0
∑ ν Bµ B = 0
D Δr G θ m = − RT ln k θ
选择题：在T、P恒定的情况下，反应 H2（g)+1/2O2(g) = H2O(l)达到平衡的条件是
A µ(H 2 .g ) = µ(O2 .g ) = µ( H 2O.l ) B µ(H 2 .g ) = 1/ 2µ(O2 .g ) = µ( H 2O.l ) C µ(H 2 .g ) + µ(O2 .g ) = µ( H 2O.l ) D µ(H 2 .g ) + 1/ 2µ(O2 .g ) = µ( H 2O.l )
δQ 选一可逆过程，则p = pe±dp dS = 代 dS + Vdp
H = U + pV
dH = dU + pdV + Vdp
dU = TdS − pdV 所以
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p kx x
式中 k x 称为亨利常数，其数值与温度、压力、溶剂 和溶质的性质有关。若浓度的表示方法不同，则其 值亦不等，即：
p km mB
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p kc cB
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2014-11-3
亨利定律
使用亨利定律应注意： (1)式中p为该气体的分压。对于混合气体，在总压不 大时，亨利定律分别适用于每一种气体。 (2)溶质在气相和在溶液中的分子状态必须相同。 H Cl HCl 如 HCl ，在气相为 分子，在液相为 和 ，则亨 利定律不适用。
1）拉乌尔定律（Raoult’s Law） 1887年，法国化学家Raoult从实验中归纳出一个经验 定律：在定温下，在稀溶液中，溶剂的蒸气压等于纯 * p 溶剂蒸气压 A乘以溶液中溶剂的物质的量分数 xA
pA p x
* A
* A A
* A
如果溶液中只有A，B两个组分，则 xA xB 1
p pA xB pA p (1 xB ) * pA 拉乌尔定律也可表示为：溶剂蒸气压的降低值与纯 溶剂蒸气压之比等于溶质的摩尔分数。
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2014-11-3
2）亨利定律（Henry’s Law）
1803年,英国化学家Henry根据实验总结出另一条 经验定律：在一定温度和平衡状态下，气体的平衡分 压p与该气体在溶液中的浓度成正比。
a x ,B 称为相对活度，是量纲为1的量。 x,B 称为活度
因子（activity factor），（或活度系数），表示实际 溶液与理想溶液的偏差，量纲为1。 这是浓度用 xB 表示的活度和活度因子，若浓 度用 mB , cB 表示，则对应有am,B , ac,B 和 m,B, c,B ， 显然它们彼此不相等。
p
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p
V V m nB T , p p p RT d Vm dp dp p p
（指定温度T下）
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2014-11-3
气体的化学势
p (T , p) (T , p ) RT ln p
理想气体化学势的表达式 化学势
$ (1) B (T , p) B (T ) RT ln( pB / p $ )
= (T ) RT ln(k x / p ) RT ln xB
$ B $
(T , p) 是 xB 1 时服从Henry定律的假想 态的化学势，实际不存在，如下图中的R点。
* B
* = B (T , p) RT ln xB
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2014-11-3
3）理想溶液中各组分的化学势 理想溶液
(ideal solution)
理想溶液:不分溶剂和溶质，任一组分在 全部浓度范围内都符合拉乌尔定律；
从分子模型上看，各组分分子彼此相似，大小相 等,相互作用力相同，在混合时没有热效应和体积变 化，这种溶液称为理想溶液。 光学异构体、同位素和立体异构体混合物属于这 种类型。
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2014-11-3
非理想气体的化学势
因此： μB（T，P）=μBθ（T，Pθ）+RTln（ƒB/Pθ）
μBθ（T）是标准状态的化学势，
该状态是温度为T，压力为Pθ，具有理想气体 性质的假想状态。
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2014-11-3
5 溶液中各组分的化学势
时仍服从Henry定律那个假想状态的化学势，
1 m$ 1mol kg 。
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2014-11-3
（3） 浓度用物质的量浓度 cB 表示
$ k c $ B B (T ) RT ln c $ RT ln ac ,B p
= (T , p) RT ln ac ,B
p kx
* B
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2014-11-3
理想溶液中各组分的化学势
组分B在l、g两相中平衡时:
l g B (T , p) B (T , p) B (T ) RT ln( pB / p )
pB p xB
* B
B (T , p) B (T ) RT ln( p / p ) RT ln xB
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理想溶液 理想溶液的通性：
(1) (3)
mixV 0
(2) (4)
mix H 0
mixS 0
mixG 0
(形式与理想气体混合相同) （5）拉乌尔定律和亨利定律没有区别
pB p xB k x xB
* B
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4 气体的化学势
1）单组分理想气体

G ( )T ( )T , p p p nB T
G ( )T , p dG SdT Vdp n B G ( )T nB p T , p
p p (T , p) (T , p ) RT ln p
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6 非理想溶液（实际溶液)
活度的概念 在非理想溶液中，拉乌尔定律修正为：
pB p B xB
* B
路易斯（G.N.Lewis）提出了活度（有效浓度）的概念。
相对活度的定义：
ax ,B x ,B xB
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非理想溶液
(T , p)
是T，p的函数
(T , p ) 是温度为T，压力为标准压力时理
想气体的化学势，仅是温度的函数。这个状态是气体 的标准态。
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2）理想气体混合物中各组分的化学势
气体混合物中某一种气体B的化学势
pB B (T , p) B (T ) RT ln p
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解:
p总 = p苯+ pHCl =101.325kPa
= p*(苯)[1- x (HCl) ] + k(HCl)·x (HCl) 101.325×103=
10.0×103 [1- x (HCl) ]+2380×103 x (HCl)
x (HCl) = 0.03583
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4）稀溶液中各组分的化学势
稀溶液的定义
在一定的温度和压力下，在一定的浓度
范围内，溶剂遵守Raoult定律，溶质遵守
Henry定律，这种溶液称为（理想）稀溶液。 注意：化学热力学中的稀溶液并不是指浓 度很低的溶液。
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= (T , p) RT ln ax,B
* B
* B (T , p)是在T，p时，当 xB 1, x,B 1, ax,B 1 那个假想
状态的化学势。因为在 xB 从0 — 1的范围内不可能 始终服从Henry定律，这个状态实际上不存在。
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*** B
*** B
ac ,B
cB c ,B $ c
$ c c , c,B 1, ac,B 1 时假 是在 T ， p 时，当 (T , p) B 想状态的化学势, c$ 1mol dm3 。
显然
* ** *** B (T , p) B (T , p) B (T , p)
20 ℃时 HCl(g) 溶入苯形成理想稀溶 液, p总 = 101.325kPa 求:液相组成 x (HCl) = ? 已知20 ℃时，纯苯的饱和蒸汽压 p* (苯) = 10.0kPa, HCl溶入苯时的Henry constant kx(HCl) = 2380kPa
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（2）浓度用质量摩尔浓度 mB 表示 $ k m $ B B (T ) RT ln m $ RT ln am,B p
** B (T , p) RT ln am,B
am,B
mB m,B $ m
** B (T , p ) 是在T，p时，当 mB m$ , m,B 1, am,B 1
PB为分压
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3）非理想气体（实际气体）的化学势 对于非理想气体（实际气体）
μB（T，P）≠μBθ（T，Pθ）+RTln（PB/Pθ）
为了保持该式的简洁形式，对 PB 进行校正： ƒB = γB PB ƒB 称为B的逸度（fugacity） 可看作是有效压力。 γB：逸度系数（fugacity coefficient）
$ $ B
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（3）当应用 pB kc cB 时
kc c c B (T , p) = (T ) RT ln $ RT ln $ p c c *** = B (T , p) RT ln $ c
$ $ B
化学势。 c$ 1 mol dm-3 。
溶质实际的蒸气压曲线如实线所示，W点是 时的蒸气压。
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xB 1
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（2）当应用 pB km mB 时，同理：
km m m B (T , p) = (T ) RT ln RT ln $ $ p m m ** = B (T , p) RT ln $ m ** B (T , p) 是 m m$ 时，又服从Henry定律的假想态的 化学势。 m$ 1 mol kg-1