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1、物理化学电子教案第四章,多组分系统热力学及其在溶液中的应用,第四章 多组分系统热力学及其在溶液中的应用,4.1 引言,4.2 多组分系统的组成表示法,4.3 偏摩尔量,4.4 化学势,4.5 气体混合物中各组分的化学势,4.6 稀溶液中的两个经验定律,4.7 理想液态混合物,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,4.9 稀溶液的依数性,4.11 活度与活度因子,*4.10 Duhem-Margules公式,*4.12 渗透因子和超额函数,4.13 分配定律溶质在两互不相溶液相中的分配,*4.14 理想液态混合物和理想稀溶液的微观说明,*4.15 绝对活度,第四章 多组分系统热力学及其在溶液中的

2、应用,4.1引言,多组分系统,两种或两种以上的物质（或称为组分）所形成的系统称为多组分系统。,(均相)混合物（mixture）,多组分均匀系统中，各组分均可选用相同的方法处理，有相同的标准态，遵守相同的经验定律，这种系统称为混合物。,多组分系统可以是均相的，也可以是多相的。,混合物有气态、液态和固态之分。,溶液（Solution）,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。,如果都具有相同状态，则把含量多的一种称为溶剂，含量少的称为溶质。,溶剂（solvent）和溶质（solute）,含有一种以上组分的液体或固体均相混合物。溶液有液态溶液和固态溶液之分，但

3、没有气态溶液。,溶剂和溶质要用不同方法处理，他们的标准态、化学势的表示式不同，服从不同的经验定律。,溶质有电解质和非电解质之分，本章主要讨论非电介质所形成的溶液。,如果在溶液中含溶质很少，这种溶液称为稀溶液，常用符号“”表示。,多种气体混合在一起，因混合非常均匀，称为气态混合物，而不作为气态溶液处理。,4.2多组分系统的组成表示法,在均相的混合物中，任一组分B的浓度表示法主要有如下几种：,1.B的质量浓度,2.B的质量分数,3.B的浓度,4.B的摩尔分数,4.2多组分系统的组成表示法,即用B的质量 除以混合物的体积V，,的单位是：,1.B的质量浓度,(Mass concentration of

4、 B),4.2多组分系统的组成表示法,2.B的质量分数,即B的质量 与混合物的质量之比,的单位为1,(Mass fraction of B),4.2多组分系统的组成表示法,（又称为 B的物质的量浓度）,即B的物质的量与混合物体积V的比值,但常用单位是,3.B的浓度,单位是,Molarity of solute B,4.2多组分系统的组成表示法,即指B的物质的量与混合物总的物质的量之比称为溶质B的摩尔分数，又称为物质的量分数。,摩尔分数的单位为1,4.B的摩尔分数,气态混合物中摩尔分数常用 表示,(Mole fraction of B),（1）溶质B的质量摩尔浓度mB,溶质B的物质的量与溶剂A的

5、质量之比称为溶质B的质量摩尔浓度。,这个表示方法的优点是可以用准确的称重法来配制溶液，不受温度影响，电化学中用的很多,在溶液中，表示溶质浓度的方法有：,质量摩尔浓度的单位是,Molality of solute B,（2）溶质B的摩尔比 rB,溶质B的物质的量与溶剂A的物质的量之比,溶质B的摩尔比的单位是1,在溶液中，表示溶质浓度的方法有：,Molar ratio of solute B to solvent A,4.3 偏摩尔量(Partial molar quantity),偏摩尔量的定义,Gibbs-Duhem公式 系统中偏摩尔量之间的关系,偏摩尔量的加和公式,*偏摩尔量的求法,4.3

6、偏摩尔量,单组分系统的广度性质具有加和性,若1 mol单组分B物质的体积为,则2 mol单组分B物质的体积为,而1 mol单组分B物质和1 mol单组分C物质混合,得到的混合体积可能有两种情况：,形成了混合物,形成了溶液,多组分系统与单组分系统的差别,偏摩尔量的定义,在多组分系统中，每个热力学函数的变量就不止两个，还与组成系统各物的物质的量有关,系统中任一容量性质Z（代表V，U，H，S，A，G等）除了与温度、压力有关外，还与各组分的数量有关，即,设系统中有 个组分,如果温度、压力和组成有微小的变化，则系统中任一容量性质Z的变化为：,偏摩尔量的定义,在等温、等压的条件下：,偏摩尔量的定义,偏摩尔

7、量ZB的定义为：,ZB称为物质B的某种容量性质Z的偏摩尔量,代入下式并整理得,常见的偏摩尔量定义式有：,代表偏摩尔量,代表纯物的摩尔量,1.偏摩尔量的含义是：在等温、等压条件下，在大量的定组成系统中，加入单位物质的量的B物质所引起广度性质Z的变化值。,2.只有广度性质才有偏摩尔量，而偏摩尔量是强度性质。,3.纯物质的偏摩尔量就是它的摩尔量。,4.任何偏摩尔量都是T，p和组成的函数。,或在等温、等压、保持B物质以外的所有组分的物质的量不变的有限系统中，改变 所引起广度性质Z的变化值，,偏摩尔量的加和公式,按偏摩尔量定义,在保持偏摩尔量不变的情况下，对上式积分,则,偏摩尔量的加和公式,这就是偏摩尔

8、量的加和公式，说明系统的总的容量性质等于各组分偏摩尔量的加和。,例如：系统只有两个组分，其物质的量和偏摩尔体积分别为 和，则系统的总体积为：,偏摩尔量的加和公式,所以有：,Gibbs-Duhem公式系统中偏摩尔量之间的关系,如果在溶液中不按比例地添加各组分，则溶液浓度会发生改变，这时各组分的物质的量和偏摩尔量均会改变。,对Z进行微分,根据加和公式,在等温、等压下某均相系统任一容量性质的全微分为,Gibbs-Duhem公式,这就称为Gibbs-Duhem公式，说明偏摩尔量之间是具有一定联系的。某一偏摩尔量的变化可从其它偏摩尔量的变化中求得。,(1),(2)两式相比，得：,这个公式在多组分系统中很

9、有用,重点作业题：2，4,4.4 化 学 势,化学势的定义,在多组分系统中，每个热力学函数的(自)变量不止两个，还与组成系统各物的物质的量有关，所以要在基本公式中增加组成变量,（1）热力学能,设系统中有 个组分,所含的量分别为,化学势的定义,其全微分为,定义化学势,第一个基本公式就可表示为：,化学势的定义,同理，,相应的化学势定义式为：,化学势的定义：,保持热力学函数的特征变量和除B以外其它组分不变，某热力学函数随物质的量 的变化率称为化学势。,多组分系统的热力学基本公式应表示为：,通常实验都是在等温、等压下进行，所以如不特别指明，化学势就是指偏摩尔Gibbs自由能。,化学势在判断相变和化学变

10、化的方向和限度方面有重要作用。,化学势的定义：,如果转移是在平衡条件下进行，则,化学势在相平衡中的应用,系统Gibbs自由能的变化值为,设系统有和两相，在等温、等压下，相中有极微量的B种物质 转移到相中,相所得等于相所失，即：,又,所以,化学势在相平衡中的应用,因为,所以,组分B在，两相中，达平衡的条件是该组分在两相中的化学势相等。,如果组分B从相自发地转移到相中，则,自发变化的方向是组分B从化学势高的 相转移到化学势较低的相。第六章,化学势与压力的关系,对于纯组分系统，根据基本公式，有：,对多组分系统，把 换为，则摩尔体积变为偏摩尔体积。,化学势与温度的关系,根据纯组分的基本公式，,将 代替

11、，则得到的摩尔熵 换为偏摩尔熵。,化学势与温度的关系,上式即等于,根据Gibbs自由能的定义式,在等温、等压条件下，各项对 微分，得,同理可证,又该总结点东西,4.5 气体混合物中各组分的化学势,理想气体及其混合物的化学势,非理想气体混合物的化学势逸度的概念,逸度因子的求法,理想气体及其混合物的化学势,只有一种理想气体，,理想气体及其混合物的化学势,这是单个理想气体化学势的表达式,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。,化学势 是T，p的函数,这个状态就是气体的标准态,气体混合物中各组分的化学势,对于理想气体混合物，设有一个盒子,盒子左边是混合理想气体,中间半透膜只让B

12、气体通过,盒子右边是纯B理想气体,达到平衡时,右边纯B气体的化学势为,左边B气体的化学势为,对于理想气体混合物，根据Dalton定律：,代入上式，得,这就是理想气体混合物中气体B的化学势表示式,这个式子也可看作理想气体混合物的定义。,是纯气体B在指定T，p时的化学势，显然这不一定是标准态。,非理想气体混合物的化学势逸度的概念,设非理想气体的状态方程可用Kamerling-Onnes公式表示，,代入上式，作不定积分,式中 为积分常数，可从边界条件求得,(A),当 时，即为理想气体,比较(A),(B)两式，得积分常数：,当p很小时，,将 代入非理想气体化学势表示式，得：,等式右边第一项是气体标准态

13、时的化学势，它仅是温度的函数，压力为标准压力。,等式右边第二项之后的其他项，都是非理想气体才有的项，它表示了与理想气体的偏差。,为了使化学势有更简洁的形式，把所有校正项集中成一个校正项，于是引入逸度的概念。,令,则,f 称为逸度(fugacity)，可看作是有效压力。,称为逸度因子(fugacity factor)或逸度系数(fugacity coefficient)。,当,显然，实际气体的状态方程不同，逸度因子也不同,这就是理想气体,逸度因子可以分别用如下方法求得：,1.图解法；2.对比状态法；3.近似法,4.6 稀溶液中的两个经验定律,Raoult定律（Raoults Law）,1887年

14、，法国化学家Raoult从实验中归纳出一个经验定律：,用公式表示为：,“定温下，在稀溶液中，溶剂的蒸气压等于纯溶剂蒸气压 乘以溶液中溶剂的摩尔分数”,4.6 稀溶液中的两个经验定律,如果溶液中只有A，B两个组分，,Raoult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。,使用Raoult定律时，物质的摩尔质量用其气态时的摩尔质量，不管其在液相时是否缔合。,稀溶液的各种依数性都可用Raoult定律来解释,4.6 稀溶液中的两个经验定律,Henry定律（Henrys 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

15、在液体里的溶解度（用物质的量分数 x 表示）与该气体的平衡分压 p 成正比”。,用公式表示为：,或,4.6 稀溶液中的两个经验定律,式中 称为Henry定律常数，其数值与温度、压力、溶剂和溶质的性质有关。,对于稀溶液，上式可简化为,同理可得,4.6 稀溶液中的两个经验定律,都称为Henry系数,显然三个Henry系数的数值和单位都不同,4.6 稀溶液中的两个经验定律,使用Henry定律应注意：,(3)溶液浓度愈稀，对Henry定律符合得愈好。对气体溶质，升高温度或降低压力，降低了溶解度，能更好地服从Henry定律。,(1)式中 为该气体的分压。对于混合气体，在总压不大时，Henry定律分别适用

16、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。如，在气相为 分子，在液相为 和，则Henry定律不适用。,4.7 理想液态混合物,从分子模型上看，各组分分子大小和作用力非常接近，在混合时没有热效应和体积变化，使,理想液体混合物(Ideal solution)定义：,不分溶剂和溶质，任一组分在全部浓度范围内都符合Raoult定律；,光学异构体、同位素、立体异构体和紧邻同系物混合物属于这种类型。,这种混合物称为理想液态混合物。,4.7 理想液态混合物,理想液态混合物中任一组分的化学势,在一定温度下，当任一组分B在与其蒸气达平衡时，液、气两相中化学势相等,设气相为混合理想气体,液态混

17、合物中任一组分都服从Raoult定律,理想液态混合物中任一组分的化学势,代入上式,对纯液体,代入上式，得,式中 不是标准态化学势，而是在温度T，液面上总压p时纯B的化学势。,理想液态混合物中任一组分的化学势,已知,对该式进行定积分,由于压力对凝聚相影响不大，略去积分项，得,则,这就是理想液态混合物中任一组分化学势表示式,任一组分的化学势可以用该式表示的则称为理想液态混合物（可推广到理想的固态混合物）。,理想液态混合物的通性,理想液态混合物的通性,将化学势表示式除以T，得,根据Gibbs-Helmholtz公式，得,对T 微分，得,理想液态混合物的通性,理想液态混合物的通性,将化学势表示式对T微

18、分，得,理想液态混合物的通性,已知,对于非理想液态混合物，混合过程的热力学函数的变化值与理想的会发生偏离，见下图,理想液态混合物的通性,理想液态混合物的通性,（5）Raoult定律与Henry定律没有区别,令：,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,有两个组分组成一溶液，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。,理想稀溶液的定义,值得注意的是，化学热力学中的稀溶液并不仅仅是指浓度很低的溶液。,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,溶剂服从Raoult定律，是在该温度下纯溶剂的饱和蒸气压。上一节已讲：,的物理意义是：等温

19、、等压时，纯溶剂 的化学势，它不一定是标准态。,溶剂的化学势,需注意的是：在理想液体混合物中此式在全部浓度范围内成立，但这里是有浓度范围的。,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,溶质的化学势,Henry定律因浓度表示方法不同，有如下三种形式：,（1）浓度用摩尔分数表示,是 时又服从Henry定律那个假想态的化学势,纯B,溶液中溶质的标准态（浓度为摩尔分数）,实际曲线,服从Henry定律,溶质的化学势,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,溶质的化学势,图中的R点实际不存在，因那时Henry 定律不适用,利用这个标准态，在求 或 时，可以消去，不影响计算。,W点是 时的蒸气压,溶质实际的蒸气压

20、曲线如实线所示,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,溶质的化学势,（2）浓度用质量摩尔浓度表示,是 时，又服从Henry定律那个假想态的化学势。,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,溶质的化学势,溶液中溶质的标准态（浓度为质量摩尔浓度）,实际曲线,1.0,溶质标准态,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,溶质的化学势,（3）浓度用物质的量浓度表示,是 时，又服从Henry定律那个假想态的化学势。,4.8 理想稀溶液中任一组分的化学势,溶质的化学势,溶液中溶质的标准态（浓度为molarity）,实际曲线,1.0,溶质标准态,重点习题：6，7，8，9,4.9 稀溶液的依数性,依数性质(coll

21、igative properties）：,依数性的表现：,1.凝固点降低,2.沸点升高,3.渗透压,溶质的粒子可以是分子、离子、大分子或胶粒，这里只讨论粒子是分子的情况，其余在下册讨论,指定溶剂的类型和数量后，这些性质只取决于所含溶质粒子的数目，而与溶质的本性无关。,4.9 稀溶液的依数性,出现依数性的根源是：,由于（非挥发性）溶质的加入，使溶剂的蒸气压降低,根据Raoult定律,设,只有一种非挥发溶质,则,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,4.9 稀溶液的依数性,1.凝固点降低,什么是凝固点?,在大气压力下，纯物固态和液态的蒸气压相等，固-液两相平衡共存时的温度

22、。,稀溶液的凝固点是指，溶剂和溶质不形成固溶体，纯溶剂固-液两相平衡共存的温度。,纯溶剂和稀溶液中溶剂的蒸气压如下图所示,4.9 稀溶液的依数性,1.凝固点降低,溶剂凝固点下降示意图,定外压,4.9 稀溶液的依数性,1.凝固点降低,设在一定压力下，溶液中溶剂的凝固点为,固-液两相平衡共存时有,在温度为 时有,对于稀溶液,又已知,得,因为,对于稀溶液，设,近似1,代入上式，得,对上式积分,设 与温度无关,如令,近似2,近似3,展开级数，设,代入上式得,近似4,近似5、6,称为凝固点降低值,称为凝固点降低常数，与溶剂性质有关,单位,常见溶剂的凝固点降低系数值有表可查,应用：,实验测定凝固点降低值，

23、求溶质摩尔质量,的计算方法,（1）作图法：,外推求极值，得,（2）量热法测定,代入公式计算,（3）从固态的蒸气压与温度的关系求,Something wrong!,2.沸点升高,什么是沸点?,在大气压力下，液体的蒸气压等于外压时的温度，这时气-液两相平衡共存。,稀溶液的沸点是指，纯溶剂气-液两相平衡共存的温度。,纯溶剂和稀溶液中溶剂的蒸气压如下图所示,2.沸点升高,溶液沸点升高示意图,定外压,当气-液两相平衡共存时，有,2.沸点升高,若浓度有 的变化,则沸点有 的变化,用相同的推导方法可得,2.沸点升高,是溶液中溶剂的沸点,是纯溶剂的沸点,称为沸点升高常数,的单位是,常用溶剂的 值有表可查。,测

24、定 值，查出，可以计算溶质的摩尔质量。,3.渗透压（osmotic pressure）,纯溶剂,稀溶液,半透膜,3.渗透压（osmotic pressure）,3.渗透压,半透膜只允许水分子通过,纯水的化学势大于稀溶液中水的化学势,称为渗透压，阻止水分子渗透必须外加的最小压力,若外加压力大于渗透压，水分子向纯水方渗透，称为反渗透，可用于海水淡化，污水处理等。,3.渗透压,达渗透平衡时,设偏摩尔体积不受压力影响(近似1),近似2,3.渗透压,设在稀溶液中,得,这就是vant Hoff渗透压公式，适用于稀溶液,近似3、4,近似5、6,3.渗透压,或,对于非电解质的高分子稀溶液,则vant Hoff

25、渗透压公式为,已知,以 对 作图,从直线截距求高分子的平均摩尔质量,稀溶液依数性计算公式的推导要点,1）最根本地，是应用平衡时溶剂化的学势在各相中相等的条件。,2）引入合理的近似。以下以非挥发性溶质的溶液（比溶剂）沸点升高为例来说明。,压力一定时达沸点的相平衡条件，左边展开得：,两边同除以T对温度求偏微商:,稀溶液依数性计算公式的推导要点,Appling G-H Formula:,Or:,稀溶液依数性计算公式的推导要点,上式积分得：,lnxA=ln(1-xB)-xB MAmB;Tb Tb*,重点习题：17，18，20,*4.10Duhem-Margules 公式（自学）,Gibbs-Duhem

26、公式,已知Gibbs-Duhem公式，它指出溶液中各偏摩尔量之间是有相互关系的，即：,这表明各组分的偏摩尔量之间是有关系的,若容量性质是Gibbs自由能，则有,可以从一种偏摩尔量的变化求出另一偏摩尔量的变化值。,*4.10Duhem-Margules（自学）,对上式微分,Duhem-Margules 公式,它是Gibbs-Duhem公式的延伸，主要讨论二组分系统中各组分蒸气压与组成之间的关系,对于均相系统，当气-液平衡时，任一组分B的化学势有：,已知,Duhem-Margules 公式,根据偏摩尔量的加和公式,当,代入,等式双方除以总物质的量，对于理想气体有,由于,Duhem-Margules

27、 公式,在恒温和总压恒定时，分压的改变是由于组成改变引起的。,对于二组分系统，有,Duhem-Margules 公式,或,因为,这些都称为Duhem-Margules公式,Duhem-Margules 公式,从Duhem-Margules公式可知：,（1）在某一浓度区间，若A遵守Raoult定律，则另一组分B必遵守Henry定律，这与实验事实相符。,（2）在溶液中，某一组分的浓度增加后，它在气相中的分压上升，则另一组分在气相中的分压必然下降。,（3）可以求得总蒸气压与组成的关系，见柯诺瓦洛夫规则。,Duhem-Margules 公式,根据Gibbs-Duhem公式并进行数学处理得到：,设组分A

28、在液相和气相中的摩尔分数分别为 和，则：,柯诺瓦洛夫规则,柯诺瓦洛夫规则,如果,（1）柯诺瓦洛夫第一规则,即在总压-组成图(图)上，相当于曲线的最高或最低点。,这时，即气液两相组成相同（是恒沸混合物），这称为柯诺瓦洛夫第一规则。,柯诺瓦洛夫规则,（2）柯诺瓦洛夫第二规则,若,则,也就是气相中A组分的摩尔分数增加使总蒸气压也增加，则气相中的A浓度大于液相中的A浓度。,同理，若,则,也就是气相中A组分的摩尔分数增加使总蒸气压下降，则气相中的A浓度小于液相中的A浓度。,双液系中活度因子之间的关系,4.11活度与活度因子,非理想液态混合物中各组分的化学势活度的概念,非理想稀溶液,*活度和活度因子的求法

29、,4.11活度与活度因子,非理想液态混合物中各组分的化学势 活度的概念,对于非理想的液态混合物，Lewis提出了活度的概念,将Raoult定律应修正为：,对于理想的液态混合物，任一组分B的化学势为,则化学势表示式为：,如定义：,称为活度因子（activity factor），表示实际混合物中，B组分的摩尔分数与理想混合物的偏差，也是量纲为“1”的量。,称为用摩尔分数表示的相对活度，简称活度，是量纲为“1”的量。,于是，化学势的表示式为：,是在T，p时，当 那个状态的化学势。,这个状态实际上是存在的，那就是纯组分B。,非理想稀溶液中组分B的化学势表示式，由于浓度的表示式不同，化学势表示式也有差异

30、。,(1)浓度用摩尔分数 表示,非理想稀溶液,当气-液平衡时,稀溶液中溶质服从Henry定律,非理想稀溶液中,是溶质浓度用摩尔分数表示的活度因子,(1)浓度用摩尔分数 表示,非理想稀溶液,代入化学势的表示式,是在T，p时，当 那个假想状态的化学势。因为在 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，但不影响 的计算。,非理想稀溶液,（2）浓度用质量摩尔浓度 表示,是T，p时，当时仍服从Henry定律那个假想状态的化学势。,非理想稀溶液,（2）浓度用质量摩尔浓度 表示,若溶质浓度与Henry定律发生偏差，则校正为,令：,且,非理想稀溶液,若溶质浓度与Henry定律发生偏差

31、，则校正为,令：,且,（3）浓度用物质的量浓度 表示,显然，但B物质的化学势 是相同的，只有一个数值。,双液系中活度因子之间的关系,代入,根据Gibbs-Duhem公式,或,任一组分化学势为,在定温下 为常数，则,因为,所以,双液系中活度因子之间的关系,这说明了双液系中活度因子之间是有关系的,得,对上式进行定积分，,可以用图解积分法求,*4.12 渗透因子和超额函数,溶液中溶剂占多数，如果也用活度因子 来表示，偏差不明显，所以Bjerrum建议用渗透因子 来表示溶剂的非理想程度。,渗透因子的定义,与化学势公式比较,*4.12 渗透因子和超额函数,例如，298 K时，的KCl水溶液中，,，这数值

32、很不显著,而，就显著地看出溶剂水的非理想程度,渗透因子也可定义为,或,超额函数（excess function）,用活度因子表示溶质的非理想程度,将组分1和组分2以物质的量 和 混合，若溶液是理想的，则：,用渗透因子可以较显著地表示溶剂的非理想程度,用超额函数较方便地表示整个溶液的非理想程度,如果溶液是非理想的，则变化值都不为零，但热力学函数之间的基本关系仍然存在。,实际混合时,第一项是形成理想的混合物，第二项是非理想混合时才有的。,（1）超额Gibbs自由能,超额Gibbs自由能表示实际混合过程中的 与理想混合时 的差值。,当，表示系统对理想情况发生正偏差；当，则发生负偏差。,（2）超额体积

33、,活度因子常与压力有关,（3）超额焓,根据Gibbs-Helmholtz方程,（4）超额熵,得：,或,当,这时溶液的非理想性完全由混合热效应引起，这种非理想溶液称为正规溶液(regular solution)。,根据热力学函数间的关系：,在正规溶液中，,所以：,所以,因为,称为超额化学势,从而得,正规溶液中，各组分活度因子的对数与T成反比,则,这种溶液的非理想性完全是由混合熵效应引起的，所以称为无热溶液(athermal solution)。,如果,或,因为,所以在无热溶液中，各组分的活度因子均与T无关。,所以,根据Gibbs-Helmholtz方程,4.13 分配定律(distributio

34、n law)溶质在两互不相溶液相中的分配,“在定温、定压下，若一个物质溶解在两个同时存在的互不相溶的液体里，达到平衡后，该物质在两相中浓度之比有定值”，这称为分配定律。,式中 和 分别为溶质B在两个互不相溶的溶剂 中的浓度，K 称为分配系数（distribution coefficient）。,用公式表示为：,或,这个经验定律可以从热力学得到证明。定温定压下，达到平衡时，溶质B在 两相中的化学势相等，即：,影响K值的因素有温度、压力、溶质及两种溶剂的性质等。在溶液浓度不太大时能很好地与实验结果相符。,当溶液浓度不大时，活度比可用浓度比代替，就得到分配定律的经验式。,或,如果溶质在任一溶剂中有缔合或离解现象，则分配定律只能适用于在溶剂中分子形态相同的部分,分配定律的应用：,（2）可以证明，当萃取剂数量有限时，分若干次萃取的效率要比一次萃取的高。,（1）可以计算萃取的效率问题。例如，使某一定量溶液中溶质降到某一程度，需用一定体积的萃取剂萃取多少次才能达到。,重点习题：26，27，29,*本章第14、15两节作为自学内容。,