大学化学3-4章总结 13页

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  • 2022-08-16 发布

大学化学3-4章总结

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大学化学3-4章总结溶液的通性:难挥发的非电解质稀溶液的性质(溶液的蒸气压下降,沸点上升,凝固点下降和溶液的渗透压)与一定量溶剂中所溶解溶质的物质的量成正比。用公式表示为:Δp=xBp(A)ΔTbp=kbpmΔTfp=kfpmπ=cRT适用条件:难,非电,稀\n难挥发:相对于溶剂而言。若加入易挥发的溶质:溶液的蒸气压升高(溶质的蒸气压+溶剂的蒸气压),沸点下降(下降原因:沸点:  当液体的蒸气压等于外界压力时的温度);凝固点下降(下降原因:凝固点:物质的液相蒸气压和固相蒸气压相等时的温度),稀溶液:对浓溶液来说,也有此性质,但不符合此定量关系;非电:对电解质溶液,因为要解离,所以要乖以i来校正。说明:对凝固点下降,可不必考虑溶质是否难挥发。k:与溶剂的种类有关,与溶质无关。\n对同浓度的溶液来说:沸点高低或渗透压大小的顺序为:A2B或AB2型强电解质>AB型强电解质>弱电解质>非电解质蒸气压或凝固点的大小顺序则相反。概念:蒸气压,蒸气压的形成过程,蒸气压与哪些因素有关(与液体本性及温度有关),溶液蒸气压为什么会下降?沸点,凝固点,质量摩尔浓度,渗透压的形成,反渗透\n酸碱质子理论凡是给出质子(H+)的物质(分子或离子)都是酸;凡是能与质子结合的物质都是碱。酸质子+碱对一元弱酸来说:对二元弱酸来说:对一元弱碱来说成立条件:c/Ka≥400\n任何共轭酸、碱的解离常数之间的关系为KaKb=Kw利用它可以计算不同种物质的酸碱性的大小NH4Cl:NH4+(aq)H+(aq)+NH3(aq)NH4Ac:由于NH4+的Ka与Ac-的Kb几乎相等(=5.7×10-10),所以溶液呈中性NaAc:Ac-(aq)+H2O(l)HAc(aq)+OH-(aq)\n缓冲溶液机理共轭酸H+(aq) +共轭碱\n(2)找不到pKa=pH,找最接近的pKa,再通过调c(共轭酸)/c(共轭碱)来使pH等于要调的pH(3)一般c(共轭酸)/c(共轭碱)=0.1~10,具有缓冲能力,所以pKa=pH±1(4)绝对浓度要大一点难溶电解质溶度积常数Ksp和溶解度S之间的关系溶度积规则(1)Q=Ksp平衡(2)QKsp产生沉淀可判断能否生成沉淀?沉淀是否完全等?配制:(1)pH=pKa\n盐效应和同离子效应沉淀的溶解,利用多重平衡规则----计算酸溶反应常数,定量一般取10-6,相当于ΔGθ=40kJ·mol-1,反应能进行。\n第四章氧化还原方程式配平------离子-电子法介质种类反应物多一个[O]少一个[O]酸性→只能加H+、H2O+2H+→H2O+H2O→2H+碱性→只能加OH-、H2O+H2O→2OH-+2OH-→H2O中性→反应物中只能加水,生成物中可出现H+、OH-+H2O→+H2O→原电池的组成:凡是发生氧化反应—负极原电池的图式\n电极电势产生:电极电势的代数值越小,则该电对中还原态物质越易失去电子,是越强的还原剂;其对应的氧化态物质越难得到电子,是越弱的氧化剂。电极电势的测量:φθ(H+/H2)=0能斯特方程式:a(氧化态)+neb(还原态)\n电极电势的应用φ(A/B)>φ(C/D)>φ(E/F)氧化剂:A>C>E还原剂:B