大学化学3-4章总结

大学化学3-4章总结

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

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