普##學(xué)復(fù)習(xí)提綱第一章 熱化學(xué)與反應(yīng)重要概念1.系統(tǒng)：客觀世界是有多種物質(zhì)構(gòu)成的,但我們可能只研究其中一種或若干物質(zhì).人為地將一部分物質(zhì)與其他物質(zhì)分開,被劃分的研究對象稱為系統(tǒng).2.相：系統(tǒng)中具有相同物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的均勻部分稱為相.狀態(tài)：是指用來描述系統(tǒng)的諸如壓力P、體積V、溫度T、質(zhì)量m種宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn).狀態(tài)函數(shù)：用來描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù).廣度性質(zhì)：具有加和性,如體積,熱容,質(zhì)量,,焓和熱力學(xué)能等.強(qiáng)度性質(zhì)：不具有加和性,.如溫度與壓力,密度等.系統(tǒng)的某種廣度性質(zhì)除以物質(zhì)的量或者質(zhì)量之后就成為強(qiáng)度性質(zhì).強(qiáng)度性質(zhì)不必指定物質(zhì)的量就可以確定.12之后,的逆過程回到原來狀態(tài)時(shí),若原來的過程對環(huán)境產(chǎn)生的一切影響同時(shí)被消除〔即環(huán)境也同時(shí)復(fù)原〕,這種理想化的過程稱為熱力學(xué)的可逆過程.實(shí)際過程都是不可逆的,可逆過程是一種理想過程.化學(xué)計(jì)量數(shù)：0= VB Ｂ表示反應(yīng)中物質(zhì)的化學(xué)式,ＶＢ是B的化學(xué)計(jì)量數(shù),B量綱為一；對反應(yīng)物取負(fù)值,生成物取正值.化學(xué)計(jì)量數(shù)只表示當(dāng)安計(jì)量反應(yīng)式反應(yīng)時(shí)各物質(zhì)轉(zhuǎn)化的比例數(shù),物質(zhì)在反應(yīng)過程中世界所轉(zhuǎn)化的量.反應(yīng)進(jìn)度：n /v 對于化學(xué)反應(yīng)來講,一般選未反應(yīng)時(shí),0 引入反b b應(yīng)進(jìn)度這個(gè)量最大的優(yōu)點(diǎn)是在反應(yīng)進(jìn)行到任意時(shí)刻時(shí),可用任一反應(yīng)物或產(chǎn)物來表示反反應(yīng)進(jìn)行的程度,所得的值總是相等的.qcs

m Ts 2

T）c1

mTCs

T 所用到的儀器是彈式熱量計(jì)又稱氧彈彈式熱量計(jì)中環(huán)境所吸收的熱可劃分為兩部分：主要部分是加入的吸熱介質(zhì)水所吸收的,另一部分是金屬容器等鋼彈組件所吸收的.前一部分的熱用q（H接求得q.b

表示,后一部分熱用q2

表示,鋼彈組件的總熱容Cb

告訴了則直習(xí)慣對不注明溫度和壓力的反應(yīng),298.15K,100kPa下進(jìn)行的.一般沒有特別的注明,壓反應(yīng)熱.,能量不會(huì)自生自滅,種形式,在轉(zhuǎn)化過程中能量的總值不變.也叫做熱力學(xué)第一定律.熱力學(xué)能具有狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)：狀態(tài)一定,其值一定.殊途同歸,值變相等.復(fù)始,值變?yōu)榱?系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而交換的熱量稱為熱.若系統(tǒng)吸熱值為正,若系統(tǒng)放熱值為負(fù).系統(tǒng)與環(huán)境之間除了熱以外其他形式傳遞的能量都稱為功.系統(tǒng)得功為正系統(tǒng)做功為負(fù).在一定條件下由于系統(tǒng)體積的變化而與環(huán)境交換的功稱為體積功,體積功以外的一切功稱為非體積功.功和熱都是過程中被傳遞的能量,它們都不是狀態(tài)函數(shù)其數(shù)值與途徑有關(guān).而熱力學(xué)第一定律中的熱力學(xué)能的改變量只有過程的始態(tài)和終態(tài)決定,具體途徑無關(guān).化學(xué)反應(yīng)熱是指等溫過程熱,即當(dāng)系統(tǒng)發(fā)生了變化后,反應(yīng)前始態(tài)的溫度,系統(tǒng)放出或吸收的熱量.定容反應(yīng)熱,在恒容,不做非體積功條件下.熱.其也只取決與始態(tài)和終態(tài).定壓反應(yīng)熱,在恒壓,只做體積功的條件UU U下, 2 1

q p（Vp

V）即q1

2

pV2

pV）令HUpV1則q H Hp 2

是焓的增量,稱為焓變.如果<0表示系統(tǒng)放熱>0表示系統(tǒng)吸熱,為吸熱反應(yīng).對于只有凝聚相的系統(tǒng)即液態(tài)和固態(tài)的系統(tǒng),q q ,對于有氣態(tài)物質(zhì)參與的p v系統(tǒng),考慮到體積的變化,可得qp，m

qv，m

（BgRT即Hr m

Ur

（BgRTB B蓋斯定律,化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān),而與變化途徑無關(guān).在任一溫度Ｔ、標(biāo)準(zhǔn)壓力p的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài).液體固體物質(zhì)或溶液的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)為任一溫度Ｔ,標(biāo)準(zhǔn)壓力p下的純液體,純固體或標(biāo)準(zhǔn)濃度C時(shí)的狀態(tài).單質(zhì)和化合物的相對焓值,規(guī)定在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)時(shí)反應(yīng)的焓變叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓.,質(zhì)鍵能越大,對熱越穩(wěn)定.規(guī)定水和氫離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓值為零.28.298.15K溫度下標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓等于同溫度下個(gè)參加反應(yīng)物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓與其化學(xué)計(jì)量數(shù)的乘積的總和.若系統(tǒng)的溫度不是298.15K,些改變,但一般變化不大,即反應(yīng)的焓變基本不隨溫度而變.第二章 化學(xué)反應(yīng)的基本原理重要概念1.自發(fā)反應(yīng)：在給定的條件下能自動(dòng)進(jìn)行的反應(yīng)或過程叫做自發(fā)反應(yīng)或自發(fā)過程.自發(fā)過程都是熱力學(xué)的不可逆過程.2.系統(tǒng)傾向于取得最低的勢能.反應(yīng)的焓變是判斷一個(gè)反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行的重要依據(jù)但是不是唯一的依據(jù).過程能自發(fā)地向著混亂程度增加的方向進(jìn)行.S式中Ω學(xué)概率或者稱混亂度,k為波爾茲曼常數(shù).熵的公式表明,系統(tǒng)的微觀狀態(tài)數(shù)越多,大,系統(tǒng)越混流亂,熵就越大.,的熵總是趨向于極大值,這就是自發(fā)過程熱力學(xué)的準(zhǔn)則,稱為熵增加原理.熱力學(xué)第三定律：在絕對零度時(shí),一切純物質(zhì)的完美晶體的熵值都等于零.S〔0K〕=kln1=0；依此為基礎(chǔ),容等,就可以求出此溫度時(shí)的熵值,稱為這一物質(zhì)的規(guī)定熵.單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵.規(guī)定處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下水合氫離子的標(biāo)準(zhǔn)熵值為零.〔1〕對于同一物質(zhì)而言,氣態(tài)時(shí)的熵大于液態(tài)時(shí)的,的熵.同一物質(zhì)在相同的聚集態(tài)時(shí),其熵值隨溫度的升高而增大；在溫度和聚集態(tài)相同時(shí),體結(jié)構(gòu)較為簡單的物質(zhì)的熵值.〔4〕混合物或溶液的熵值往往比相應(yīng)的純凈物的熵值大.對于物理或者化學(xué)變化而言,幾乎沒有例外,或反應(yīng)總伴隨著熵值的增大.注意,雖然物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)熵隨溫度的升高而增大,狀態(tài)的改變,其值通常相差不大,可以認(rèn)為反應(yīng)的熵變基本不隨溫度而變,和焓變很類似.自由能：把焓和熵并在一起的熱力學(xué)函數(shù).GHTS或者寫成GHTS.r m r m r m以G作為判斷化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的標(biāo)準(zhǔn),稱為最小內(nèi)能原理即G<0 自發(fā)過程,過程能向正向進(jìn)行；G=0 平衡狀態(tài)；G>0非自發(fā)過程,過程能向逆向進(jìn)行.系統(tǒng)過程系統(tǒng)過程自發(fā)變化的方向熵判據(jù)孤立系統(tǒng)任何過程熵值增大ｓ>0吉布斯函數(shù)判據(jù)封閉系統(tǒng)恒溫恒壓不做非體積功吉布斯函數(shù)減小G<0平衡條件判據(jù)法名稱熵值最大ｓ=0熵增加原理吉布斯函數(shù)最小G=0最小自由能原理如果化學(xué)反應(yīng)在恒溫恒壓條件下,除了做體積功外還做非體積功,則吉布斯GG'G'非自發(fā)狀態(tài),上式的意義是在等溫等壓下一個(gè)封閉系統(tǒng)所能做的最大非體積功等于吉布斯函數(shù)自由能的減少.G'max

,'max

表示最大電功.熱力學(xué)等溫方程：

m

Gr

T）RTln（pBB

/pvB其中R為摩爾氣體常數(shù),p 為參與反應(yīng)的物質(zhì)Ｂ的分壓力,p為標(biāo)準(zhǔn)壓力〔p＝100kPa, 為連B乘算,習(xí)慣上將p /pv稱為反應(yīng)商Q,p /p稱為相對分壓,所以上式可以B BBr

m

Gr

T）RTlnQ,若所有氣體的分壓均處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài),即Q=1,這時(shí)任一態(tài)變成了標(biāo)準(zhǔn)態(tài).道爾頓分壓定律：第一,p等于各組分氣體分壓力p之和.i即p p；第二,混合氣體中的某組分氣體i的分壓力等于混合氣體的總壓力pixi

之乘積,pi

pxi

式中,xi

n/n,i的i摩爾分?jǐn)?shù)等于該氣體i的物質(zhì)的量ni

與混合氣體總的物質(zhì)的量n之比.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí),凈物時(shí)反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變.水合氫離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)等于零.反應(yīng)的焓變和熵變基本不隨溫度改變,是溫度的線性函數(shù).行計(jì)算.宏觀上的化學(xué)平衡是由于微觀上仍持續(xù)進(jìn)行著正逆反應(yīng)的效果相互抵消所致,所以化學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡.G 0就是化學(xué)平衡的熱力學(xué)標(biāo)志或稱反應(yīng)限度的判據(jù).平衡系統(tǒng)的性質(zhì)不r T隨時(shí)間而改變.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：當(dāng)化學(xué)反應(yīng)處于平衡狀態(tài)時(shí),以其化學(xué)反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)〔絕K的函數(shù),K值越大說明反應(yīng)進(jìn)行的越徹底,反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高.轉(zhuǎn)化率是指某反應(yīng)物在反應(yīng)中已轉(zhuǎn)化的量相對于該反應(yīng)物初始用量的比率.mr標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)可從標(biāo)準(zhǔn)熱力學(xué)方程函數(shù)求得.當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)mr則熱力學(xué)等溫方程式可以寫成

G（T）=0,GTGr m r

TRTlnp /pvB0將KB

{peq/p}vB代入上式中BB B

Gr

RTlnK,lnK

GT）r mRT〔1表達(dá)式可直接根據(jù)化學(xué)計(jì)量方程式寫出2的數(shù)值與化學(xué)計(jì)量mr3不隨壓力和組成而變,與T的函數(shù).mr

G（T）一樣都是溫多重平衡原則：,的平衡常數(shù)等于各反應(yīng)平衡常數(shù)的乘積.一切平衡都只是暫時(shí)的,相對的.轉(zhuǎn)變到了新的平衡狀態(tài)的過程叫化學(xué)平衡的移動(dòng).呂·,如濃度壓力或者溫度,會(huì)向能減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng).根據(jù)熱力學(xué)等溫方程式r

m

Gr

RTlnQ與

Gr

T）RTlnK合并此兩式可得Gr m

RTln Q根據(jù)此式只需比較靜態(tài)的反應(yīng)商Q與平衡常數(shù)KＫ的相對大小,就可以判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向即平衡移動(dòng)的方向,可分為下面三種情況當(dāng),則G <0反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行當(dāng),則G =0,平衡狀態(tài)；r m r m當(dāng),則G >0,反應(yīng)逆向自發(fā)進(jìn)行.r m36.X特霍夫等壓方程式：由lnK

Gr RT

T）和吉布斯函數(shù)方程式合并得到呂·查德里原理得出：化學(xué)平衡的移動(dòng)或化學(xué)平衡的方向是考慮反應(yīng)的自發(fā)性,決定于G 是否小于零而化學(xué)平衡則是考慮反應(yīng)的限度,與平衡常數(shù)它取決r m于G〔注意不是Gr m r

〕數(shù)值的大小.影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素概括為三類：一是反應(yīng)物的本性,和系統(tǒng)的溫度壓力催化劑等客觀量.三是光電磁等外場.元反應(yīng)：一步完成的反應(yīng)又稱作基元反應(yīng).在給定的溫度條件下對于元反應(yīng),中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)的絕對值為指數(shù)〕的乘積成正比vk{c(A)}a{c(B)}b,k稱為反應(yīng)的速率常數(shù),對于某一給定反應(yīng)在同一溫度、催化劑等條件下,k是一個(gè)不隨反應(yīng)物濃度而改變的定值.kn=a+b而異.1〕ln{c}t作圖得一直線,斜率為k2〕半衰期t1/2與反應(yīng)物的起始濃度無關(guān).當(dāng)溫度一定時(shí),t 是與k成反比的一個(gè)常數(shù)〔3〕速率常數(shù)k具1/2（時(shí)間）1的量綱.k

E 1 1 E TT阿倫尼烏斯公式

2 2 1他不僅用于基元反應(yīng)也k R T T R TT1 2 1 12適用于非基元反應(yīng)E稱為表現(xiàn)活化能,X特霍夫等壓方程式相似,注意a區(qū)別.有效碰撞：根據(jù)氣體分子運(yùn)動(dòng)理論,分子〔或原子〕的碰撞才有可能發(fā)生反應(yīng),這種能夠繁盛反應(yīng)的碰撞叫做有效碰撞.正逆Ha a r

,活化能的大小代表反應(yīng)阻力的大小.催化劑：催化劑能與反應(yīng)物生成不穩(wěn)定的中間化合物,改變原來的反應(yīng)方程,為反應(yīng)提供提供一條能壘較低的反應(yīng)途徑,從而降低反應(yīng)的活化能.1〕能改變反應(yīng)途徑,2速達(dá)到平衡,3〕催化劑對少量雜質(zhì)特別敏感.第三章 水化學(xué)重要概念：由難揮發(fā)的非電解質(zhì)所形成的稀溶液的性質(zhì),的蒸氣壓下降,沸點(diǎn)上升,凝固點(diǎn)下降和溶液滲透壓與一定量溶劑中所溶劑溶質(zhì)的數(shù)量〔物質(zhì)的量〕成正比,而與溶質(zhì)本身的性質(zhì)無關(guān),故稱依數(shù)性.,從液體表面逸出,成為蒸氣分子,這個(gè)過程稱為蒸發(fā)或者氣化,此過程吸熱.相反蒸發(fā)出來的蒸氣分子也可能撞到液面,為液體分子所吸引,而重新進(jìn)入液體中,此過程稱為液化,此過程放熱.隨著蒸發(fā)的進(jìn)行,蒸氣濃度逐漸增大,凝聚的速度也就隨之增大,當(dāng)凝聚的速度和蒸發(fā)的速度達(dá)到相等時(shí),液體和它的蒸氣就達(dá)到了平衡狀態(tài).此時(shí)蒸氣所具有的壓力叫做該溫度下液體的飽和蒸氣壓.蒸氣壓下降：向溶劑〔如水〕中加入難揮發(fā)的溶質(zhì),使它溶解成為溶液時(shí),可以測得溶劑的蒸氣壓下降.同一溫度下,蒸氣壓下降.在一定的溫度下,難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液中溶劑的蒸氣壓下降〔p〕與溶質(zhì)np

Bpn

x p .B A101.325kPa,液體就會(huì)沸騰,此時(shí)溫度稱為液體的沸點(diǎn).表示為T .bp凝固點(diǎn)：該物質(zhì)的液相蒸氣壓和固相蒸氣壓相等時(shí)的溫度.表示為T .fp一般由于溶質(zhì)的加入會(huì)使溶劑的凝固點(diǎn)下降,溶液的沸點(diǎn)上升,而且溶液越濃,固點(diǎn)和沸點(diǎn)改變越大.難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的沸點(diǎn)上升和凝固點(diǎn)下降與溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比〔所謂的質(zhì)量摩爾濃度指1kg.T k bp bp

式中K

分別稱為溶劑的摩爾沸點(diǎn)上升常數(shù),和溶劑的摩爾凝T K mfp fp

bp fp固點(diǎn)下降常數(shù),單位為Kkgmol1.壓力. cRT

nRT, VnRTV凡符合以上四種依數(shù)性定律的溶液叫做理想溶液,其各組分混合成溶液時(shí)有熱效應(yīng)和體積變化如甲醇乙醇、苯和甲苯等……電解質(zhì)溶液的通性：,蒸氣壓下降、沸點(diǎn)上升和滲透壓的數(shù)值都要比同濃度的非電解質(zhì)稀溶液的相應(yīng)的數(shù)值要大,而且存在凝固點(diǎn)下降類似的情況.m解質(zhì)溶液的凝固點(diǎn)下降數(shù)值要大.這一偏差可用電解質(zhì)溶液與同濃度的非電解質(zhì)i來表示.可以看出,ABi2,A2B型〕i2~3之間,i1.因此對于同濃度的溶液來說其沸點(diǎn)高低或滲透壓大小的順序?yàn)椋篈B或者AB型強(qiáng)電解質(zhì)型弱電解質(zhì)非電解質(zhì),而蒸氣壓或者凝固點(diǎn)的2 2順序則相反.酸堿質(zhì)子理論：堿.酸堿質(zhì)子理論對酸堿的區(qū)分只以質(zhì)子H為判據(jù).酸質(zhì)子堿,這種相互依存相互轉(zhuǎn)化的關(guān)系叫做酸堿的共軛關(guān)系.酸失去質(zhì)子后形成的堿叫做酸的共軛堿,形成的酸叫做堿的共軛酸,酸與它的共軛堿一起叫做共軛酸堿對.,K就是解離常數(shù).c,a,

cq

Hc

代入后得caca ca2

ａ c

HAc）K a c(1a) 1a

a1-a1,則Ka

ca2a 所以K /K /cK caceq(H)K ca稀釋定律：溶液的解離度近似于其濃度的平方根成反比大.多元酸的解離是分級進(jìn)行的,每一級都有一個(gè)解離常數(shù),下面以氫硫酸為例：HS(aqH(aq)＋HS(aq則K2

ceq(H)ceq(HS)ceq(HS)2

9.1108,二級解離為HS(aqH(aqS2(aq則Ka2

ceq(H)ceq(S2) 1.11012,式中ceq(HS)

和Ka1 a分別為一級解離常數(shù)和二級解離常數(shù),一般情況下二元酸的K K ,因此計(jì)算a1 a2多元酸的氫離子濃度時(shí),可以忽略二級解離平衡.同離子效應(yīng)：在弱酸溶液中加入該酸的共軛堿,軛酸時(shí),可使這些弱酸弱堿的解離度降低.共軛酸堿之間的平衡：ceq(Hceq(共軛堿)

ceq(共軛酸) ceq(共軛酸)K a ceq(共軛酸

,ceq(H)Ka

pHpK lgceq(共軛堿) a ceq(共軛堿)式中pKKa a

的負(fù)對數(shù),即pKa

lgK .a配離子：由中心原子或者中心離子和若干個(gè)中性分子或它種離子〔稱為配位體〕通過配位鍵結(jié)合而成的復(fù)雜離子叫做配離子,又稱絡(luò)離子.物稱為配位化合物,如Ag（NH）Cl等.32對于同一類型的配離子來說Ｋ越大,表示配離子越易解離,即配離子越不穩(wěn)定.所以配離子的Ｋ又稱為不穩(wěn)定常數(shù),用K來表示,配離子的穩(wěn)定性也可以用配離i子的穩(wěn)定常數(shù)K來表示K是由中心離子與配體生成配離子即配離子生成反應(yīng)f f的平衡常數(shù).于是Kf

1 .Ki,當(dāng)溶解與結(jié)晶速率相等時(shí),之間的動(dòng)態(tài)平衡,叫做多相離子平衡也叫做溶解平衡.如：解AgCl(s)

Ag(aqCl(aq其平衡常數(shù)表達(dá)式為：KKAgCl{ceqAg/c}{ceq(Cl/c}在不考慮Ｋ的單位時(shí)可將上式轉(zhuǎn)s化為：KKs

(AgCl)ceq(Ag)ceq(Cl)Ks

叫做溶度積常數(shù).Ks

(ABn

){ceq(Am)}n{ceq(Bn)}mQ{c(Am{c(BnK

時(shí)，溶液未飽和無沉淀析出；s{cAm{c(BnKQ{c(Am{c(BnK

時(shí)，為飽和溶液；s時(shí)，會(huì)有沉淀析出。s

一種難溶電解質(zhì)在適當(dāng)?shù)臈l件下可以轉(zhuǎn)換為更難溶的電解質(zhì).膠體粒子由膠核和吸附層組成,膠粒帶有電荷,有利于溶膠的穩(wěn)定.溶液、將兩種帶異號電荷的溶膠混合、加熱均可促使溶膠聚沉.第四章 電化學(xué)與金屬腐蝕重要概念１.原電池是一種利用氧化還原反應(yīng)對環(huán)境輸出電功的裝置.２.根據(jù)熱力學(xué)原理,對于恒溫恒壓進(jìn)行的熱力學(xué)反應(yīng),摩爾吉布斯函數(shù)變G 與r m反應(yīng)過程中系統(tǒng)能夠?qū)Νh(huán)境做的非體積功'之間存在以下關(guān)系G ',如果r m反應(yīng)是熱力學(xué)可逆的,上式取等號,如果反應(yīng)是自發(fā)進(jìn)行的,取小于號.３.圖示表示原電池,負(fù)極寫在左邊,正極寫在右邊,以單線"|〞表示兩相放入界面以雙虛線表示鹽橋,鹽橋兩邊應(yīng)是兩級所處的溶液.４.稱半電池〕這里的氧化態(tài)物質(zhì)以對應(yīng)的還原態(tài)物質(zhì)稱為氧化還原電對.金屬與其正離子是最常見的氧化還原電對.５.負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng),正極發(fā)生還原反應(yīng),統(tǒng)稱為電極反應(yīng).６.1Faraday〔法拉第〕,1F=96485Cmol1.７.如果在1mol的反應(yīng)過程中有nmol的電子即nF庫侖的電量通過電路,則反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變與電動(dòng)勢的關(guān)系如下：G 'nFE ,如果原電池在標(biāo)r mGr m

nFE,反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變可按照熱力學(xué)的等溫RT {c()/cgc(D)/cd方程求得：Gr m

Gr

lnnF c(A)/cac()/cb

上式稱為電動(dòng)勢的能斯特方程.當(dāng)Ｔ＝２９８.１５Ｋ時(shí)將上式中的自然對誰換成常用對數(shù)可得：0.05917V {c()/cgc(D)/cdEE

lg .n c(A)/cac()/cb８.應(yīng)注意原電池的電動(dòng)勢數(shù)值電池反應(yīng)計(jì)量數(shù)無關(guān).９.電池反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)與標(biāo)準(zhǔn)電動(dòng)勢的關(guān)系：由RTlnK

G而r mGr m

nFE,所以lnK

nFE/(RT),Ｔ＝２９８.１５Ｋ時(shí)lnKnE/(0.05917V).E ,標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電勢為零.表示為（正極） （負(fù)極）Pt|（p100kPa|2

c1moldm3）電極電勢的能斯特方程：RT {c(還原態(tài))/cb 0.05917V {c(還原態(tài))/cb

lnnF c(氧化態(tài))/ca

,

lg .n c(氧化態(tài))/ca電極電勢的能斯特方程應(yīng)用時(shí)應(yīng)注意：,則能斯特方程中該物質(zhì)的濃度為１；Ｂ．原電池反應(yīng)或電極反應(yīng)中,某物質(zhì)若為氣體,度用相對壓力表示.相對強(qiáng)弱.若某電極電勢代數(shù)值越小,則該電極上越容易發(fā)生氧化反應(yīng),該極是較強(qiáng)的還原劑.反之則為氧化劑.,在其過程中電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能.電解進(jìn)行的最低電壓叫做實(shí)際分解電壓,簡稱分解電壓.超電勢：有顯著大小的電流通過時(shí)電極的電勢與沒有電流通過時(shí)電極的電勢之差的絕對值叫做超電勢,表示為|（實(shí)）

|.（理）第五章 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)１.電子也具有波粒二象性

h ,ｈ為普朗克常量,ｍ為微觀粒子的質(zhì)量為微mv觀粒子的波長.電子是遵循一定統(tǒng)計(jì)規(guī)律的概率波.２.主量子數(shù)：ｎ1、2、3、4………ｎ均距離〕和能級的主要參數(shù),ｎ越大表示電子離核的平均距離越遠(yuǎn),級越高.３.角量子數(shù)：ｌn-1,ｌ值受ｎ值的限制.即原子軌道的形狀.ｌ＝０,１,２,３的軌道分別稱為ｓ,ｐ,ｄ,ｆ軌道..ｍ可取的數(shù)值為3……ｍ值受ｌ值的限制,ｍ映了波函數(shù)的空間取向.５.除了上述確定運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的三個(gè)量子數(shù)以外,還有自旋量子數(shù)ms,只有+1/2-1/2,通常可用向上的箭頭和向下的箭頭表示電子的兩種所謂自旋狀態(tài),兩組方向不同的箭頭表示,自旋平行用兩組方向相同的箭頭表示.６.多電子原子軌道的能級；氫原子軌道的能量決定于主量子數(shù)n,但在多電子原子中,軌道能量除決定與主量子數(shù)n外,還與角量子數(shù)l有關(guān),其規(guī)律為：l相等時(shí),n值增大,軌道能量升高,例如E1sE2sE3s.n相同時(shí),l值增大,軌道能量升高,例如EnsEnpEndEnf.當(dāng)主量子數(shù)和角量子數(shù)不相等時(shí),有時(shí)出現(xiàn)能級交錯(cuò)現(xiàn)象.例如：E4sE3dE5sE4dE6sE4fE5d,我國化學(xué)家徐光憲根據(jù)軌道能量與主量子數(shù)nl的相互關(guān)系,m=〔n+0.7l>近似規(guī)律,m值越大,軌道能量越高.并把m值的首位相同的原子軌道歸納為一個(gè)能級組如6s、4f、6p都?xì)w為第六能級組,p=〔n+0.4l〕,表示離子外層電子的能量高低順序.核外電子分布的三個(gè)原理：泡利不相容原理最低能量原理,洪德規(guī)則.泡利不相容原理：一個(gè)原子中不可能有四個(gè)量子數(shù)完全相同的兩個(gè)電子,原理可以確定各電子層最多可容納電子數(shù)為2n2.最低能量原理：核外電子分分布將盡可能優(yōu)先占據(jù)能與較低的軌道,以使系統(tǒng)能量處于最低.洪德規(guī)則：處于主量子數(shù)和角量子數(shù)都相等的等價(jià)軌道中的電子,總是盡先占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道,而且自旋量子數(shù)相同,即自旋平行