§1－1 气体
一、 理想气体
气体的最基本特征：
具有可压缩性和扩散性。
特征
分子体积与气体体积相比可以忽略不计
分子之间没有相互吸引力
分子之间及分子与器壁之间发生的碰撞
不造成动能损失
pV = nRT R---- 摩尔气体常量
在STP下，p =101.325kPa, T=273.15K
n=1.0 mol时, Vm=22.414L=22.414×10-3m3
R=8.314 kPaLK-1mol-1
（一）理想气体状态方程式：
1. 计算p，V，T，n四个物理量之一。
2.气体摩尔质量的计算
M = Mr gmol-1
二、 理想气体状态方程式的应用
用于温度不太低，压力不太高的真实气体。
pV = nRT
气体密度的计算
组分气体：
理想气体混合物中每一种气体叫做组分气体。
分压：
组分气体B在相同温度下占有与混合气体相同体积时所产生的压力，叫做组分气体B的分压。
（2） 分压定律
分压定律：
混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和。
p = p1 + p2 + 
或 p =  pB
n =n1+ n2+
分压的求解：
x B  B的摩尔分数
§ 2-1 气体
2-1-1 理想气体
分子体积与气体体积相比可以忽略不计
分子之间没有相互吸引力
分子之间及分子与器壁之间发生的碰撞不造成动能损失
★ 理想气体是一种人为的气体模型,实际并不存在。建立这种模型是为了将问题简化，形成一个标准。尽管理想气体是一种人为的模型，但它具有十分明确的实际背景。
★ 研究结果表明，在高温、低压条件下，许多实际气体很接近于理想气体。
（1）理想气体的状态方程式
波义尔定律：当n和T一定时,气体的V与p成反比
V ∝1/p （1）
查理-盖吕萨克定律： n和p一定时，V与T成正比
V ∝T （2）
阿佛加德罗定律：p与T一定时，V和n成正比
V ∝n （3）
三个经验定律的表达式合并得
V ∝ nT/p (4)
（1）理想气体的状态方程式
实验测得（4）的比例系数是R，于是得到
pV=nRT (5)
这就是理想气体状态方程式

注意：R的取值，P、V、n、T单位之间关系
国际单位制中 P的单位是Pa, V的单位是m3,
T的单位是K, R的取值是 8.314 j·mol-1·K-1
（2）气体分压定律
分压的概念
分体积的概念
P总、P分、V总、V分、n总、n分 之间的关系
混合气体分压定律
一．分压力 分体积
nT = n1 + n2 + n3
VT = V1 + V2 + V3
分压力 分体积
P = nTRT/ VT= (n1+n2+n3) RT/ VT
= n1RT/ VT + n2RT/ VT + n3RT/ VT
P = P1 + P2 + P3 + ...
VT = nTRT/ P= (n1+n2+n3) RT/ P
=n1RT/ P + n2RT/ P + n3RT/ P
VT = V1 + V2 + V3 + ...
分压力 分体积
在相同温度下， 组分气体的分压力等于它占有与混合气体相同体积时的压力。用Pi表示
在相同温度条件下, 组分气体的分体积等于混合气体相同压力时所占的体积。用Vi表示
组份气体的分体积与混合气体的总体积之比称体积分数。用xi表示。即 Xi =Vi / VT
二、体积分数、摩尔分数、分压定律
组份气体物质的量与混合气体各组份物质的量的总和之比称摩尔分数。用Ni表示。即
Ni = ni / nT nT= nA+ nB+ ...
Vi= n1RT/P VT= nTRT/P → Xi =Vi / VT = ni / nT = Ni
类似上述推导可以得出 Pi / PT = ni / nT
组份气体的分压为 Pi = Ni PT = Xi PT
混合气体的总压力等于各组分气体分压之和，这个定律称为分压定律。 P = P1 + P2 + P3 + ...
（3）气体扩散定律
1831年，英国物理学家格拉罕姆（Graham）指出：同温同压下某种气态物质的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律
　　　　　 uA /uB=(ρB / ρA)1/2 　　　
　式中A、B两种气体的扩散速度和密度分别用uA 、uB， ρA、ρB，表示。
　因为同温同压下，气体的密度ρ与其相对分子质量Ｍr成正比，上式又可改写成
uA /uB= (Ｍr（Ａ） /Ｍr（Ｂ）)1/2
1-2 实际气体状态方程式
在恒温条件下，一定量理想气体的pV乘积是一个常数，而实际气体却不是这样。多数气体的pV乘积是随压强的升高先变小，出现一个最低点，然后再变大。
1873年荷兰科学家范德华（Van der walls）对理想气体状态方程进行校正：
（p+an2/v2）(v-nb) = nRT
a是同分子间引力有关的常数，b是同分子自身有关的常数，统称为范德华常数，均由实验来确定。
1-3 气体的液化 临界常数
气体变成液体的过程叫做液化或凝聚。
液化的条件是降温或同时加压。
降温可以减小液体的饱和蒸气压；加压可以减小气体分子间的距离，有利于增大分子间的作用力。
单纯采用降温的方法可以使气体液化；如果单纯采用加压的方法，气体则不能液化。
1-3 气体的液化 临界常数
加压下使气体液化所需的一定温度称为临界温度，用TC表示。
在临界温度时，使气体液化所需的最低压强，称为临界压强，用PC表示。
而在临界温度和临界压强下，1mol气态物质所占有的体积，称为临界体积，用VC表示。
Tc, Pc, Vc同称为临界常数。
1-3 气体的液化 临界常数
熔、沸点很低的物质如H2、N2、O2等这些非极性分子，由于分子间作用力很小，其临界温度都很低，难以液化。
强极性气体分子，如H2O、NH3等，因具有较大的分子间作用力而比较容易液化。
气态物质处在临界温度、临界压强和临界体积的状态下，称为临界状态。
临界状态是不稳定的状态。这种状态下，气体和液体之间的性质差别将消失，两者之间的界面将消失。
第二章 物质的状态
State of Matter
通常情况下，物质有三种不同的物理聚集状态
即：气态(gaseity)、液态(liquid)和固态(solid state)

特殊情况下：可以等离子态存在，又叫“物质第四态”。
一般指电离的气体，由离子，电子及未经电离的中性粒子所组成，正负电荷密度几乎相等，从整体上看呈电中性。
如火焰，电孤中的高温部分，太阳和其他恒星的表面气层等都是以等离子态存在。
分子本身不占有体积，分子之间没有吸引和排斥力，分子之间及分子与器壁之间发生的碰撞不造成功能损失。
实际上是不存在这种气体。
但在高温、低压下，许多实际气体很接近于理想气体。
在上述条件下，气体分子间距离大，本身体积可以忽略，分子间作用力也是微不足道。
§1 气 体
§1－1理想气体

什么是理想气体？
根据：波义尔定律，查理—盖·吕萨克定律
阿佛加德罗定律
使用理想气体状态方程式要注意单位问题。
可得：
一、理想气体的状态方程式
【例1】当温度为360K，压力为9.6×104Pa时,0.4L的丙酮蒸气重0.744g，求丙酮的相对分子质量。
答：丙酮的相对分子质量是58。
解：根据气态方程
R－摩尔气体常数
在SI国际单位制中，

R为8.314JK-1mol-1
或8.314Pam3K-1mol-1
或8.314KPadm3K-1mol-1
【例3】 P19 例2-4
用极限密度法求气体的摩尔质量，该法的优点是实际气体十分接近理想气体，因此，求得的摩尔质量与理论值很接近。
推导：(恒温下）
混和气体的总压等于组成混合气体的各气体的分压之和。
恒温时，某组分气体占据与混合气体相同体积时对容器产生的压力，叫该组分气体的分压力。分压及混合气体都满足理想气体状态方程式
（1）/（2）式得
二、气体分压定律
（4）式表明：某组份气体分压的大小与它在混合气体中的摩尔分数成正比。
引深：
即有：

解： 用排水法收集到的O2，都含有水蒸汽，即为混合气体，水的分压与该温度下水的饱和汽压相等，查表可得水的分压。
饱和蒸汽压概念：蒸发、凝聚速度相等，动态平衡；饱和蒸汽压产生的压强称为饱和蒸汽压；与液体的本质及温度有关
例2—6
扩散：一种气体可以自发地与另一种气体相混合，而且可以渗透，该现象称为扩散。
扩散的速度受分子本身质量的影响。可以想象，较重的气体扩散速度慢，反之亦反。英国化学家格雷姆，通过实验，得出了气体的扩散速度（和分子量之间的关系）与密度之间的关系。同温同压下某种气体（态）物质的扩散速度与其密度的平方根成反比。
∵ T. P相同时，PV=nRT
∴
三、气体扩散定律

解：设经过t秒后，在距NH3端的x cm处相遇而出现白烟
根据气体扩散定律
总结：求气体相对分子质量的方法很多：
（1）相对密度法 （2）蒸汽密度法
（3）极限密度法 （4）分压定律法
（5）气体扩散定律法
即
得
【例5】 P22 例2—8
一、问题的提出：
用实验说明实际气体偏离理想气体方程
即PV=nRT PV≠常数（T一定，n=1）见下图：
一般规律：
多数气体的PV乘积是随压力的升高先变小（引力为主），出现一个最低点，然后再变大（体积不可忽视）。
§1－2 实际气体状态方程式
二、解释：

P、V两个因素
实际气体，分子本身有体积，且分子之间有作用力，分子距离较远时，吸引力的存在导致P减小；随着P的增大，分子本身的体积不能忽略。与此同时，随着分子间距的缩小，斥力增大为主，因此对O2、CO2、CH4等气体PV在出一极小值后，迅速增大，H2、He分子间力很小，没有出现最低点。

三、问题的解决

针对以上两原因，分子本身有体积，分子间有作用力，人们已经提出了200多种非理想气体状态方程式。1873年Van der walls 提出的方程式应用最普遍。
Van 用两个修正因子a、b，揭示了理想与非理想气体的差异

1．体积的修正
若1mol某气体分子自身体积为b，实际气体（1mol）所占有的体积为：
V－b　　 nmol气体（V－nb）

2．压力的修正

若P内为由于分子间力引所造成的修正值
实际气体碰撞器璧时所表现的压强要比分
子间无引力的理想气体所产生的压强小
（∵碰撞器璧的分子受内层分子的吸引，
不能全力以赴地碰撞器壁）
则有（P+P内）
P内
（内、外层分子密度相等）

以上两式都叫范德华方程式
式中 a — 是同分子间引力有关的常数
b — 是同分子自身体积有关的常数
统称为范德华常数 见表2-2
范德华方程式比理想气体状态方程式应用范围（T.P）更广。计算结果接近实际情况，见P26， 表2-3。
对1mol实际气体，则有
将体积、压力两部分修正值代入理想气体方程式，
即得到实际气体方程式：
液化的条件：降温，加压
单纯降温可使气体液化，但单纯加压却不行。
降温、加压双管齐下，效果较好。
必须把温度降到一定数值，然后加足够的压力可使气体液化。
[练习] 理论上认为实现气体变成液体可采用（ ）
A单纯降温 B单纯压缩 C单纯加压 D三者都不行
理想气体能否液化？
§1－3气体的液化
临界温度: 这个在加压下使气体液化，所需的一定温度称为临界温度。用符合Tc表示。
临界压强: 在临界的温度时，使气体液化所需的最低压强称为临界压强。用符合Pc表示。
临界体积: 在Tc、Pc下，1mol气态物质所占有的体积称为临界体积，用符号Vc表示。
气体液化的难易程度，可根据分子间力来衡量。

临界状态: 气态物质处在临界温度，临界压强和临界体积状态下，即为临界状态。临界状态下不稳定，在这种状态下气体和液体之间的性质差别将消失，两者之间的界面将消失。

超临界流体: 是一种温度和压力处于临界点以上的无气液界面区别而兼具液体性质和气体性质的物质相态。
第一章 物质的聚集状态

1.1 气体
1.2 液体和溶液
1.3 固体（自学）
第一章 物质的聚集状态
物质由微观粒子组成，自然界中物质的聚集状态一般分为以下六种：
1.气态 2.液态 3.固态
5.超固态
4.等离子态
6.中子态
1.1 气体
气体的基本特性是它的扩散性和压缩性。通常说的气体的体积一般是指其所在容积的体积。
在高中，我们学过，气体的体积与什么量有关？
气体的状态方程：反映n、p、V、T这四者关系的式子。
压力，温度，物质的量
1.1.1理想气体的状态方程
（1）什么是理想气体？
理想气体：分子本身体积可以忽略，分子间没有引力的气体。
a 低压、高温（或常压，室温）下的气体可近似地看作是理想气体。
b 在压力趋于零时，所有的实际气体都可视作理想气体。
（2） 理想气体的状态方程
气体摩尔常数R
例1.1:氩气可由液态空气蒸馏制得。若得到氩的质量为0.7990g，温度为289K，其压力为111.46KPa，体积为0.4314dm2.计算氩气的摩尔质量，并计算1mol的氩气在273K,100kPa下的密度。
1.1.2分压定律和分体积定律
1．道尔顿分压定律
设在一体积为V的容器中，充有温度为T的k种互不反应的理想气体，气体的总压力为p。
混合气体总的物质的量为：
因为各组分均是理想气体，所以总压p：
道尔顿分压定律：在温度与体积一定时，混合气体的总压p等于各组分气体的分压pB之和。
则
道尔顿分压定律
道尔顿分压定律
混合气体中气体B的分压
气体的分压:在同一温度下，单一气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
定义B物质的摩尔分数：
分压定义：
显然：
组分气体B的分压与总压之比：
道尔顿分压定律
(1.2)
(1.1)
道尔顿分压定律数学表达式：
道尔顿分压定律
2. 阿马格分体积定律
设有k种理想气体混合，总体积为V，总压力为p：
组分B的分体积是指该气体在与混合气体温度、压力相同时单独存在所占有的体积。
分体积
阿马格分体积定律：在温度与压力一定时，混合气体的总体积V等于各组分气体的分体积VB之和。
体积分数：
分体积定律
因为
分体积定律
体积分数jB等于摩尔分数xB
2. 阿马格分体积定律
阿玛格分体积定律数学表达式：
阿玛格分体积定律
例1.2：把1体积氮气和3体积氢气混合后通入合成塔，由塔内排出的混合气体中含氨的体积分数为12%，那么混合气体中含氮的体积分数为＿？含氢的体积分数为＿？
理想气体：
分子本身体积可以忽略，分子间没有引力的气体。
实际气体：
分子间存在作用力，分子本身有体积。
P实测﹤P理想状态
V实测﹥V理想状态
1.1.3 实际气体状态方程
十九世纪末，范德华（Vander Waals）
提出在理想气体状态方程中引入两个修正项：
1、体积修正项b
2、压力修正项a
来考虑实际气体的行为，提出了修正的气
态方程。
1.1.3 实际气体状态方程
1、压力修正项b
在一定体系中，Vm理解为每个分子可以自由活动的空间的容器体积，当压力较高时，气体的密度增加，分子间距缩短，这时分子的自身体积就不能忽略了。每个分子间可以活动的空间就不是Vm，而是Vm减去一个反映气体分子自身所占体积的修正项b（单位dm3/mol），于是，理想气体的状态方程就应修正为
p（Vm-b）=RT
1.1.3 实际气体状态方程
2、体积修正项a
修正后的的体积（Vm-b）代入理想气体状态方程pVm=RT，则p=RT/（Vm-b）考虑压力修正项后，由于分子间存在作用力，减少了气体分子施于器壁的压力，即实际压力减小，所以实际压力应从上述压力中减去一个内压力（或叫做内聚力，分子之间的相互吸引力可看作气体的内聚力）p=a/Vm2， 即：
1.1.3 实际气体状态方程
1.1.3 实际气体状态方程
移向得：
对于nmol气体：
（1）
（2）
例题1.5：
CO2为气体在40℃时的摩尔体积为0.381dm3·mol-1，设CO2为范德华气体。试求其压力，并与实际压力值5066.3KPa比较
1.1.3 实际气体状态方程