1、第八章 電解質溶液及電化學系統主要內容1 電解質溶液及電化學系統研究的內容和方法2 電解質溶液的熱力學性質3 電解質溶液的導電性質4 電化學系統的熱力學重點1重點掌握了解電解質溶液的導電機理，理解離子遷移數、表征電解質溶液導電能力的的物理量（電導率、摩爾電導率）、電解質活度和離子平均活度系數的概念；2重點掌握離子氛的概念和德拜休克爾極限定律；3重點掌握理解原電池電動勢與熱力學函數的關系；掌握能斯特方程及其計算；難點1電解質溶液的導電機理，理解離子遷移數、表征電解質溶液導電能力的的物理量（電導率、摩爾電導率）、電解質活度和離子平均活度系數的概念；2離子氛的概念和德拜休克爾極限定律；3原電池電動勢

2、與熱力學函數的關系；能斯特方程及其計算教學方式 1. 采用CAI課件與黑板講授相結合的教學方式。 2. 合理運用問題教學或項目教學的教學方法。 教學過程第8.1節 電解質溶液及電化學系統研究的內容和方法一、電解質溶液及電化學系統研究的內容1、電解質溶液電解質溶液的熱力學性質電解質由于存在電離，正負離子之間的靜電作用力使其偏離理想稀薄溶液所遵從的熱力學規律，所以引入了離子平均活度和離子平均活度因子等概念。思考：理想稀薄溶液所遵從的熱力學規律是什么？電解質溶液的導電性質高中階段就學過電解質溶液的導電性質，為了表征電解質溶液的導電能力，則引入了電導、電導率、摩爾電導率等概念。2、電化學系統在兩相或數

3、相間存在電勢差的系統稱為電化學系統。電化學系統的熱力學性質電化學系統的熱力學主要研究電化學系統中沒有電流通過時系統的性質，即有關電化學平衡的規律。電化學系統的動力學電化學系統的動力學主要研究電化學系統中有電流通過時系統的性質，即有關電化學反應速率的規律。二、電化學研究的對象第8.2節 電解質溶液的熱力學性質一、電解質的類型1、電解質的分類電解質的定義：解離：電解質在溶劑中解離成正、負離子的現象。強電解質：弱電解質：強弱電解質的分類除與電解質本身性質有關外，還取決于溶劑的性質。如CH3COOH在水中屬弱電解質，而在液NH3中全部解離，是強電解質。真正電解質：以離子鍵結合的電解質屬于真正電解質。潛

4、在電解質：以共價鍵結合的電解質屬于潛在電解質。2、電解質的價型（看書講解）設電解質S在溶液中解離成和二、離子的平均活度因子1、電解質和離子的化學勢前面我們講過化學勢的定義，即：化學勢就是偏摩爾Gibbs自由能。電解質溶液中的溶質B和溶劑A的化學也可定義為： 同樣，電解質溶液中的正、負離子的化學勢： 正、負離子的化學勢只是形式上的定義，而無實驗意義，因為不可能只改變某一種離子的物質的量。所以與聯系起來。2、電解質和離子的活度及活度因子電解質由于存在電離，正、負離子之間的靜電作用力使其偏離理想稀薄溶液所遵從的熱力學規律，所以引入了離子平均活度和離子平均活度因子等概念。理想稀薄溶液中溶質的化學勢：電

5、解質溶液中電解質：正離子：負離子：其中、分別為電解質和正、負離子活度。正、負離子的活度因子定義為： 例1：質量摩爾濃度為3mol/KgNa2SO4的水溶液，其和分別為多少？ 所以若電解質完全解離，則： 3、離子的平均活度和平均活度因子由于只能由實驗測得其平均值，所以引入平均活度和平均活度因子。平均活度：平均活度因子：例2：用及表示完全解離的電解質的離子平均活度。分別應用到1-1型和2-2型、1-2型和2-1型、1-3型和3-1型。例8-1離子的平均活度因子的大小反映了電解質溶液的性質偏離理想稀薄溶液的程度，其值可由實驗測得。三、電解質溶液的離子強度1、離子強度的定義從表8-1可以看出在稀溶液范

6、圍內，離子價數高的，離子的平均活度因子越小，同價數時，濃度增大，越小，為了體現這兩個因素對的綜合影響，提出了離子強度這一物理量： 為離子的質量摩爾濃度，為離子的電價例8-22、計算離子平均活度因子的經驗公式路易斯根據實驗總結出如下公式： 四、電解質溶液的互吸理論1、離子氛模型德拜休克爾假定：電解質溶液對理想稀薄溶液的偏離主要來源于離子間相互作用，而離子間相互作用又以庫侖力為主。2、德拜休克爾極限定律第8.3節 電解質溶液的導電性質一、電導及電導率和摩爾電導率1、電導及電導率復習1：下列溶液的離子強度是多少？（A）的NaCl溶液； （B）的Na2C2O4溶液；（C）的CuSO4溶液；（D）的Ba

7、Cl2溶液和的KCl溶液；解：由得：（A）（B）（C）（D）復習2：下列電解質溶液，離子平均活度系數最小的是哪一個（設濃度都為）？ D A ZnSO4 B CaCl2 C KCl D LaCl3解：因為越大，越小。物體導電能力的大小可以用兩個物理量來表示，電阻和電導。電導:衡量電解質溶液導電能力的物理量,電導是電阻的倒數. 單位：西門子，式中為電導率，單位為：，是電阻率的倒數。是導體的截面積，是導體的長度。電導池常數： 同一電導池有相同的電導池常數2、摩爾電導率從表8-2可以看出，電解質溶液的電導率隨濃度的改變而變，為了對不同濃度或不同類型的電解質的導電能力進行比較，定義了摩爾電導率。 單位：

8、例：用同一電導池分別測定濃度為和的1-1型電解質溶液，其電阻分別為和，則它們的摩爾電導率之比 6/1 。解：由得，注意在表示電解質的摩爾電導率時，應標明物質的基本單元，如： 則：例8-43、電導率及摩爾電導率與電解質的物質的量濃度的關系電導率與電解質的物質的量濃度的關系見圖8-2摩爾電導率與電解質的物質的量濃度的關系見圖8-3例：設某濃度時，CuSO4的摩爾電導率為，若在該溶液中加入1m3純水，這時CuSO4的摩爾電導率將 B A 降低 B 增高 C 不變 D 無法確定解：隨的下降而增高。二、離子在電場中的運動速率與電導1、離子的電遷移率離子的電遷移率：單位電場強度下離子的漂移速率。漂移速率：

9、離子在溶液中以恒定的速率運動時的速率。 的單位： 的單位：的單位是：2、離子的獨立運動定律科爾勞施發現：具有同一陰離子或同一陽離子的鹽類，它們的無限稀釋的摩爾電導率之差值在同一溫度下為一定值，而與另一陽離子或陰離子的存在無關，見表8-3。離子的獨立運動定律：根據離子獨立運動定律，可以應用強電解質無限稀釋的摩爾電導率計算弱電解質無限稀釋的摩爾電導率。例8-5例：已知298K時，NH4Cl，NaOH，NaCl的無限稀釋的摩爾電導率分別為：、，則無限稀釋的摩爾電導率為 。解：三、離子遷移數通電后，正、負離子分別向陰、陽兩極移動，形成電流，為了表示各種離子傳遞電量的比例關系，提出了離子遷移數的概念。離

10、子遷移數：每種離子所運載的電流的分數（百分數）。正離子： 負離子： 第8.3節 電化學系統的熱力學電化學：主要研究電能和化學能之間的相互轉化及轉化過程中有關規律的科學。電化學的用途：1電解：精煉和冶煉有色金屬和稀有金屬；電解法制備化工原料；電鍍法保護和美化金屬；還有氧化著色等。2電池：汽車、宇宙飛船、照明、通訊、生化和醫學等方面都要用不同類型的化學電源。3電分析4生物電化學一、電化學系統及其相間電勢差有、兩相，和分別代表兩相的內電勢，則兩相間的電勢差，常見的相間電勢差有：金屬溶液、金屬金屬以及兩種電解質溶液間的電勢差。1、電化學系統中相間的電勢差金屬與溶液間的電勢差如圖8-4所示，金屬與溶液間

11、形成了雙電層：a 金屬上帶過剩負電荷，溶液中有過剩正離子；b 金屬上帶正電，溶液帶負電。金屬與金屬間的接觸電勢如圖8-5所示，由于兩種不同金屬中的電子在接界處相互穿越的能力有差別，造成電子在界面兩邊的分布不均，一邊帶正電，一邊帶負電。液體接界電勢（擴散電勢）如圖8-6所示，兩電解質溶液的接界處有一多孔隔膜。液體接界電勢很小，難以由實驗測得穩定的數值，所以常用鹽橋消除液體接界電勢。鹽橋一般是飽和KCl或NH4NO3溶液-正負離子的電遷移率很接近。二、原電池1、原電池(galvanic cell)：把化學能轉變為電能的裝置。陰極 (Cathode) ：發生還原作用的極稱為陰極，在原電池中，陰極是正

12、極；在電解池中，陰極是負極。陽極(Anode)：發生氧化作用的極稱為陽極，在原電池中，陽極是負極；在電解池中，陽極是正極。如圖8-7所示：Zn電極：Zn(S)Zn2+2e-發生氧化作用，是陽極。電子由Zn極流向Cu極，Zn極電勢低，是負極。Cu電極：Cu2+2e- Cu(S)發生還原作用，是陰極。電流由Cu極流向Zn極，Cu極電勢高，是正極。上述兩個反應稱為電極反應，總反應稱為電池反應。電池反應：Zn(S) +Cu2+(a)Zn2+(a)+Cu(S)-溶液標明活度，電池圖式的書寫：如CuZn電池規定：陽極寫在左邊，陰極寫在右邊，并按順序應用化學勢從左到右依次排列各相的物質；標明組成及相態；用單

13、垂線表示相與相間的界面，雙垂線表示鹽橋。例8-6例：電池的電池反應為：例：電池反應：中：陽極反應：陰極反應：電池反應：2、電極的類型（金屬離子與其金屬成平衡）電極（非金屬單質與其離子成平衡）電極如：氫電極 如：甘汞電極 一種常用的參比電極價數不同的同種離子電極（氧化還原電極）（溶液）電極例8-73、原電池的分類三、原電池電動勢及能斯特方程式1、原電池電動勢例：Zu，Cu電池：由Zu，Cu棒構成兩電極，放在電解液中，用鹽橋連接兩電解液，將兩電極連接，產生電動勢，這是電子流動產生電流引起的。電動勢E：與T,P,電解液濃度m等有關2、可逆電池必須滿足兩個條件：a）電池中發生的反應必須是可可逆的，即充、放電時電池內發生的反應互為逆反應，即充、放電循環一周后體系要復原。b）反應體系復原的同時，環境也必須復原。3、能斯特方程式化學能電能：即借助化學反應而產生電流的一種裝置。熱力學：等T，P，可逆， 所做的功為化學反應的摩爾吉布斯函數變若在電池中進行，則電功 表示可逆電池的電動勢來源于化學能。Z是反應的電荷數，F是法拉弟常數，即1mol電子的電量，96500C/mol。在若各物質在標準狀態（）下： 稱為標準電動勢 能斯特方程式 電池反應的各物質的活度間關系4、標準電極電勢a）確定電極電勢常用方法由于無法單獨測量一個電極的電極電勢，于是選定一個標準