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活度因子
✍ dations ◷ 2024-09-20 00:27:34 #活度因子
活性系数(英语:Activity coefficient),又称活性因子(英语:Activity factor),是热力学中的一个系数,反映的是真实溶液中某组分i的行为偏离理想溶液的程度,量纲为1。引入活性系数后,适用于理想溶液的各种关系可以相应修正为适用于真实溶液。类似的,逸度系数是表示真实气体混合物中某组分和理想行为的偏离的系数。在理想溶液中,溶液组分i遵循拉乌尔定律:其中
x
i
{displaystyle x_{i}}
是组分i在溶液中的摩尔分数,
p
i
{displaystyle p_{i}}
和
p
i
⋆
{displaystyle p_{i}^{star }}
分别是组分i的分压和饱和蒸气压。
而组分i的化学势
μ
i
{displaystyle mu _{i}}
可由下式表达:这里的
μ
i
⊖
{displaystyle mu _{i}^{ominus }}
代表组分i在标准状态下的化学势。而在真实溶液中,组分i-组分i间的作用力和组分i-其他组分间的作用力并不相等,导致了组分i并不满足拉乌尔定律,其化学势也不满足以上关系,即偏离了理想溶液的行为,为此吉尔伯特·牛顿·路易斯引入了活性和活性系数的概念。
定义:这里的
a
x
,
i
{displaystyle a_{x,i}}
是组分i以摩尔分数所表示的活性,
γ
x
,
i
{displaystyle gamma _{x,i}}
则是组分i用摩尔分数所表示的活性系数。引入活性和活性系数后,拉伍尔定律可以修正为:组分i的化学势则可以修正为:真实溶液的浓度越稀,溶剂的活性系数就越接近1,活性和摩尔分数近乎相等,其行为越接近理想溶液。浓度越高,活性系数越偏离1,真实溶液的行为偏差理想溶液就越大,比如对于浓度较高的电解质溶液,其活性就无法用摩尔分数取代,这一点在电化学和土壤化学中十分常见。当化学反应:
α
A
+
β
B
⇌
σ
S
+
τ
T
{displaystyle alpha A+beta Brightleftharpoons sigma S+tau T}
达到化学平衡时,反应物化学势的和等于生成物化学势的和,反应的吉布斯能变化
Δ
r
G
{displaystyle Delta _{r}G}
为0,即:将每种物质用活性所表示的化学势表达式代入其中得到其中的
(
σ
μ
S
⊖
+
τ
μ
T
⊖
−
α
μ
A
⊖
−
β
μ
B
⊖
)
{displaystyle left(sigma mu _{S}^{ominus }+tau mu _{T}^{ominus }-alpha mu _{A}^{ominus }-beta mu _{B}^{ominus }right)}
是反应在标准状况下的吉布斯能变化
Δ
r
G
⊖
{displaystyle Delta _{r}G^{ominus }}
于是此时的平衡常数由平时的
K
=
a
S
σ
a
T
τ
a
A
α
a
B
β
{displaystyle K={frac {a_{S}^{sigma }a_{T}^{tau }}{a_{A}^{alpha }a_{B}^{beta }}}}
修正为:活性系数可以通过实验测量和理论计算结合的方法求出,常见方法有蒸气压法、德拜-休克尔极限公式法、图解积分法和测量电动势法等:引入活性系数后,拉乌尔定律修正为:可通过测定某一浓度下溶液蒸汽压和饱和蒸汽压的比值,除以其摩尔分数,即为活性系数。德拜-休克尔极限公式给出了某种离子i的活性系数和离子强度的关系:其中
z
i
{displaystyle z_{i}}
是离子所带的电荷数,
I
{displaystyle I}
是溶液中的离子强度,
A
{displaystyle A}
是和溶剂有关的常数。
但德拜-休克尔极限公式只适用于稀溶液,对于较高浓度的电解质溶液,需要使用戴维斯公式或pitzer公式等修正后的方法。对于双组分溶液,根据吉布斯-杜安方程,于恒压P和恒温T下根据用活性系数表示的化学势可得代入吉布斯-杜亥姆方程:注意到所以这样,在已知其中一种组分的活性系数之后,可以通过积分求出另一种活性系数,或用这一关系检验所测得的活性系数数值是否具有热力学一致性。
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