全國高中化學競賽輔導講座PPT304

全國高中化學競賽輔導講座PPT304第一講根本計算第二講氣體和液體第三講化學平衡第四講物質構造和化學鍵第五講無機化合物第六講有機化合物2020/12/32一．有效數(shù)字及計算規(guī)那么二．溶液濃度的表示三．根本計算公式四．容量分析概述第一講根本計算2020/12/33一．有效數(shù)字及計算規(guī)那么1．有效數(shù)字概念測量中能得到的有實際意義的數(shù)字所有準確數(shù)字加一位可疑數(shù)

例：天平稱量讀數(shù)1.3576g

滴定管讀數(shù)23.72mL

通常,天平稱至0.1mg,滴定管讀至0.01mL

電位測至0.1mV,pH測至0.01單位2020/12/34

2.確定有效數(shù)字位數(shù)的原那么(1)0:非0數(shù)字之間的0是有效數(shù)字非0數(shù)字之前的0不是有效數(shù)字非0數(shù)字之后的0應是有效數(shù)字例:10.05,0.03040,1400,1.4×103(2)首位數(shù)為9時,有效數(shù)字多計一位1.00:0.01/1.00=0.010.90:0.01/0.90=0.011(3)系數(shù)(分數(shù)、倍數(shù))和常數(shù)(4)對數(shù)：取決于尾數(shù)部分的位數(shù)logK=2.08K=1.2×102log105=2.021pH=4.74[H+]=1.8×10-5

(5)指數(shù)：小數(shù)點后位數(shù)108.7=5×1082020/12/35

3.計算規(guī)那么(1)加減法：以小數(shù)點后位數(shù)最少的數(shù)字為標準例：6.4503+5.62+0.0716.45036.455.625.62+)0.071+)0.0712.141312.14(2)乘除法:以有效數(shù)字位數(shù)最少的數(shù)字為標準例：6.4503×5.62×0.071=2.573798706修約后(多保存1位)相乘6.45×5.62×0.071=2.573679

最后修約為2.62020/12/36二．溶液濃度的表示(法定計量單位)名稱符號單位定義舉例物質的量濃度cBmol·L-1溶質的量除以溶液體積nB/Vc(H2SO4)=2mol·L-1質量摩爾濃度bBmBmol·kg-1溶質的量除以溶劑的質量

nB/mH2Ob(H2SO4)=2mol·kg-1質量濃度ρBkg·L-1kg·m-3溶質的質量除以溶液體積

mB/Vρ(H2SO4)=196g·L-1質量分數(shù)wB無量綱溶質與溶液質量之比

mB/(mB+mH2O)w(H2SO4)=0.25(25%)體積分數(shù)B無量綱溶質與溶液體積之比

VB/V(C2H5OH)=0.25(25%)相對密度d無量綱溶液與水密度之比ρ/ρH2O

(H2SO4)=1.842020/12/37三．根本計算公式1．換算因數(shù)bB+tTmM+nN

為換算因數(shù)

多步反響：

bB——mM——pP……——tT

換算因數(shù)為

2020/12/382．、、、、的互相關系(1)和的關系稀釋定律

(2)和的關系=

為B的摩爾質量(g·mol-1)(3)和的關系為試樣的質量(g)

(4)和的關系(5)和的關系(g·L-1)2020/12/39

3.、、、與的關系(1)和的關系(2)和的關系(3)和的關系

(單位為g,單位為L)(4)和的關系

(單位為g,單位為L)

(單位為g,單位為mL)

2020/12/310四．容量分析概述●滴定：將標準溶液(或被測溶液)通過滴定管加到被測溶液(或標準溶液)中●標定：用含量或濃度的溶液測定標準溶液的濃度●化學計量點：標準溶液與被測溶液按化學方程式的計量

關系完全反響

●滴定終點：指示劑變色點

●終點誤差：化學計量點與滴定終點不一致所造成的誤差●準確度：測量值與真實值接近的程度?！窬毝龋簩掖纹叫袦y量中，各測量值彼此接近的程度。2020/12/311●滴定曲線：溶液中H+、M濃度或E(電極電位)隨滴定劑的參加，而發(fā)生變化的關系曲線。如酸堿滴定曲線：實線：NaOH滴定HCl虛線：HCl滴定NaOH

●指示劑的選擇：指示劑的變色點應處于滴定突躍范圍以內(nèi)

(誤差不超過±1‰)●突躍范圍：在化學計量點附近±1‰處

pH的變化范圍2020/12/312[例](2001年化學競賽題)溴酸鉀測定苯酚純度的步驟如下：稱取含苯酚0.6000g的試樣溶于20.00ml0.1250mol/L的KBrO3溶液(該溶液含過量的KBr)，加酸酸化，放置，待反響完全后參加KI，而后用0.1050mol/LNa2S2O3溶液滴定生成的碘，滴定終點為28.57ml。試計算試樣中苯酚的質量分數(shù)。[M(C6H5OH)=94.11g/mol]

解：有關反響為：BrO3-+5Br-+6H+3Br2+3H2OC6H5OH+3Br2C6H2Br3OH+3HBrBr2+2I-I2+2Br-I2+2S2O32-2I-+S4O62-

化學計量關系：

1BrO3-—3Br2—C6H5OH—3I2—6S2O32–2020/12/313KBrO3總量：20.00×0.1250=2.500(mmol)

未與C6H5OH反響的KBrO3的量：◢×28.57×0.1050=0.5000(0.499975)(mmol)

C6H5OH的量：(等于與C6H5OH反響的KBrO3的量)

2.500-0.5000=2.000(mmol)

C6H5OH的質量分數(shù)：2020/12/314第二講氣體和液體

一．氣體二．液體和相變?nèi)芙舛?020/12/315理想氣體：忽略分子體積和分子間作用力理想氣體狀態(tài)方程：pV=nRT(n為氣體物質的量)◣

氣體常數(shù)R=8.314

氣體分壓定律：恒溫時：p總V總=n總RTp分V總=n分RT各組分氣體與混合氣體一樣體積時，混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓力之和：p總=pA+pB+…

一．氣體2020/12/316氣體分體積定律：恒溫時：p總V分=n分RT各組分氣體與混合氣體一樣壓力時，混合氣體的總體積等于各組分氣體分體積之和：V總=VA+VB+…由上可導出：

氣體的密度：(M為氣體的摩爾質量)2020/12/317

[例]在一樣的初始壓力p始和室溫(298K)下，將5.0L氮氣和15.0L氧氣壓縮到10.0L，在室溫下其混合氣體的壓力是152kPa。問：(1)兩種氣體的起始壓力p始是多少？(2)在10.0L內(nèi)氧和氮的分壓是多少？(3)假如把混合氣體的溫度升高到483K，在此10.0L容器內(nèi)氣體的總壓力是多少？◣解:(1)溫度一樣時，壓力與體積成反比◢p總×10.0=p始×(5.0+15.0)p始=p總×10.0/(5.0+15.0)=152×10.0/20.0=76.0(kPa)2020/12/318(2)p(N2)=p始×5.0/10.0=76.0×5.0/10.0=38(kPa)

p(O2)=p始×15.0/10.0=76.0×15.0/10.0=114(kPa)◢(3)體積一樣時，壓力與溫度成正比

p=152×483/298=246(kPa)2020/12/319

[例](1999年化學競賽題，用周期表列出了各元素相對原子質量)12.0g含兩種化合物(由常見元素組成)的近白色固體溶于過量鹽酸，釋放出2.94L氣體(標準狀態(tài))，氣體密度為同溫度下空氣密度的1.52倍；剩余的不溶性殘渣含氧53.2%，既不溶于酸，又不溶于稀堿溶液。通過計算分別寫出兩種化學物質的化學式。◣

解：放出氣體的摩爾質量：

29.0×1.52=44.1(g/mol)可知是CO2

放出氣體(CO2)的量：2.94/22.4=0.131(mol)2020/12/320(1)試樣中可溶于鹽酸的化合物應是碳酸鹽其摩爾質量不應大于：12.0/0.131=91.6

因CO32-的摩爾質量為(12.0+3×16.0=)60.0

故該物質化學式中的CO32-不會多于1個其化學式可表示為XCO3，其中金屬離子M為1或2價

X可為：M2+、M+H或M2+X的摩爾質量應不大于：91.6-60.0=31.6

由周期表可知，符合條件的常見元素M應為：

Na(摩爾質量為23.0)或Mg(摩爾質量為24.3)

該物質化學式為：NaHCO3或MgCO3(Na2CO3、CaCO3摩爾質量大于91.6不符合條件)◢2020/12/321(2)試樣中不溶于酸的化合物中，與氧結合的元素不應有

較強的金屬性。作為常見元素，估計是Si，那么其化學式為SiO2其中，O的質量分數(shù)為：[2×16.0/(2×16.0+28.1)]×100%=53.2%

符合題意，該物質確為SiO2

2020/12/322氣體的液化和臨界狀態(tài)

臨界溫度(Tc)：

加壓下使氣體液化所需的最高溫度

臨界壓力(pc)：

在臨界溫度時使氣體液化所需的最低壓力

臨界體積(Vc)：

在臨界溫度和臨界壓力時，1mol氣體所占體積2020/12/323如：CO2的臨界常數(shù)Tc=304.2Kpc=73.79×105PaVc=94.0cm3·mol-1

超臨界流體：處于臨界溫度、臨界壓力以上的流體

增加壓力不能液化，只是密度增大

密度接近于液體，粘度接近于氣體擴散才能大，溶解才能強2020/12/324液體的氣化

蒸發(fā)：液體外表的氣化現(xiàn)象

飽和蒸汽壓：蒸發(fā)和冷凝速度相等時蒸汽產(chǎn)生的壓力

沸騰：液體整體氣化的現(xiàn)象

沸點：液體飽和蒸汽壓與外界壓力相等時的溫度

液體的凝固和固體的熔化：

凝固點(熔點)：液固共存時的溫度

二．液體和相變2020/12/325水的三相圖

AB：氣液平衡線

AC：氣固平衡線

AD：固液平衡線在臨界點時，再增大壓力，氣體也不會液化，氣液界面消失2020/12/326定義：一定溫度和壓力下，一定量的飽和溶液中溶質的含量

表示方式：100克溶劑中所能溶解溶質的最大克數(shù)；飽和溶液中溶質的量濃度(mol·L-1)影響因素：

相似相溶：溶質分子間作用力與溶劑分子間作用力接近，溶解度大(構造，極性，氫鍵，空間構型)溫度：多數(shù)隨溫度升高而增大(吸熱過程)

壓力：氣體溶解度與其分壓成正比三．溶解度2020/12/327

[例]t℃時，某鹽飽和溶液的質量分數(shù)為16.7%，取足量此飽和溶液參加wg無水鹽，當溫度不變時，析出帶有結晶水的該鹽晶體mg，那么此飽和溶液中溶質減少的質量為多少？

解：溫度不變時，飽和溶液的濃度不變，質量分數(shù)仍為16.7%

飽和溶液減少的質量為：m-w(g)

溶質減少的質量為：(m–w)×16.7%(g)

2020/12/328第三講化學平衡一．化學平衡的根本概念二.酸堿平衡三．氧化復原平衡四．沉淀溶解平衡五．配位平衡2020/12/329一．化學平衡的根本概念化學平衡：可逆反響中正、逆反響速度相等反響物和生成物濃度不隨時間而變化時的狀態(tài)1．反響速率：反響速率定義：平均速率：瞬時速率：

對基元反響aA+bBmM+nN速率方程(質量作用定律)：(恒溫)k：速率常數(shù)，與反響本性、溫度有關；與濃度無關；有單位2020/12/330

2．平衡常數(shù)表達式：

●氣體以分壓表示◢

●平衡常數(shù)表達式隨反響方程式書寫形式而變

●正逆反響的平衡常數(shù)互為倒數(shù)◢

●反響方程式相加(或相減)，那么平衡常數(shù)相乘(或相除)◢

●純?nèi)軇?H2O)和固體的濃度不列入平衡常數(shù)表達式中◢

aA+bBmM+nN

2020/12/331假設A、B、M、N為氣體，那么有壓力平衡常數(shù)

◣

如：N2O42NO2

◣N2O4NO2

2NO2N2O4

2020/12/332［例］以下反響在1123K時的Kc：(1)C(石墨)+CO2(g)2CO(g)K1=1.4×1012

(2)CO(g)+Cl2(g)COCl2(g)K2=0.55

求反響(3)C(石墨)+CO2(g)+2Cl2(g)2COCl2(g)在1123K時的Kc。

解：反響(3)可看成反響(1)+(2)×2，即反響(1)+(2)+(2)，于是Kc=K1×K2×K2=1.4×1012×0.55×0.55=4.2×1011◣2020/12/333如反響Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+又如反響Zn(s)+2HCl(aq)ZnCl2(aq)+H2(g)H2O是溶劑，不寫入。Zn是固體，不寫入。2020/12/3343．轉化率與平衡常數(shù)的關系

某反響物轉化率=

平衡常數(shù)越大，反響進展越完全，反響物轉化率越高2020/12/335

[例]可逆反響CO+H2OCO2+H2在密閉容器中建立平衡，在749K時，平衡常數(shù)K=2.6，求：(1)當CO∶H2O=1∶1時，CO的轉化率；(2)當CO∶H2O=1∶3時，CO的轉化率。解：設轉化率為αCO+H2OCO2+H2初始濃度11(3)00(1)平衡時1-α11-α1α1α1(2)平衡時1-α23-α2α2α2計算：(1)K=α12/(1-α1)2=2.6解得α=62%(2)K=α22/(1-α2)(3-α2)=2.6解得α=88%

可見，增加反響物濃度，可進步轉化率2020/12/3364．影響化學平衡的因素：勒沙特列(LeChaterlier，呂·查德里)原理：

平衡向削弱外力影響的方向挪動

濃度的影響：增大反響物濃度，向正反響方向挪動增大生成物濃度，向逆反響方向挪動

壓力的影響：增大總壓力，向氣體分子數(shù)減少的方向挪動減小總壓力，向氣體分子數(shù)增加的方向挪動溫度的影響：升高溫度，吸熱反響向正反響方向挪動升高溫度，放熱反響向逆反響方向挪動2020/12/337●反響商：對反響aA+bBmM+nN

在非平衡狀態(tài)時，A、B、M、N的濃度分別為cA、cB、cM、cN

那么有濃度商：

氣體以分壓表示時，稱為分壓商(Qp)，通稱為反響商。

當Q＞K時，反響逆向進展當Q=K時，反響到達平衡

當Q＜K時，反響正向進展2020/12/338［例］在400℃下，混合3體積H2和1體積N2，參加鐵催化劑，使之到達平衡。假設設平衡時體系的總壓力為(1)5.05×105Pa，(2)5.05×106Pa，求平衡時NH3的百分含量(體積百分數(shù))各為多少？(K°=1.64×10-4)解：反響式為3H2(g)+N2(g)2NH3(g)設平衡時NH3的體積百分數(shù)為x那么H2和N2的體積百分數(shù)之和為1-x

H2和N2的初始體積比為3∶1，而在反響中它們消耗的比例也是3∶1，因此，平衡時剩余體積比也應為3∶1

即H2的體積百分數(shù)為3(1-x)/4N2的體積百分數(shù)為(1-x)/42020/12/339

恒溫時，體積比即分壓比。設總壓為p，于是有：

代入平衡常數(shù)表達式：

2020/12/340

(1)將p=5.05×105Pa代入，解得x=2.00%

(2)將p=5.05×106Pa代入，解得x=15.0%

可見，增大體系總壓力，平衡向氣體體積減小的方向挪動有利于NH3的合成?；喓蟮玫剑?020/12/341［例］(2002年化學競賽題)Xe和F2反響，可得3種氟化物，視反響條件而定。以下圖表述的是將0.125mol/LXe和1.225mol/LF2為始態(tài)得到的生成物在平衡體系內(nèi)的分壓與反響溫度的關系。(1)應在什么溫度下制備XeF6和XeF4？(2)Xe和F2生成XeF6和XeF4，哪個反響放熱更多？答：生成的反響放熱更多，理由是：(3)為有效地制備XeF2，應在什么反響條件下為好？簡述理由。

解：(1)平衡時分壓高，說明產(chǎn)率高。因此，可在約550K制備XeF6和約850K制備XeF4。(2)生成XeF6反響放熱更多，因為溫度升高其分壓下降很快。(3)升高溫度雖能進步XeF2的產(chǎn)率，但在技術上和經(jīng)濟上不理想；而降低投料中F2/Xe的比值，那么效果比較明顯。2020/12/3421.酸堿的根本概念(1)共軛酸堿對酸——能放出H+的物質HAH++A-堿——能承受H+的物質B+H+BH+

共軛酸堿對HA—A-BH+—B

酸H++堿

HAcH++Ac-NH4+H++NH3H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-

二.酸堿平衡

2020/12/343(2)酸堿的離解常數(shù)

酸的離解常數(shù)

HA+H2OH3O++A-

Ka越大酸性越強

堿的離解常數(shù)

B+H2O

BH++OH-

Kb越大堿性越強

2020/12/344

共軛酸堿對離解常數(shù)的互相關系(HA—A-)

HAH++A-A-+H2OHA+OH-Ka(HA)×Kb(A-)=[H+][OH-]=Kw=1.0×10-14HA酸性越強，那么A-堿性越弱；反那么反之2020/12/345

(3)鹽的酸堿性

強酸弱堿鹽

NH4+Cl-

相當于弱酸

(NH3的共軛酸)

弱酸強堿鹽

Na+Ac-

相當于弱堿

(HAc的共軛堿)

弱酸弱堿鹽NH4+Ac-

相當于弱酸加弱堿

酸式鹽Na+HCO3-

相當于弱酸加弱堿

(HCO3-既是CO32-的共軛酸，又是H2CO3的共軛堿)2020/12/346

2．［H+］的計算

(1)一元弱酸和強酸弱堿鹽

濃度為cmol·L-1

酸的離解常數(shù)為Ka

(強酸弱堿鹽Ka=Kw/Kb

，Kb是相應共軛堿的離解常數(shù))

當cKa≥20Kw時(近似式)

當cKa≥20Kw

，且c/Ka≥400時

(最簡式)2020/12/347

(2)一元弱堿和弱酸強堿鹽

濃度為cmol·L-1

堿的離解常數(shù)為Kb(弱酸強堿鹽Kb=Kw/Ka

，Ka是相應共軛酸的離解常數(shù))

當cKb≥20Kw時

(近似式)

當cKb≥20Kw

，且c/Kb≥400時

(最簡式)

［H+］=Kw/［OH-］2020/12/348

(3)多元酸堿

近似按一元酸堿處理，用第一級的K

(4)酸式鹽(HA-)

濃度為cmol·L-1

酸的離解常數(shù)為和

當c≥20Kw

，且c/≥20時2020/12/349

[例]計算0.10mol·L-1NH4NO3溶液的pH值解：NH4NO3是弱堿強酸鹽，可按一元弱酸(NH4+)處理其Ka可由其共軛堿(NH3)的Kb算得：

Ka=Kw/Kb=1.0×10-14/1.8×10-5=5.6×10-10因cKa≥20Kw

，且c/Ka≥400，可用最簡式：pH=5.132020/12/3501．概述

(1)氧化復原的本質——電子的轉移

氧化復原半反響O+neR氧化型復原型氧化復原電對O/R

氧化復原反響O1+R2R1+O2O1得電子，化合價降低，為氧化劑，被復原為R1R2失電子，化合價升高，為復原劑，被氧化為O2

自氧化復原反響2KClO32KCl+3O2歧化反響Cl2+H2OHClO+HCl

三．氧化復原平衡2020/12/351

(2)氧化復原反響方程式的配平(離子-電子法)步驟：①分別寫出氧化劑和復原劑的兩個半反響確定得失的電子數(shù)；先配平非H、O原子數(shù)；再加H+或H2O配平H、O原子數(shù)②確定得失電子的最小公倍數(shù)每個半反響乘上相應系數(shù)，使得失電子的總數(shù)相等

③將②中的兩個半反響相加，得到離子方程式④改寫為分子方程式，使反響前后各原子數(shù)相等2020/12/352［例］(1999年全國化學競賽題)市場上出現(xiàn)過一種一氧化碳檢測器，其外觀像一張塑料信譽卡，正中有一個直徑不到2cm的小窗口，露出橙紅色固態(tài)物質。假設發(fā)現(xiàn)橙紅色轉為黑色而在短時間內(nèi)不復原，說明室內(nèi)一氧化碳濃度超標，有中毒危險。一氧化碳不超標時，橙紅色雖也會變黑，卻能很快復原。檢測器的化學成分：親水性的硅膠、氯化鈣、固體酸H8［Si(Mo2O7)6］·28H2O、CuCl2·2H2O、PdCl2·2H2O(注：橙紅色為復合色，不必細究)。

(1)CO與PdCl2·2H2O的反響方程式為：◣

(2)(1)的產(chǎn)物之一與CuCl2·2H2O反響而復原，化學方程式為：◣

(3)(2)的產(chǎn)物之一復原的反響方程式為：◣2020/12/353解：(1)CO有復原性，被氧化為CO2；Pd2+被復原為Pd

氧化復原半反響為：

Pd2++2ePdCO+H2O-2eCO2+2H+

離子方程式為：

CO+Pd2++H2OCO2+2H++Pd

寫成分子方程式為：

CO+PdCl2·2H2OCO2+Pd+2HCl

+H2O◢2020/12/354

(2)Cu2+可氧化Pd為Pd2+，本身被復原為Cu+氧化復原半反響為：

Cu2++eCu+

Pd

-2ePd2+

離子方程式為：

2Cu2++Pd2Cu++Pd2+

分子方程式為：

2［CuCl2·2H2O］+Pd2CuCl+PdCl2·2H2O+2H2O

◢2020/12/355(3)Cu+可被空氣中的氧氧化，氧化復原半反響為：

Cu+

-eCu2+

O2+4H++4e2H2O

離子方程式為：

4Cu++O2+4H+4Cu2++2H2O

分子方程式為：

4CuCl+4HCl+O2+6H2O4[CuCl2·2H2O]2020/12/356(3)原電池

化學能轉化為電能

電極符號：得電子為正極，發(fā)生復原反響Cu2++2eCu失電子為負極，發(fā)生氧化反響Zn-2eZn2+原電池符號：(-)Zn|Zn2+(c1)║Cu2+(c2)|Cu(+)

原電池反響：Cu2++ZnCu+Zn2+

如：2MnO4-+10Cl-+16H+2Mn2++5Cl2+8H2O

原電池符號：(-)Pt|Cl2(p)|Cl-(c1)║MnO4-(c2),Mn2+(c3),H+(c4)|Pt(+)2020/12/357

(4)電極電位(勢)(EO/R或φO/R)

以標準氫電極電位為0的相對電位(單位：V)(標準狀態(tài)：298K，1mol·kg-1，101.3kPa)

●數(shù)值與半反響中的系數(shù)無關●數(shù)值與存在形態(tài)有關●數(shù)值越正(大)，其氧化型的氧化才能越強數(shù)值越負(小)，其復原型的復原才能越強●數(shù)值大的電對的氧化型，可氧化數(shù)值小的電對的復原型

2020/12/358

(5)電解池電解質溶液中通直流電，電能轉化為化學能

電極符號：

與電源正極相連為陽極，發(fā)生氧化反響

2OH--2eH2O+O2

與電源負極相連為陰極，發(fā)生復原反響2H++2eH2

總反響H2OH2+O2

電鍍：通過電解，作為陰極的金屬外表被另一種金屬沉積覆蓋

2020/12/359電解池與原電池的比較2020/12/360(6)常見化學電源

①燃料電池電解的逆過程正極物質：O2

負極物質：

H2，CH4，

CH3OH，煤氣等如：氫-氧燃料電池陽極反響：H2+2OH-2H2O+2e(負極)

陰極反響：O2+2H2O+4e4OH-(正極)

總反響：2H2+O22H2O2020/12/361充電：負極反響：PbSO4+2ePb+SO42-正極反響：PbSO4+2H2OPbO2+4H++SO42-+2e

總反響：PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4+2H2O②蓄電池(可充電)鉛蓄電池

放電：負極反響：Pb+SO42-PbSO4+2e

正極反響：PbO2+4H++SO42-+2ePbSO4+2H2O2020/12/362蓄電池放電蓄電池充電(電解、電鍍)2020/12/363③汞電池負極反響：Zn+2OH-ZnO+H2O+2e

正極反響：HgO+H2O+2eHg+2OH-總反響：Zn+HgOZnO+Hg2020/12/3642．Nernst(能斯特，奈斯特)方程非標準狀態(tài)時的電極電位

O+mH++neaR+mH2OE=EO/R+log●半反響中假設有固體或溶劑(水)，其濃度不寫氣體濃度用分壓表示

●半反響中的系數(shù)，作為該物質濃度的指數(shù)

影響因素：

氧化型和復原型的濃度(形成沉淀、配合物)pH(只對有H+參加的反響)2020/12/365［例］標準電極電位：試答復以下問題：

(1)解釋實驗室制取氯氣時，以MnO2為氧化劑時需濃鹽酸作復原劑，而KMnO4作氧化劑時，只需稀鹽酸作復原劑即可。(2)將單質Hg參加Hg(NO3)2溶液中，會有什么現(xiàn)象？假設將NaOH參加Hg2(NO3)2溶液中，又會有什么現(xiàn)象？◣2020/12/366

解：(1)因＜在標準狀況下，MnO2不能氧化Cl-。

但由能斯特方程可知：

增加H+濃度可進步MnO2/Mn2+電對的電位，即增強MnO2的氧化性；增加Cl-濃度可降低Cl2/Cl-電對的電位，即增強Cl-的復原性。

因此，用濃鹽酸作復原劑，MnO2能氧化Cl-，制得氯氣。因＞在標準狀況下，MnO4-就能氧化Cl-，用稀鹽酸即可。◢

2020/12/367

(2)因＞說明Hg2+能氧化Hg為Hg22+，即Hg溶解。

參加NaOH以后，生成Hg(OH)2沉淀，降低了Hg2+濃度，從而降低了Hg2+/Hg22+電對的電位，使＞Hg22+將發(fā)生歧化反響，即會有單質Hg生成。

2020/12/368

1.溶度積和溶解度

MmAn

mMn++nAm-

s

ms

ns

溶度積Ksp=[Mn+]m[Am-]n

越小越難溶

Ksp=(ms)m(ns)n

溶解度

(氫氧化物沉淀要考慮溶液的pH)

四．沉淀溶解平衡2020/12/369［例］計算Fe(OH)3在純水中的溶解度，以及飽和溶液的pH。Ksp［Fe(OH)3］=4×10-38解：