第6章 溶液化学.ppt

2) 质量摩尔浓度：以1000g溶剂中所溶解的溶质的物质的量表示的浓度。以符号m表示,单位为mol·kg-1。 3) 质量分数：溶质的质量对于溶液的质量的分数，常用w 表示，无单位。 4) 摩尔分数：溶质B的“物质的量”与溶液中溶质与溶剂总 “物质的量”之比，常用 x(B)或 xB ，无单位。 溶质的溶解是一个物理化学过程，溶解的结果，溶质和溶剂的某些性质发生了变化。但有几种性质是一般稀溶液所共有的。这类性质与浓度有关，或者说与溶液中的“粒子数”有关，而与溶质的本性无关。称其为“依数性” 。 这里要特别注意的是 “难挥发的”、“非电解质的”、“稀”溶液。 液体的蒸发和蒸气压： 液体分子也在不停的运动，当运动速率足够大时，分子就可以克服分子间的引力，逸出液面而气化。这种液体表面气化现象叫蒸发。 渗透现象： 　　从共轭酸碱对可以看出： 　①酸和碱可以是分子也可以是离子； 　②有的离子在某个共轭酸碱对中是 碱，但在另一个共轭酸碱对中却是酸， 如HSO4-等； 　③质子理论中没有盐的概念。 3.酸碱反应的实质 水的离子积随温度的升高而增大，但变化不大，在室温时取： 弱电解质是指弱酸和弱碱在水中的不完全电离。 弱电解质在水中的电离存在电离平衡： 由弱酸及其共轭碱、弱碱及其共轭酸组成； 组成缓冲溶液的弱酸及其共轭碱、弱碱及其共轭酸称为缓冲对。 例： HAc-NaAc NH3-NH4Cl H2CO3-NaHCO3 NaHCO3 -Na2CO3 6.3 沉淀-溶解平衡 6.4 配合物与配位平衡 例：Ni离子的鉴定 内外界之间的命名与一般化合物相同。 配酸： ×××酸 配碱：氢氧化××× 配盐：先阴离子后阳离子，简单酸根 加 “化”字，复杂酸根加 “酸”字。 内界命名： （1）通过上述例题计算的结果，对存在配位平衡的体系中，金属离子的浓度可以得出什么结论？ 6.5 氧化还原平衡 6-34: 写出下列原电池的电极反应和电池总反应 (-)Pt|I2(s)|I-(0.1mol/L)|| Fe3+(0.1mol/L),Fe2+(1.0mol/L)|Pt(+) 6-35: 把反应:5S2O82-+2Mn2++8H2O==2MnO4-+10SO42-+16H+ 组成原电池,写出其正确的原电池符号和正负极反应. 氧化型物质浓度减小, 电极电势值减小(即负值更负, 正值减小), 则氧化型氧化能力减小, 而还原型还原能力增强. 还原型物质浓度减小, 电极电势增大(即负值绝对值减小, 正值增加), 则氧化型氧化能力增强, 而还原型还原能力减弱. 本章小结： （1）溶液的蒸汽压下降 （2） 弱酸弱碱的解离平衡 4. 沉淀溶解平衡 2. 原电池 电池符号 正、负极判断 本章小结： 6.5.4.3 判断氧化还原反应进行的程度 根据标准自由能变化和热力学平衡常数的关系可推出： 体系的自由能在恒温恒压下减少的值等于体系作最大有用功的能力,在标态下有： 标态下反应的摩尔自由能变 反应电子得失总数 法拉第常数 96.487kJ/V·mol 标态下电池电动势 ??? 又： △rGθ = -RTlnKθ ?? ∴? RTlnKθ = nFEθ 式中:T=298.15K, R=8.314J/K·mol, F=96.487kJ/V·mol, lnK=2.303lgK. 代入后得： ? 2.303RT/F=2.303×8.314×10-3×298.15÷96.487=0.0592(V) 标准电极电势 标态下平衡常数 电子得失总数 标准电池电动势 6-40：在298K时,下列半反应的电极电势为:??? In3+ + 3e- == In???????????φθ=-0.346V??? Zn2+ + 2e- == Zn??????????φθ=-0.760V(1)判断反应:3Zn+2In3+==3Zn2++2In 能否进行?(2)求反应在298K时的平衡常数. 问题 6-41：平衡常数K值与方程式的书写方式有关,而EMFθ,Eθ又与方程式的书写方式无关,但Kθ值与Eθ又满足前面的关系式,这是否矛盾?为什么? 解:(1)反应的 EMFθ=Eθ(In3+/In)-Eθ(Zn2+/Zn)=0.414V＞0 即反应