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道尔顿定律(气态方程和道尔顿定律)

反应,溶液,系统道尔顿定律(气态方程和道尔顿定律)

发布时间：2016-12-08加入收藏来源：互联网点击：

=-kt （公式19） 一级反应lncA~t呈直线关系 定温下达到一定转化率y所需的时间为定值，与cA,0无关

半衰期T1/2=ln2/k 一级反应的半衰期与反应物起始浓度无关 4、温度对反应速率的影响

（公式20）当温度由T1 升高到T2，活化能大的反应，反应速率常数增加的倍数大。 活化能对反应速率的影响 当温度一定，不同的反应：活化能越小反应速率越快。 活化能大的反应：温度对反应速率常数的影响越大。 发生有效碰撞条件①反应物分子具有足够高的能量。②反应物分子碰撞时的取向要适当。 反应的活化能越大，反应的阻力越大，反应就越难进行。 ΔrHm≈ΔrUm=Ea正-Ea逆0 该正反应为放热反应 加快反应速率的方法 (1)增大反应物浓度。(2)升高温度。(3)降低活化能。 5、催化剂对反应速率的影响 催化剂作用关键：大大降低了反应的活化能 质： 催化剂能同时加快正、逆反应速率。 催化剂不能改变反应的方向和限度。 催化剂只能对热力学上可能发生的反应起加速作用。 溶液 1、溶液组成的表示方法 物质B的质量摩尔浓度bB或mB 定义：溶质B的物质的量（以mol为单位）除以溶剂的质 量（以kg为单位）。

2、稀溶液的拉乌尔定律 拉乌尔定律：一定温度下，稀溶液中溶剂的蒸气压pA等于同一温度下纯溶剂的饱和蒸气压pA*与溶剂的摩尔分数xA的乘积。 溶液中溶剂的蒸气压下降值与溶液中溶质的摩尔分数成正比，与溶质的种类无关。 pA=pA*xA（公式21） 3、稀溶液的依数 （1）稀溶液的蒸汽压下降 ΔP=KbB K 与溶剂的本有关，溶剂一定，其值一定。 溶液中溶剂蒸汽压下降值与溶液中溶质的质量摩尔浓度成正比，与溶质的种类无关。 （2）稀溶液的沸点上升 ΔTb= KbbB （公式22） （3）稀溶液的凝固点下降ΔTf=KfbB （公式23） (4)稀溶液的渗透压 ΠV = nRT（公式24） 溶液渗透压只与溶液中溶质的浓度有关，与溶质的本无关 二、酸碱质子理论 1、酸碱的定义与共轭关系 酸：凡是能给出质子的物质（分子或离子）都是酸。 碱：凡是能够接受质子的物质（分子或离子）都是碱。 共轭酸

质子+ 共轭碱 Ø Ø ①酸越强，共轭碱碱就越弱。②质子酸碱两物质。③酸碱质子理论排除盐的概念,离子酸、离子碱。 2、酸碱反应 1）酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递过程。 2）酸碱反应的方向：总是向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向。 三、水溶液中的酸碱平衡 1、弱酸弱碱的电离平衡 （1）标准解离平衡常数Kθ Kq是温度的函数，与电解质的起始浓度无关。我们不考虑温度对弱酸弱碱解离常数的影响。 弱酸的Kaθ越大，表示给出质子能力越强，酸越强。 弱碱的Kbθ越大，表示接受质子能力越强，碱越强。 （2）一元弱酸弱碱溶液pH计算 一元弱酸C（H+）=

（公式25） 一元弱碱C（OH-）=

（公式26）

（公式27） （3）多元弱酸弱碱溶液pH的计算 从解离常数看：Ka1q Ka2q H2S溶液中的离子浓度相对大小：c (H2S) c (H+) ≈ c (HS-) c (S2-) 多元弱酸中，负二价离子的浓度近似等于二级解离常数 （4）离子酸、离子碱的解离平衡 离子酸、离子碱的解离常数随温度升高而增大 Kaθ·Kbθ=kw 2、同离子效应与缓冲溶液 （1）同离子效应:在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质而使弱电解质的电离度下降的现象。 (2)缓冲溶液 在一定范围内，能抵抗少量外加酸、碱或稀释而保持溶液的pH值基本不变的溶液 组成：弱酸－共轭碱；弱碱－共轭酸。 缓冲对 缓冲溶液pH值的计算

（公式28）

缓冲溶液中加入少量强酸、强碱、少量水时，缓冲溶液的pH值基本不变。 缓冲溶液的缓冲能力是有限度（缓冲容量）的。 所选缓冲对的pKa值（或pKb值）尽可能的接近要配溶液的pH值（或pOH值） 如果配制pH≤2或pH≥12的缓冲溶液，直接选取强酸或强碱溶液按要求的pH值配制成相应的浓度即可。 如果配pH在2～12之间的缓冲溶液，应尽可能选用pH＝pKa的弱酸及其共轭碱配制。 四、沉淀溶解平衡 1、标准溶度积Kspθ

公式29 Kspθ大小反应了难溶强电解质的溶解能力。是温度的函数 溶解度与溶度积的关系 相同类型的难溶电解质Kspθ大，溶解度s大 2、沉淀的生成和溶解 （1）溶度积规则

q（2）沉淀的生成 同离子效应：在难溶强电解质的多相离子平衡系统中，加入具有相同离子的易溶电解质，会使难溶电解质的溶解度下降的现象。 分步沉淀：混合溶液中离子发生先后沉淀的现象。 沉淀的顺序：所需沉淀剂浓度小的离子先沉淀。 沉淀完全的条件：离子浓度＜10-5 mol·L-1 （3）沉淀的转化 沉淀转化的方向：向更难溶电解质的方向转化。两种沉淀物的溶度积差别越大，沉淀转化越完全 一、氧化还原反应 1、基本概念 ·还原剂：失去电子（氧化数升高）的物质，发生氧化反应。 ·氧化剂：得到电子（氧化数降低）的物质，发生还原反应。 ·氧化还原反应由氧化半反应和还原半反应构成，每个半反应均表示同种元素两种价态间的转化 ·氧化还原电对： 表示符号：氧化型/还原型 共轭关系：氧化剂氧化能力越强，还原剂还原能力越弱。 ·氧化还原反应进行的方向 强氧化剂+ 强还原剂→ 弱还原剂+ 弱氧化剂 2、离子—电子法配平氧化还原反应方程式 ·将反应分成氧化和还原两个未配平的半反应 ·配平半反应：原子个数相等，电荷数相等－－添加电子 ·合并半反应：得失电子总数相等。 ·核对 配平半反应式： 酸介质中，多氧一边加H+；在缺氧一边加H2O 碱介质中，多氧一边加H2O；在缺氧一边加OH- 酸介质中的反应不可出现OH-；碱介质中的反应不可出现H+ 二、原电池和电动势 1、原电池 （1）电池反应、电极反应 电极反应：原电池反应在电极表面进行，半电池反应又叫电极反应。 电池反应：两个半电池反应之和。 电极的种类 金属电极、非金属电极、氧化还原电极。电极构成要素：氧化还原电对、导电体 （2）原电池图示 用“¦¦”表示盐桥，负极在左，发生氧化反应；正极在右，发生还原反应正负极中电解质溶液紧靠盐桥写，用“│”表示界面，注明组成电极的物质的状态、组成、正负极 (－) Zn│Zn2+(c1)‖Cu2+ (c2)│Cu（+） （3）可逆电池 可逆电池必须满足的条件 A.电极反应和电池反应必须可以正、逆两个方向进行，且互为可逆反应； B.通过电池的电流必须无限小，电极反应是在接近电化学平衡的条件下进行的。 （4）可逆电池热力学 ΔrGmθ=-nFEθ（公式30） Eθ原电池标准电动势 Eθ=

+-

- n：电池反应中转移的电子数 F：法拉第常数 96485C·mol-1 三、电极电势 1、标准电极电势 （1）标准氢电极Pt∣H2(100kPa)∣H+(1.0mol·L-1)

θ（H+/H2）=0V （2）标准电极电势的测定E=

θ（待测电极）-

θ（H+/H2） （3）

θ(电极)值大:电对中的氧化型物质氧化强；

θ(电极)值大:电对中的氧化型物质氧化强；

θ(电极)值小:电对中的还原物质还原强。θ(电极)值小:电对中的还原物质还原强。 （4）参比电极 Hg2Cl2(s)+ 2e−2Hg(l) +2Cl− 2、影响电极电势的因素

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