多组分系统热力学

多组分系统热力学思维导图，介绍了气体混合物中各组分的化学势、液体中各组分的化学势、相对活度的概念、稀溶液的依数性。

多组分系统热力学

• 气体混合物中各组分的化学势
  • 1.纯理想气体 μ=μ（标）T+RT㏑P/P标
  • 2.混合理想气体组分的化学势 μB=μ（标）BT+RTμ㏑PB/P(标） 道尔顿分压定律
  • 3.真实气体 （用逸度代替分压）
• 液体中各组分的化学势
  • 理想液态混合物
    • 在一定的温度和压强下，任一组分在全部浓度范围内都符合拉乌尔定律的多组分液态系统
  • 稀溶液中各组分的化学势
    • 在一定的温度、压强和浓度的范围内，溶剂服从拉乌尔定律，溶质服从亨利定律。
• 相对活度的概念
  • 非理想液态混合物
    • 由于组成混合物的各组分性质差异较大，使其中任一组分在整个浓度范围内对拉乌尔定律发生偏差，这种偏差可以是正的，也可以是负的。
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  • 非理想稀溶液中溶剂的活度
    • 溶剂对拉乌尔定律发生偏差，溶质对亨利定律发生偏差，这种偏差可正可负。这种稀溶液偏离了理想状态，称为非理想稀溶液。
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  • 非理想稀溶液中溶质的活度
    • 稀溶液的某些性质只与非挥发性溶质的质点数有关，而与质点的性质无关。
• 稀溶液的依数性
  • 溶剂蒸气压降低
    • 溶剂蒸气压下降的数值与溶质的摩尔分数成正比，而与溶质的性质无关。
  • 凝固点下降
    • 纯溶剂的凝固点：在大气压强下，纯溶剂的固-液两相平衡共存的温度，称为该纯溶剂的凝固点或熔点。
    • 稀溶液的凝固点：固态纯溶剂从稀溶液中开始析出的温度
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  • 沸点升高
    • 纯溶剂的沸点：在大气压强下，液态纯溶剂的蒸气压等于外压、液-气两相平衡共存的温度。
    • 稀溶液的沸点：加入不挥发的溶质后，溶剂的蒸气压等于外压，气-液两相平衡共存的温度
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  • 渗透压
    • 阻止水分子渗透必须外加的最小压强
• 稀溶液的两个经验定律
  • 拉乌尔定律 （任意组分，全部浓度范围内） PA=P总XA XA为摩尔分数
  • 亨利定律 理想稀溶液， 溶质：PB=Kx,BXB 溶剂：PA=P总XA
• 化学势
  • 狭义定义：化学势就是偏摩尔吉布斯能
  • 广义定义：特征变量和其他组分不变（除B），某热力学函数随其nB的变化率
  • 应用：
    • 判断自发的方向：（等温等压下）
    • 1.反应物的化学势之和大于产物 反应自发进行
    • 2.反应物的化学势之和等于产物 反应达平衡
    • 3.反应物化学势之和小于产物 不能正向进行但能逆向进行
    • 理想稀溶液中的化学势 溶剂服从拉乌尔定律 溶质服从亨利定律
• 偏摩尔量
  • 定义：多组分系统中B物质的某种广度性质的偏摩尔量（也就是某种组分的物质的量对某个系统性质的贡献的大小）
  • 物理意义：
    • 1.等温等压，一定浓度有限量溶液，（只改变nB)加入dnB的B物质，引起系统广度性质X随该组分的变化量
    • 2.等温等压，一定浓度大量溶液，加入1mol的物质B，引起系统广度性质的X随该组分的变化量
    • 系统浓度几乎保持不变
  • 注意：
    • 1.只有广度性质才有偏摩尔量，偏摩尔量是强度性质
    • 2.纯物质的偏摩尔量就是摩尔量
    • 3.任何偏摩尔量都是T，P和（组成）的函数
    • 4.只有吉布斯能表示的化学势才是偏摩尔量
  • 集合公式： X=ΣnBXB,m
• 多组分系统的组成表示法
  • 多组分系统
    • 混合物
      • 混合物有液态固态和气态三种形式
      • 组分B 的摩尔分数 
      • 组分B 的质量分数 
      • 混合物中任一组分B的物质的量浓度 
    • 溶液
      • 溶液有固态溶液和液态溶液，但无气态溶液
      • 有稀浓之分，有理想非理想之分