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1、1,本课内容提要,第四章 溶 液1、引言一、溶体；二、溶解现象及溶解度2、溶液的组成表示法3、拉乌尔（Raoult）定律一、拉乌尔定律表述；二、拉乌尔定律适用范围三、不挥发性溶质溶液4、亨利定律一、亨利定律表述；二、Henry定律的不同表达式三、亨利定律的适用范围,2,第四章 溶 液,1、引言一、溶体 两种以上的物质互相混合，其分散程度达到分子状态，这样的分散体系就称为溶体。溶体是各部分的化学组成和物理性质皆相同的均相体系。溶体分类：按聚集状态分，溶体有：气态溶体（混合气体）液态溶体（溶液）固态溶体（固溶体）,3,气态溶体：即气体混合物，一般地不同的气体能以任意比例互相混合，而且其分散程度达分
2、子状态，没有相互溶解度的问题。在压力不太大时，气体混合物可用理想气体定律来描述其行为，并且可根据道尔顿分压定律描述气体混合物中各种气体的行为，这些规律大家已熟知，故气态溶体不在本章中讨论了。固溶体：将在后面的多相平衡一章中讨论。液态溶体：本章着重讨论液态溶体溶液，溶液的形成方式有三：气体溶解在液体中：（气液）固体溶解在液体中：（固液）液体溶解在液体中：（液液）,4,二、溶解现象及溶解度,以前人们认为溶解现象仅是一物理现象，现在已认识到溶液中各物质分子之间的化学相互作用对溶液性质的影响，对于稀溶液还建立了一系列定量的理论，这些理论使我们有可能根据溶液的组成来预测溶液的某些性质。可是对浓溶液来说，
3、由于互相作用的复杂性，尚未很好地解决此问题。例如，关于物质在某一液体中的溶解度问题，现在还没有找出肯定的规律，更没有理论来定量地预测。但在定性方面可有一些规律可循，如：,5,（1）物质的结构和性质相近者，多半能互溶。如苯和甲苯互溶；而甲苯和水就几乎完全不互溶。苯和甲苯为非极性液体，水为极性液体。（相似相溶）。（2）根据这一观点，醇类既有非极性官能团烃基，又有极性官能团羟基，故其应当既可溶于水也可溶于甲苯。但随着醇中碳链的增长，非极性官能团增大，它在水中的溶解度应随之减小。事实上，C10以上的醇几乎不溶于水了。（3）固态盐类通常是离子晶体，离子间的引力很大，只有用强极性的溶剂方能溶解，非极性溶剂
4、不能溶解。这也说明为什么一般无机盐在水中均有一定的溶解度，而在有机溶剂的溶解度则大大降低。上述定性规则也有不少例外，故欲知物质在一液体中的溶解度，最可靠而直接的方法还是用实际方法来测定。,6,温度与溶解度：一般说来物质溶解于某一液体中时，往往有热效应，既产生吸热或放热现象，故物质的溶解度往往与温度有关：（1）气体溶于水多为放热，故温度升高时，气体的溶解度将减小；（2）固体在水中的溶解度一般随温度升高而增大（少数例外）。若固体的晶型在温度变化范围内不变，则溶解度随温度的变化曲线是光滑连续的；若在某温度点发生晶型转变，则在该温度处其溶解度会突变，溶解度温度曲线不连续。,7,溶液中，溶质和溶剂之间也
5、是相对的。习惯上气体或固体溶于液体时，后者称为溶剂，前者称为溶质；如果是液体溶于液体时，量多者为溶剂，量少者为溶质。本章着重讨论非电解质溶质的溶液（非电解溶液）。至于电解质溶液，由于溶质溶解时部分或全部解离成离子，而离子在溶液中的相互作用较复杂，不在本章中讨论，放到下册电化学部分“电解质溶液”一章讨论。,8,2、溶液的组成表示法,溶液的性质与溶液的组成关系密切，组成改变，就会引起性质变化。所以怎样表示溶液的组成是研究溶液性质的一个很基本的问题。一般常用的溶液组成表示法有以下几种。一、重量百分数：Wi（组分i的重量百分数）或质量分数：Wi（溶质质量与溶液总质量之比）。重量浓度百分数其数值上等于每
6、100g溶液中所含溶质的克数（无量纲）。,9,二、质量（重量）摩尔浓度m i（mol/kg）（组分i的质量摩尔浓度），溶质的摩尔数与溶剂的千克数之比：,（下标“A”表示溶剂）,三、体积摩尔浓度Ci（mol/dm3，mol/L，或mol/m3），组分i的摩尔数与溶液的体积之比：,四、当量浓度Ni（N），每升溶液含组分i的的当量数（以前在分析化学中常用）。,10,五、摩尔分数xi（无量纲），组分i的摩尔数与溶液总摩尔数之比：,在物理化学中最常用的溶液浓度表示法为：摩尔分数（xi）、质量摩尔浓度（mi）、和质量分数（Wi）（重量百分数Wi）。而体积摩尔浓度（Ci）和当量浓度（Ni）则通常用在分析化学
7、中。这些浓度表示法都是可以相互换算的。,11,例：在足够稀的溶液中：,(极稀溶液),式中：MA（=WA/nA）为溶剂的摩尔质量（/mol）。,(极稀溶液),式中为溶液的密度：/m3。,12,由：,由于 A随温度变化而变化，故C i随温度变化而变化；但xi、mi与温度无关，所以物理化学中常用后者表示浓度。,13,3、拉乌尔（Raoult）定律,很早以前人们就已经知道，当溶质溶于溶剂中时，将使溶剂的蒸气压降低。在1887年，拉乌尔（Raoult）总结了这方面的规律，得到拉乌尔定律。一、拉乌尔定律表述 定温下，稀溶液中溶剂的饱和蒸气压（PA）正比于溶剂在溶液中的摩尔分数xA，其比例系数即为该温下纯溶
8、剂A的饱和蒸气压（PA）：PA=PAxA（稀溶液）上式适用于单溶质或多溶质稀溶液。,14,对于单溶质（i=1）溶液（两组分溶液），上式可写为：PA=PAxA=PA(1x 1)=PAPAx1 PA PA=PA x1 对多溶质溶液：,推论：稀溶液中溶剂蒸气压的降低值与溶质在溶液中的总摩尔分数成正比。,15,二、拉乌尔定律适用范围,只有在稀溶液中，溶剂方能较准确地遵守Raoult定律。解释：在稀溶液中，溶剂分子之间的相互作用受溶质的影响很小（溶质分子很稀疏地散布于大量溶剂中），所以溶剂分子的周围环境与纯溶剂下几乎相同。因此溶剂的饱和蒸气压只与单位体积（或单位面积表面层）中溶剂分子数成正比，而与溶质分
9、子的性质无关，即 PA xA，比例系数为PA。,16,当溶液的浓度变大后，溶质分子对溶剂分子的作用比较显著，此时溶剂的蒸气压不仅与溶剂的浓度有关，还与溶质与溶剂的相互作用，即溶质的浓度和性质有关。例如，不同的溶质在相同的较高浓度下对同一溶剂分子的影响是不同的。因此，在较高浓度下，溶剂的蒸气压与其摩尔分数就不成正比关系，即不遵守Raoult定律。,17,三、不挥发性溶质溶液,当溶质为不挥发性物质时，溶液的蒸气压即为溶剂的蒸气压。可通过测定溶液与纯溶剂的蒸气压之差（PA PA），并根 据Raoult定律求算此不挥发性溶质的摩尔分数，进而推得其 分子量：,式中W1、WA分别为配制溶液时溶质、溶剂的质
10、量。,18,本课内容提要,4、亨利定律一、亨利定律表述；二、Henry定律的不同表达式三、亨利定律的适用范围5、理想溶液一、理想溶液定义二、理想溶液中组分的化学势（位）三、理想溶液的热力学特性四、理想溶液的蒸气压组成（气、液相）五、理想溶液与理想气体概念的比较,19,4、亨利定律,1807年，Henry在研究一定温度下气体在溶剂中的溶解度时，发现其溶解度与溶液液面上该气体的平衡压力成正比；后来进一步研究发现，这一规律对挥发性溶质（不仅仅是气体）也适用。由此得到亨利定律：一、亨利定律表述 定温下稀溶液中挥发性溶质的平衡分压（P1）与溶质在溶液中的摩尔分数成正比，比例系数为某常数kx。数学表述：P
11、1=kx x1（稀溶液）,20,说明：从形式上看，亨利定律与拉乌尔定律相似，区别在于其比例系数kx并非纯溶质在该温度时的饱和蒸气压（P1），即kx P1。事实上，kx的数值在一定温度下不仅与溶质的性质有关，还与溶剂的性质有关，其数值上既可大于P1，也可小于P1。（请务必注意亨利定律与拉乌尔定律两者比例系数的差别）。,21,定性解释：稀溶液中，溶质分子极稀疏地散布于大量溶剂分子中，每个溶质分子周围几乎均被溶剂分子所包围（如图）：,溶质分子的周围环境均相同，因此其逸出液相的能力（即蒸气压）正比于溶质的浓度。而相应的比例系数 kx将取决于溶质分子与周围溶剂分子的相互作用，而不是P1（P1取决于纯溶质
12、中溶质分子间的相互作用）。分三种情况：,22,当溶质、溶剂分子间的引力大于纯溶质分子本身之间的引力时，kx P1 当溶质、溶剂分子间的引力小于纯溶质分子本身之间的引力时，kxP1 当溶质分子与溶剂分子性质相近，即溶质、溶剂分子的引力等于纯溶质分子间的引力时，kx=P1此时亨利定律就表现为类似拉乌尔形式：P1=P1 x1,23,当溶液的浓度增大到一定程度时，溶质分子的周围环境发生变化，即每个溶质分子周围不单纯只有大量溶剂分子，部分还有溶质分子，并且随着溶液浓度的改变而改变。此时，每个溶质分子（在非全同环境下）逸出液相的能力不全相同，并且随浓度变化而变化。因此其蒸气压不仅仅只与溶液的浓度成正比关系
13、，不再遵守亨利定律。,24,二、Henry定律的不同表达式,P1=kx x1（稀溶液）对于多溶质稀溶液，组分i的分压：Pi=kxi xi kxi取决于组分i与溶剂的作用。由于，Pi足够小，可看作理想气体。所以多组分溶质稀溶液的稀溶液 P溶质=Pi=kxi xi在稀溶液中，由于 x 1 MAm1代入 P1=kx x1 得：P1=kxMAm1=kmm1（其中：km=kx MA）,25,P1=kmm1（稀溶液）同理：由于,代入P1=kx x1 得：,即：P1=kcC1（稀溶液）kx、km、kC 均称亨利常数，不同的溶质i有不同的k值。,26,27,28,29,注意：亨利常数的 kx、km、kc的单位
14、各不相同，同一溶质的数值也不同；温度改变时，k值也会随之而变。对大多数气体溶质，温度升高，溶解度降低，更能使稀溶液服从亨利定律。三、亨利定律的适用范围1、稀溶液；2、溶质在气相中和在溶液相中的分子状态必须相同。,30,如果溶质分子在溶液中与溶剂形成了化合物（或水合物），而又发生了聚合或解离（电离），就不能简单地套用亨利定律。使用亨利定律时，溶液的浓度必须是与气相分子状态相同的分子的浓度。例如：SO2在CHCl3中，HCl在C6H6中，H2S在H2O中，CO2在H2O中，通常压力下遵循亨利定律。但HCl在水中就不遵守亨利定律（因HCl在水稀溶液中完全电离成H+、Cl），而SO2在水中也不能较好的
15、遵守亨利定律（后面分析）。,31,例1.CO2在水中能部分地与溶剂（水）化合形成“溶剂化物（H2CO3）”，H2CO3的电离度很小，电离常数k1=4.3107，计算时可忽略其电离部分浓度。CO2+H2O H2CO3 H+HCO3（k1忽略）m(1)1 m由,即定温下是一常数；即若CO2溶于水的总浓度为m，则溶液中CO2分子状态的CO2浓度为：m=m(1)（常数）由亨利定律：P1=kmm=km m(1)=km(1)m=km m 式中的km也为常数，也可叫作Henry常数。,32,结论：当溶质部分地与溶剂化合形成“溶剂化物”时，并且此“溶剂化物”不电离（或很少电离）、不聚合，由于溶剂化度（）为常数
16、（与浓度无关），所以溶质的蒸气压与溶质的总浓度间仍遵守Henry定律，只是比例常数 k=k(1)变小。如H2S、CO2水溶液属此情况。,33,例2.SO2在H2O中，水合成H2SO3，但的电离常数k1=1.29102较大，不能忽略。若m为SO2在水中的总浓度：SO2+H2O K H2SO3 k1 H+HSO3 m(1)Km(1)H+HSO3,由S平衡（硫平衡）：,解关于的一元两次方程得：=（K，k1，m）,34,定温下，K、k1为常数，即 只随 m变化：=(m)亦即溶液中分子态的SO2浓度 m=m（1）=m 1(m)m值不与总浓度m成正比。由Henry定律：P1=kmm=km 1(m)m 其中
17、 km 1(m)定温下不是常数，即溶质蒸气压与总浓度m间不遵守Henry定律。,35,36,结论：1.当溶质分子在溶液中部分地与溶剂化合形成“溶剂化物”，并且此“溶剂化物”又部分电离或聚合时，则溶质蒸气压与总浓度间不遵守Henry定律。但溶质蒸气压与溶液中分子状态的溶质浓度间仍遵守Henry定律（如上例SO2+H2O）。2.对于溶剂来说，在稀溶液中溶质的部分“溶剂化物（或聚合）”、或电离，不影响溶液中溶剂的浓度，故溶剂仍然遵守Raoult定律。即使在极限情况下，如溶质完全电离，并且离子高度溶剂化，但对稀溶液而言，其对溶剂的浓度影响不大。,37,5、理想溶液,一、理想溶液定义：“溶液中任意组分在
18、任意浓度均遵守拉乌尔定律的溶液为理想溶液。”数学表达式：P i=Pi xi（i：包括溶剂和溶质）微观解释：理想溶液中各组分分子的大小、相互作用力几乎完全相同，即溶剂分子之间、溶质分子之间及溶剂与溶质分子之间的相互作用均相同。在这种情况下，溶液中任一组分的一个分子所处的环境与它在纯物质时的情况完全相同。所以该组分在溶液上的分压（蒸气压）正比于它在溶液中的浓度，而且其比例系数即为该组分在纯态时的饱和蒸气压。,38,二、理想溶液中组分的化学势（位）：,若有多组分溶液，溶质为挥发性的，则当此溶液与蒸气相达成平衡时，根据相平衡条件，此时溶液中任意组分i在两相中的化学位应相等，即：isln（T，P）=ig
19、（T，P）（P为体系压力，总压力）而蒸气相为混合气体，通常可假定蒸气均遵守理想气体定律（Pi低压），则：ig（T，P）=i（T，Pi=P）+RT ln(Pi/P)（理气蒸气）亦即：isln（T，P）=i（T，Pi=P）+RT ln(Pi/P)上式适用于理气蒸气下的任何溶液组分i的化学位。,39,如果溶液为理想溶液，则任一组分i均遵守Raoult定律：P i=Pixi 代入上式：isln（T，P）=i（T，Pi=P）+RT ln(Pi/P)得：isln（T，P）=i（T，Pi=P）+RT ln(Pixi/P)=i（T，Pi=P）+RT ln(Pi/P)+RT ln xi=i*（T，Pi=Pi）+
20、RT ln xi 式中 Pi为 xi=1纯组分i的饱和蒸气压；i*为（T，P）下纯液体i的化学势，它在数值上等于理气i在压力为Pi=Pi的化学势：i*（T，Pi=Pi），,40,总压P对纯液体的饱和蒸气压影响甚微，即Pi仅与温度有关，i*（T，Pi=Pi）仅与温度有关：i*（T）。isln（T，P）=i*（T）+RTln xi（i*仅与温度有关）上式表明压力对溶液中组分的化学势几乎不起作用，故：isln（T）=i*（T）+RT ln xi（理想溶液）其中：i*（T）=i*（T，Pi=Pi）=i（T，P）+RT ln(Pi/P)=i（T）+RT ln(Pi/P)注意 i*（T）与i（T）的区别：
21、i*为纯液体i的化学位；i为理气i压力为Pi=P 时的化学位。,41,结论：凡是溶液中任一组分的化学势在全部浓度范围内都满足化学位公式：i（T）=i*（T）+RT ln xi 的溶液，称为为理想溶液。反之亦然。例：在298K时，将1mol纯苯转移到苯的摩尔分数为0.2的大量苯和甲苯的溶液中去，计算此过程的G：,42,三、理想溶液的热力学特性,1、由化学势i与P的关系：,将 i=i*（T）+RT ln xi 代入上式，偏摩尔体积：,即理想溶液中任一组分的偏摩尔体积等于该组分（纯态时）的摩尔体积。混合前后的体积改变：,43,即：,纯组分混合成理想溶液时，混合体积变化为零。2、由化学势i与T的关系：
22、,将 i=i*（T）+RT ln x i 代入上式：,44,即混合熵变：,即：,（xi 1，mixS 0，自发）,3、由,（i*=Gm,i，纯组分化学势即纯组分摩尔自由能）,即：,45,混合自由能变：,混合自由能变：,混合自由能变：,即：,（xi 1，mixG 0，自发）,4、由,得：,即：mixH=0 纯组分混合成理想溶液时，混合热效应为零。,46,本课内容提要,5、理想溶液四、理想溶液的蒸气压组成（气、液相）五、理想溶液与理想气体概念的比较6、稀溶液及其组分化学势一、稀溶液定义二、溶液的化学势7、不挥发性溶质稀溶液的依数性一、凝固点降低二、沸点升高,47,结论：理想溶液的通性：mixV=0
23、 mixH=0（显然mixU=0）,四、理想溶液的蒸气压组成（气、液相）当A和B两种挥发性物质组成一理想溶液时，根据拉乌尔定律，有：PA=P A xA，PB=PBxB此溶液上方的总蒸气压为A、B之蒸气分压之和，即：P=PA+PB=PAxA+PBxB将 xA=1xB 代入上式：P=（PBPA）xB+PA,48,在总蒸气压PxB关系图上得到一条斜率为（PBPA），截距为PA的直线。此图已把A和B所有可能液相组成的溶液蒸气压都包括在内了。,对于双组分理想溶液，其总蒸气压一定是在两个纯物质蒸气压PA、PB之间的一条直线。如图：当液相组成为x点时：PA=a，PB=b，P=PA+PB=a+b上述为溶液总蒸
24、气压与溶液组成的关系。那末，当液相组成为x点时蒸气相的组成如何呢？,49,设yA、yB分别为蒸气相中A、B的摩尔分数，则：,若组分B比组分A易挥发，即：PB PA，则(PA/PB)xA+xB xB（当PB PA）反之亦然，即：yB xB（当PB PA）所以说：纯态时蒸气压较大的组分在气相中的浓度要大于其在液相中的浓度。,50,蒸气压与气相组成关系图：,由于较易挥发组分B在蒸气相中的浓度一定大于其液相浓度，即yB xB，所以P-蒸气相组成曲线一定位于P-溶液组成曲线右下方（如图）。,当溶液组成xB时，气相总压力为C点，在此压力下蒸气相的组成即为D点所对应的组成yB，yB xB即yB在xB的右侧。
25、同理，溶液组成xB时，气相组成 yB，yB xB。,51,另外，当PA PB时，P-液体组成曲线斜率为负值，而P-蒸气相组成曲线位于P-液相组成曲线左下方。,结论：1、P-蒸气相组成曲线位于P-液相组成曲线下方；2、当 PA=PB 时，P-蒸气相组成曲线与P-液相组成曲线两线重合。,52,五、理想溶液与理想气体概念的比较,与理气一样，理想溶液也是一个“极限”的概念，它能以极为简洁的形式给出溶液的一般规律。但它们的区别在于：没有一种气体能在任意温度和压力下均遵守理想气体定律（通常必须低压）；但确有任意浓度遵守拉乌尔定律的理想溶液（或非常接近理想溶液）存在。这是因为只要有两种物质的化学结构及性质非
26、常相似，当它们组成溶液时，就有符合理想溶液条件的基础。例如，苯和甲苯的混合物、正己烷和正庚烷的混合物等，都非常类似理想溶液。,53,6、稀溶液及其组分化学势,一、稀溶液定义：经验告诉我们，当两种挥发性物质组成一个非理想溶液，在溶液浓度较稀时，若溶剂遵守拉乌尔定律，则溶质就遵守亨利定律；当溶剂不遵守拉乌尔定律，溶质也不遵守亨利定律。定性解释：当溶液稀释到每个溶剂分子的周围环境与纯溶剂分子一样时（即遵守Rault定律），这时相应地每个溶质分子的周围环境也相同，完全被溶剂分子所包围，因而遵守Henry定律，所以两者等价。,54,定量证明,1、杜亥姆-马居耳(Duhem-Margules)公式 由关于
27、i的Gibbs-Duhem公式：SdT VdP+nidi=0 对于恒温下的溶液：nidi=Vl dP 式中：Vl为溶液体积，P为溶液所受的总压。对于任意溶液，组分i的化学位：i sln（T，P）=i g=i（T，P）+RT ln(Pi/P)恒温下：d i=RT d ln Pi 代入,55,RT ni d ln Pi=Vl dP 两边除以RT ni,i)若溶液上面用不溶于液相的惰性气体维持液面总压不变（通常情况，暴露空气的体系，恒外压），则 dP=0 代入：xi d lnPi=0ii)若溶液上方无其它惰性气体，则 P=Pi 式右端：,56,通常温度（除非接近临界温度）：Vm,l Vm,g 式右端
28、 0 式左端 xi d lnPi=0（恒温、理气蒸气、恒外压下严格成立）对于 i=A、B两组分溶液：xAd lnPA=xB d ln PB 由 xA=1xB d xA=d xB 得：,（恒温）,上式可写作：,Duhem-Margules公式,该公式给出了各组分的分压与组成之间的关系。,57,2、组分A在某一浓度区间遵守Raoult定律，则 PA=PAxA d ln PA=d ln xA（恒温下一般地PA为常数）即：,由 Duhem-Margule公式：,或：d ln PB=d ln xB（恒温）不定积分：ln PB=ln xB+C（C为积分常数）PB=kxxB（kx=eC常数）即另一组分B遵从
29、Henry定律。,58,实验结果如图：组分A的Raoult区即组分B的Henry区，而组分B的Raoult区即组分A的Henry区。,3、稀溶液定义：一定温度和压力下，在一定的浓度范围内，溶剂遵守拉乌尔定律、溶质遵守亨利定律的溶液称为稀溶液。（图中黄阴影区）。,59,二、溶液的化学势,稀溶液不同于理想溶液，其溶质只遵守亨利定律。因此，稀溶液中溶质的化学势与溶剂的化学势表示式有所不同。仍用“A”下标代表溶剂，“i”下标代表任意一种溶质。1、溶剂的化学势溶剂遵守拉乌尔定律：A=A*(T,PA)+RT lnxA（PA=PA xA）溶剂的A*即为纯溶剂（xA=1）的化学位，在数值上应等于压力为PA的理
30、想气体化学势A*(T,PA)，它在一定温度、压力下为一定值，故可用A*(T,P)表示。,60,即：A(T,P)=A*(T,P)+RT ln xA（稀溶液，溶剂）其中A*(T,P)为T、P下纯溶剂的化学势理想气体标准态：A(T,P)A*(T,P)=A(T,P)+PP Vm,AdP,2、溶质的化学势 对于溶质组分i，isln=ig=i(T,P)+RT ln(Pi/P)（理气蒸气）对稀溶液，亨利定律：Pi=kxxi 代入上式：i=i(T,P)+RT ln(kx/P)+RTln xi=i(T,Pi=kx,xi=1)+RT ln xi,61,溶质的参考态化学位i可理解为纯溶质（xi=1）并且具有kx蒸气
31、压的组分i的化学位，此参考态为一“假想态”（见图）,i=i(T,Pi=kx,xi=1)+RT ln xi,图中实（红）线为溶质蒸气压与浓度的关系，纯溶质（xi=1）的真实状态是：xi=1，Pi=Pi 的“”点；而假想的参考态是指 xi=1，Pi=kx的“”点，此点并非体系真实存在的状态。i(T,Pi=kx,xi=1)为假想的参考态化学势。,62,虽然溶质的参考态“O”是一个假想态，但对稀溶液来说，溶质的化学位i与假想的参考态化学位i仅相差一个浓度项：RT lnxi。其表达形式简洁，并且与溶剂或理想溶液组分的化学势表达形式一致，故被采用。,事实上，参考态选择的唯一准则是使组分化学位的表达式简洁、
32、统一，而参考态的真实性无关紧要。i 仅为一相对标准值，在一定温度、压力下有定值，故可用i(T，P)表示，则：i=i(T，P)+RT ln xi（稀溶液，溶质）其中i(T，P)为T、P下溶质假想参考态(T,Pi=kx,xi=1)下的化学势，其值为压力为kx的理想气体 i 的化学位。,63,说明：(1)若采用纯溶质 xi=1，Pi=Pi 作标准态，就得不到与理想溶液组分相同的化学势表达形式，多了一项：RT ln(kx/P)这会给有关化学位变化的计算带来麻烦。(2)稀溶液溶质的化学位虽然是根据挥发性溶质导出的，但其表达形式对不挥发性溶质也可适用。因为不管其挥发性如何，我们均可假想其纯态的蒸气压为某k
33、x值。则浓度为xi的稀溶液溶质的化学位可表示为：i=i(T,Pi=kx,xi=1)+RT lnxi,64,(3)由于亨利定律亦可表示为如下形式：Pi=kmmi 或 Pi=kCCi 稀溶液溶质的化学位也可表示为：i=i(T,Pi=kmm,mi=m)+RT ln(mi/m)i=i(T,P)+RT ln(mi/m)参考态“”为mi=m，且Pi=kmm的假想态。i 在数值上为压力为kmm的理想气体 i 的化学位。一定温度、压力下i为一定值，可用i(T,P)表示。,65,同理：i=i(T,Pi=kCC,Ci=C)+RT ln(Ci/C)i=i(T,P)+RT ln(Ci/C)参考态“”为 Ci=C，且P
34、i=kCC的假想态。i在数值上为压力为kCC的理气i的化学位。一定温度、压力下i为一定值，可用i(T,P)表示。必须指出，上述三种表达式均假设蒸气为理想气体，显然这对稀溶液中溶质的蒸气压不成问题。,66,注意：对于溶剂，A*(T,P)为纯溶剂（真实参考态）的化学位；而标准态的A(T,P)为理想气体A在（T，P）下的化学位。对于溶质，i(T,P)、i(T,P)、i(T,P)为某假想参考态的化学位。,67,本课内容提要,7、不挥发性溶质稀溶液的依数性一、凝固点降低二、沸点升高三、渗透压8、非理想溶液一、实际溶液对理想溶液的偏差二、非理想溶液中组分的化学位及活度概念,68,7、不挥发性溶质稀溶液的依
35、数性,当将不挥发性溶质溶于溶剂时，将导致：（1）溶液的蒸气压比纯溶剂的蒸气压有所降低；（2）溶液的沸点比纯溶剂的沸点有所升高；（3）溶液的凝固点比纯溶剂的凝固点有所降低；（4）在溶液和纯溶剂之间会产生渗透压。当溶液的浓度较稀（稀溶液）时，“蒸气压降低”、“沸点升高”、“凝固点降低”、“渗透压”的数值仅仅与溶液中溶质的质点数量有关而与溶质的特性无关，所以我们称这些性质为具有“依数性”。为何这些性质在稀溶液时仅与溶质浓度有关而与其特性无关？,69,对“蒸气压降低”来说，比较明显。因为稀溶液中溶剂遵守拉乌尔定律：PAPA=PA xB蒸气压的降低值（PAPA）与溶质的摩尔分数xB：,（下标B表示一种或
36、多种溶质之和）成正比，此即为依数性。对其他三个性质，均可在溶剂遵守拉乌尔定律的基础上，利用热力学原理加以证明或推导。,70,一、凝固点降低,溶液的凝固点：溶液的凝固点通常指溶剂和溶质不生成固溶体的情况下，固态纯溶剂和液态溶液成平衡时的温度。所以固-液平衡时，溶剂组分在两相中的化学位相等，即固态纯溶剂的蒸气压与溶液中溶剂的蒸气压相等。根据拉乌尔定律，一定温度下溶液中溶剂的蒸气压PA小于纯溶剂的蒸气压PA，因此溶液和固态纯溶剂成平 衡的温度（B点）要比纯溶剂的凝固点（A）低，如图所示：,71,Tf*为纯溶剂的凝固点，在此温度下，液态纯溶剂和固态纯溶剂的蒸气压均为PA液态纯溶剂PA-T曲线与固态纯溶
37、剂PAs-T曲线相交于A点，化学势相等，平衡可逆。,Tf即为溶液的凝固点，在此温度下，溶液和固态纯溶剂的蒸气压均为P，AC线为过冷液态纯溶剂的蒸气压曲线。由图看出，在溶液的凝固点Tf，过冷纯液态溶剂的蒸气压为Pl。,72,将克拉贝龙方程用于液态纯溶剂的蒸气压曲线上，由于温度Tf、TS 相差不大，可以认为液态纯溶剂的气化热VHm,A不变，则不同温度下液态纯溶剂的蒸气压之比：,（Tf*Tf，Tf 0）同样，将克拉贝龙方程用于固态纯溶剂蒸气压曲线AB上：,（sHm,A：摩尔升华热）,73,-：,其中 fHm,A=sHm,A vHm,A 摩尔熔化热。根据拉乌尔定律，温度Tf时溶液上方溶剂蒸气压：P=P
38、lXA=Pl(1xB)代入：,或：,（理想溶液或稀溶液）,74,稀溶液：0 xB 1 ln（1xB）xB 代入上式：,（稀溶液）（4）,式中R、Tf*、fHm,A均为常数，故上式说明在稀溶液中，凝固点的降低量（Tf）只与溶质在溶液中的摩尔分数（xB）成正比（即依数性），而与溶质的性质无关。,75,对于稀溶液双组分体系（即只有一种溶质）：,式中：MA为溶剂A的摩尔质量，m为溶质的质量摩尔浓度。代入：,或：Tf=Kf m 其中：,为凝固点降低常数，单位（K/mol）。,76,表（南大书P274中表 4.2）几种常见溶剂的Kf值溶 剂 水 醋酸 苯 环已烷 萘 三溴甲烷Tf*/K 273.15 28
39、9.75 278.65 279.65 353.5 280.95Kf/kgKmol-1 1.86 3.90 5.12 20 6.9 14.4利用式求得m，可推测溶质的摩尔质量MB：由,代入 式，得：,其中WA、WB为溶液中溶剂和溶质的重量，根据实验可测得的Tf，已知溶剂的Kf，即可求算未知溶质的摩尔质量MB。,77,公式式适用条件：（1）溶剂遵守拉乌尔定律，即必须为稀溶液；（2）析出的固体必须是纯（溶剂）固体，而不是固溶体。否则不适用。上述结论对挥发性溶质也适用，因为这不影响溶剂蒸气压变化值。讨论：若析出的固体是固溶体（其中溶剂A的摩尔分数为ZA，理想固溶体），则凝固点降低量：,78,（推导过程
40、：南大P275小字，fHm,A(s)为固溶体中摩尔A的熔化热。）若ZA xA，即在固溶体中溶剂的浓度较大，则Tf 0，凝固点下降；若ZA xA，即在固溶体中溶剂的浓度较小，则Tf 0，凝固点上升；若ZA=xA，即在固溶体中溶剂的浓度与溶液中相等，则Tf=0，凝固点不变；若ZA=1，即纯固态溶剂析出，式还原成式或式。,79,二、沸点升高,由克拉贝龙方程（纯溶剂曲线）,在溶液的沸点T b，（不挥发溶质）溶液中溶剂的蒸气压为P；且：PA=Pg xA=Pg（1xB）（Pg为T b温度下过热的纯A蒸气压）代入上式：,80,或：T b=K bm 其中：,（K/mol）,南大书中P277表4.3中列出几种溶
41、剂的K b值。适用范围：（1）稀溶液（Raoult定律）（2）不挥发性溶质。,81,讨论：若溶质为挥发性的，设沸点T b时蒸气相中溶质的摩尔分数为yB，若溶液是理想溶液，气体是理想气体，则沸点上升量：,（二元体系）,若yB xB，气相中B的浓度小于其液相浓度（挥发性较溶剂差），则T b 0；若yB xB，溶质的挥发性较溶剂高，则T b 0，溶液的沸点下降；若yB=xB，溶质的挥发性与溶剂相等，则T b=0，溶液的沸点不变；若yB=0，不挥发溶质，上式还原成 T b=K b m。,82,三、渗透压,在一恒温容器中，用一半透膜将容器分为两部分；右边是含有不挥发性溶质的溶液，左边是纯溶剂；此半透膜只
42、允许溶剂分子通过，溶质分子不能通过。,根据拉乌尔定律，在一定温度下，纯溶剂的蒸气压PA比 溶液的蒸气压PA大，则：A（左）A（右）所以溶剂分子有向化学位较低的方向转移，即溶剂分子 有通过半透膜进入溶液的趋势，这种现象称为渗透现象。,83,溶剂的渗透使右侧毛细管液面上升，从而增加了半透膜右侧溶液的压力，使半透膜右侧的A（右）增加，直到A(右)=A(左)达成平衡。,由于右侧液面是毛发细管上升，体积变化微小，所以可以 认为渗透前后溶液的浓度不变。分析半透膜两侧溶剂的A：渗透（平衡）前后：A（左）=A*（T，P）渗透前：A（右）=A*（T，P）+RT lnxA,84,渗透平衡后，半透膜右侧溶液的压力增
43、加至（P+），由,A（右）=A*（T，P+）+RT lnxA,=A*（T，P）+Vm,A+RT lnxA 即，平衡后A（右）=A*（T，P）+Vm,A+RT lnxA 已知平衡后：A（左）=A（右）,85,比较、式：Vm,A=RT lnxA=RT ln(1-xB)RT xB RT(nB/nA)（稀溶液，xB 1）稀溶液：nAVm,A=VA V（溶液体积）代入上式：V=nBRT 范霍夫公式（稀溶液）或：=CBRT（稀溶液）式中，CB=nB/V，稀溶液溶质的体积摩尔浓度。当渗透压的单位不同时，C的单位也不同。/Pa，C/molm-3，R=8.314(J/molK)/atm，C/moldm-3，R=
44、0.082(atmdm-3/molK),86,范霍夫公式也可表为：,溶质B的摩尔质量：,适用于求大分子（如高聚物、蛋白质等）的摩尔质量:MB 溶质摩尔质量/mol 分子量（g/mol）WB 溶质重量：溶质重量：g 渗透压：Pa 渗透压：atmR 8.314 J/molk 0.082 atmdm3/molKV 溶液体积 m3 溶液体积dm3,L,87,适用范围：（1）从公式的推导过程可看出，有关渗透压的各公式只适用于稀溶液，而溶质是否挥发不受影响；（2）半透膜两边均为同溶剂的稀溶液时，其渗透压可以认为是由于两边溶液的浓差引起的，所以更一般性的公式是：=CRT（C为半透膜两边的浓差）当其中一边为纯
45、溶剂时，上式还原成=CRT；（3）渗透压（数值）是稀溶液依数性中对浓度最敏感的一个性质。,88,例如：20C，溶液稀释到0.001m时，蒸气压降低值为 0.0004mmHg，这样的压力差根本无法用实验方法准确测定；而凝固点的降低值为0.002C，即使最精确的温度计也很难测准其变化；但此时渗透压仍然有18mmHg左右，即245mmH2O柱(毛细管液面升高)，准确地测量此数值在实验上毫无困难。,89,适用性：,半透膜的制备方面。对一般溶质来说，在溶剂小分子通 过半透膜的同时，不可能完全地阻止溶质分子通过，很 难制备出真正理想的半透膜。但对高分子溶质来说，溶质分子和溶剂分子的大小很悬 殊，制备真正的
46、半透膜困难就不大了。所以用渗透压法测量高分子化合物的分子量已成为常用 的方法。常见的半透膜如：羊皮纸、动物膀胱膜、硝酸 纤维、醋酸纤维等。,90,总结:,凝固点降低公式适用于稀溶液，挥发或不挥发性溶质；沸点升高公式适用于稀溶液，不挥发性溶质；渗透压公式（范霍夫）适用于稀溶液，挥发或不挥发性溶质。,91,8、非理想溶液,一、实际溶液对理想溶液的偏差：理想溶液中，不论溶剂或溶质均遵守拉乌尔定律，溶液 中不同分子之间的相互作用和同种分子之间的相互作用 相同，而且在形成溶液时没有体积变化和热效应。但这类理想溶液（或类似理想溶液）毕竟只是极少数，大多数溶液中由于不同分子之间的作用与同种分子间的作用有着较
47、大的差别，甚至溶剂和溶质分子之间有化学作用，因此在溶液中各组分分子所处的环境与其在纯态时的很不相同，因此在形成溶液时往往伴随着体积变化和热效应发生。此种溶液即为“非理想溶液”或“实际溶液”。,92,非理想溶液不具备理想溶液的特性，下面就以蒸气压-组成图来讨论实际溶液对理想溶液的偏差：,1、正偏差：若实际溶液在一定浓度时蒸气压比同浓度时若为理想溶液 时的蒸气压大，即实际溶液的蒸气压大于用拉乌尔定律的 计算值。这种情况称为“正偏差”（如图）。,93,两种组分A、B同时产生正偏差的原因，往往是由于A、B分子间的作用力小于A与A及B与B分子间的作用力所引起的。可以理解为溶液中A、B分子间的距离明显大于
48、纯溶剂A或B中分子间的距离。,特别是在A组分原为缔合分子（如水），在形成溶液时发生部分缔合解离的情况下，更易产生正偏差。由纯物质混合制备具备正偏差的溶液时，往往发生吸热现象。溶液中各组分的化学位将大于同浓度时若为理想溶液时各组分的化学位。,94,2、负偏差：,实际溶液的蒸气压小于拉乌尔定律的计算值，这种情况叫“负偏差”。,实验表明，实际溶液中往往各组分同时产生负偏差，各组分的化学位小于同浓度时若为理想溶液时各组分的化学位。同时产生负偏差的原因，往往是由于异种分子A、B之 间的作用力大于同种分子之间A与A或B与B之间的作用，特别是在A和B分子间有化学（键）作用而形成化合物 时，更易产生负偏差。,
49、95,二、非理想溶液中组分的化学位及活度概念,我们知道，对理想溶液来说，其中任何组分i的化学位可表为：i=i*(T,Pi=Pi)+RT lnxi=i*(T，P)+RT lnxi 其中i*为温度 T 时纯i组分的化学位，其蒸气压为Pi。对于非理想溶液，上式就不适用。对于稀溶液，我们已得到溶剂（A）的化学位表达式：A=A*(T，PA)+RT lnxA=A*(T，P)+RT lnxA 式中A*为温度 T 时纯溶剂A的化学位，其蒸气压为PA；,96,溶质（iA）的化学位表达式：i=i(T,Pi=kx,xi=1)+RT lnxi=i(T,P)+RT lnxii=i(T,Pi=kmm,mi=m)+RT ln(mi/m)=i(T,P)+RT ln(mi/m)i=i(T,Pi=kCC,Ci=C)+RT ln(Ci/C)=i(T,P)+RT ln(Ci/C)那末对于一般的非理想溶液，既非理想溶液，又非稀溶液，究竟应当如何来表示溶液中某组分的化学位呢？,97,测验题：,在298K时，将1mol纯苯转移到苯的摩尔分数为0.2的大量苯和甲苯的理想溶液中去，计算此过程的G。,
