天津大学物理化学下册知识点归纳.doc

第七章 电化学 一、法拉第定律 Q=Zfξ 通过电极的电量正比于电极反应的反应进度与电极反应电荷数的乘积。其中F=Le，为法拉第常数，一般取F=96485C·mol 近似数为965000C·mol。 二、离子迁移数及电迁移率 电解质溶液导电是依靠电解质溶液中正、负离子的定向运动而导电，即正、负离子分别承担导电的任务。但是，溶液中正、负离子导电的能力是不同的。为此，采用正（负）离子所迁移的电量占通过电解质溶液总电量的分数来表示正（负）离子导电能力，并称之为迁移数，用t+ ( t-) 表示，即 正离子迁移数 t+=Q+/(Q++Q-)=v+/(v++v-)=u+/(u++u-) 负离子迁移数 t_=Q-/(Q++Q-)=v-/(v++v-)=u-/(u++u-) 上述两式适用于温度及外电场一定而且只含有一种正离子和一种负离子的电解质溶液。式子表明，正（负）离子迁移电量与在同一电场下正、负离子运动速率v+ 与 v-有关。式中的u+ 与u- 称为电迁移率，它表示在一定溶液中，当电势梯度为1V·m-1 时正、负离子的运动速率。 其电解质溶液中含有两种以上正（负）离子时，则其中某一种离子B的迁移数计算式为 tBz+= 三、电导、电导率、摩尔电导率 1.电导 电阻的倒数称为电导，单位为S（西门子）。 G=1/R 2.电导率 电极面积为1 ，电极间距为1 时溶液的电导，称为电导率，单位为 G=1/R=/l 3.摩尔电导率 在相距为单位长度的两平行电极之间，放置有1 电解质溶液时的电导，称为摩尔电导率，单位是S·m2·mol-1。 = 4摩尔电导率与电解质溶液浓度的关系式 （1）柯尔劳施（Kohlrausch）公式 =—A 式中 是在无限稀释条件下溶质的摩尔电导率；c是电解质的体积摩尔浓度。在一定温度下对于指定的溶液，式中A和皆为常数。此式中适用与强电解质的稀溶液。 （2）柯尔劳施离子独立运动定律 =v++v- 式v+ 及v- 分别为正、负离子的计量系数；及分别为在无限稀释条件下正、负离子的摩尔电导率。此式适用与一定温度下的指定溶剂中，强电解质或弱电解质在无限稀释时摩尔电导率的计算。 四、电解质的平均离子活度、平均离子活度因子及德拜—休克尔极限公式 1.平均离子活度 ±() 2.平均离子活度因子 ( 3．平均离子质量摩尔浓度 b±(bb)1/v 4．离子活度 a=a=aa=(b±/b) 5.离子强度与德拜—休克尔极限公式 离子强度的定义式为 I=1/2 式中 bB 与 zB 分别代表溶液中某离子B的质量摩尔浓度和该离子的电荷数。I的单位为 mol·kg-1 。I值的大小反应了电解质溶液中离子的电荷所形成静电场强度的强弱。I的定义式用于强电解质溶液。若溶液中有强、弱电解质时，则计算I值时，需要将弱电解质解离部分离子计算在内。 德拜—休克尔极限公式为 lg=—Az+｜z-｜ 上式是德拜-休克尔从理论上导出的计算的式子，它只适用于强电解质极稀浓度的溶液。A为常数，在25℃的水溶液中A=0.509（mol-1·kg-1）-1/2。 五、可逆电池及其电动势 1.可逆电池热力学 (1) △rGm=Wr,m=-zFE 式中z是电池反应中电子转移数；F为法拉第常数；E是电动势。当△rGm0 时,E0 ，说明自发的化学反应恒温压下在原电池中可逆进行。 （2）△rSm=- =zF 式中 称为原电池电动势的温度系数，表示恒温下电动势随温度的变化率，单位为 （3）△r H m=-z F E+zFT （4）Qr,m= zFT 2.电动势的计算 （1）能斯特方程 化学反应为=0 E=-ln 或E=-ln 当电池反应达平衡时，△rGm=0,E=0，则 =ln （2）电极的能斯特公式 E(电极)= —ln =+lnn （3）任何可逆电池的电动势 E=E(右)-E（左）=E（阴）-E（阳） =- （4）液体接界电势 E(液界)=（t+-t-）ln 六、电极的种类 1.第一类电极 这类电极一般是将某金属或吸附了某种气体的惰性金属置于含有该元素离子的溶液中构成的，包括金属电极、氢电极、氧电极和卤素电极等。 2．第二类电极 第二类电极包括金属—难溶盐电极和金属—难溶氧化物电极。 3.氧化还原电极 任何电极均可发生氧化还原反应。这里所说的氧化还原电极专指如下一类电极：电极极板 只起输送电子的任务，参加电极反应的物质都在溶液中。如电极Fe3+, Fe2+ ;,Mn2+,H+,H2O｜Pt。 七、极化电极电势 阳极：E(阳)=E(阳，平)+η（阳）η（阴） 阴极：E(阴)=E(阴，平)+η（阴） 式中 E(阳，平) 及 E(阴，平) 分别为阳极及阴极的平衡电板电势；η（阴）及η（阴）分别为阴、阳极的超电势。上述二式既适用与原电池，也适用于电解