物理化學主要公式及使用條件

物理化學主要公式及使用條件第一章氣體的pVT關系主要公式及使用條件 理想氣體狀態(tài)方程式或式中p，V，T及n單位分別為Pa，m3，K及mol。稱為氣體的摩爾體積，其單位為m3·mol-1。R=8.314510J·mol-1·K-1，稱為摩爾氣體常數。此式適用于理想氣體，近似地適用于低壓的真實氣體。理想氣體模型具有分子間無作用力，分子本身無體積基本特征。氣體混合物組成摩爾分數yB(或xB)=（3）式中pB為氣體B，在混合的T，V條件下，單獨存在時所產生的壓力，稱為B的分壓力。為B氣體在混合氣體的T，p下，單獨存在時所占的體積。道爾頓定律pB=yBp，上式適用于任意氣體。對于理想氣體熱力學第一定律主要公式及使用條件熱力學第一定律的數學表示式或規(guī)定系統(tǒng)吸熱為正，放熱為負。系統(tǒng)得功為正，對環(huán)境作功為負。式中pamb為環(huán)境的壓力，W’為非體積功。上式適用于封閉體系的一切過程。焓的定義式焓變（1）式中為乘積的增量，只有在恒壓下在數值上等于體積功。（2）此式適用于理想氣體單純pVT變化的一切過程，或真實氣體的恒壓變溫過程，或純的液體、固體物質壓力變化不大的變溫過程。熱力學能(又稱內能)變此式適用于理想氣體單純pVT變化的一切過程。恒容熱和恒壓熱熱容的定義式（1）定壓熱容和定容熱容（2）摩爾定壓熱容和摩爾定容熱容上式分別適用于無相變變化、無化學變化、非體積功為零的恒壓和恒容過程。（3）質量定壓熱容（比定壓熱容）式中m和M分別為物質的質量和摩爾質量。（4）此式只適用于理想氣體。體積功（1）定義式或（2）適用于理想氣體恒壓過程。（3）適用于恒外壓過程。（4）適用于理想氣體恒溫可逆過程。（5）適用于為常數的理想氣體絕熱過程。（6）W=0適用于理想氣體恒容過程.10.反應進度上式是用于反應開始時的反應進度為零的情況，，為反應前B的物質的量。為B的反應計量系數，其量綱為一。的量綱為mol。11.標準摩爾反應焓式中及分別為相態(tài)為的物質B的標準摩爾生成焓和標準摩爾燃燒焓。上式適用于=1mol，在標準狀態(tài)下的反應。12.與溫度的關系式中，適用于恒壓反應。13.恒容反應熱與恒壓反應熱的關系 -------反應前后氣體的化學計量數的代數和。熱力學第二定律主要公式及使用條件熱機效率式中和分別為工質在循環(huán)過程中從高溫熱源T1吸收的熱量和向低溫熱源T2放出的熱。W為在循環(huán)過程中熱機中的工質對環(huán)境所作的功。此式適用于在任意兩個不同溫度的熱源之間一切可逆循環(huán)過程?？ㄖZ定理的重要結論任意可逆循環(huán)的熱溫商之和為零，不可逆循環(huán)的熱溫商之和必小于零。熵的定義克勞修斯不等式熵判據式中iso,sys和amb分別代表隔離系統(tǒng)、系統(tǒng)和環(huán)境。在隔離系統(tǒng)中，不可逆過程即自發(fā)過程?？赡?，即系統(tǒng)內部及系統(tǒng)與環(huán)境之間皆處于平衡態(tài)。在隔離系統(tǒng)中，一切自動進行的過程，都是向熵增大的方向進行，這稱之為熵增原理。此式只適用于隔離系統(tǒng)。環(huán)境的熵變7.熵變計算的主要公式對于封閉系統(tǒng)，一切的可逆過程的計算式，皆可由上式導出（1）此式使用于n一定、理想氣體、恒溫過程或始末態(tài)溫度相等的過程。（2）此式使用于n一定、為常數、任意物質的恒壓過程或始末態(tài)壓力相等的過程。（3）此式使用于n一定、為常數、任意物質的恒容過程（4）上式只適用于封閉系統(tǒng)、理想氣體、為常數，只有變化的一切過程8.相變過程的熵變此式使用于物質的量n一定，在和兩相平衡時衡T，p下的可逆相變化。9.熱力學第三定律或上式中符號代表純物質。上述兩式只適用于完美晶體。10.標準摩反應熵上式中=，適用于在標準狀態(tài)下，反應進度為1mol時，任一化學反應在任一溫度下，標準摩爾反應熵的計算。11.亥姆霍茲函數的定義DA=DU–D(TS)12.此式只適用n一定的恒溫恒容可逆過程。13.亥姆霍茲函數判據只有在恒溫恒容，且不做非體積功的條件下，才可用作為過程的判據。14.吉布斯函數的定義DG=DH–D(TS)15．此式適用恒溫恒壓的可逆過程。16.吉布斯函數判據只有在恒溫恒壓，且不做非體積功的條件下，才可用作為過程的判據。17.熱力學基本方程式熱力學基本方程適用于封閉的熱力學平衡系統(tǒng)所進行的一切可逆過程。說的更詳細些，它們不僅適用于一定量的單相純物質，或組成恒定的多組分系統(tǒng)發(fā)生單純p,V,T變化的過程。也可適用于相平衡或化學平衡的系統(tǒng)，由一平衡狀態(tài)變?yōu)榱硪黄胶鈶B(tài)的過程。18.克拉佩龍方程此方程適用于純物質的相和相的兩相平衡。19.克勞修斯-克拉佩龍方程此式適用于氣-液（或氣-固）兩相平衡；氣體可視為理想氣體；與相比可忽略不計，在的溫度范圍內摩爾蒸發(fā)焓可視為常數。對于氣-固平衡，上式則應改為固體的摩爾升華焓。20.式中fus代表固態(tài)物質的熔化。和為常數的固-液兩相平衡才可用此式計算外壓對熔點的T的影響。第四章多組分系統(tǒng)熱力學主要公式及其適用條件1.偏摩爾量：定義:(1)其中X為廣度量，如V﹑U﹑S......全微分式：(2)總和：(3)偏摩爾量為恒溫恒壓及除組分B以外其余各組分的量均保持不變的條件下，系統(tǒng)廣度量隨組分B的物質的量的變化率。只有廣度量才有偏摩爾量，偏摩爾量的數值可以是正數、負數和零，溶液中各組分的偏摩爾量之間符合吉布斯－杜亥姆關系式，4.化學勢定義5.單相多組分系統(tǒng)的熱力學公式但按定義，只有才是偏摩爾量，其余3個均不是偏摩爾量。6.化學勢判據在dT=0,dp=0δW’=0的條件下，其中，指有多相共存，指相內的B物質。B物質自發(fā)從化學勢高的相向化學勢低的相轉移，當B物質在兩相的之間的化學勢相等時，達到平衡。11.拉烏爾定律與亨利定律（對非電解質溶液）拉烏爾定律：其中，為純溶劑A之飽和蒸氣壓，為稀溶液中溶劑A的飽和蒸氣分壓，xA為稀溶液中A的摩爾分數。亨利定律：其中，為稀溶液中揮發(fā)性溶質在氣相中的平衡分壓，為用不同單位表示濃度時，不同的亨利常數。12.理想液態(tài)混合物定義：其任一組分在全部組成范圍內都符合拉烏爾定律的液態(tài)混合物。其中，0≤xB≤1,B為任一組分。13.理想稀溶液溶劑符合拉烏爾定律，溶質符合亨利定律14.稀溶液的依數性溶劑蒸氣壓下降：②凝固點降低：（條件：溶質不與溶劑形成固態(tài)溶液，僅溶劑以純固體析出）③沸點升高：（條件：溶質不揮發(fā)）④滲透壓：，則。第五章化學平衡主要公式及其適用條件摩爾反應吉布斯函數與反應進度的關系式中的表示在T，p及組成一定的條件下，反應系統(tǒng)的吉布斯函數隨反應進度的變化率，稱為摩爾反應吉布斯函數變?；瘜W反應的等溫方程式中，稱為標準摩爾反應吉布斯函數變；，稱為反應的壓力商，其單位為1。此式適用理想氣體或低壓下真實氣體，，在T，p及組成一定，反應進度為1mol時的吉布斯函數變的計算。反應方向的判斷DrGm<0KΘ>Jp反應向右自發(fā)進行DrGm>0KΘ<Jp反應向左自發(fā)進行DrGm=0KΘ=Jp反應達平衡標準平衡常數的表達式式中為參加化學反應任一組分B的平衡分壓力，γB為B的化學計量數。Kθ量綱為一。標準平衡常數的定義式或相關化學反應KΘ之間的關系相關化學反應方程式相加減可轉變?yōu)榱硪环磻匠淌剑瑒t具有相應的加減關系式，具有相應的乘除關系式?；瘜W反應的等壓方程——范特霍夫方程微分式積分式不定積分式對于理想氣體反應，，積分式或不定積分式只適用于為常數的理想氣體恒壓反應。若是T的函數，應將其函數關系式代入微分式后再積分，即可得到與T的函數關系式。溫度升高，化學平衡向吸熱反應的方向移動。其它因素對化學平衡的影響若已知平衡時參加反應的任一種物質的量nB，摩爾分數yB，系統(tǒng)的總壓力p，也可采用下式計算：式中為系統(tǒng)中氣體的物質的量之和，為參加反應的氣態(tài)物質化學計量數的代數和。此式只適用于理想氣體。增大壓力，化學平衡向氣體分子數減少的方向移動。恒壓時，加入惰性氣體，平衡向氣體分子數增多的方向移動。恒容時，加入惰性氣體，平衡不移動。第六章相平衡主要公式及其適用條件吉布斯相律式中F為系統(tǒng)的自由度數（即獨立變量數）；P為系統(tǒng)中的相數；“2”表示平衡系統(tǒng)只受溫度、壓力兩個因素影響。要強調的是，C稱為組分數，其定義為C=S－R－R′，S為系統(tǒng)中含有的化學物質數，稱物種數；R為獨立的平衡化學反應數；為其他的濃度（或分壓）的獨立限制條件數。相律是表示平衡系統(tǒng)中相數、組分數及自由度數間的關系。供助這一關系可以解決：（a）計算一個多組分多平衡系統(tǒng)可以同時共存的最多相數，即F＝0時，P值最大，系統(tǒng)的平衡相數達到最多；（b）計算一個多組分平衡系統(tǒng)自由度數最多為幾，即是確定系統(tǒng)狀態(tài)所需要的獨立變量數；（c）分析一個多相平衡系統(tǒng)在特定條件下可能出現的狀況。應用相律時必須注意的問題：（a）相律是根據熱力學平衡條件推導而得的，故只能處理真實的熱力學平衡系統(tǒng)；（b）相律表達式中的“2”是代表溫度、壓力兩個影響因素，若除上述兩因素外，還有磁場、電場或重力場對平衡系統(tǒng)有影響時，則增加一個影響因素，“2”的數值上相應要加上“1”。若相平衡時兩相壓力不等，則式不能用，而需根據平衡系統(tǒng)中有多少個壓力數值改寫“2”這一項；（c）要正確應用相律必須正確判斷平衡系統(tǒng)的組分數C和相數P。而C值正確與否又取決與R與R‘的正確判斷；（d）自由度數F只能取0以上的正值。如果出現F<0，則說明系統(tǒng)處于非平衡態(tài)。杠桿規(guī)則杠桿規(guī)則在相平衡中是用來計算系統(tǒng)分成平衡兩相（或兩部分）時，兩相（或兩部分）的相對量，如圖6－1所示，設在溫度為T下，系統(tǒng)中共存的兩相分別為α相與β相。αβ圖6－1說明杠桿規(guī)則的示意圖圖中M，α，β分別表示系統(tǒng)點與兩相的相點；，，分別代表整個系統(tǒng)，α相和β相的組成（以B的摩爾分數表示）；，與則分別為系統(tǒng)點，α相和β相的物質的量。由質量衡算可得或上式稱為杠桿規(guī)則，它表示α，β兩相之物質的量的相對大小。如式中的組成由摩爾分數，，換成質量分數，，時，則兩相的量相應由物質的量與（或與）。由于杠桿規(guī)則是根據物料守恒而導出的，所以，無論兩相平衡與否，皆可用杠桿規(guī)則進行計算。注意：若系統(tǒng)由兩相構成，則兩相組成一定分別處于系統(tǒng)總組成兩側。3．二組分系統(tǒng)的氣液平衡相圖及固液平衡相圖。第七章電化學主要公式及其適用條件2．電導、電導率與摩爾電導率衡量溶液中某一電解質的導電能力大小，可用電導G，電導率與摩爾電導率來表述。電導G與導體的橫截面As及長度l之間的關系為式中稱為電導率，表示單位截面積，單位長度的導體之電導。對于電解質溶液，電導率則表示相距單位長度，面積為單位面積的兩個平行板電極間充滿電解質溶液時之電導，其單位為S·m-1。若溶液中含有B種電解質時，則該溶液的電導率應為B種電解質的電導率之和，即雖然定義電解質溶液電導率時規(guī)定了電極間距離、電極的面積和電解質溶液的體積，但因未規(guī)定相同體積電解質溶液中電解質的量，于是，因單位體積中電解質的物質的量不同，而導致電導率不同。為了反映在相同的物質的量條件下，電解質的導電能力，引進了摩爾電導率的概念。電解質溶液的摩爾電導率定義是該溶液的電導率與其摩爾濃度c之比，即表示了在相距為單位長度的兩平行電極之間放有物質的量為1mol電解質之溶液的電導。單位為S·m2·mol-1。使用時須注意：(1)物質的量之基本單元。因為某電解質B的物質的量nB正比于B的基本單元的數目。例如，在250C下，于相距為lm的兩平行電極中放人1molBaSO4(基本單元)時，溶液濃度為c，其(BaSO4，298.15K)=2.870×10-2S·m2·mol-1。若基本單元取(BaS04)，則上述溶液的濃度變?yōu)閏'，且c'=2c。于是，(BaS04，298.15K)=(BaS04，298.15K)=1.435×10-2S·m2·mol-1；(2)對弱電解質，是指包括解離與未解離部分在內總物質的量為1mol的弱電解質而言的。是衡量電解質導電能力應用最多的，但它數值的求取卻要利用電導率，而的獲得又常需依靠電導G的測定。3.離子獨立運動定律與單種離子導電行為摩爾電導率與電解質的濃度c之間有如下關系:此式只適用于強電解質的稀溶液。式中A與在溫度、溶液一定下均為常數。是c?0時的摩爾電導率，故稱為無限稀釋條件下電解質的摩爾電導率。是電解質的重要特性數據，因為無限稀釋時離子間無靜電作用，離子獨立運動彼此互不影響，所以，在同一溫度、溶劑下，不同電解質的數值不同是因組成電解質的正、負離子的本性不同。因此，進一步得出式中與分別為電解質全部解離時的正、負離子的化學計量數，與則分別為溶液無限稀時正、負離子的摩爾電導率。此式適用溶劑、溫度一定條件下，任一電解質在無限稀時的摩爾電導率的計算。利用一弱電解質的值及一同溫同溶劑中某一濃度(稀溶液)的該弱電解質之，則從下式可計算該弱電解質在該濃度下的解離度:4．電解質離子的平均活度和平均活度系數強電解質解離為離子和離子，它們的活度分別為a，a+，a-，三者間關系如下：因實驗只能測得正、負離子的平均活度，而與a，a+，a-的關系為另外式中：稱為平均質量摩爾濃度，其與正、負離子的質量摩爾濃度b+，b-的關系為。式中稱離子平均活度系數，與正、負離子的活度系數，的關系為。5.離子強度與德拜—休克爾極限公式離子強度的定義式為。式中bB與ZB分別代表溶液中某離子B的質量摩爾濃度與該離子的電荷數。單位為mol﹒kg-1。I值的大小反映了電解質溶液中離子的電荷所形成靜電場強度之強弱。I的定義式用于強電解質溶液。若溶液中有強、弱電解質時，則計算I值時，需將弱電解質解離部分離子計算在內。德拜—休克爾公式：上式是德拜—休克爾從理論上導出的計算的式子，它只適用于強電解質極稀濃度的溶液。A為常數，在250C的水溶液中A=-0.509(kg﹒mol-1)1/2。6.可逆電池對環(huán)境作電功過程的，及Qr的計算在恒T，p，可逆條件下，若系統(tǒng)經歷一過程是與環(huán)境間有非體積功交換時，則DG=W’=-zFE當系統(tǒng)(原電池)進行1mol反應進度的電池反應時，與環(huán)境交換的電功W’=-zFE，于是DrGm=-zFE式中z為1mol反應進度的電池反應所得失的電子之物質的量，單位為mol電子／mol反應，F為1mol電子所帶的電量，單位為C·mol-1電子。如能得到恒壓下原電池電動勢隨溫度的變化率(亦稱為電動勢的溫度系數)，則恒壓下反應進度為1mol的電池反應之熵差DrSm可由下式求得:DrSm=再據恒溫下，DrGm=DrHm–TDrSm，得DrHm=-zFE+zFT。此式與DrGm一樣，適用于恒T，p下反應進度為1mol的電池反應。若電池反應是在溫度為T的標準狀態(tài)下進行時，則于是此式用于一定溫度下求所指定的原電池反應的標準平衡常數。式中稱為標準電動勢。7.原電池電動勢E的求法計算原電池電動勢的基本方程為能斯特方程。如電池反應aA(aA)+cC(aC)=dD(aD)+fF(aF)則能斯特方程為上式可以寫成上式表明，若已知在一定溫度下參加電池反應的各物質活度與電池反應的得失電子的物質的量，則E就可求。反之，當知某一原電池的電動勢，亦能求出參加電池反應某物質的活度或離子平均活度系數。應用能斯特方程首要的是要正確寫出電池反應式。在溫度為T，標準狀態(tài)下且氫離子活度aH+為1時的氫電極定作原電池陽極并規(guī)定該氫電極標準電極電勢為零，并將某電極作為陰極(還原電極)，與標準氫組成一原電池，此電池電動勢稱為還原電極的電極電勢，根據能斯特方程可以寫出該電極電勢與電極上還原反應的還原態(tài)物質活度a(還原態(tài))及氧化態(tài)物質活度a(氧化態(tài))的關系利用上式亦能計算任一原電池電動勢。其計算方法如下：對任意兩電極所構成的原電池，首先利用上式計算出構成該原電池的兩電極的還原電極電勢，再按下式就能算出其電動勢E：E=E(陰)—E(陽)式中E(陰)與E(陽)分別為所求原電池的陰極和陽極之電極電勢。若構成原電池的兩電極反應的各物質均處在標準狀態(tài)時，則上式改寫為:與可從手冊中查得。7.電極的分類：三大類電極第一類電極：金屬電極和鹵素電極；氫電極；氧電極第二類電極：金屬-難溶鹽電極和金屬-難溶氧化物電極第三類電極：氧化還原電極8.根據電池寫出電極及電池反應Hg(s)êHg2Cl2(s)êCl-(aq)êAgCl(s)êAg(s)負極（陽級）：Hg(s)+Cl-=1/2Hg2Cl2(s)+e-正極（陰級）：AgCl(s)+e-→Ag(s)+Cl-電池反應：Hg(s)+AgC(s)l=1/2Hg2Cl2(s)+Ag(s)9.原電池的設計-----根據電池反應Zn(s)+H2SO4(aq)→H2(g)+ZnSO4(aq)陽極Zn(s)→Zn2++2e-陰極2H++2e-→H2(g)Zn|ZnSO4(b)||H2SO4(b)|H2(g)|PtAgCl(s)→Ag++Cl-陽極Ag(s)→Ag++e-陰極AgCl(s)+e-→Ag(s)+Cl-Ag|Ag+(a)..Cl-(a)|AgCl(s)|Ag第十章界面現象主要公式及其適用條件1．比表面吉布斯函數、比表面功及表面張力比表面吉布斯函數為恒T，p及相組成不變條件下，系統(tǒng)由于改變單位表面積而引起系統(tǒng)吉布斯函數的變化量，即,單位為。表面張力γ是指引起液體表面收縮的單位長度上的力，單位為。比表面功γ為在恒溫、恒壓、相組成恒定條件下，系統(tǒng)可逆增加單位表面積時所獲得的可逆非體積功，稱比表面功，即，單位為。表面張力是從力的角度描述系統(tǒng)表面的某強度性質，而比表面功及比表面吉布斯函數則是從能量角度描述系統(tǒng)表面同一性質。三者雖為不同的物理量，但它們的數值及量綱相同，只是表面張力的單位為力的單位與后兩者不同。2．拉普拉斯方程與毛細現象(1)曲液面下的液體或氣體均受到一個附加壓力的作用，該的大小可由拉普拉斯方程計算，該方程為式中：為彎曲液面內外的壓力差；γ為表面張力；r為彎曲液面的曲率半徑。注意：①計算時，無論凸液面或凹液面，曲率半徑r一律取正數，并規(guī)定彎曲液面的凹面一側壓力為，凸面一側壓力為，一定是減，即②附加壓力的方向總指向曲率半徑中心；③對于在氣相中懸浮的氣泡，因液膜兩側有兩個氣液表面，所以泡內氣體所承受附加壓力為。(2)曲液面附加壓力引起的毛細現象。當液體潤濕毛細管管壁時，則液體沿內管上升，其上升高度可按下式計算式中：為液體表面張力；ρ為液體密度；g為重力加速度；θ為接觸角；r為毛細管內徑。注意：當液體不潤濕毛細管時，即θ>90°時，cosθ<0，凸液面，則液體沿內管降低。3．開爾文公式式中：為液滴的曲率半徑為r時的飽和蒸氣壓；p為平液面的飽和蒸氣壓；ρ，M，γ分別為液體的密度、摩爾質量和表面張力。上式只用于計算在溫度一定下，凸液面(如微小液滴)的飽和蒸氣壓隨球形半徑的變化。當計算毛細管凹液面(如過熱液體中亞穩(wěn)蒸氣泡)的飽和蒸氣壓隨曲率半徑變化時，則上式的等式左邊項要改寫為。無論凸液面還是凹液面，計算時曲率半徑均取正數。4．朗繆爾吸附等溫式朗繆爾基于四項假設基礎上導出了一個吸附等溫式，即朗繆爾吸附等溫式。四項假設為：固體表面是均勻的；吸附為單分子層吸附；吸附在固體表面上的分子之間無相互作用力；吸附平衡是動態(tài)的。所導得的吸附等溫式為式中：θ稱覆蓋率，表示固體表面被吸附質覆蓋的分數；b為吸附平衡常數，又稱吸附系數，b值越大則表示吸附能力越強；p為吸附平衡時的氣相壓力。實際計算時，朗繆爾吸附等溫式還可寫成式中：表示吸附達飽和時的吸附量；則表示覆蓋率為θ時之平衡吸附量。注意，朗繆爾吸附等溫式只適用于單分子層吸附。5．吸附熱的計算吸附為一自動進行的過程，即。而且，氣體吸附在固體表面上的過程是氣體分子從三維空間吸附到二維表面上的過程，為熵減小的過程。根據可知，吸附過程的為負值，即吸附為放熱的過程，吸附熱可由下式計算：式中：p1與p2分別為在T1與T2下吸附達同一平衡吸附量時之平衡壓力。6．潤濕與楊氏方程(1)潤濕為固體(或液體)的表面上的一種流體(如氣體)被另一種流體(如液體)所替代的現象。為判斷潤濕程度而引進接觸角θ，如將液體滴在固體表面時，會形成一定形狀的液滴，在氣、液、固三相交界處，氣液表面張力與固液界面張力之間的、并將液體夾在其中的夾角，稱為接觸角，其角度大小取決于三種表(界)面張力的數值，它們之間的關系如下上式稱為楊氏方程。式中：，，分別表示在一定溫度下的固－氣、固－液及氣－液之間的表(界)面張力。楊氏方程只適用光滑的表面。(2)鋪展。鋪展是少量液體在固體表面上自動展開并形成一層薄膜的現象。用鋪展系數S作為衡量液體在固體表面能否鋪展的判據，其與液體滴落在固體表面前后的表(界)面張力關系有S≥0則液體能在固體表面上發(fā)生鋪展；若S<0則不能鋪展。Θ<90°潤濕，θ>90°不潤濕，Θ=0°完全潤濕，Θ=180°完全不潤濕。7．溶液的表面吸附及吉布斯吸附等溫式溶質在溶液表面層(又稱表面相)中的濃度與其在本體(又稱體相)中的濃度不同的現象稱溶液表面的吸附。若溶質在表面層中的濃度大于其在本體中的濃度時則稱為正吸附，反之，則稱為負吸附。所以，將單位表面層中所含溶質的物質的量與具有相同數量溶劑的本體溶液中所含溶質的物質的量之差值稱為表面吸附量，用符號Γ表示。吉布斯用熱力學方法導出能用于溶液表面吸附的吸附等溫式，故稱為吉布斯吸附等溫式，其式如下式中：為在溫度T，濃度c時γ隨c的變化率。此式適用于稀溶液中溶質在溶液表面層中吸附量Γ的計算。第十一章化學動