Химический потенциал компонента идеальных растворов. Химический потенциал компонента газовой фазы Химический потенциал идеального газа зависит от

Энергетические превращения, происходящие в системах при совершении процессов в различных условиях, описываются с использованием соответствующих термодинамических функций U , H , G , A . Необходимо отметить, что эти функции вводились для идеального процесса, в котором количество каждого вещества считалось неизменным и равным одному молю. Однако их величины должны зависеть от количества данного вещества в системе, которое может изменяться в ходе процесса. Например, в замкнутой системе при протекании химической реакции уменьшается количество исходных веществ и увеличивается количество продуктов при сохранении общей массы вещества (меняется качественный и количественный состав системы). Для учета влияния этого обстоятельства на величины термодинамических функций было введено понятие химического потенциала.

Приращение внутренней энергии системы при увеличении количества данного вещества в условиях постоянства энтропии системы и ее объема, при постоянстве количеств остальных веществ, получило название химический потенциал i-го вещества :

Можно показать, что величина химического потенциала i -го вещества определяется изменением термодинамической функции при изменении количества данного вещества на один моль в процессах, протекающих при постоянстве соответствующих параметров и неизменном количестве остальных веществ:

.

В изобарно-изотермических процессах изменение энергии Гиббса при изменении количества i -го вещества будет определяться выражением dG =m i ×dn i . При протекании химической реакции изменяются количества всех веществ, участвующих в реакции, поэтому dG =Sm i ×dn i .

Условием равновесия химической реакции, происходящей в изобарно-изотермических условиях, D r G =0, следовательно, Sm i ×dn i = 0. Для реакции n а A + n b B = n с C + n d D условием равновесия будет Sm i × n i = 0,

(m c × n C + m d × n D )–(m a × n A + m b × n B )=0.

Очевидно, что химический потенциал i -го вещества будет зависеть от его количества в единице объема – от концентрации вещества. Эту зависимость можно получить, рассмотрев изменение энергии Гиббса при изобарно-изотермическом смешивании двух идеальных газов.

Пусть два идеальных газа, находящихся в стандартных условиях, разделены перегородкой и занимают объемы V 1 и V 2 соответственно (рис.1.5). Количество первого газа равно одному молю (n 1 =1), а второго n 2 . Если убрать перегородку, происходит смешивание газов в результате взаимной диффузии. Каждый газ займет весь объем системы, и объем каждого составит V 1 + V 2 . При этом концентрация каждого газа (количество вещества в единице объема) уменьшится. Каждый газ совершит работу расширения при постоянном давлении и температуре. Очевидно, что в результате этого процесса энергия Гиббса системы уменьшится на величину совершенной работы расширения.

Рис. 1.5. Смешивание двух идеальных газов в изобарно-изотермических условиях

в результате взаимной диффузии

Изменение энергии Гиббса в результате уменьшения концентрации первого газа будет равно его работе расширения. Работа расширения первого газа определяется следующим образом:

dA = p 0 ×dV ,учитывая, что p ×V =n×R ×T и n 1 =1,

® A =–R ×T ×ln .

Поскольку равные объемы идеальных газов содержат одинаковое число молей вещества,

,

где X 1 – мольная доля 1-го газа; p 1 – парциальное давление 1-го газа; р 0 = 1,013×10 5 Па – стандартное давление; С 1 – молярная концентрация 1-го газа; С 0 =1 моль/л стандартная концентрация.

Таким образом, энергия Гиббса 1-го газа изменится на величину DG 1 =R ×T ×lnX 1 . Поскольку n 1 =1 моль, то, очевидно, D f G i T =D f G 0 i T + R ×T ×lnX i .

Таким образом, химический потенциал вещества зависит от его концентрации в смеси:

m i =m i 0 + R ×T ×lnX i , m i =m i 0 + R ×T ×ln , m i =m i 0 + R ×T ×ln .

Необходимо отметить, что данные концентрационные зависимости химического потенциала характеризуют идеальные газы и растворы . Межмолекулярные взаимодействия в реальных газах и растворах приводят к отклонению расчетных химических потенциалов от величин, полученных для идеальных систем. Для учета этого вводятся понятия фугитивности иактивности.

Фугитивность f (летучесть) – термодинамическая величина, служащая для описания свойств реальных газовых смесей. Она позволяет применять уравнения, выражающие зависимость химического потенциала идеального газа от температуры, давления и состава системы. При этом парциальное давление компонента газовой смеси p i заменяется на его фугитивность f i . Межмолекулярное взаимодействие приводит к уменьшению значения эффективного парциального давления компонента газовой смеси. Для учета этого величина парциального давления умножается на коэффициент фугитивности (g i <1).Очевидно, что при p i ®0 g i ®1 и f i ® p i .

В отличие от идеальных, в реальных растворах имеются межмолекулярные взаимодействия и взаимодействия между ионами, образующимися в результате электролитической диссоциации. Это приводит к тому, что эффективная концентрация молекул и ионов в реальных растворах уменьшается. Поэтому при вычислении химического потенциала используют вместо концентрации С величину активности а . Активность и молярная концентрация i -го компонента связаны соотношением а i =g i ×С i , где g i – молярный коэффициент активности (g i <1). Очевидно, что при С i ®0 g i ®1 и а i ® С i .

Если процесс проводится при постоянной температуре, то из уравнения

Учитывая, что для одного моля вещества
из(3.8) получаем соотношение, справедливое для вещества в любом агрегатном состоянии

Для одного моля идеального газа

Обозначим

				стандартный химический потенциал при P ° = 0,1013 Мпа (зависит от температуры); относительное давление (безразмерная величина).

Если давление выражено в атмосферах, то P ° = 1 атм и относительное давление равно фактическому давлению газа, выраженному в единицах атмосферы.

Общее давление в смеси газов складывается из парциальных давлений отдельных газов, т. е. общий объём газовой смеси при давлении P равен сумме объёмов отдельных газов, взятых при том же давлении. (Под парциальным давлением понимается давление газа, входящего в состав смеси, которое создавал бы этот газ, если бы он один при этой же температуре занимал объём, равный объёму газовой смеси.) Поскольку силы, действующие между молекулами идеального газа, предполагаются отсутствующими, то каждый газ в такой смеси ведёт себя совершенно так же, как если бы он находился при этих же условиях один. Поэтому уравнение Менделеева – Клапейрона является справедливым как для отдельного идеального газа, так и для смеси идеальных газов и в соответствующих уравнениях вместо общего давления можно подставлять парциальные давления. Таким образом, в смеси идеальных газов зависимость химического потенциала i -го компонента μ i от парциального давления P i этого компонента в смеси выражается уравнением:

В случае реальных газов пользоваться уравнением Менделеева – Клапейрона нельзя и химический потенциал реального газа приходится вычислять другими способами.

Первый способ состоит в том, что для решения уравнения (3.9) объём газа выражают через давление, используя одно из уравнений реального газа.

Например, уравнение Битти – Бриджмена (для одного моля) (Это уравнение известно также как вириальная форма уравнения состояния):

Уравнение Ван-дер-Ваальса, имеющее для одного моля газа вид

В смеси реальных газов коэффициенты в этих уравнениях могут зависеть от состава, поэтому получаются ещё более громоздкие и малоудобные для использования уравнения.

Другой способ вычисления химического потенциала реального газа предложил Льюис. При этом используются те же выражения, что и для вычисления химического потенциала чистого идеального газа, но вместо давления в них подставляют переменную – фугитивность f (fugacity – летучесть).

Таким образом, фугитивностью называется величина, которую нужно подставить в выражение для химического потенциала идеального газа, чтобы получить значение химического потенциала для реального газа. Тогда получаем для реального газа

Если давление и фугитивность выражены в атмосферах, то при этом величина относительной фугитивности равна её абсолютному значению.

Для смеси реальных газов вместо парциального давления вводится понятие парциальной фугитивности f i i -го компонента смеси. При этом получаем

При этом за стандартное состояние выбирается гипотетическая газовая смесь, обладающая свойствами идеальной газовой смеси, с парциальным давлением данного газа 0,1013 МПа .

Отношение фугитивности к давлению реального газа называется коэффициентом фугитивности

Фугитивность имеет такую же размерность, как и давление. Коэффициент фугитивности является безразмерной величиной.

Следует отметить, что к использованию фугитивности вместо парциального давления приходится прибегать на практике только при высоких давлениях когда становятся значительными отклонения от уравнения состояния идеальных газов (обычно это давления 5 – 10 МПа т. е. 50 – 100 атм). При низких давлениях (0,5 – 1 МПа) парциальная фугитивность практически равна парциальному давлению.

Фугитивность (
) чистого газа, а следовательно, и коэффициент фугитивности могут быть определены графическими и аналитическими методами на основе экспериментальных данных.

Так как для идеальной газовой смеси

то уравнение (3.13) можно легко привести к виду

где
. Если есть функция только температуры, то будет функцией температуры и давления.

Сходные выражения химического потенциала вещества получаются и для идеальных растворов. Более того, в выражении химического потенциала можно использовать не только парциальные давления и мольные доли компонентов, но также моляльные (т ) и молярные концентрации (с ).

В случае реальных растворов в выражении химического потенциала вместо концентрации используют так называемую активность a i .

Таким образом, активность вещества это величина подстановка, которой вместо концентрации в термодинамические уравнения идеального раствора делает их справедливыми для реального раствора. Очевидно, понятия активности и летучести близки и позволяют легко переходить от идеальных систем к реальным.

Стандартное состояние () может быть выбрано по-разному в зависимости от типа раствора. За стандартное состояние часто принимают состояние чистого компонента (N i = 1 )(используется для растворов двух неограниченно растворимых жидкостей или в случае растворов газа и твёрдых веществ, для растворителя, обычно присутствующего в большей концентрации), либо гипотетическое (воображаемое) состояние, в котором раствор имеет единичную концентрацию, но является идеальным и сохраняет свойства предельно разбавленного раствора (используется для растворённого вещества (когда нельзя изменять мольные доли обоих компонентов вплоть до единицы, например, если растворённым веществом является газ или твердое вещество)).

Коэффициентом активности называется отношение активности компонента в растворе к его концентрации. Следовательно

Химический потенциал называется частные производные термодинамического потенциала по числу молей компонента при постоянстве естественных переменных и состава си-мы.

Химический потенциал идеального и реального газа.

PV=nRT => V=

G=nRT R Ϭ , R Ϭ -постоянная интегральная

G=RTLnP+ R Ϭ (1)

G 0 =RTLnP 0 + R Ϭ (2)

Отнимем 1ур от 2го

G-G 0 =RT(LnP-LnP 0) => G-G 0 =RTLn

P 0 =1атм => G-G 0 =RTLnP => G=G 0 +RTLnP

G=ϻ i => ϻ i = ϻ i 0 +RTLnP

Это ур для определения химического потенциала смеси идеального газа.

Льюис предложил для реальных газов использовать фугитивность(летучесть), т.к до сих пор рассматривались лишь такие си-мы газообразные части которых идеальны, т.е подчиняются уравнению PV=nRT для неидеальных систем все выше рассмотренные термодинамические соотношения не верны.

Предложенное Льюисом, остается в силе и для неидеальных систем, если заменить в них фактически парциальные давления эффективными давлениями(летучесть).

ϻ i = ϻ i 0 +RTLnf, f-летучесть

Летучесть совпадает с давлением если последнее настолько мало, что газ становиться идеальным.

14.Термодинамический закон действующих масс. Вывод выражения для стандартной термодинамической константы. Факторы влияющие на константу.

Основной количественный закон хим равновесия это закон действующих масс (ЗДМ) применяется для гомогенных равновесных систем. Рассмотрим в общем виде гомогенную хим реакцию.

aA+bBómM+nN (1)

Изменение энергии Гиббса для данной хим реакции

∆G=m(G M)+n(G N)-a(G A)-b(G B) (2)

Изменение для общего i-го изменения

dG (i) =VdP (i) -S i dT (3)

PV=RT => V=RT/P

dG i =RT =RTlnP i (5)

проинтегрируем ур (5)в пределах стандартного состояния газа на начала реакции

(G 0 (i) ,P 0 i) (G (i) ,P 0(i))

(i) = lnP (i) (6)

G (i) -G 0 i =RTln (7)

Давление газа в стандартном состоянии равна 1атм.

G (i) =G 0 i +RTlnP 0(i) (8)

P 0(i) - парциальное давление i-го участника реакции на начало реакции. С учетом ур(8), ур (2) будет выглядеть

∆G=m(G 0 M)+m RTlnP 0(M) +n(G 0 N)+ nRTlnP 0(N) -a(G 0 A)-a RTlnP 0(A) -b(G 0 B) - bRTlnP 0(B) (9)

∆G=m(G 0 M)+n(G 0 N)-a(G 0 A)-b(G 0 B) +RTln (10)

∆G=∆G 0 +RTln (11)

Если в хим реакции имеет место состояния равновесия тогда ∆G будет равно 0, но парциальные давления будут иметь равновесные значения

∆G 0 =-RTln (12) К р (13)(константа равновесия)

Т.о константа равновесия любой гомогенной хим реакции протекающей в газовой фазе равна произведению равновесных парциальных давлений продуктов реакций деленному на произведение равновесных парциальных давлений исходных веществ в степенях соответствующих стехиометрическим коэф-м участников реакций.

С учетом ур (13) ур (12) можно записать ∆G 0 =-RTlnК р (14)

С учетом ур (14) ур (11) примет вид ∆G=-RTln (15)

Ур (11), (15) называются ур изотермы Вант-Гоффа, еще записывается для идеального газа через парциальные давления

∆G=-RTlnК р +RTlnП р"

Вывод: Величина константы равновесия зависит только от температуры и природы участников реакции. От ∆G,зависит от исходных концнтраций (активностей) или давлений(летучистей).

Для идеального газа химический потенциал запишем в мольных еди­ницах

H = h-Ts. (12.18)

Возьмем начальную точку р0, Т0, в которой энтропия имеет значе­ние s(To). Стандартное значение химического потенциала в этой точке рав­но /і°(рсь То).

Для идеального газа энтропию при других значениях р и Т можно рассчитать по формуле

З(Т) = 5(То) +

Где Ср - среднее значение изобарной теплоемкости, кДж/(моль-К); R - универсальная газовая постоянная, кДж/(моль-К).

Подставляем (12.19) в (12.18):

P = h-Ts(T0)--cpTn^)+RTn^) =/ЛГ) + ДГ1п(^), (12.20) где обозначено

Р°(Т) = ft - Тя(Т0) - cpT ln(J). (12.21)

Для идеального газа энтальпия является функцией только температуры, поэтому величина р?(Т) зависит только от температуры. Преобразуем (12.20):

/і = р°(Т) - RT lnpo + RTlnp = д*(ро, Т) + ДПпр. (12.22)

В стандартную величину р*(ро, Т) включено слагаемое, учитывающее начальное значение давления ро-

Рассмотрим смесь идеальных газов. Число компонент г = 1 - N, общее число молей п = ]Г пг» мольная доля г-го газа Х{ = щ/п. Введем обозна­чения: ро - давление смеси газов; pi - парциальное давление г-го газа; N

Ро = Y^Pi - Для идеальных газов парциальное давление можно выразить і

Через их мольные доли

Pi - %iPo> (12.23)

В смеси идеальных газов каждый из них остается идеальным и для него справедливо выражение (12.20)

/іі=/і?(Г) + ДГ1П(^)1 (12.24)

Где в качестве начального давления ро принято давление, соответствующее давлению смеси ро-

Парциальное давление выразим через мольную долю газа

Pi = p°i{T) - f RTn(x?). (12.25)

Стандартное значение химического потенциала равно химиче­

Скому потенциалу чистого идеального газа (хі = 1; р1 - р0).

Выразим (рис. 12.9), зависи­мость (12.25) графически в коорди­натах pi - f(n(xi)). При Хі - 1 1па? г = 0и рі = р°і{Т).

При снижении мольной доли г-ro газа величина lnx* уменьша­ется, пропорционально снижается и значение химического потенциа­ла fii. Угол наклона прямой pi соот­ветствует величине RT, т. е. зависит от температуры.

Таким образом, определив стан­дартное значение химического по­тенциала чистого идеального га­за Рі(Т) по таблицам теплофизиче - ских свойств и проводя прямую линию под углом RT, получим изменение химического потенциала данного газа рі в необходимом диапазоне изме­нения парциального давления газа в смеси газов в диапазоне изменения мольной доли Хі.

12.2.5. Химические потенциалы веществ в водных растворах

Водные растворы веществ можно условно разделить на две группы: идеальные растворы и реальные (неидеальные) растворы.

Для идеальных растворов зависимость химического потенциала от мольной доли вещества аналогична зависимости для идеального газа:

Pi = p°i(p, T) + RT ln(a?0. (12.26)

Различие заключается в том, что стандартное значение химического потенциала /і? зависит не только от температуры, но и от давления. Это обусловлено тем, что энтальпия воды зависит от давления и температуры, а для идеального газа - только от температуры.

Графически химический потенциал идеального раствора представлен на рис. 12.10.

Для реальных растворов зависимость химического потенциала от In Хі становится нелинейной (рис. 12.11).

В этом случае химический пртенциал растворенного вещества выра­жается через активность его сц

//г = /і?(р, Т) + RTln(c4). (12.27)

"5 установки

Активность вещества а^ и его мольная доля связаны коэффициентом активности jf.

Q>i:=: "У%Х%

Для сильно разбавленных растворов Хі и « 1, а^ w

Физический смысл понятия активности растворенного вещества можно проследить по рис. 12.11. Допустим, что мольная доля вещества хі.

Этой величине отвечает значение химического потенциала в точ­ке а(ра) на кривой для реального раствора. Если бы раствор был иде­альным, то этой величине р, а соответствовала бы точка б с мольной долей х"а = (ц. Следовательно, активность растворенного вещества о, і в реальном растворе равна той мольной доле этого вещества, которая должна была бы быть в идеальном растворе х -1Д, чтобы получить тоже значение химического потенциала.

Одной из альтернатив газовым отопительным агрегатам являются твердотопливные котлы. Их популярность среди владельцев частных домов, не имеющих подключения к магистральным сетям, растет с каждым днем.

Сервисное обслуживание котельных наравне с правильной эксплуатацией считается невероятно важным фактором. Наша компания предлагает высококачественные услуги в данном направлении. Полный комплекс услуг позволит привести котельную в полный порядок, обеспечить ее …

Каждый человек мечтает о комфортном жилье, одним из элементов которого является тепло. Если ваш дом отапливается централизовано, то вопрос становится проще. Но не все жилые здания имеют данные блага цивилизации. …

Выразим энергию Гиббса в функции от Т и р. Подставим в урав­нение G = H -TS вместо величин H и S их значения, выраженные через Т и р. Из уравнения (16) находим

Определим dS из уравнения (88):

dS = 1fT (dU + pdV) (140)

Здесь dU = μc V dT , a pdV найдем из характеристического уравне­ния, предварительно продифференцировав его:

pdV μ + V μ dp=R dT ,

pdV μ = RdT – V μ = RdT – V μ dp = RdT – RTfp dp.

Подставляя полученные выражения в уравнение (140), имеем

После интегрирования

где 5°-энтропия вещества в состоянии, принимаемом за стан­дартное. Окончательно получим

Для отдельного компонента газовой смеси

G i 0 = G i (T) + RTlnp (142)

а так как (135) G i 0 = μ i , то химический потенциал i-го компонента смеси идеальных газов можно представить в виде

μ i = μ i (T) + RTlnp i , (143)

где p i - парциональное давление i-гo газа; μ i (T) - часть хими­ческого потенциала, зависящая от температуры (и от природы газа).

Можно химический потенциал выразить также через концен­трацию i-гo компонента; для этого нужно заменить р i на его зна­чение, выраженное через концентрацию. Из характеристического

уравнения p i V = n i RT находим p i = n i fV i RT = C i RT ,

где C i = n i fV i - киломольно-объемная концентрация; n i V i - соответственно число киломолей и объем компонента смеси. Тогда

μ i = μ i (Т) + RT In С + RT In (RT)

или, включив величину RT In (RT), представляющую собой функ­цию от температуры, в состав величины μ i (T) и обозначив μ i (Т) + RT In (RT) через (T), получим

(144)

Если в уравнение (143) подставить значение парциального давления, выраженное через объемную долю p i =r i р, то уравнение будет иметь вид

μ i = μ i * (T) + RT In r i + RT In p . (145)

Объединив в уравнении (145) члены, зависящие от температуры и давления, и обозначив сумму через μr i (T, р) , получим зависи­мость химического потенциала i-го газа, выраженную через объемные доли в виде

μ i = μ r (Т,р) + RTlnr i . (146)

Аналогично, заменив p i на n i pfn (так как V i fV = n i fn ), имеем

Объединив в этом выражении члены, зависящие от температуры и от объема

μ i (Т) + RT ln RTfV= (T, F), получаем

μ i = (T,V) + RT ln n i . (147)

ФУГИТИВНОСТЬ И АКТИВНОСТЬ

Приведенные уравнения, как было обусловлено выше, спра­ведливы для идеальных газов. Для реальных же газов они не при­годны.

Однако, по предложению Льюиса (1901 г.) распространился метод использования этих уравнений для реальных газов при вве­дении в них термодинамических величин: фугитивности (или лету­чести) f и активности а , первая из которых характеризует давле­ние, а вторая - концентрацию. Под фугитивностью (или лету­честью) подразумевают термодинамическую величину данного газа, взятого отдельно, или в составе газовой смеси, являющуюся функцией температуры, давления и состава газовой смеси и обла­дающую тем свойством, что отношение значений ее для различных состояний этого газа при Т = const связано с соответствующими значениями его химического потенциала соотношением

(148)

а абсолютное ее значение определяется равенством

где р -общее давление; p i -парциальное давление газа i, определяемое через киломольную его долю:

p i = r i р .

Размерность фугитивности совпадает с размерностью давления. Фугитивность идеального газа равна его давлению (f = p ).

Таким образом, для реальных газов и их смесей будут спра­ведливы термодинамические соотношения идеального газа для изотермических процессов при замене в них давлений соответствую­щими значениями фугитивности.

Например, химический потенциал i-гo компонента смеси ре­альных газов можно представить в виде

μ i = μ i (T) + RT ln f i

или максимальную полезную работу расширения реального газа в виде

(149)

Следовательно,

ΔG = G i – G i 0 = (150)

Применение фугитивностей оказалось удобным в связи с тем, что были найдены способы определения их через параметры, ко­торые сравнительно легко измерить. Например, для случая, когда можно считать, что реальный газ отличается от идеального незначительно, фугитивность может быть определена по соотно­шению

f/p = p/p ид

где р -давление газа; р ид -давление газа, принятого за иде­альный, р ид = RT/V μ при заданных Т и V μ .

Отношение фугитивности к давлению идеального газа назы­вается коэффициентом фугитивности γ, показывающим степень отличия газа от идеального:

γ = f/p ид.

При исследовании термодинамических свойств реальных га­зов с помощью фугитивностей принято пользоваться их значе­ниями для газов в стандартном состоянии. Стандартным состоя­нием принято считать такое состояние идеального газа, фугитив­ность которого при данной температуре равна единице, а энталь­пия равна энтальпии реального газа при той же температуре и давлении, равном нулю. Изменение энергии Гиббса можно пред­ставить в виде

ΔG = G – G 0 = =RT ln f , (151)

так как для стандартного состояния f 0 = 1.

Другой термодинамической величиной, которую принято под­ставлять в уравнения, связывающие свойства реального газа яв­ляется активность. Различают абсолютную и относительную тер­модинамические активности (последнюю принято называть просто активностью).

Абсолютная активность является безразмерной величиной, определяемой для вещества i в данной фазе (растворе) равенством

In λ i = μ i /RT , (152)

где μ i - химический потенциал i-гo вещества при данной темпера­туре.

Относительная термодинамическая активность является без­размерной величиной, определяемой для i-гo вещества в данной фазе равенством

a i = λ i /λ i 0 (153)

In a i = (μ i - μ i 0)/RT . (154)

Относительная активность также зависит от концентрации каж­дого из веществ, содержащихся в фазе, от температуры и давле­ния. Для стандартного состояния а i 0 = 1 . При подстановке зна­чений активности вместо значений концентрации в уравнения, выражающие связь различных термодинамических свойств идеаль­ного газа с его концентрацией, возможно применение этих уравне­ний к реальному газу.

Из уравнения (148) активность можно выразить через фугитивности:

a i = f i /f i 0 . (155)

Так как для газов f i 0 = 1 , то, следовательно,

a i = f i .

Подставляя в уравнение (144) значение активность вместо значе­ния концентрации, получим соотношение для химического потен­циала в виде

μ i = μ i a i (T) + RT ln a i (156)

или, подставляя значение активности вместо значения фугитивности в уравнение (150), получим уравнение энергии Гиббса

G i – G i 0 = RT ln a i . (157)

Отношение величины активности компонента к величине, характе­ризующей концентрацию компонента в данной газовой смеси, называют коэффициентом активности

φ i = a i /r i , (158)

где r i - объемная или мольная доля.

Похожая информация.