普通化學(xué)知識點總結(jié)(全)

....普通化學(xué)復(fù)習(xí)資料3.1物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與物質(zhì)的狀態(tài)3.1.1原子結(jié)構(gòu)核外電子的運動特性2．核外電子的運動規(guī)律的描述Ψ來描述核外電子的運動狀態(tài)，以代替經(jīng)典力學(xué)中的原子軌道概念。波函數(shù)Ψ式,以表征原子中電子的運動狀態(tài)。Ψ，稱為一個原子軌道。（幾率密度Ψ2位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率即概率密度。電子云：用黑點疏密的程度描述原子核外電子出現(xiàn)的概率密度(Ψ2)分布規(guī)律的圖形。黑點較密的地方,表示電子出現(xiàn)的概率密度較大,單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的機會較多。Ψn.l.m量子數(shù)取值相互制約：nn的取值：n=1,2,3，4……∞ ,意義：表示核外的電子層數(shù)并確定電子到核的平均距離；確定單電子原子的電子運動的能量。n···具有相同n值的原子軌道稱為處于同一電子層。角量子數(shù)ι :ι 的取值：受n的限制，ι =0,1,2……n-1(n個)。子，與n共同確定原子軌道的能量?！?的取值：1， 2， 3， 4電子亞層： s, p, d,f……

軌道形狀：球形 紡錘形 梅花形 復(fù)圖3－1m:m的取值受ι 的限制，m=0,±1,±2……±ι (2ι +1個)意義：確定原子軌道的空間取向。ι=0，m=0，s軌道空間取向為1；ι=1,m=0,±1，p軌道空間取向為3；ι=2,m=0,±1,±2,d軌道空間取向為5；……n，ι 相同的軌道稱為等價軌道。s1p3d軌道有5個等價軌道，表示為：……nιmΨ（n,ι,m，例如Ψ(1,0,0氫原子的波函數(shù)。n、ι、m確定電子運動的一個軌道。n、ι、mn=1(1個),ι=0,m=0,Ψ(1,0,0)n=2（4個）,ι ={0, m0 , (2,0,0)1, m0,1,(2,1,0),(2,1,1),(2,1,-1)n=3(9個),ι ={0,1,

m0 (3,0,0)m0,1 n=4(16個)……

2, m(3,2,2),(3,2,2)Ψ數(shù)目＝n2在一個確定的原子軌道下，電子自身還有兩種不同的運動狀態(tài)，這由m確定.Sms1m的取值：ms

={212自旋兩個方向形容這兩種不同的運動狀態(tài),可用↑↑表示自旋平行,↑↓表示自旋反平行。這樣nιmmS狀態(tài),以Ψ（n,ι ,m,m）表示。S例：Ψ(1,0,0,+1),Ψ(1,0,0,-1)，Ψ(2,1,1,+1)，2 2 2Ψ(2,1,1,1)等等。23.原子核外電子分布三原則全相同的兩個電子.因為同一個軌道的電子ι m三個量子數(shù)已相同，第四1

m={s

2 必不相同12個電子。表示為：↑↑↓根據(jù)每層有n2個軌道，每個軌道最多能容納兩個電子，由此可得出每一層電子的最大容量為2n2。似能級圖為:7s……6s4f5d6p5s4d5p4s3d4p3s3p2s2p1snι是盡可個軌道且自旋平行。2p3:時，比較穩(wěn)定。p6或d10或f14p3或d5或f7p0d0或f0例如, Cr1S22S22P63S23P63d54S124

,半充滿比較穩(wěn)定。Ｃu1S22S22P63S23P63d104S1,全充滿比較穩(wěn)定。29(4)核外電子分布式：原子的核外原子的離子的核外離子的電子分布式外層電子分布式電子分布式 外層電子分布式（價電子構(gòu)型）Na1s22s22p63s1 3s1 Na+:1s22s22p6112s22p616S 1s22s22p63s23p4 3s23p416S2-:1s22s22p63s23p6 3s23p626Fe 1s22s22p6 3s23p63d64S226

3d64s2Fe3+:1s22s22p63s23p63d5Cr1S22S22P63S23P63d54S124

3s23p63d53d54S1

Cr324＋:1S22S22P63S23P63d3 3S23P63d3Ｃu1S22S22P63S23P63d104S129

3d104S1 Ｃu229＋:1S22S22P63S23P63d9 3S23P63d9根據(jù)電子的排布，還可判斷出軌道中未成對電子的數(shù)目。例根據(jù)Fe原子的價電子構(gòu)型3d64s2 判斷其軌道圖中未配對的電子數(shù)。↑↑↑↑↑↑↑↑↑↑↓3d64s2可見未成對電子數(shù)為4。(3)原子、離子的電子式及分子結(jié)構(gòu)式電子式:在元素符號周圍用小黑點(或×)來表示原子或離子的最外層電子的式子。例如:H.Na. .Mg. .Ca. :C:分子結(jié)構(gòu)式：用“—”代表一對共用電子對的分子式。例如:N≡N，O=C=O，Cl-Cl，H—Cl3.1.4氣體定律理想氣體狀態(tài)方程 PV=nRT式中 P:壓, Pa;(1atm==760毫米汞柱)

Pa;1atmV:體積, m3;(1T:絕對溫度,K；n:摩爾數(shù), mol;

=103L)R:氣體常數(shù), R＝8.314JK-1mol-1注意:若壓力單位為“kPa”,體積單位對應(yīng)使用升“L”.⑴當(dāng)n一定時，PV、T變則有PV PV、⑵n,TPV＝PV11 22

11 22T T1 2⑶n,PV

V2T T1 211⑷T，P一定時，n V11n V2 2⑸PV＝mRT，ρ=m，M VP＝M式中

RT，M＝mRTRTPV Pm:質(zhì)量,克;M:摩爾質(zhì)量,g/mol；ρ:氣體密度,g/m3;實際氣體在高溫低壓下，接近理想氣體。例1：已知在1.0×105Pa，27OC時，0.6克的某氣體占0.5升,試求此氣體的分子量.m=0.6g,T=273+27=300K,V=0.5=0.5×10-3據(jù)理想氣體狀態(tài)方程M＝mRT0.68.314300 29.93g/mol

m3,PV 1.01050.5103210OC1.227kPa10OC1013kPa1.5L多少mol?解:nPV

1.227)1.5

6.38102(mol)RT 8.314(27310)分壓定律⑴分壓：氣體混合物中每一種氣體的壓力，等于該氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生的壓力。⑵道爾頓分壓定律:適于各組分互不反應(yīng)的理想氣體。P＝P＋P總 A B體的摩爾分?jǐn)?shù)。P=nin

＝χPP總 i P

n Vi＝n V

V P=PiAV 總=Pi總 總 總 總或在給定條件下的體積。例：有一混合氣體（NCOO）101.325kPa，2 2 2此氣體的組成為：N25%、CO15%、O60%（體積百分比，試2 2 2計算混合氣體中各組分的分壓。解：P=P ×摩爾分?jǐn)?shù)＝P ×體積分?jǐn)?shù)＝101.325×N2 總 總25%=25.33kPa；P=101.325×15%=15.20kPa；CO2P=101.325×60%=60.80kPa；O2溶液濃度1.質(zhì)量分?jǐn)?shù)(%)＝溶質(zhì)的質(zhì)量（g）溶液的質(zhì)量(g)

%100物質(zhì)的量濃度(C)＝溶質(zhì)的物質(zhì)的量（mol）,mol.dm－3溶液的體積（dm質(zhì)量摩爾濃度(m)＝

溶質(zhì)的物質(zhì)的量溶劑的質(zhì)量（kg）

,mol.kg-1摩爾分?jǐn)?shù)(x)＝ 溶質(zhì)（或溶劑）的物質(zhì)的量（mol）溶質(zhì)的物質(zhì)的量（mol溶劑的物質(zhì)的量(mol)稀溶液的通性1.溶液的蒸汽壓下降蒸汽壓（飽和蒸汽壓蒸汽處于平衡時，蒸汽所具有的壓力。AB足夠長時間發(fā)現(xiàn),A證明:溶液的蒸汽壓總是低于純?nèi)軇┑恼羝麎?，其差值稱為溶液的蒸汽壓下降（ΔP。2）拉烏爾定律：在一定溫度下，難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的蒸汽壓下降（ΔP）和溶質(zhì)（B）的摩爾分?jǐn)?shù)成正比。B ΔP= n 0B n nA B溶液的的沸點上升和凝固點下降沸點：液相的蒸汽壓等于外界壓力時的溫度。凝固點：液向蒸汽壓和固相蒸汽壓相等時的溫度。收的熱量稱為汽化熱。點總是低于純?nèi)軇┑哪厅c。利用凝固點下降的原理,冬天可在水箱中加入乙二醇作為防凍劑。拉烏爾定律：難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的沸點上升（ΔT）b和凝固點下降（ΔT）與溶液的質(zhì)量摩爾濃度（m）成正比。fΔT=km ΔT=kmb b f fk:溶劑的摩爾沸點上升常數(shù);k:溶劑的摩爾凝固點下降b f常數(shù).量。18.0gCHO100.0g6126凝固點和沸點。解：葡萄糖的摩爾質(zhì)量為180.0g,其質(zhì)量摩爾數(shù)濃度為:18.0m180.010001.000mol/kg100.0

k=0.52bΔT=km=0.52×1.000=0.52OC;因此溶液的沸點b b為:100+0.52=100.52OC;kfΔT=km=1.85×1.000=1.85f f

OC;因此溶液的凝固點為:0-1.85=-1.85OC;滲透壓透過,而不允許溶質(zhì)分子(或離子)透過的膜稱半透膜.滲透現(xiàn)象:溶劑透過半透膜而浸入溶液的現(xiàn)象.若在溶液的液面上施加一定的壓力,則可阻止溶劑的滲透.為了使?jié)B透停止必須向溶液液面施加一定的壓力.滲透壓π：為維持被半透膜所隔開的溶液與純?nèi)軇┲g的滲透平衡而需要的額外壓力。4）滲透壓的規(guī)律：當(dāng)溫度一定時，稀溶液的滲透壓和溶液cπ溫度T成正比。πv=nRT π=cRT稱為溶液的依數(shù)性。的數(shù)值都比同濃度的非電解質(zhì)稀溶液的相應(yīng)數(shù)值要大。對同濃度的溶液來說，沸點高低或滲透壓大小順序為：A2BAB2型強電解質(zhì)溶液＞AB溶液＞非電解質(zhì)溶液對同濃度的溶液來說，蒸汽壓或凝固點的順序正好相反：ABABAB2 2溶液＜非電解質(zhì)溶液1,0.10mol·kg-1BaClHCl,2HAc,蔗糖水溶液的粒子數(shù)、蒸氣壓、沸點、凝固點和滲透壓按從大到小次序排序:解：按從大到小次序排序如下：粒子數(shù): BaCl2→HCl→HAc→蔗糖蒸氣壓: 蔗糖→HAc→HCl→BaCl2沸點: BaCl2→HCl→HAc→蔗糖凝固點: 蔗糖→HAc→HCl→BaCl2滲透壓: BaCl2→HCl→HAc→蔗2,下列水溶液蒸氣壓及凝固點的高低順序為：0.1molkg-1蔗糖﹥0.1molkg-1HAc﹥0.1molkg-1NaCl﹥0.1molkg-1CaCl2可溶電解質(zhì)單相電離平衡水的電離平衡：HO（ι）=====H+(aq)OH-(aq)2(1)水的離子積：K=C(H+)·C(OH－) 250CK=1.0×10-14wWw wW例,在0.1000mol.dm-3HCl溶液中,C(H+)=0.1000mol.dm-3,C(H+)·C(OH－)=KwWC(OH－)=

W 01014

1.01013mol.dm3CH 0.1000(2)pH值:pH=－lg{C(H)}, pOH=lg{C(OH)},pH+pOH=1４例,0.1000mol.dm-3HCl溶液,pH=1,pOH=14-1=13酸堿質(zhì)子理論(1H+(2H+一個酸給出質(zhì)子變?yōu)槠涔曹棄A,一個堿給出質(zhì)子變?yōu)槠涔曹椝?HA ===== H+ ＋ A－共軛酸 共軛堿:HAc—NaAcHF—NHFNHCl—NHHCO4 4 3 2 3—HCO－、HCO－—CO2－3 3 3HPO－—HPO2－等2 4 4具有兩性。如，HCO－、HPO－、HPO2－等3 2 4 4,HAc(aq)H+(aq)

(aq)+Ac－弱酸的解離常數(shù)：K=aCeq(H).Ceq(Ac)Ceq(HAc)Ka 酸若弱酸比較弱，K＜104則：eq(HKa 酸aα已解離的溶質(zhì)量解離前溶質(zhì)的總量

100%,eq(H+)α；HAc(aq)=====H+(aq)+Ac－(aq)平衡濃度/mol·dm-3

c若弱酸比較弱，KaKaCKaC酸

…….稱溶液的稀釋定律說明：a

越大則酸性越強。Ka

只與溫度有關(guān),在一定溫度下,Ka為一常數(shù),Ka

不隨濃度變化而變。αccα升高；少,一般,解離度增大的程度比濃度減少的程度要小的多,因H+降低.1.0.100mol.dm-3

HAcPH（K＝1.8×10－5）Ka 酸:eq(HKa 酸pH=2.88

a1050.1001.34101050.10020.100mol.dm-3HCN0.010％,則該溫度時，HCN的解離常數(shù)Ka是多少？

2＝0.100×（0.010％）2＝1.00×10－9一元弱堿的解離平衡如,NH3(aq)＋H2O(ι )=====NH4＋(aq)＋OH－(aq)

=Ceq(NHb

eq(OH)4Ceq(NH)3若弱堿比較弱，K＜10－4則：bKCb 堿Ceq(OHKCb 堿Ceq(H＋)=KWCeq(OH)0.100mol.dm-3PH

＝1.8×10－5）KC解：Ceq(OH－)≈ ＝KCb 堿

b0.1001.81051.34100.1001.8105Ceq(H＋)=KW

＝1.010141.34103

7.4610

12mol/LCeq(OH)PH＝11.13多元弱酸解離平衡：解離處理。如,HS(aq)=H(aq)＋HS(aq),Ka=9.11082 1HS－(aq)=H(aq)＋S2(aq),Ka=1.1×10122Ka＞＞Ka1 2K eq(H+K a1 酸因eq(H)≈eq(H－),根據(jù)二級解離平衡,故eq(S2)≈Ka2鹽類水解平衡及溶液的酸堿性溶液呈堿性。例如NaAc水解： Ac－＋HO=HAc＋OH－2溶液呈酸性。例如NH4Cl水解： NH＋＋HO=NH.HO＋H＋4 2 3 2酸KaKb例如NH4Ac水解溶液呈中性：NH4Ac＋H2O＝NH3.H2O＋HAcNaClpH=77.緩沖溶液（1）同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具象叫做同離子效應(yīng)。入該堿的共軛酸，則弱酸或弱堿解離度降低。HAcNaAc，使HAc即HAc(aq)=====H+(aq)+AC－(aq)←AC（加入NaAcHAcα降低（Ka不變）,H+pH同理,在氨水溶液中加入氯化銨,增加NH4+濃度,使氨水解離度降低,OH－降低,溶液pHpH(2）緩沖溶液：由弱酸及其共軛堿（）或弱堿及其共軛酸（如,弱堿與弱堿鹽）所組成的溶液，能抵抗外加少量強酸、強堿或稍加稀釋而使本身溶液pH溶液的pH緩沖溶液種類：HAcNaOHHAc的NaAcNH3NH4Cl；過量的弱堿和強酸.如NH3.H2OHClNH3和生成的NH4Cl組成緩沖溶液。。多元酸－酸式鹽,多元酸的兩種不同的酸式鹽：如H2CO3－NaHCO3，NaHCO3－Na2CO3；NaH2PO4－Na2HPO4.緩沖溶液pHCeq(H)Ka

C(共軛酸)K Ca=C(共軛堿) aCbC(共軛酸) CpHPklga C(共軛堿)

pKa

lg aCbC(共軛堿) C ,Ceq(OH)K

bC(共軛酸)

K bbCaC(共軛堿) CpOHpKlg pKlg b C(共軛酸) b C其中,pKa

=-lgKa ;,pKb

a=-lgKb例1.將100ml0.20mol.dm-3HAc和50ml mol.dm-3NaAc混,求混合后溶液pH值.已知HAcKa=1.76×10－5解:混合后:CHAc

1000.20150500.20

0.133mol.dm3CNaAc

0.067mol.dm3150pHpKa

CHAcC

lg1.76105

0.1330.067

4.750.304.45NaAc2100ml0.20mol.dm-3HAc50ml混合,求混合后溶液pH值.已知HAcKa=1.76×10－5解:混合后,剩余HAc濃度為:(10050)0.20C 0.067mol.dm3HAc 150

mol.dm-3NaOHHAc和NaOH反應(yīng)后生成的NaAc濃度為:500.20CNaAc

150C

0.067mol.dm30.067pHpKa

HAcCNaAc

lg1.76105

0.067

4.75例3.將100ml0.20mol.dm-3NH和50ml 0.203NH4Cl混合,求混合后溶液pH值.

mol.dm-3已知NH3解:混合后:

Kb

=1.76×10－5CNH

1000.2015050

0.133mol.dm3CNH

0.067mol.dm150pOHpKb

C NH3C0.133NH4Cl0.133

lg1.76105lg 0.067pH14pOH144.459.55例4.將100ml0.20mol.dm-3NH和50ml 0.203mol.dm-3NaOH混合,求混合后溶液pH值.已知NH3

Kb

=1.76×10－5解:混合后,剩余NH濃度為:3(10050)0.20C 0.067moldm3NH3 1504NH和NaOH反應(yīng)后生成的NHCl濃度為:43500.20CNH

150C

0.067mol.dm3

0.067pOHpKb

NH3CNH

lg1.76105lg 0.067pH14pOH144.759.25(4)緩沖溶液的配制：當(dāng)組成緩沖溶液的共軛酸堿對的濃度Ca=Cb

時，緩沖溶液緩沖能力最大，此時pH=pKa，此即為選擇緩沖溶液的原則。pH=5HAc—NaAc液pK=4.74；配制pH=9NH3—NH4Cl液pK=9.26；pH=7NaHPO—NaHPO2 4 2 4混合溶液（pKa=7.20。20.110作用，緩沖溶液的緩沖范圍:pH=pKa±1難溶電解質(zhì)的多相解離平衡難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡AB(s)==nAnm

m+(aq)+mBn-(aq)1）溶度積（常數(shù)：K(AB)={e(Am+)}neq(B－)}msp nm溶度積K在一定溫度下為一常數(shù).sp如, AgCl(s)=====Ag+(aq)+Cl-(aq)25C,K(AgCl)=｛eq(Ag+)｝.｛eq(Cl)｝=1.77×10-7SPK(CaFSP 2

)=eq(Ca2+).{eq(-)=3.4×10-11KSP{Mg(OH)2}=e(Mg2+).{e(OH)}=1.8×10-11(2)溶解度(mol.dm－)與溶度積Ksp的關(guān)系：溶解度dm3mol.dm－3。溶解度sKsp的關(guān)系：對于AB型沉淀： 如AgClAgBrAgICaCO3CaSO4等。CaCO(s)=Ca2+(aq)+CO3 3平衡濃度/mol·dm-3 s sKSPsp(CaCO)=2 ，sKSP3對于AB或AB型沉淀： 如AgCrO,Mg(OH)等。2 2 2 4 2AgCrO(s)=2Ag+(aq)+CrO2-(aq)2 4 4平衡濃度/mol·dm-3

2s s

CrO2

)=(22s=43，=K3SP4KspSK3SP41.250C(AgCrO1.31×10-42 4－3,求其溶度積.

mol.dm解: AgCrO(s)=2Ag+(aq)+CrO2 4 4平衡濃度/mol·dm-3

2s ssp(AgCrO)=(22s=43＝4×（1.31×10-4）3＝9.0×2 410-122.250CAgCl、AgCrO、2 49.0×10-12，問其溶解度何者為大？KSP1.5610KSP1.561010

1.25105AgCrO2

的溶解度為：s=K3SPK3SP439.01012

1.31104moldm3可見溶解度大小為：Ag2CrO4>AgCl（3）溶度積規(guī)則：判斷沉淀的生成和溶解。溶液中,離子濃度的乘積：Q={C(Am+)}n{C(Bn－)}m溶度積：K(A

)={Ceq(Am+)}n{Ceq(Bn－)}msp nm若Q<KSPQ=KSP

,不飽和溶液，無沉淀析出或沉淀將溶解;,飽和溶液,沉淀和溶解達(dá)到平衡;Q>KSP

，過飽和溶液，有沉淀析出如，在FeSSP

,加入鹽酸后，由于S2－＋2H＋＝H2

S（g，降低S2－濃度，使Q<KSP

，以致FeS沉淀溶解。Q的乘積;若有幾種沉淀,先滿足Q=KSP

者,先沉淀;沉淀完全(離子濃度<10-60.10moldm-3

MgCl0.10moldm-32

氨水,問溶液能Mg(OH)2]=5.61x10-12;氨水2K=1.77×10-5b解:混合后,C(Mg2)

0.1020.10

0.050moldm3C(NH3

) 0.050moldm32Kcb NH31.771050.050c(OH) Kcb NH31.771050.050Q=(Mg2+).{(OH)}2=0.050×{9.4×10-4}=4.42×10-8K{Mg(OH)2}=1.8×10-11SPQ>KSP

,故有沉淀析出.（4）質(zhì)具有相同離子的易溶電解質(zhì)，可使難溶電解質(zhì)溶解度降低，這種現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。AgClNaCl，使AgCl周期原子核外電子分布和元素周期系元素周期表是元素周期系的體現(xiàn)，元素周期表由周期和族組成。1．每周期元素的數(shù)目＝周期能級組元素數(shù)目11s2222s22p6833s23p6844s23d10 4p61855s24d10 5p61866s24f14 5d106p63277s25f14未完成6d10…………元素在周期表中的位置和原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系周期數(shù)＝電子層數(shù)族數(shù) 主族的族數(shù)＝最外層電子數(shù)IIIB－VIIB族的族數(shù)＝ns(n1)d電子數(shù) 零族的最外層電子數(shù)8 nsn電子數(shù)知道元素在周期表中的位置（哪一周期、哪一族）出原子的電子分布式和外層電子分布式，反過來也一樣。14VI出該元素原子的電子分布式和外層電子分布式。電子分布式：4s24p4（46）再根據(jù)外層電子分布式推出完整的電子分布式：1s22s22p63s23p63d104s24p42.4d55s2中所屬的周期數(shù)和族數(shù)。解：周期數(shù)＝5（層數(shù)＝5）族數(shù)＝VIIB族（ns電子＋（n－1）d電子數(shù)＝2＋5＝7）元素在周期表中的分區(qū)根據(jù)原子的外層電子構(gòu)型可將元素分成5個區(qū)：族數(shù)族數(shù)IA,IIAIIIB－IB,IIIA－VIIAVIIB,VIII IIB外層電子構(gòu)型ns1-2(n-1)d1-8ns2 (n-1)d10ns1-2ns2np1-6分區(qū)sd區(qū) ds區(qū)p族主族副族＋VIII=過渡元素主族f＝鑭系＋錒系元素3.試分別指出例1342表中所屬的分區(qū)。344s24p4p4d55s2區(qū)。元素性質(zhì)的周期性遞變金屬性和非金屬性同一族：主族元素：從上→下，原子半徑逐漸增大，金屬性增強過渡元素：過渡元素:從下→上金屬性增強.元素的電離能、電子親合能和電負(fù)性1X(氣)－e=X＋用于衡量單個原子失去電子的難易程度。第一電離能越大,原子越難失去電子;數(shù)值越小,原子越易失去電子。元素的電子親合能:基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子形成－1X(氣)＋e=X－用于衡量單個原子獲得電子的難易程度。電子親合能越大,原子越容易獲得電子;數(shù)值越小,原子越難獲得電子。同一周期自左向右,電負(fù)性值增大,非金屬性增強,金屬性減弱;同一族自上向下電負(fù)性逐漸減少.金屬元素的電負(fù)性值﹤2.0(除鉑系和金),非金屬元素的電負(fù)性值﹥2.0Si1.8氧化物及其水合物的酸堿性遞變規(guī)律1．氧化物及其水合物的酸堿性一般規(guī)律化學(xué)反應(yīng)方程式，化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡化學(xué)反應(yīng)方程式的寫法、配平、計算化學(xué)反應(yīng)方程式的寫法與配平：把參加化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)在右邊,根據(jù)反應(yīng)物和產(chǎn)物原子總數(shù)和電荷總數(shù)均相等的原則配平反應(yīng)方程式。

＋HCl＝NaCl＋CO3

＋HO；2Ca（OH）2

+2SO+O＝2 22CaSO+2HO4 2應(yīng)的各物質(zhì)的物質(zhì)量（n：摩爾數(shù)）之比等于其化學(xué)計量系數(shù)之比。aA＋bB=gG＋dDa：b=n

：n,n=anA B A b反應(yīng)熱吸熱放熱熱化學(xué)反應(yīng)方程式的寫法1．應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱。以符號q表示。吸熱，q>0；放熱q<0。2.熱化學(xué)反應(yīng)方程式的寫法熱化學(xué)反應(yīng)方程式：表明化學(xué)反應(yīng)方程式和反應(yīng)熱（q）關(guān)系的方程式。熱化學(xué)反應(yīng)方程式的書寫:1)標(biāo)明溫度和壓力：T=298.15k,P＝101.325kPa可省略。右下角標(biāo)明物質(zhì)聚集狀態(tài)：氣態(tài)：g液態(tài)：ι固態(tài)：s溶液：aq為分?jǐn)?shù)。標(biāo)明反應(yīng)熱：q<0:放熱,q>0:吸熱，單位：kJmol－1例:C(s)+O2(g)=CO2(g);q=－393.5kJmol－1爾生成焓、反應(yīng)的焓變與計算熱力第一定律能的變化量（△u）等于熱（q）和功（w）代數(shù)和?！鱱＝q＋w⑴恒容過程：在恒容不作非體積功條件下，△u＝qV,即反應(yīng)中系統(tǒng)內(nèi)能的變化量（△u）在數(shù)值上等于等容熱效應(yīng)q。V⑵恒壓過程：在恒壓，只作體積功的條件下，△H=q，p即反應(yīng)的焓變△H在數(shù)值上等于其等壓熱效應(yīng)。H效應(yīng),△H﹤0 放熱；△H﹥0 吸熱。反應(yīng)熱效應(yīng)的理論計算蓋斯（Hess）的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與變化的途徑無關(guān)。若，反應(yīng)（3）＝反應(yīng)（1）±反應(yīng)（2）則，△H=△H±△H3 1 2例：（1）C+O=CO;△H=-393.5kJmol－1(s) 2(g) 2(g) 1(2)CO+1/2O=CO;△H=-283.0kJmol－1(g) 2(g) 2(g) 2則反應(yīng)（1）－（2）得反應(yīng)（3）C +1/2O=CO；△H(s) 2(g) (g) 3H=△H－△H＝（－393.5）－（-283.0〕3 1 2＝－110.5kJmol－1注意：1）方程式乘以系數(shù),相應(yīng)反應(yīng)熱也應(yīng)乘以該系數(shù).如，2C+2O=2CO;△H=－787kJmol－1(s) 2(g) 2(g)因此，反應(yīng)3）＝（1）±3（2，則△H3=2△H±3△H22）正逆反應(yīng)的反應(yīng)熱絕對值相等，符號相反。如，CO =C+O;△H=393.5kJmol－12(g) (s) 2(g)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變△rHm標(biāo)準(zhǔn)條件

的計算對于不同狀態(tài)的物質(zhì),其標(biāo)準(zhǔn)的含義不同：氣態(tài)物質(zhì):指氣體混合物中,各氣態(tài)物質(zhì)的分壓均為標(biāo)準(zhǔn)壓力

。Pθ

=100kPa溶液中水合離子或水合分子：指水合離子或水合分子的有效濃度為標(biāo)準(zhǔn)濃度Cθ。Cθ=1mol.dm-3液體或固體：指純液體或純固體。于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。以“θ”表示。位物質(zhì)量（1mol）的純物質(zhì)時反應(yīng)的焓變稱該物質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)摩爾Hf m

(298.15K)表示。單位kJmol－1規(guī)定：指定單質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零?！鱄f m298.15K)=0，

(單質(zhì)，Hf m

(H，g，298.15K)=0；△H2 f m

(Zn，s，298.15K)=0例已知反應(yīng)2H(g)+O(g)=2HOι )△rH2 2 2 m

＝－570kJmol－1，求液態(tài)水的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。Hθ(Hf m 2

，298.15K)＝Hr m 2r m

570280kJmol124）反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變△rHθm

的計算對于反應(yīng): aA+bB=gG+dD△rH

θ(298.15K)=｛g△m f

θ(G,298.15K)+d△Hm fθ(D,298.15K)｝-｛a△m fθ(B,298.15K)｝;kJmol－1m

θ(A,298.15K)+b△Hm f298.15KCO(gHO(g)的標(biāo)準(zhǔn)摩2爾生成焓分別為-110.4KJmol-1C(S)+HO(g)=CO(g)+H(g)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變2 2△rHm

(298.15K)=｛△Hf m

(CO,g298.15K)+△Hfm

(H,g，2298.15K)｝-｛△Hf m

(C,s,298.15K)+△Hf m

(HO,g,298.15K)｝2=｛(-110.4)+0｝-｛0+(-241.7)｝=+131.3KJmol-15)說明：反應(yīng)的焓變基本不隨溫度而變。即△ H(T)H(298.15K)大小規(guī)律反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變及計算1．熵度.符號S.熵是狀態(tài)函數(shù)。熵值越大,系統(tǒng)混亂度越大。體的熵值為零,即S(0K)=0.物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵：單位物質(zhì)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，以 Sθ 表示。單位mJ.mol-1.K-1.物質(zhì)熵值的大小,有如下規(guī)律:S>S>Ssg ι如，Sθ

(HO，g，298.15K)>m 2

(HO，ι ，298.15K)m 2同一物質(zhì),聚集狀態(tài)相同時,熵值隨溫度升高而增大.即S高>S溫 低溫如，Sθ

(Fe，s，500K)>Sθm

(Fe，s，298.15K)m當(dāng)溫度和聚集狀態(tài)相同時，結(jié)構(gòu)較復(fù)雜（多復(fù)雜分子單分子。如，Sθ

(CH，g，298.15K)>m 26

(CH，g，298.15K)m 4ΔSθrm對于反應(yīng): aA+bB=gG+dDΔSrm

(298.15K)=｛gSm

(G,298.15K)+dSm

(D,298.15K)｝-｛aSm

(A,298.15K)+bSm

(B,298.15K)｝;J.K-1.mol－1說明:反應(yīng)的熵值基本不隨溫度而變。即ΔS(T)ΔS(298.15k)斷吉布斯函數(shù)：GH–TS吉布斯函數(shù)變：ΔG=ΔHTΔS反應(yīng)方向(自發(fā)性)的判斷：標(biāo)準(zhǔn)為：ΔG＜0反應(yīng)正向自發(fā);ΔG=0平衡狀態(tài);ΔG＞0考慮ΔHΔS（1)ΔH＜0，ΔS＞0；ΔG＜0正向自發(fā)（2)ΔH＞0，ΔS＜0；ΔG＞0正向非自發(fā)（3)ΔH＞0，ΔS0ΔG值，高溫有利于正向自發(fā)（4)ΔH＜0，ΔS0ΔG值，低溫有利于正向自發(fā)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的臨界溫度為：T=HS化學(xué)反應(yīng)速率的表示質(zhì)量作用定律速率方程式反應(yīng)級數(shù)化學(xué)反應(yīng)速率的表示化學(xué)反應(yīng)速率（反應(yīng)速率）υ 為: υ=ν -1dc(B)B dt其中,ν :物質(zhì)B的化學(xué)計量數(shù),反應(yīng)物取負(fù)值，生成物取正B值。dc(B)：反應(yīng)隨時間引起引起的物質(zhì)B的濃度的變化率。dt對于反應(yīng)：aA+bB=gG+dDυ1

dc(A)＝－1

dc(B)

＝＋

dc(G)＝＋1

dc(D)a dt b dt例,反應(yīng)N+3H=2NH2 2 3

g dt

d dt2υdc(N1dc(H)2

dc(NH)dt2 3 dt

2 dt3化學(xué)反應(yīng)速率大小首先取決于反應(yīng)物本性,對一給定的反應(yīng),反應(yīng)速率υ素有關(guān)。濃度的影響和反應(yīng)級數(shù)濃度對反應(yīng)速率的影響:增加反應(yīng)物或減少生成物的濃度,反應(yīng)速率加大。(1)質(zhì)量作用定律：在一定溫度下，對于元反應(yīng)，反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度（數(shù)）的乘積成正比。2)化學(xué)反應(yīng)速率方程式對于元反應(yīng)：aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝a｛c(B)｝b式中κ和壓力無關(guān)。n=a+bn:稱反應(yīng)級數(shù)；CHCl=CH+HCl；υ=κ（CHCl；n=1一級反應(yīng)25 24 25NO+CO=NO+CO;υ=κ｛c(NO)c(CO);n=2二級反應(yīng)2 2 22NO+O=2NO;υ=κ｛c(NO)｝.c(O)；n=3三級反應(yīng)2 2 2反應(yīng),aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝x｛c(B)｝y式中 n=x＋yn：反應(yīng)級數(shù)，由試驗來確定。例,在1073K時,反應(yīng) 2NO+2H=====N+2HO2 2 2經(jīng)試驗確定其反應(yīng)速率方程式為:υ=κ｛c(NO)｛c(H),2故該反應(yīng)為三級反應(yīng).的濃度作為常數(shù)“1阿侖尼烏斯公式溫度對反應(yīng)速率的影響活化能催1．阿侖尼烏斯公式：κ=ZeEaRT㏑κEa＋㏑ZRT式中,κ：速率常數(shù)；Z：指前因子；Ea：化學(xué)反應(yīng)的活化能.2由阿侖尼烏斯公式可見:溫度升高Tκυ↑Eaυ3）反應(yīng)速率常數(shù)變化與溫度變化的關(guān)系

↑，κ 正 逆

E 1 1

TT。ln21

Ra(T T2

) 2 1TT12活化能與催化劑活化能：活化絡(luò)合物（或活化分子）的平均能量與反表示Ea?；罨芘c反應(yīng)熱效應(yīng)的關(guān)系:Ea(正)－Ea(逆)≈△HEa(正)：正反應(yīng)活化能；Ea(逆)：逆反應(yīng)活化能。若Ea(正)﹥EaEa(正)﹤Ea(逆)，△H﹤0，反應(yīng)放熱。4率。而本身組成、質(zhì)量及化學(xué)性質(zhì)在反應(yīng)前后保持不變。5．從活化分子、活化能的觀點解釋加快反應(yīng)速率的方法：加快反應(yīng)速率。活化分子總數(shù)＝分子總數(shù)×活化分子數(shù)%(1)增大濃度：活化分子％一定，濃度增大，增加單位體積內(nèi)分子總數(shù)，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應(yīng)速率。(2速率加快,分子碰撞幾率增加,反應(yīng)速率增加;另一方面,升高溫度使更多分子獲得能量而成為活化分子，活化分子％顯著增加，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應(yīng)速率?；罨肿樱ワ@著增加，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應(yīng)速率(υ正↑υ逆↑)化學(xué)平衡的特征標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)規(guī)則轉(zhuǎn)化率平衡中物質(zhì)量關(guān)系及有關(guān)平衡的計算溫度對平衡常數(shù)的影響化學(xué)平衡的特征（1）到平衡狀態(tài);

＝υ 系統(tǒng)達(dá)正 逆（2）生成物和反應(yīng)物的濃度（或壓力）不再隨時間變化;（3）件改變,平衡會發(fā)生移動。kθ當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡時,生成物相對濃度（或相對壓力）計量系數(shù)為指數(shù)的的乘積與反應(yīng)物相對濃度（或相對壓力）以計量系數(shù)為指數(shù)的的乘積的比值為一常數(shù)，此常數(shù)稱為該反應(yīng)在該溫度下的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，以kθ表示。kθ的表達(dá)式對于氣體反應(yīng)：aA(g)+bB(g)=====gG(g)+dD(g)kθ={peqG)/g{peq(D)/d{peq(A)/p}a{peq(B)/p對于溶液中的反應(yīng):aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)式, 說明:

kθ=100kPa;

=CeqG)/C}gCeq(D)/Cd{Ceq(A)/C}a{Ceq(B)/C=1moldm-3

只是溫度的函數(shù),溫度一定,kθ

為一常數(shù),不隨濃度或壓力而變。1常數(shù)表達(dá)式。kθ例,

表達(dá)式,與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)N+3H=2NH kθ2 2 3; 11N+3H2 2 2

=NHkθ3; 22NH=N+3H;kθ3 2 2 3kθ=｛k1 2

｝2=1K3多重平衡規(guī)則：如果某個反應(yīng)可以表示為兩個或更多個反可表示為:反應(yīng)（3）＝反應(yīng)（1）+反應(yīng)（2）; k3kθ2

=kθ.1反反反k3轉(zhuǎn)化率

=k1

/kθ2轉(zhuǎn)化＝某反應(yīng)物已轉(zhuǎn)化的量100％＝某反應(yīng)物起始濃度－反應(yīng)物平衡濃度反應(yīng)物起始時的量 某反應(yīng)物的起始濃度平衡中物質(zhì)量關(guān)系及有關(guān)平衡的計算已知初始濃度和轉(zhuǎn)化率,通過化學(xué)平衡可求平衡常數(shù);和轉(zhuǎn)化率.1.0molNO（g）放入一密閉容器中,2 4當(dāng)反應(yīng)N0.8molNO24 2 2（g）,氣體總壓力為100.0kPa,求該反應(yīng)的K。解： NO（g） = 2NO24 2（g）平0.8

衡時物質(zhì)的量/mol 0.6平衡時0.8/1.4

的摩爾分?jǐn)?shù) x 0.6/1.4....平衡分壓為： 0.6/1.4×0.8/1.4×P=57.14kPa總

=42.86kPa ;總(P /P)2

(57.14/100)22K NO 0.762P /PNO

42.86/10024溫度對標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的影響K與ΔrG的關(guān)系m㏑kθ

=rGmRT溫度對平衡常數(shù)的影響kθ=

rGRT

=rmRT

+rSmR可見，溫度對平衡常數(shù)的影響與反應(yīng)的熱效應(yīng)有關(guān)。對于吸熱反應(yīng),△rHmθ >0,隨溫度升高,平衡常數(shù)增大.即T↑,kθ↑對于放熱反應(yīng),△rHmθ<0,隨溫度升高,平衡常數(shù)減少.即T↑,kθ↓3）平衡常數(shù)變化與溫度變化的關(guān)系2lnK2K

H(11)T T。 2 1R T T 2 1 TT 1 2 1 12平衡的影響溫度對化學(xué)平衡的影響....1狀態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過程叫化學(xué)平衡的移動。呂.查德里原理:假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一,如濃度、壓力或溫度,平衡就向能減弱這個改變的方向移動。即2．濃度對化學(xué)平衡的影響:在其他條件不變的情況下,增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度,都可以使平衡向正反應(yīng)的方向移動;增大生成物的濃度或減少反應(yīng)物的濃度,都可以使平衡向逆反應(yīng)的方向移動。3．壓力對化學(xué)平衡的影響:在其他條件不變的情況下,增大壓力會使化學(xué)平衡向著氣體分子數(shù)減小的方向移動;減小壓力,會使平衡向著氣體分子數(shù)增大的方向移動。若反應(yīng)前后，氣體分子數(shù)相等，則壓力對平衡的移動沒有影響。4．溫度對化學(xué)平衡的影響:在其他條件不變的情況下,升高溫度,會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)的方向移動;降低溫度,會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)的方向移動。注意：催化劑能同樣倍數(shù)的加快正逆反應(yīng)速率,故不能使平衡發(fā)生移動.如，對于反應(yīng)NO（g）+CO（g）

N(g)+CO2 2

(g)，Hr m

373.2kI/mol

NO和CO的轉(zhuǎn)化率，應(yīng)采取的措施是低溫高壓。5．利用反應(yīng)商判斷反應(yīng)移動的方向（1（或起始狀態(tài)）時,生成物相對濃度（或相對壓力）相對濃度（或相對壓力）Q對于氣體反應(yīng)：aA(g)+bB(g)=====gG(g)+dD(g)Q={p(G)/p}g{p(D)/p}dP{p(A)/p}a{p(B)/p}b

，稱為壓力商；對于溶液中的反應(yīng):aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)QC（2)熱力學(xué)等溫方程式:

={C(G)/C}g(D)/C}d{C(/C}a(B)/C}b

，稱為濃度商。rGm=rGm+RTlnQ;其中,rGm=－RTlnKθGr m

RTlnQK（3)反應(yīng)方向（即平衡移動）判斷當(dāng)Q<Kθ方向移動）;當(dāng)Q=Kθ當(dāng)Q>Kθ應(yīng)方向移動）

,則rGm<0,反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行（平衡向正反應(yīng),則rGm=0,平衡狀態(tài)（反應(yīng)不移動）;,則rGm>0,反應(yīng)逆向自發(fā)進(jìn)行（平衡向逆反2 2O2(g)O(g)2SO(g2 298K6.024

，在此溫度時,該反應(yīng)的反應(yīng)商Q=1.2，則該反應(yīng)可正向進(jìn)行（Q<Kθ）。3.5氧化還原與電化學(xué)方程式的配平的過程.例,Zn-2e-1=Zn2+低的過程例Cu2++2e-1=Cu（化合價降低Cu2+。（化合價升高）Zn。氧化還原反應(yīng):有電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)。歧化反應(yīng)：同一物質(zhì)，在同一反應(yīng)中，既可作為氧化劑（得電子化合價降低，又可作為還原劑（高，此反應(yīng)稱為歧化反應(yīng)。3I2

=====IO3

5I-+3HOI2 2既是氧化劑又是還原劑。6配平步驟:（1)用離子式寫出參加氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)物和產(chǎn)物;....如, MnO4-+Fe2+→Mn2++Fe3+（2)寫出氧化還原反應(yīng)的兩個半反應(yīng):還原劑失去電子被氧化—氧化反應(yīng);氧化劑得到電子被還原—還原反應(yīng);MnO4-+e-→Mn2+;Fe2+→Fe3+（3均相等;MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O;Fe2+-e-→Fe3+反應(yīng)式的系數(shù),并合并之,寫出配平的離子方程式和分子方程式。MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O電池的圖式1．原電池及電極反應(yīng)原電池：將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。例如銅鋅原電池:Zn-2e-1=Zn2+正極發(fā)生還原反應(yīng)，Cu2++2e-1=Cu原電池的總反應(yīng)：Zn+Cu2+=Zn2++Cu....組成原電池的電極歸納起來分為四類：金屬—金屬離子電極,例如：Zn︱Zn2+（C）非金屬—非金屬離子電極,例如：Pt︱H（P）︱H+（C）2金屬離子電極,例如：Pt︱Fe3＋(CFe2＋(C1 2金屬—金屬難溶鹽電極,例如：Ag,AgCl（S）∣Cl—（C）說明：1） 非金屬電極及離子電極，（鉑PtC）作輔助電極；2）界，用（）隔開；

不同價態(tài)離子之間無相H＋離子或OH－2（－）BB+（C）┆A+（C）∣A(+)如，銅鋅原電池圖式為（－Zn︱Zn2（C）┆Cu2（C）∣Cu(+)

+8H++O4

＝Mn2++5Fe3++4H2

O，設(shè)計為原電池，原電池圖式為：（-）Pt|Fe3+，F(xiàn)e2+┆┆MnO，Mn2+，H+|Pt（+）4標(biāo)準(zhǔn)氫電極標(biāo)準(zhǔn)電極電勢原電池電動勢電動勢能斯特方程及電動勢的計算 電極電勢的能斯特方程及電極電勢的計算1．電極電勢：金屬（或非金屬）與溶液中自身離子達(dá)到平衡時產(chǎn)生的電勢稱電極的電極電勢，以φ表示。2離子濃度為1mol.dm-3)時的電極電勢,以φθ

表示。標(biāo)準(zhǔn)氫電極：規(guī)定在任何溫度下標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電勢

（H+/H）=0.0000V2Pt︱H(100kPa)︱H+(1mol.dm-3)2

：將待測電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成原電池,可求待測電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢。說明：的改變而變.例：Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V；Cu－2e=Cu2+,φθ=+0.34V電極電勢不隨電極反應(yīng)計量系數(shù)的改變而變化。例：電極反應(yīng)：Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V2Cu=2Cu2++4e，φθ=+0.34V原電池電動勢：E=φ－φ；(+) (—)

=φθ －φθ(+) (—)電極電勢φ高的電極作正極，電極電勢φ低的電極作負(fù)極，E>0，原電池正常工作，電流從正極流向負(fù)極。(4)參比電極：由于標(biāo)準(zhǔn)氫電極要求氫氣純度高、壓力穩(wěn)定,電極電勢的對比參考,稱為參比電極。電動勢的能斯特方程:aA+bB=gG+dD,298KE=Eθ-n

lg{C(G)/C}g{C(D)/C}d{C(/C}a{C(B)/C}b

=1moldm-3

,可省略；Eθ=φθ －φθ(+) (—)可見,隨反應(yīng)的進(jìn)行,原電池的電動勢將不斷減少.例：求反應(yīng)Cu2+(1.0moldm-3)＝Ni2++(0.1moldm-3)+Cu（s）組成的電池電動勢。E(cu2E(cu2/CuNi2/Ni)0.0592lgC(Ni2)C(Cu2(0.26)0.059lg0.1021.0

/Cu)＝0.3419V；電極電勢的能斯特方程:a（氧化態(tài)）+ne—=b（還原態(tài)）,298Kφ=φθ

lg{C(/Cn {C()/C其中,Cθ=1mol.dm-3,可省略.例.Fe3＋（aq）＋e＝Fe2＋（aq）(Fe3/Fe3)0.059lgC(Fe3)C(Fe3)使用能斯特方程應(yīng)注意：(1）1。例.Cu2+(aq)＋2e-＝Cu（s)

0.059lgC(Cu2)20.059lgC(Cu2)2(2）若電極反應(yīng)中某物質(zhì)是氣體，則用相對分壓對濃度

p代替相pCC例如氫電極,電極反應(yīng)為:2H+(aq)特方程為:

=====H(g),其能斯2 0.05917 C(H)/C2(H/H

)(H/H

) lg

2 2θ=100kPa,不可省略.

p(H2

)/p(3)對于有H+或OH-參加的電極反應(yīng),其濃度及其計量系數(shù)也應(yīng)寫入能斯特方程.如,電極反應(yīng): MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O ,其能斯特方程為:

C(MnO).C(H)8(MnO/Mn2)(MnO/Mn2) lg 44 4 5 C(Mn2)可見溶液pH值對含氧酸鹽的電極電位影響很大.據(jù)電極電勢的能斯特方程,求出正、負(fù)極的電極電勢,再據(jù)