第五章溶液熱力學(xué)

1.溶液(solution)：兩種或兩種以上物質(zhì)均勻混合而且彼此呈分子狀態(tài)分布的體系，并且該體系的組分需要區(qū)分為溶劑及溶質(zhì)，并分別按照不同的方法研究—這種均勻體系稱為溶液。第五章溶液體系熱力學(xué)引言多組元組成的均勻體系溶液2、溶液組成的表示法：(1)物質(zhì)的量分數(shù)xB：物質(zhì)B的物質(zhì)的量與溶液中總的物質(zhì)量之比，即(2)質(zhì)量摩爾濃度mB：溶液中溶質(zhì)B的物質(zhì)的量除以溶劑A的質(zhì)量，即(3)物質(zhì)的量濃度cB：物質(zhì)B的物質(zhì)的量除以溶液的體積，即(4)質(zhì)量分數(shù)1.單組分體系的摩爾熱力學(xué)函數(shù)值體系的狀態(tài)函數(shù)中V，U，H，S，A，G等是廣度性質(zhì)，與物質(zhì)的量有關(guān)。設(shè)由物質(zhì)B組成的單組分體系的物質(zhì)的量為nB，則各摩爾熱力學(xué)函數(shù)值的定義式分別為：摩爾熱力學(xué)能(molarthermodynamicenergy)：純水：0.05dm3+0.05dm3=0.1dm3摩爾體積(molarvolume)：一.偏摩爾量(partialmolarquantity)摩爾焓（molarenthalpy）摩爾熵（molarentropy）摩爾Helmholz自由能（molarHelmholzfreeenergy）摩爾Gibbs

自由能（molarGibbsfreeenergy）這些摩爾熱力學(xué)函數(shù)值都是強度性質(zhì)。2.偏摩爾量的定義0.06dm3+004dm3≠0.096dm3

≠0.1dm3

水乙醇溶液0.05dm3+0.05dm3≠0.1dm3=0.096dm3

在等溫等壓下，溶液的體積與組成有關(guān)。V=f（T，p，n水

,n乙）

一般地，X=f(T,p,ni)；X:V,U，H，S，G，A偏摩爾量等T,p(1)當(dāng)溫度、壓力和組成有微小變化，X也相應(yīng)有微小變化：(1).純物質(zhì)的偏摩爾量就是它的摩爾量：(2).偏摩爾量必須具備等溫等壓的條件(3).只有容量性質(zhì)才有偏摩爾量，但偏摩爾量是強度性質(zhì)(4).偏摩爾量是狀態(tài)函數(shù)，可正，也可負(5).與溫度、壓力有關(guān)，也與體系組成有關(guān)，但與體系物質(zhì)的總量無關(guān)物理意義：在等溫等壓，在有限量的體系中，保持物質(zhì)i以外的所有組分的物質(zhì)的量不變的條件下，改變dni所引起廣度性質(zhì)X的變化值dX與dni的比值；或在等溫等壓條件下，在量大的、組成一定的體系中加入1mol的物質(zhì)i所引起廣度性質(zhì)X的變化值。偏摩爾量偏摩爾量的特點3．偏摩爾量的加和公式

上式就是“偏摩爾量加和公式”。說明體系的總的容量性質(zhì)等于相應(yīng)的各組分偏摩爾量的加和?？梢姡芤褐懈鹘M分的同一偏摩爾量具有“加和性”(集合性)，故上式也稱為偏摩爾量的加和定理。例：乙醇溶液V乙醇溶液=V水n水+V乙醇n乙醇純物質(zhì)

V=nV=nVm*則保持溶液濃度不變，使體系的量增加。因此，各組分的偏摩爾量Xi的數(shù)值不改變，在此條件下對前面式（1）積分，得：對于其它容量性質(zhì)，也應(yīng)該有：式中：,式中：,式中：,式中：,式中：,式中：

4、Gibbs-Duhem公式(偏摩爾量之間的關(guān)系)微分得：比較Gibbs-Duhem公式得：

Gibbs-Duhem公式意義：表明偏摩爾量之間具有相互的依賴性。因此，某一偏摩爾量的變化可從其它偏摩爾量的變化中求得。(見教材257頁例5-1)如果不按比例加入n1，n2，……，nk，那么溶液的濃度就會發(fā)生變化，各個偏摩爾量Xi也隨著變化，此時對集合公式5.偏摩爾量的求法(1).函數(shù)法(2).圖解法(3).截距法例5-1在298.15K、101325Pa下，NaCl水溶液體積與NaCl質(zhì)量摩爾濃度之間的關(guān)系由實驗得到如下式所示。求NaCl和H2O的偏摩爾體積表示式。根據(jù)吉布斯-杜亥姆方程得：解：根據(jù)質(zhì)量摩爾濃度的定義知：W1固定為1kg，所以可把濃度m看成n2。1當(dāng)m=n2時，，因此有：

可見，給定濃度m，即可以求出H2O和NaCl的偏摩爾體積和。當(dāng)m=0時水的偏摩爾體積就是純水的摩爾體積，即為18.068×10-3L。故從0到18.068×10-3L積分上式得:ABxB→xBaXmbcdeXm在形成溶液之前，兩個純組元焓值之和

H*為式中

和

為混合前兩個純組元的摩爾焓。在等溫等壓下，兩組元形成溶液前后的焓變化稱為混合焓，用△mixH表示，則式中稱為組元偏摩爾混合焓或微分溶解熱。6.混合焓與偏摩爾焓對于二元溶液焓的集合公式為H=n1H1+n2H2

二.化學(xué)勢(chemicalpotential)1.化學(xué)勢定義：保持溫度、壓力和除i以外的其它組分不變，體系的Gibbs自由能隨ni的變化率稱為化學(xué)勢，所以化學(xué)勢就是偏摩爾Gibbs自由能。化學(xué)勢在判斷相變和化學(xué)變化的方向和限度方面有重要作用。化學(xué)勢（位）水勢（位）電勢（位）2.多組分體系熱力學(xué)函數(shù)的關(guān)系

開放體系G=f(T,p,n1,n2,……nk)（1）式（1）代入：dU=d(G-pV+TS)dH=d(G+TS)dA=d(G-pV)(1)~(4)式為開放體系的熱力學(xué)基本方程，它們的適用條件：開放體系和組成變化的封閉體系中的沒有非體積功的任意過程，常用于計算狀態(tài)函數(shù)變化或分析思考題。(2)(3)(4)

將多組分體系中U、H、A表示成特征變量及組成的函數(shù)：U=U(S,V,n1,n2,…,nk

)，

H=H(S,p,n1,n2,…nk)

，A=A(T,V,n1,n2,…nk

)，

對這三個函數(shù)求全微分，得：多組分體系中的基本公式將（5）~（7）式分別與（2）~（4）式比較，并結(jié)合化學(xué)勢的定義式得“化學(xué)勢的廣義定義式”：上面三個全微分式與第四章“對應(yīng)系數(shù)的微分式”比較，得：（5）（6）（7）

可見，保持特征變量和除i以外其它組分不變，某熱力學(xué)函數(shù)隨其物質(zhì)的量ni的變化率稱為化學(xué)勢?；瘜W(xué)勢為強度性質(zhì)；化學(xué)勢與偏摩爾性質(zhì)之間的關(guān)系：3.化學(xué)勢在相變過程的應(yīng)用

dni物質(zhì)總是自動由化學(xué)勢高的相轉(zhuǎn)移至化學(xué)勢低的相,直至4.化學(xué)勢與壓力的關(guān)系對于純組分體系，根據(jù)基本公式，有：對多組分體系，把G換為，即換成，則體積V變?yōu)槠栿w積。根據(jù)偏導(dǎo)數(shù)規(guī)則，并注意，得5.化學(xué)勢與溫度的關(guān)系根據(jù)偏導(dǎo)數(shù)規(guī)則，得：根據(jù)純組分的基本公式，dG=-SdT+Vdp由上面可見，式中的G換成

Gi，即換成μi，相應(yīng)地也將S換成偏摩爾熵Si

即可。根據(jù)得：上式與比較知，將原式中有關(guān)量換成相應(yīng)的偏摩爾量即可。按定義G=H-TS，在等溫等壓下，對ni

微分，得小結(jié)從上面推導(dǎo)可知，在多組分體系中的熱力學(xué)公式與純物質(zhì)的公式具有相似形式，將純物質(zhì)公式中的有關(guān)量換成相應(yīng)的偏摩爾量就可以了。三.混合氣體中各組分的化學(xué)勢由于許多化學(xué)反應(yīng)是在氣相中進行的，因此需要知道混合氣體中各組分的化學(xué)勢，同時掌握混合氣體中各組分的化學(xué)勢，也有利于了解溶液中各組分的化學(xué)勢。下面分別討論理想氣體混合物和實際氣體的化學(xué)勢。1.理想氣體化學(xué)勢表達式(1).一種理想氣體上式移項后應(yīng)用從pΘ→p積分得式中μΘ是在標準壓力pΘ

和溫度為T時理想氣體的化學(xué)勢。因為壓力已指定為pΘ，所以μΘ僅是溫度的函數(shù)?？梢姡?(T,p)是T、p的函數(shù)，常將它寫成μ：因為理想氣體的分子之間沒有相互作用力，所以某組分處于混合理想氣體中和它單獨存在并占有相同的體積時的行為、性質(zhì)完全一樣。因此，混合理想氣體中某組分的化學(xué)勢表示式與它處于純態(tài)時的表示式具有相同的形式：將分壓pi=xip代人上式，得：或(2).理想氣體混合物2.非理想氣體的化學(xué)勢C(T)為積分常數(shù)，從邊界條件求得：當(dāng)p很小時，(2)因為p很小，可看成理想氣體，又應(yīng)有：(1)（1）一種非理想氣體的化學(xué)勢(3)

設(shè)非理想氣體的狀態(tài)方程可用Kamerling-Onnes公式表示，，代入積分得：

比較(2)、(3)兩式得將所得到的積分函數(shù)C(T)代入(1)式，可得到非理想氣體化學(xué)勢的表達式如下：(4)式中μΘ是氣體標準狀態(tài)的化學(xué)勢，這一標準實質(zhì)是溫度為T、壓力為pΘ且具有理想氣態(tài)體性質(zhì)的假想態(tài)?！ぁぁぁぁぁす?4)的特點分析

稱為逸度系數(shù)(fugacitycoefficient)當(dāng)p→0，γ→1，則f=p，就是理想氣體。

顯然，實際氣體的狀態(tài)方程不同，逸度系數(shù)也不同。可以用(1)圖解法，(2)對比狀態(tài)法或(3)近似法求逸度系數(shù)。設(shè)，將上式代入(4)式，得f=

p，f稱為逸度(fugacity)，可看作是有效壓力。(2).實際氣體混合體系的化學(xué)勢實際氣體混合體系中某組元的化學(xué)勢也可以用只有一種實際氣體時的化學(xué)式表達式表示：此時標準狀態(tài)的化學(xué)勢μiΘ(T)是在T、pΘ下和γ=1時氣體的化學(xué)勢，可見實際氣體的標準狀態(tài)是f=pΘ，具有理想氣體性質(zhì)的氣體狀態(tài)。對于混合實際氣體，路易斯-蘭道爾(Lewis-Randoll)提出了一個近似規(guī)則，即f=fi*·xi，式中xi為組分i在混合氣體中的物質(zhì)的量分數(shù)，fi*是同溫度時，純i組分在其壓力等于混合氣體總壓時的逸度，而純i的逸度可用前述方法求得。

四.

稀溶液中的兩個經(jīng)驗定律組成是溶液的一個基本性質(zhì)，而在不同組成下的飽和蒸汽壓則是溶液的另一個基本性質(zhì)。描述后一個基本性質(zhì)的定律—拉烏爾定律和亨利定律—是稀溶液中兩個重要的經(jīng)驗定律：無論對理想溶液或稀溶液賦予什么樣的模型，無論是從微觀或宏觀的觀點來討論理想溶液和稀溶液的性質(zhì)等，都必須在一定條件下滿足上述兩個定律。1.拉烏爾定律（Raoult’sLaw）

(1).純液體的飽和蒸氣壓(saturationvaporpressure)。

(2).有關(guān)現(xiàn)象

溫度T=25℃純水3167Pa糖水3107Pa尿素溶液3107Pa(3).拉烏爾定律的內(nèi)容1887年，法國化學(xué)家Raoult從實驗中歸納出一個經(jīng)驗定律：在定溫下，在稀溶液中，溶劑的蒸氣壓等于純?nèi)軇┱魵鈮簆A*乘以溶液中溶劑的物質(zhì)的量分數(shù)xA，用公式表示為：拉烏爾定律也可表示為：溶劑蒸氣壓的相對降低值只與溶質(zhì)的摩爾分數(shù)有關(guān)，而與溶質(zhì)的性質(zhì)和種類無關(guān)(?)。如果溶液中只有A，B兩個組分，則xA+xB=1稀溶液中的溶劑，而且不論溶質(zhì)揮發(fā)與否，但是應(yīng)用時應(yīng)注意：1)在兩組分溶液中xA+xB=1；多組分稀溶液中xA+xB+······=12)計算溶劑的量nA時，應(yīng)該用溶劑在氣態(tài)時的摩爾質(zhì)量，不考慮溶劑分子在溶液中是否締合。3)若溶質(zhì)是揮發(fā)性的，公式中pA是溶劑在氣相中的分壓；若溶質(zhì)是非揮發(fā)性的，則pA就是溶液的蒸氣壓。(4).拉烏爾定律的適用范圍2.亨利定律(Henry’sLaw)—氣體溶解度定律1803年英國化學(xué)家Henry根據(jù)實驗總結(jié)出另一條經(jīng)驗定律：在一定溫度和平衡狀態(tài)下，氣體在液體里的溶解度（用物質(zhì)的量分數(shù)x表示）與該氣體的平衡分壓p成正比，即：

pB=kx·xB或xB=pB/kx

式中kx稱為亨利定律常數(shù)，其數(shù)值與溫度、壓力、溶劑和溶質(zhì)的性質(zhì)有關(guān)。(1).定律內(nèi)容物質(zhì)平衡方程B(g,pB)B(l,xB)

凝結(jié)蒸發(fā)如果從蒸發(fā)的傾向來表述就是溶液中揮發(fā)性質(zhì)的蒸氣壓規(guī)律：

“在一定溫度下，稀溶液中某揮發(fā)性溶質(zhì)B在蒸氣中的分壓pB與溶質(zhì)B的物質(zhì)的量分數(shù)xB成正比?！比魸舛鹊谋硎痉椒ú煌?，則亨利定律常數(shù)的值亦不等，即：pB=km·mB，pB=kc·cB，可以證明：ρA為溶劑A的密度，MA為溶劑A的摩爾質(zhì)量。(2).使用亨利定律應(yīng)注意：1)式中pB為該氣體的分壓。對于混合氣體，在總壓不大時，亨利定律分別適用于每一種氣體。2)溶質(zhì)在氣相和在溶液中的分子狀態(tài)必須相同。如HCl溶在水里，在氣相為HCl分子，在液相為H+和Cl-，因此不適用亨利定律。此外，公式中所用的濃度應(yīng)該是溶解態(tài)的分子在溶液中的濃度(NH3溶于水的例子)。3)溶液濃度愈稀，對亨利定律符合得愈好。對氣體溶質(zhì)，升高溫度或降低壓力能夠降低氣體的溶解度，因此能更好服從亨利定律。4)對于稀溶液，亨利定律適用于溶質(zhì)，拉烏爾定律適用于溶劑。5)亨利常數(shù)與溫度、壓力、溶劑和溶質(zhì)的性質(zhì)有關(guān)。3.西華特(Sievert)定律簡介O2→2[O]alloy一定溫度下，雙原子氣體在金屬或渣熔體上方的平衡分壓與其在熔體中原子態(tài)溶解度平方成正比pB=kccB2→對n個原子氣體pB=kccBn例：NH3→[N]+3[H]n=4pB=kccB4（推廣）光學(xué)異構(gòu)體、同位素和立體異構(gòu)體混合物和AgCl-PbCl2,Fe-Cr,CaO-MgO體系屬于這種類型。引入理想溶液概念的重要性……五、理想溶液的化學(xué)勢1.定義：從宏觀上說，理想溶液是溶液中任意組元在全部濃度范圍內(nèi)均符合Raoult定律的溶液。從分子模型的微觀上說，理想溶液是各組分分子的大小及作用力(A-A，B-B，A-B)彼此相似，當(dāng)一種組分的分子被另一種組分的分子取代的時，沒有熱效應(yīng)和體積的變化，即△mixH=0，△mixV=0。

pA=pA*xA，pB=pB*xBp=pA+pB

=pA*xA+pB*xB

=pA*(1-xB)+pB*xBp=pA*+(pB*-pA*)xB

p=

pA*

（xB=0）

p=pB*（xB=1）ABxBpA*

pB*

根據(jù)理想溶液的定義，對于二元理想溶液有：正偏差體系xDADADxDxDAD思考題：一個體系為什么會產(chǎn)生正偏差？負偏差體系xDADxDADxDAD思考題：一個體系為什么會產(chǎn)生負偏差？2.理想溶液中各組分的化學(xué)勢oooooooooooooo溶液A+BooooooooooooooA純液體定義式：(1).非溶液化凝聚態(tài)純物質(zhì)的化學(xué)勢(2).二元理想溶液體系的化學(xué)勢3.液體混合物通性：（5）拉烏爾定律和亨利定律沒有區(qū)別1mol理想溶液的混合熱力學(xué)性質(zhì)與組成的關(guān)系例25℃，由0.5mol的A和0.5mol的B混合形成理想溶液，求混合過程的△mixV、△mixU、△mixH、△mixS及△mixG。解：△mixV=0，△mixU=0，△mixH=0，六.稀溶液中各組分的化學(xué)勢

在一定的溫度和壓力下，在一定的濃度范圍內(nèi)，“溶劑遵守Raoult定律，溶質(zhì)遵守Henry定律”的溶液稱為稀溶液。值得注意的是，化學(xué)熱力學(xué)中的稀溶液并不僅僅是指濃度很小的溶液。1.稀溶液的定義Henry定律Raoult定律

溶劑服從Raoult定律pA=pA*·xA，pA*是在該溫度下純?nèi)軇┑娘柡驼魵鈮骸?.溶劑的化學(xué)勢μA*(T,p)的物理意義是：在T、p時，純?nèi)軇〢(xA=1)的化學(xué)勢，它不是標準態(tài)。上式只適用于xA→1的范圍(?)，但對理想溶液適用于全部濃度范圍。glpB溶質(zhì)B在液相與氣相達到平衡時：

μB(l)=μB(g)

3.溶質(zhì)的化學(xué)勢因為溶質(zhì)的pB可用不同濃度形式的亨利定律表示，故下面分三種形式討論上式。(1).若p=kx·xB，則溶質(zhì)的標準態(tài)溶液中溶質(zhì)的標準態(tài)（濃度為摩爾分數(shù)）服從亨利定律實際曲線p=kx·xB純B對于純物質(zhì)，參考態(tài)的化學(xué)勢μA*(T,p)與標準狀態(tài)化學(xué)勢μAΘ(T,pΘ)的差別僅僅在于壓強不同。兩者的差別倒底有多大？可由化學(xué)勢與壓強的關(guān)系，積分得到：式中μB*(T,p)就是μBΘ(T,pΘ)，常簡寫為μBΘ(T)因為凝聚態(tài)物質(zhì)的偏摩爾體積數(shù)值很小，所以壓強p與pΘ相差不大時，上式積分項的數(shù)值也不大，所以，有時將μB*(T,p)≈μB*(T,pΘ)與其它參考態(tài)的化學(xué)勢與標準態(tài)化學(xué)勢的關(guān)系類似。（2）若pB=km·mB則：溶質(zhì)的標準態(tài)實際曲線溶液中溶質(zhì)的標準態(tài)（濃度為m）SpB=km·mB（3）若pB=kc·cB，則溶質(zhì)的標準態(tài)實際曲線溶液中溶質(zhì)的標準態(tài)（濃度為c）QpB=kc·cB注意

當(dāng)稀溶液的狀態(tài)一定時，溶質(zhì)的偏摩爾吉布斯自由能，即化學(xué)勢μB為定值(?)，它不會因溶質(zhì)濃度的表示方法不同而改變，也就是說，不同的亨利定律形式所得到的μB○(T，p)、μB□

(T，p)和μB△

(T，p)雖然不同，但是由式(2)、(3)和式(4)求得的μB是一樣的。4.稀溶液混合熱力學(xué)性質(zhì)(1).稀溶液混合吉布斯自由能式中μB○(T，p)≠μB*(T，p)，且均為T、p的函數(shù)。(2).稀溶液混合熵(4).稀溶液混合焓(3).稀溶液混合體積

對于二組分稀溶液，加入非揮發(fā)性溶質(zhì)B以后，溶劑A的蒸氣壓會下降。這是造成凝固點下降、沸點升高和滲透壓的根本原因。蒸氣壓下降依數(shù)性質(zhì)(colligativeproperties)：指定溶劑的類型和數(shù)量后，這些性質(zhì)只取決于所含溶質(zhì)粒子的數(shù)目，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。溶質(zhì)的粒子可以是分子、離子、大分子或膠粒，這里只討論粒子是分子的情況，其余在下冊討論。5.稀溶液的依數(shù)性凝固點降低蒸氣壓p→ACBFD純?nèi)軇┤芤汗腆w純?nèi)軇㏕f

Tf*T→kf稱為凝固點降低系數(shù)（freezingpointloweringcoefficients），單位K·mol-1·kgmB為非電解質(zhì)溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度，單位：mol·kg-1這里的凝固點是指純?nèi)軇┕腆w析出時的溫度。常用溶劑的kf值有表可查。用實驗測定△Tf值，查出kf，就可計算溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量。凝固點降低沸點升高ABCD溶液純?nèi)軇┱魵鈮簆→Tb*

TbT→kb稱為沸點升高系數(shù)(boilingpointelevationcoefficints)，單位K·mol-1·kg。常用溶劑的kb值有表可查。測定△Tb值，查出kb，就可以計算溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量。沸點升高

滲透壓（osmoticpressure）糖水半透膜純水濃溶液(a)起始狀態(tài)稀溶液(b)終止狀態(tài)如圖所示，在半透膜外放溶劑，內(nèi)放溶液。只有溶劑能透過半透膜。由于純?nèi)軇┑幕瘜W(xué)勢μA*大于溶液中溶劑的化學(xué)勢μA，所以溶劑有自外向內(nèi)滲透的傾向。為了阻止溶劑滲透，在糖水上方施加額外壓力，使半透膜雙方溶劑的化學(xué)勢相等而達到平衡。這個額外施加的壓力就定義為滲透壓π。cB是溶質(zhì)的濃度。濃度不能太大，這公式就是適用于稀溶液的van’tHoff公式。滲透壓（osmoticpressure）七.實際溶液1)稀溶液2)非稀溶液多組分均相液相體系

（溶液）

(1)理想混合物（理想溶液）

(2)實際溶液(1)理想混合物（理想溶液）(2)稀溶液(3)實際溶液多組分均相液相體系

（溶液）所謂“實際溶液”，就是“溶劑不遵守拉烏爾定律，溶質(zhì)不遵守亨利定律”的溶液。與研究實際氣體的方法相似，為了使實際溶液中的物質(zhì)的化學(xué)勢表示式還能具有比較簡單的形式，并且可以與理想溶液及稀溶液中相應(yīng)的化學(xué)勢表示式進行比較，采用的原則是：使非理想溶液中的物質(zhì)與理想溶液或稀溶液中的物質(zhì)相比較，不但化學(xué)勢的表示式保持相同的形式，而且保持相同的標準狀態(tài)，只把它們化學(xué)勢的偏差全部集中表現(xiàn)到對非理想溶液濃度的校正上來。七.實際溶液七.實際溶液亨利定律也應(yīng)修正為：在非理想溶液中，拉烏爾定律應(yīng)修正為：(1)、實際溶液的校正和活度概念路易斯（G.N.Lewis）提出了活度的概念:活度=活度系數(shù)×濃度例如ax,A稱為相對活度，是量綱為1的量。γx,A稱為活度因子(activityfactor)，表示實際溶液與理想溶液的偏差，量綱為1。對于用不同濃度表示的溶質(zhì)的活度，有：

引入活度的概念以后，凡是通過理想溶液或者稀溶液所推導(dǎo)的熱力學(xué)公式，只要將式中的濃度項換成活度，就可以用于實際溶液。2、實際溶液中溶劑的化學(xué)勢的表示式理想溶液任一組分化學(xué)勢的表達式：(1)引入活度后，實際溶液的溶劑化學(xué)勢表示式為：(2)式(2)中μi*(T,p)是xi=1，γi=1，即ai,x=1的那個狀態(tài)的化學(xué)勢，也就是純組分i的狀態(tài)的化學(xué)勢。因為p=pΘ，所以μi*(T,p)不是標準態(tài)的化學(xué)勢。3、實際溶液溶質(zhì)的化學(xué)勢表示式根據(jù)亨利定律的不同形式，可以有以下表示方式：活度的參考態(tài)pB→HRAB活度的參考態(tài)pB→HRMAm/mol·kg-1B活度的參考態(tài)pB→HRNAc/mol·dm-3BμB○(T,p)是xB=1，γx,B=1，即ax,B=1并設(shè)仍服從亨利定律的假想狀態(tài)的化學(xué)勢。μB□(T,p)是mB=mΘ，γm,B=1，即am,B=1并設(shè)仍服從亨利定律的假想狀態(tài)的化學(xué)勢。μB△(T,p)是cB=cΘ，γc,B=1，即ac,B=1并設(shè)仍服從亨利定律的假想狀態(tài)的化學(xué)勢。μB○(T,p)、μB□(T,p)和μB△(T,p)都不是標準態(tài)的化學(xué)勢。只有各式中的濃度等于1，且服從亨利定律，并且各自的活度系數(shù)也等于1，壓力為pΘ時，才是標準態(tài)，對應(yīng)的化學(xué)勢可以分別表示為μB○(T,pΘ)、μB□(T,pΘ)和μB△(T,pΘ)，但是，這些標準狀態(tài)都屬于假想狀態(tài)。（？）在火法冶金熔體中溶質(zhì)的濃度常用質(zhì)量百分數(shù)w表示，此時對應(yīng)的亨利定律應(yīng)校正為：對應(yīng)的化學(xué)勢為：μB∨(T