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    [电解质]溶于水或熔融状态下能导电的化合物.离子化合物和许多极性键化合物都是电解质.如酸.碱.盐等类物质. [非电解质]一般系指在熔融状态或在水溶液中不能导电的化合物.非电解质都是共价化合物.大多数有机物及许多无机化合物.如非金属卤化物等.(但许多具有共价键的无机化合物溶于水则形成电解质溶液.如卤化氢.) [电离]通常指电解质在水溶液中或熔融状态下.离解成阴.阳离子的过程.此外.气态分子或原子变为离子的过程也叫电离. [强电解质]在水溶液中能完全电离的电解质.其水溶液具有较强的导电性.包括典型的离子键化合物及在水分子作用下能完全离子化的极性键化合物.强酸.强碱及大多数盐属于强电解质. [弱电解质]在水溶液中只能部分电离的电解质称弱电解质.弱电解质在水溶液中.主要以分子状态存在.导电能力较弱.如弱酸.弱碱和几种汞盐及镉盐等. [强酸]属于强电解质的酸类.如盐酸HCl.硝酸HNO3.硫酸H2SO4.高氯酸HClO4等. [强碱]属于强电解质的碱类.如氢氧化钠NaOH.氢氧化钾KOH等. [弱酸]属于弱电解质的酸类.如碳酸H2CO3.氢硫酸H2S.氢氰酸HCN等. [弱碱]属于弱电解质的碱类.如一水合氨NH3·H2O.氢氧化铁Fe(OH)3等. [电离平衡]在水溶液中弱电解质分子和离子间的平衡.例如醋酸的电离平衡: [电离度]电离平衡时.在弱电解溶液中已电离的分子数占电离前分子总数的百分率.它可以表示弱电解质电离的程度.其算式如下: 电离度(a)=已电离的分子数/电离前分子总数×100% 不同的弱电解质.在相同浓度时.它们的电离度不同.电解质愈弱.电离度就愈小.因此.可用电离度表示弱电解质的相对强弱.同一电解质溶液.浓度愈小.电离度愈大. [电离平衡常数]弱电解质在水溶液中存在电离平衡.跟化学平衡一样也可得到电离平衡常数.用Ki表示(弱酸的电离常数用Ka表示.弱碱的电离常数用Kb表示).例如醋酸的电离平衡: Ki的值与温度有关.而与浓度无关.一定温度下某弱电解质的Ki是定值.Ki越大表示电离程度越大.对同类型的弱酸或弱碱.比较其Ka或Kb值的大小.就可确定它们的相对强弱.如氢氟酸都是一元酸.前者电离常数Ka=6.5×10-4.后者的电离常数Ka=4.93×10-10.可知氢氟酸比氢氰酸强. [阿累尼乌斯理论]即阿累尼乌斯电离学说.1887年由瑞典物理化学家阿累尼乌斯提出.其要点如下:电解质在水溶液中部分离解为自由移动的离子.即发生电离,溶液愈稀电离度愈大,电离过程是可逆的.分子电离成离子.离子又相互碰撞结合成分子.最后达到电离平衡.电离学说的提出揭示了电离平衡的实质.在此学说的基础上建立了酸碱理论. [酸碱电离理论]阿累尼乌斯从他的电离学说的观点出发.把在水中能电离出氢离子的化合物称为酸.把在水中能电离出氢氧离子的化合物称为碱.如HCl.H2SO4.CH2COOH等都是酸,NaOH.KOH.Ca(OH)2等都是碱.根据这一理论.酸碱中和反应的实质就是酸电离产生的H+离子和碱电离产生的OH-离子.相互结合生成水的过程.如盐酸和氢氧化钠的中和 HCl+NaOH=NaCl+H2O 其离子方程式为: H++OH-=H2O 酸碱电离理论对化学科学的发展起了重大作用.但因把酸碱限制在水溶液中而有一定的局限性.以后酸碱理论又有了很大发展. [稀释定律]对某弱电解质的稀溶液而言.此种弱电解质的电离度和溶液浓度的平方根成反比.其数学表达式为: 式中a为弱电解质的电离度.Ki为其电离常数.C为溶液的摩尔浓度.确切地说上式表达的只是一种近似关系. [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.而使弱电解质电离度减小的效应.例如浓度为0.1mol/l的醋酸(CH3COOH)溶液的电离度是1.33%.若加入醋酸钠(CH3COONa)晶体使溶液中醋酸钠浓度为0.1mol/l.此时醋酸的电离度降为0.018%.这是由于醋酸钠是强电解质在溶液中电离出大量的CH3COO-离子.使醋酸的电离平衡向形成醋酸分子一方移动的结果.在同离子效应发生的同时.也存在着盐效应.但盐效应对电离度的影响比同离子效应要小得多. [盐效应]在弱电解质溶液中.加入其它强电解质盐时.使该弱电解质电离度增大的效应.例如0.1mol/l的醋酸溶液.醋酸的电离度为1.33%.若加入氯化钠.使溶液中NaCl的浓度为0.1mol/L.此时醋酸的电离度为1.68%.这是因为加入不含相同离子的强电解质.增大了溶液中离子的总浓度.使溶液中离子之间的相互牵制作用增强.离子结合为分子的机会减少.降低了分子化的速度.电离平衡向电离方向移动的结果. 在难溶电解质的沉淀溶解平衡体系中.加入可溶性强电解质而使沉淀进一步溶解的现象.也称为盐效应. [水的离子积常数]简称水的离子积.纯水本身能够产生微弱的电离.存在着电离平衡: 对于纯净的水.其浓度为常数.因此Ki[H2O]也是常数.在298.15K时纯水中[H+]=[OH-]=1.004×10-7摩尔/升所以.在101325Pa.298.15K时. Kw=Ki[H2O]=[H+][OH-]=(1.004×10-7)2≈10-14 Kw即水的离子积.水的离子积反映了在一定温度下水中H+离子和OH-离子的浓度间的关系.在任何水溶液中.水和它的离子(H+.OH-)之间的平衡是一种非常重要的平衡.在稀溶液中水的浓度可近似地看成为常数(近似等于纯水的浓度55.55摩尔/升).故在任何一种稀溶液中H+离子和OH-离子的浓度关系都服从水的离子积常数公式.[H+][OH-]=10-14.通过Kw.已知H+离子(或OH-离子)的浓度.就可计算出OH-离子(或H+离子)的浓度. [pH值]水溶液中H+离子浓度的负对数.即 pH=-lg[H+] pH值在0-14之间. 当[H+]=1摩尔/升时.pH=0, [H+]=10-14摩尔/升时(此时[OH-]=1摩尔/升).pH=14, [H+]=[OH-]=10-7摩尔/升时.pH=7. 根据pH值的大小可以判断溶液的酸碱性.pH=7是中性溶液.pH＜7是酸性溶液.pH＞7是碱性溶液.pH值通常用于表示浓度较小的溶液的酸碱度.当溶液中氢离子的浓度较大时.用pH值表示酸碱度反而不方便. [缓冲作用]溶液能抵抗外加少量强酸.强碱或稀释的影响.而本身的pH值不发生显著变化的作用. [缓冲溶液]能抵抗外加少量强酸.强碱或稀释的影响.而本身的pH值不发生显著变化的溶液.缓冲溶液有三种类型:弱酸及其盐.弱碱及其盐(NH3·H2O-NH4Cl).多元弱酸盐及其对应的次级盐(NaH2PO4-Na2HPO4).总之缓冲溶液由弱酸及其共轭碱组成.缓冲溶液具有缓冲能力的原因.以HAc-NaAc混和溶液为例: HAcH++Ac- NaAc=Na++Ac- 当加入少量酸时.体系中Ac-与加入的H+结合成HAc分子.而体系中[H+]无明显增加.Ac-为体系中抗酸部分,当加入少量碱时.体系中的HAc能与之中和.体系中[OH-]亦无明显增加.HAc为体系中的抗碱部份.缓冲溶液的pH值可按下式计算: 缓冲溶液的缓冲能力是有限的.一般说C酸(或C碱)和C盐的数值较大且浓度相近时能力最大.一般取C酸/C盐或C碱/C盐之值在0.1-10之间.缓冲溶液在工业.农业.医学.化学.生理学方面有重要用途.如土壤.人的血液中都有复杂的缓冲体系.从而保持一定的pH值.使植物正常生长.使人维持正常的生理活动. [缓冲容量]衡量缓冲溶液缓冲能力的标准.通常指1升缓冲溶液的pH值改变1单位时所需加入强酸或强碱的摩尔数.缓冲容量的大小与缓冲溶液的总浓度及组分比有关.总浓度愈大.且缓冲组分的浓度比愈接近1∶1.缓冲容量愈大. [盐类的水解]盐的离子与溶液中水电离出的H+离子或OH-离子作用产生弱电解质的反应.由于形成盐的酸和碱的强弱不同.各种盐类水解进行的程度也各有差别.强酸强碱盐不发生水解,弱酸强碱盐水解溶液显碱性,弱碱强酸盐水解溶液显酸性,弱酸弱碱盐水解程度较大.溶液的酸碱性取决于水解产物的相对强弱. [水解度]在一定温度下.盐溶解在水中.已经水解的盐的浓度与盐的起始浓度的比值.算式如下: 水解度的大小.主要决定于盐的本性.同时也受浓度.温度等因素的影响.对于同一种盐的溶液.降低浓度或升高温度可增大水解度.水解平衡也服从化学平衡规律.因此在盐溶液中加入一种与水解产物相同的物质可抑制水解.降低水解度. [水解常数]水解平衡也是一种化学平衡.其平衡常数即水解常数.例如: NaAc的水解常数: NH4Cl的水解常数: NH4Ac的水解常数: 以上各式中Kh为水解常数.Kw为水的离子积.Ka为弱酸电离常数.Kb为弱碱电离常数. 多元弱酸盐的水解.以Na2CO3为例.水解是分步进行的: (式中Kh1为第一步水解常数.K2为该酸的二级电离常数) (式中Kh2为第二步水解常数.K1为碳酸的一级电离常数).因为Kh1>Kh2.所以第一步水解是主要的. 水解常数与水解度有如下关系: 弱酸强碱盐 弱碱强酸盐 弱酸弱碱盐 [酸碱质子理论]简称质子理论或质子论.1923年由丹麦的布朗斯特(Brnsted)和美国的劳莱提出.质子理论认为.凡能给出质子(H+)的物质都是酸.凡能接受质子的物质都是碱.如HCl.NH4+.HSO4-等能给出质子.都是酸,Cl-.NH3.SO42-等能接受质子.都是碱.根据质子理论.酸和碱不是孤立的.它们存在着如下的关系: 这种对应关系叫共轭关系.称共轭酸碱对.右边的碱的共轭碱,而邹边A是B的共轭酸.例如在NH4+NH3+H+中.NH4+和NH3就是一对共轭酸碱.由此可见.质子论不是从组成上区分酸碱.而是看这种物质在反应中对H+的授受关系.如HCO3-在HCO3--CO32-的共轭关系中是酸.而在H2CO3-HCO3-共轭关系中是碱: 据质子理论.酸碱反应的实质就是两个共轭酸碱之间质子传递的反应.如HCl和NH3的反应: 酸碱质子理论.扩大了酸碱的范围.是酸碱理论的发展.可以把电离理论中的电离.中和.水解.同离子效应等都包括在酸碱反应的范围内.看作是质子传递的酸碱反应. 电离.酸碱在水溶液中的电离.可看成它们与水分子间的质子传递.例如: 在酸碱质子反应中.水既可以接受质子是碱.又可以给出质子是酸. 中和.电离理论中的酸碱中和也是质子传递作用: 水解.质子理论中没有盐的概念.水解反应相当于质子理论中离子酸与水之间的质子传递反应.例如: [离子酸]酸碱质子理论中所说的酸.若是离子则称离子酸.若是分子则称分子酸.离子酸又分阳离子酸.如NH4+(NH4+=H++NH3),以及阴离子酸.如HCO3-(HCO3-=H++CO32-). [离子碱]酸碱质子理论中所说的碱.若是离子则称离子碱.若是分子则称分子碱.离子碱又分阳离子碱.如Fe(OH)2+,以及阴离子碱.如CO32-. [共轭酸碱]见酸碱质子理论条. [路易斯酸碱理论]又称酸碱电子理论.1923年由美国化学家路易斯提出.其要点是:凡是可以接受电子对的物质称为酸.凡是可以给出电子对的物质称为碱.故酸又称为电子对接受体.碱又称电子对给予体.按照路易斯的观点.酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱络合物.例如: 路易斯酸.碱的范围非常广泛.酸碱络合物包含很多类物质.凡是金属离子及氢离子都是酸.与路易斯酸结合的物质不管是阴离子或中性分子都是碱.所以大多数无机化合物都可看成是酸碱络合物.许多有机化合物也是如此.酸碱电子理论以电子对的授受来说明酸碱反应.更能体现物质的本质属性.但由于对酸碱的认识过于笼统.没有统一的酸碱强度的标准.因而有一定的局限性. [电子对接受体]见路易斯酸碱理论条. [电子对给予体]见路易斯酸碱理论条. [路易斯酸]见路易斯酸碱理论条. [路易斯碱]见路易斯酸碱理论条. [软酸]路易斯酸中具有体积大.正电荷少.易极化.易失去电子.易形成共价性较强的键的物质.如Cu+.Ag+.Hg22-.Cd2+等属于软酸.软酸易与软碱生成稳定的络合物.软酸不易与硬碱生成络合物.或生成的络合物不稳定. [软碱]路易斯碱中.具有电负性小.易失去电子.其低能轨道不饱和.易形成共价性较强的键的物质.如I-.CN-.S2O32-等属于软碱.软碱易与软酸生成稳定的络合物.软碱与硬酸不易生成络合物.或生成的络合物不稳定. [硬酸]路易斯酸中具有体积小.正电荷多.不易失去电子.不易极化.易形成离子性较强的键的物质.如Li+.Na+.Ca2+.Mg2+.Fe3+等属于硬酸.硬酸易与硬碱生成稳定络合物.硬酸与软碱不易生成络合物.或生成的络合物不稳定. [硬碱]路易斯碱中具有电负性大.不易极化.不易失去电子.而且低能轨道已饱和.易形成离子性较强的键的物质.如H2O.Cl-.OH-等属于硬碱.硬碱易与硬酸生成稳定的络合物.硬碱与软酸不易生成络合物或生成的络合物不稳定. [沉淀溶解平衡]在溶液中.难溶电解质的溶解过程与其相应的离子结合为沉淀的过程之间的动态平衡.此时溶液已达到饱和.这是难溶电解质的饱和溶液中离子与未溶固体物质间的多相平衡.如难溶电解质AgCl的沉淀溶解平衡: [溶度积常数]即难溶电解质在水溶液中达到沉淀溶解平衡时的平衡常数.例如: 因CaCO3是固体.其浓度是一定值.平衡常数表达式为: Ksp=[Ca2+][CO32-] Ksp就是溶度积常数.简称溶度积.它表示在难溶电解质的饱和溶液中.有关离子浓度的乘积在一定温度下是个常数.根据溶度积常数值可比较同类型的难溶电解质溶解度的大小.溶度积越小溶解度也越小. [溶度积规则]用溶度积概念判断在一定条件下.某难溶电解质在溶液中沉淀能否生成或溶解的规则.在某难溶电解质溶液中.其离子浓度的乘积称为离子积.用Qi表示.在给定的溶液中Qi可能有三种情况: ⑴Qi=Ksp是饱和溶液 ⑵Qi＜Ksp是不饱和溶液.无沉淀析出.若体系中已有固体存在.沉淀会溶解.直至饱和(Qi=Ksp)为止. ⑶Qi＞Ksp是过饱和溶液.有沉淀析出.直至饱和. 以上就是溶度积规则.溶度积规则有一定的局限性.如形成的难溶固体很少(少于每毫升10-5克).或形成过饱和溶液以及产生副反应时.虽然Qi已大于Ksp.也观察不到沉淀的生成. [分步沉淀]在含有几种离子的溶液中.加入一种沉淀剂.根据溶度积规则.对同类型的难溶化合物.Ksp小的先沉淀.Ksp大的后沉淀.这种先后沉淀作用叫分步沉淀.例如在0.1mol/L的Cl-和I-溶液中逐滴加入AgNO3溶液.先生成AgI沉淀.后生成AgCl沉淀.利用分步沉淀的原理可将两种离子分离.沉淀的先后顺序除跟溶度积有关外.还与被沉淀离子的起始浓度有关. [强电解质理论]又称德拜-休格尔理论.是1923年由物理化学家德拜和休格尔提出.其要点是:强电解质在溶液中是完全电离的.但溶液中离子间又存在着一定的静电相互作用.溶液中的离子都被具有相反电荷的离子所包围.形成“离子氛 .因而影响到离子的运动速度和溶液的性质.这一理论解释了强电解质完全电离而其表观电离度又不是100%的矛盾. [德拜-休格尔理论]见强电解质理论条. [离子互吸理论]见强电解质理论条. [表观电离度]系指通过实验测得的强电解质的电离度.强电解质的电离度和弱电解质的电离度的意义不同.强电解质的电离度反映了溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度. [活度]指电解质溶液中表观上某离子的浓度.又称有效浓度或校正浓度.它与实际浓度的关系是: a=r·c 式中a为某离子的活度.c为该离子的实际浓度.r为活度系数.活度表明体系与理想状态的偏差. [活度系数]溶液的实际浓度除活度所得之商.对于理想溶液.r=1.此时a=c.活度等于浓度.在一般情况下r＜1.且随浓度而变化.溶液浓度愈大.离子之间的牵制作用愈强.活度与浓度之间的差距愈显著,溶液浓度愈小.离子之间的牵制作用愈弱.活度与浓度之间的差距愈不显著.当溶液极稀时.由于离子间的相互作用变得十分微弱.而r趋近于1.活度与浓度趋于相等. [有效浓度]见活度条. [无限稀释]有两种含义: ⑴指溶液的浓度趋近于零的状态.在无限稀释时.所有的电解质全部电离.且离子间一切相互作用均可忽略. ⑵指溶液稀释到再加溶剂时无热效应的状态. [电导]描述物体导电性能的物理量.其值是电阻的倒数.单位是“西门子 .用S表示.某物体的电阻愈小它的电导就愈大. [电导率]又称比电导.可用来衡量和比较物体的导电性能.当物体的长度为1厘米.截面积为1平方厘米时的电导.为该物体的电导率.对电解质溶液来说.当两电极面积各为1平方厘米.电极相距1厘米时为溶液的电导.电解质溶液的电导率与电解质的种类.溶液的浓度及温度等有关. [离子淌度]又称离子迁移率.某种离子在一定的溶剂中.当电位梯度为每米1伏特时的迁移速率称为此种离子的淌度.单位是米2·秒-1·伏特-1.离子淌度是代表离子迁移速率特征的物理量. [离子迁移率]见离子淌度条. [离子强度]在电解质溶液中离子之间平均静电相互作用的一种量度.常用I表示.其定义式如下: 上式的含义是:某电解质溶液的离子强度等于每种离子的质量摩尔浓度mi与其价数Zi平方的乘积之和的一半. [双电层]在两种不同物体的接触界面上.正负电荷分别排列成的一种面层.例如在金属和电解质溶液相接触的界面上.金属表面电荷层与液溶中的相反电荷的离子层就构成双电层.由于溶液中的离子的热运动.溶液中的一层又分为紧密层和扩散层. [可逆电池]热力学意义上的可逆电池必须具备两个条件.即可逆电池在充电和放电时不仅物质的转变是可逆的.而且能量的转变也是可逆的.如果把放电时放出的电能全部储存起来并用它对电池充电.则能恰好使电池内化学反应体系及外界环境全部恢复原状. 一般意义的可逆电池就是指由于放电而被消耗的物质.可以通过充电使之再生的电池.此电池的充电反应恰好是放电反应的逆过程.如常用的铅蓄电池. [可逆电极]构成可逆电池的电极.主要有以下三种类型: ⑴金属电极.氢电极.氧电极.卤素电极.金属电极是将金属浸在含有该种金属离子的溶液中构成.以符号M|M2+表示,氢电极.氧电极.氯电极.分别是将被H2.O2.Cl2的气流冲击着的铂片浸入含有H+.OH-.Cl-的溶液中构成.分别用符号(Pt)H2|H+或(Pt)H2|OH-.(Pt)O2|OH-或(Pt)O2|H2O.H+以及(Pt)Cl2|Cl-表示. ⑵微溶盐电极和微溶氧化物电极.微溶盐电极是将金属覆盖一薄层该金属的一种微溶盐.然后浸入含有该微溶盐负离子的溶液中构成.如银-氯化银电极.Ag-AgCl|Cl-,微溶氧化物电极是将金属覆盖一薄层该金属的氧化物.然后浸在含有H+或OH-的溶液中构成.如汞-氧化汞电极.Hg-HgO|OH-. ⑶氧化还原电极.由惰性金属如铂片插入含有某种离子的两种不同氧化态的溶液中构成.如Fe2+-Fe3+电极.(Pt)|Fe2+.Fe3+. [半电池]每个可逆电极都可看成是一个半电池. [盐桥]如果在一个电池中存在着两个电解质溶液的接界面.则在界面处也产生一个电位差.这叫液体接界电位.盐桥是消除液体接界电位的一种装置.两个半电池在构成电池时.电解质溶液不直接接触.而用盐桥沟通.盐桥是用浓KCl溶液和3%琼脂凝聚而成.由于K+和Cl-的迁移数很相近.在盐桥两侧形成两个数值小又几乎相等且符号相反的液体接界电位.使净接界电位降低到只有1-2毫伏.可以忽略不计.如果电池中电解质溶液能与KCl反应(如含Ag+).可采用KNO3或NH4NO3代替KCl做盐桥. [原电池]通过氧化还原反应而产生电流的装置.也可以说是把化学能转变成电能的装置.有的原电池可以构成可逆电池.有的原电池则不属于可逆电池. [标准电池]是一种电动势比较稳定.能保持长期不变的可逆电池.标准电池用来测定或校正电池的电动势.常用的是韦斯登标准电池.它的正极是汞(Hg)和硫酸亚汞(Hg2SO4)的糊状物.下方放少量汞为与引出的导线保持良好的接触,负极是镉汞齐.在糊状物和汞齐上方分别放有CdSO4·83H2O晶体和它的饱和溶液.电极反应和电池反应分别为 这种电池的电动势很稳定.20℃时Es=1.01865伏.温度对这种电池的电动势的影响很小. [标准氢电极]把镀有铂黑的铂片放到氢离子浓度为1摩尔/升(严格地说应是活度aH+=1)的酸溶液中.在25℃时以pH2=101325帕的干燥氢气不断冲击到铂电极上.使铂黑上吸附的氢气达到饱和.这就构成了标准氢电极.规定在任何温度下标准氢电极的电极电位为零.标准氢电极是常用的参比电极.其它电极的电极电位是和标准氢电极相比较而得到的数值. [电极电位]将标准氢电极作为发生氧化作用的负极.而将待定某电极作为发生还原作用的正极.组成一个电池.(Pt)H2(pH2=101325Pa)|H+(aH+=1)||待定电极这个电池电动势的数值和符号就是待定电极电位的数值和符号.可以看出.电极电位是一相对值.通常把电极-溶液界面的电位差称为绝对电极电位. [标准电极电位]又称标准电极电势.通常用表示.以标准氢电极作为负极.某给定电极为正极组成电池.若此给定电极处于标准状态.即组成电极的离子浓度为1摩尔/升.气体的分压为101325帕.液体和固体为纯态.此时电池的电动势就是给定电极的标准电极电位.标准电极电位的数值越大.说明该电对中的氧化态的氧化性越强.标准电极电位的数值越小.说明该电对中的还原态还原性越强.标准电极电位有广泛的应用.例如可以判断氧化-还原反应的方向和程度.可以求算水溶液中发生的氧化还原反应的化学平衡常数.可以求算难溶盐的溶度积等. [氧化-还原电对]氧化-还原反应可看成是两个半反应的总和.在每个半反应中氧化型物质和还原型物质组成一个氧化-还原电对.例如 在半反应⑴中.氧化型物质Zn2+和还原型物质Zn组成一个氧化-还原电对Zn2+/Zn,在半反应⑵中.氧化型物质Cu2+和还原型物质Cu组成一个氧化-还原电对Cu2+/Cu.实际上组成可逆电极的物质都是一个氧化-还原电对. [参比电极]在测定某电极的电极电位时.必须与一个已知电极电位的电极构成一个电池.测定出此电池的电动势后.就可以计算出被测电极的电极电位.这种已知电极电位的电极.称为参比电极.如氢电极.甘汞电极.银-氯化银电极等. [甘汞电极]是常用的一种参比电极.由汞和氯化亚汞(Hg2Cl2)在氯化钾水溶液中的饱和溶液相接触而成.常用的甘汞电极有三种:氯化钾溶液为饱和溶液的是饱和甘汞电极.氯化钾溶液浓度为1摩尔/升的是当量甘汞电极.氯化钾溶液浓度为0.1摩尔/升的是0.1摩尔/升甘汞电极.在298.15K时.当量甘汞电极的电极电位是0.2801伏.甘汞电极的制备和保存都很方便.电极电位很稳定.所以用途很广. [氢醌电极]由铂电极和醌氢醌的水溶液构成.醌氢醌是醌和氢醌以等摩尔数相结合的物质.是墨绿色晶体.分子式为C6H4O2·C6H4(OH)2.这种电极用于测定溶液的pH值.其优点是操作简单.只需将少量醌氢醌加入pH待测液中.再插入一支光亮的铂电极.就构成了一个醌氢醌电极.这种电极在碱性溶液和浓盐溶液中不宜使用. [玻璃电极]用于测定溶液pH值的电极.将一种特制的玻璃制成小球.球内盛pH值为定值的缓冲溶液.用铂丝做导线就构成玻璃电极.将玻璃电极浸入待测液中和一参比电极组成电池.通过测定电池的电动势就可以算出待测液的pH值.用玻璃电极测定溶液pH值的装置叫pH计.玻璃电极具有不受溶液中氧化性物质及各种杂质影响的特点.所需待测液的数量也很少.操作简便.所以得到了广泛的应用. [金属活动性顺序]目前中学化学教科书中按金属在水溶液中形成低价离子(指在水溶液中能比较稳定存在的简单离子)的标准电极电位顺序排列的.现行教材的金属活动性顺序是: 金属活动性顺序只是从热力学的角度指出了发生氧化-还原反应的可能性.趋势大小.而不能说明其反应的快慢.金属活动顺序是金属在标准状态下(金属为纯净的.金属离子在溶液中活度为1)的活动性顺序.是金属在水溶液中形成简单离子的活动性顺序.若介质改变活动性会有变化.在运用金属活动性顺序时.必须根据具体条件进行分析.才能得出正确的结论. [能斯特方程]由德国物理化学家能斯特提出的对任何一种电池反应的电池电动势与电池本性和电解质浓度间的定量关系式.如: 电池电动势: 式中E为一定状态下电池的电动势.E0为该电池在标准状态下的电动势.即标准电动势.R为气体常数.T为绝对温度.n为电子转移的摩尔数.F是法拉第常数96.487千焦/伏·摩尔. 当温度为298.15K时.能斯特方程为: 对某电极的电极电位的能斯特方程为: 当温度为298.15K时为: [电势-pH图]在许多电极反应中.H+或OH-的氧化数虽然没有变化.却参与了电极反应.它们的浓度对电极电位也有影响.以pH值为横座标.以电极电位为纵坐标.绘出电极电位随pH值变化的关系图.称为电势-pH图.例如水的电势-pH图.有两条线.位于下方的一条线称为氢线.表示水被还原放出氢气时.电极电位随pH值的变化,与氢线平行位于上方的一条线称为氧线.表示水被氧化放出氧气时.电极电位随pH值的变化. [元素标准电势图]表明某一元素的各种氧化态之间标准电极电势变化关系的图.不同的氧化态按由高向低顺序排列.线上的数字是电对的标准电极电势.酸性介质中的电极电势用表示.碱性介质中的电极电势用表示.例如铁元素在酸性介质中的电极电势图: 元素标准电势图有广泛的应用.主要有: ⑴从已知电对求未知电对的标准电极电势.计算公式为 例如已知酸性介质中氯元素的标准电势图: ⑵判断某元素的中间价态能否发生歧化反应.如下列元素电势图中A为高价态.B为中间价态.C为低价态: [电极的极化]在电流通过电极时.电极电位偏离平衡值的现象.称为电极的极化.电极极化在现实的电化学过程中是普遍存在的.主要有浓差极化和活化极化. [过电位]为了表示出电极极化的状况.把在某一电流密度下极化电极电位与该电极的平衡电极电位之间的差值称为过电位.η都取正值.则 [分解电压]电解时能使电流继续稳定地通过电解质.并使之开始电解的最低电压.分解电压的大小和电极性质.电解液组成.温度.电流密度等因素有关. [超电压]电解时.实际所需的分解电压超过理论值的那部分电压称为超电压.在一般情况下.气体的超电压都比较大.金属的超电压都比较小.对同一析出物来说.超电压也不恒定.如氢气在铁电极上析出时超电压较小.而在镍电极上析出时超电压就较大.在电解中超电压的存在造成多耗电能.是不利因素.但有时也能加以利用.如在微酸性的锌盐溶液中镀锌时.由于氢气的超电压较大.实际上在镀件上析出的是锌而不是氢气. [法拉第电解定律]1833年英国物理学家法拉第发现,其要点是: ⑴电解时在电极上电解产物的量与溶液通过的电量成正比, ⑵当以相同的电量分别通过不同的电解质溶液时.在各电极上析出或溶去的物质具有相同的当量值. 现代关于电解定律的叙述是:1法拉第的电量(1摩尔电子的总电量是96487库仑.称为1法拉第.用F表示).可以析出或溶解相当于接受或给出1摩尔电子的物质. [电解]即在直流电的作用下.电解质所发生的氧化-还原反应.电解池的阳极与电源的正极相连.电解池的阴极与电源的负极相连.通电时阳极发生氧化反应.阴极发生还原反应.电解有着重要的应用.许多基本化工产品的生产.稀有金属的冶炼.金属的精制.电镀等都要利用电解的方法. [电镀]应用电解原理在金属制品或塑料制品表面镀上一层其它金属或合金的方法.电镀的目的主要是使金属增强抗腐蚀性.增加美观和制品表面硬度.镀层的金属或合金通常有:铬.锌.镍.银.铜锌合金等.电镀时.镀件为阴极.所镀的金属或合金为阳极.含有镀层金属离子的溶液为电解液. [阳极氧化]利用电解方法使金属制品表面形成附着力很强的氧化物薄膜的过程.这层薄膜可防止金属的腐蚀.并可做金属着色的基底.此外.在电化学反应中.在阳极上发生的氧化反应有时也叫阳极氧化. [化学电源]把化学能转变为电能并可做为电能来源的装置叫化学电源.日常使用的干电池.蓄电池等都是化学电源. [干电池]指锌锰干电池.是常用的化学电源之一.是一次电池.负极是锌.正极是被二氧化锰包围着的石墨电极.电解质是氯化锌及氯化铵的糊状物.这种电池应用相当广泛.已有一百多年的历史.但对它的电极反应仍未彻底弄清楚.一般认为电极反应是: 负极 Zn+2NH4Cl-2e→Zn(NH3)2Cl2+2H+ 正极 2MnO2+2H++2e→2MnOOH 总反应 Zn+2NH4Cl+2MnO2→Zn(NH3)2Cl2+2MnOOH 这种电池在开路时电压为1.5伏. [蓄电池]指铅蓄电池.也是常用的化学电源之一.是二次电池.负极是海棉状铅,正极是涂有二氧化铅的铅板.电解质是比重约为1.28的硫酸水溶液.电池表示式为Pb-PbSO4|H2SO4|PbSO4-PbO2-Pb 电极反应和电池反应是 负极 Pb+SO42--2e→PbSO4 正极 PbO2+H2SO4+2H++2e→PbSO4+2H2O 这种电池的电动势为2伏.电池内硫酸的浓度随着放电的进行而降低.当硫酸的相对密度降至约1.05时.电池电动势下降到约1.8伏.应暂停使用.以外加直流电源充电直至硫酸的相对密度恢复到约1.28时为止.蓄电池还有其它类型.如镍铁蓄电池.镍镉蓄电池等. [银锌电池]一种高能化学电源.可做成蓄电池.负极是锌.正极是氧化银.电解质是40%的KOH溶液和K2ZnO2饱和溶液.电极反应和电池反应是: 负极 Zn+2OH--2e→Zn(OH)2 正极 Ag2O+H2O+2e→2Ag+2OH- 银锌电池具有高的比能量.能大电流放电.因此适用于火箭.导弹和人造卫星.宇航等方面. [燃料电池]一种高能化学电源.是将燃料和氧气反应时的化学能直接转变成电能的装置.电池的正极和负极都是用微孔导电材料制成的.以氢一氧燃料电池为例说明.电池表示式可写成: (Ni)H2|O2电极反应和电池反应为: 负极 H2+2OH--2e→2H2O 该电池的电动势与氢气和氧气的分压有关.燃料电池的能量利用率很高.氢氧燃料电池已实际应用在宇宙航行和潜艇中.它不仅能大功率供电.而且还具有可靠性高.无噪声以及能供给饮水等优点. [电化学腐蚀]金属腐蚀的一种普遍形式.由金属接触到电解质溶液构成微电池而发生的金属腐蚀过程叫电化学腐蚀.电化学腐蚀中的微电池.其负极一般都是金属被氧化形成离子进入溶液. 如钢铁在潮湿空气中的腐蚀.Fe-2e=Fe2+. [析氢腐蚀]电化学腐蚀的一种形式.通常在酸性溶液中.在氢气过电位较小的材料上容易发生.此时在微电池的正极发生的是析出氢气的反应:2H++2e→H2↑. [吸氧腐蚀]电化学腐蚀的一种形式.通常在中性或碱性溶液中.以及溶液里溶有足够的氧气时发生.此时微电池的正极发生溶解的氧气被还原的反应:O2+2H2O+4e→4OH-. [阳极保护]为防止金属腐蚀.将被保护的金属作为阳极.在一定条件下进行阳极氧化.使金属钝化(在金属表面形成金属氧化物组成的钝化膜).这种方法叫阳极保护. [阴极保护]将被保护的金属变为阴极.以防止金属腐蚀的方法.阴极保护法有两种: ⑴外加电流的阴极保护法.把要保护的金属设备作为阴极与外电源的负极相连.另外用不溶性电极作为辅助阳极.与外电源的正极相连.两电极都与电解质溶液接触.通电后.大量电子被强制流向阴极.使金属制品表面产负电荷积累.只要维持足够的外加电压.由金属腐蚀而产生的原电池的电流就不能被输送.因而金属就可不被腐蚀.这种方法是经济.有效的防腐方法之一.目前在保护闸门.地下贮槽.输油管.电缆及受海水或淡水腐蚀的设备.结晶槽.蒸发罐等多采用这种方法防腐. ⑵牺牲阳极保护法.在要保护的金属设备上联结一种负电位更低的金属.作为更有效的阳极.这样.在发生电化学腐蚀时.被腐蚀的是作为阳极的金属.因此叫牺牲阳极保护法.这种方法可用来防止轮船船壳的腐蚀.通常在轮船的尾部和船壳水线以下部分装上一定数量的锌块作被牺牲的阳极. [缓蚀剂保护法]是防止金属腐蚀应用得最广泛的方法之一.把少量的缓蚀剂加到腐蚀性介质中.就可使金属腐蚀的速度显著减慢.这种防腐方法叫缓蚀剂保护法.加入缓蚀剂可使微电池的阳极或者阴极的极化增加.从而使腐蚀的速度减慢.缓蚀剂的种类很多.无机物有亚硝酸盐.铬酸盐.重铬酸盐.磷酸盐等.有机物有胺类.醛类.杂环化合物.咪唑啉类等.使用缓蚀剂时.要根据被保护的金属种类.腐蚀介质等条件来确定. 【查看更多】

     

    题目列表(包括答案和解析)

    在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物是电解质。下列物质不属于电解质的是

    A．Fe           B．NaOH          C．H2SO4           D．Na2SO4

     

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    在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物是电解质。下列物质不属于电解质的是

    A．Fe B．NaOH C．H2SO4 D．Na2SO4

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    已知：在水溶液或融熔状态下能导电的化合物叫电解质。现有以下物质：①NaCl晶体②液态SO3③液态的醋酸④汞⑤BaSO4固体⑥纯蔗糖（C12H22O11）⑦酒精（C2H5OH）⑧熔化的KNO3，请回答下列问题（填序号）：

    （1）以上物质中能导电的是                                        ；

    （2）以上物质中属于电解质的是                                    ；

    （3）以上物质中溶于水后形成的水溶液能导电的是                    。

     

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    已知：在水溶液或融熔状态下能导电的化合物叫电解质。现有以下物质：①NaCl晶体②液态SO3③液态的醋酸④汞⑤BaSO4固体⑥纯蔗糖（C12H22O11）⑦酒精（C2H5OH）⑧熔化的KNO3，请回答下列问题（填序号）：
    （1）以上物质中能导电的是                                       ；
    （2）以上物质中属于电解质的是                                   ；
    （3）以上物质中溶于水后形成的水溶液能导电的是                   。

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    下列关于电解质的叙述中正确的是（）。
    A.在水溶液里或熔融状态下不导电的化合物叫做非电解质
    B.电解质、非电解质都是对化合物而言，单质不属于此范畴
    C.电解质在水中一定能导电，在水中导电的化合物一定是电解质
    D.纯水的导电性很差，所以水不是电解质

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