水化学复习总结

复习总结一、天然水的依数性指那些与水中溶质的质点数有关的性质冰点下降

△Tf=Kfm（稀溶液）蒸气压下降

p=N1p0(稀溶液中，溶液的蒸气随溶液中电解质质量浓度的增加而下降)渗透压Ⅱ=cRT(稀溶液的渗透压与溶液中溶质质点浓度成正比)二、河水化学成分的形成与分带特征多样性、易变性

I土壤+I岩石+I大气+I风+I有机体＝E离子+E植物+E风+X影响因素：

气候、地形、地质构造、植被河水的分类重碳酸盐类：HCO3-、Ca2+<1g/L硫酸盐类：SO42-、Na+>0.5g/L氯化物类：Cl-、Na+>1g/L河水离子总量：东南向西北渐增三、海水溶质成分的形成与特征海水溶质的研究方法：①假设海水原始组成现代海水②以今论古－钻探取样盐度‰＝0.03+1.80(含氯量‰)33～37‰第2章化学动力学—反应速率、反应机理一、反应速率

单位时间内某一反应物浓度的减少或某一生成物浓度的增大来表示

aA+bB+….pP+qQ+…..反应速率方程：

-d[A]/dt=k[A]a[B]b…常选比较容易测定浓度变化的物质二、0、1、2级反应速率方程当n=0时，反应为零级反应，有-d[A]/dt=k[A]=[A]0–kt当n=1时，反应为一级反应，有

-d[A]/dt=k[A]积分后得：ln[A]=ln[A]0–kt当n=2时，反应为二级反应，有：1/[A]=1/[A]0+kt三、阿仑尼乌斯定理反应速率与和温度有关k=Ae-Ea/RTdlnk/dT=Ea/RT2lnk=lnA–Ea/RT第3章化学平衡反应方向、反应程度一、利用吉布斯自由能判别反应方向封闭体系：只有能量没有物质交换

G=H–TSG：吉布斯自由能，总能量的一部分，可做有用功；H：焓，总能量；S：熵，混乱度；TS：不能做有用功的那部分能量对于aA+bB

cC+dDGT=nAGA+nBGB+nCGC+nDGDGT=∑niGi，那么某一新时刻的G,T？∆G＝(∑viGi)产物－(∑viGi)反应物∆G<0，反应自发进行∆G>0，反应不能自发进行∆G=0，处于平衡状态反应总是向总自由能降低的方向进行∆G＝(∑viGi)产物－(∑viGi)反应物∆G＝∆Gө

＋RTln∆Gө

＝(∑viGiө)产物－(∑viGiө)反应物{C}c{D}d{A}a{B}b例子水中CaCO3的形成和溶解反应如下：

Ca2++

HCO3-CaCO3+H+

假定[Ca2+]=[HCO3-]=1×10-3mol.L-1,pH=7,水温为250C，问此时是否有沉淀产生。标准生成自由能如下（kcal.mol-1）：CaCO3＝－269.78H+=0Ca2+=-132.18HCO3-=-140.31{C}c{D}d/{A}a{B}b

=Q∆G＝∆Gө

＋RTln{C}c{D}d/{A}a{B}b当∆G＝0时，∆Gө

＝－RTlnK

∆G＝RTlnQ/K当Q/K<1时，∆G<0，反应自发进行当Q/K＝1时，∆G＝

0，反应平衡当Q/K>1时，∆G>0，反应不能进行氨(NH3)是一种碱。按照下列反应式，它会很容易接受质子NH3(aq)+H2ONH4+(aq)+OH-(1)计算25oC时反应的平衡常数K；(2)如果在某个时候，pH＝9.0，[NH3]=10-5mol.L-1和[NH4+]=10-6mol.L-1，试问该反应是处于平衡状态吗？K=1.83×10-5L.mol-1.s-1Q=10-6,Q/K<1,反应向右进行根据下列反应，Mg(OH)2将沉淀出来

Mg2++2OH-Mg(OH)2问当pH=10时，平衡状态下溶液中有多少mol.L-1Mg2+(忽略离子强度的影响)。标准生成自由能(kc.mol-1)：Mg2+

=－108.99OH-=-37.595H+=0Mg(OH)2=-199.27范特霍夫公式温度与化学平衡常数的关系：

dlnk/dT=∆Hө

/RT2积分后得：lnk=-∆Hө/RT+Clnk1/k2=∆Hө/R(1/T2–1/T1)∆Hө

＝(∑viHiө)产物－(∑viHiө)反应物例子自来水进入居民家时是15oC，使热水器加热到60oC。如果这种水在25oC时恰好被CaCO3饱和，问15oC和60oC时分别为过饱和还是未饱和。Ca2++HCO3-CaCO3(s)+H+K25=10-1.99;K60=10-1.49;K15=10-2.16(1)求下列反应在25oC和40oC时的平衡常数

H2OH++OH-(2)此反应是放热反应还是吸热反应？解：(1)

∆Gө

＝－RTlnK

lnK1/K2=∆Hө/R(1/T2–1/T1)

得K1=1.0×10-14;K2=2.94×10-14(2)∆Hө

=13.36>0,吸热反应3.3水溶液中离子和分子的非理想行为离子的非理想行为离子浓度高静电作用行为受约束离子活度<

离子浓度

{i}=γi[i]

固体或稀溶液中的离子活度γ＝1活度系数（γ

）～离子强度（μ

）离子强度μ＝∑（CiZi2）/2同离子效应和盐效应同离子效应：水溶液中有相同离子存在时，矿物的溶解度降低盐效应：含盐量上升矿物的溶解度上升一般来说，同离子效应>盐效应第四章酸碱化学一、平衡计算－质子平衡式弱酸HA溶于水中，写出质子转移关系式失去质子后的物种：A-、OH-得到质子后的物种：H3O+H+A-OH-HAH2O[H+]=[A-]+[OH-]H3P04H+H2PO4-HPO42-PO43-OH-H3P04H2O[H+]=[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-]练习写出NaNO2、H2CO3、NaHCO3、Na2CO3水溶液中的质子平衡方程。二、α的计算[HA]=CT,A[H+]/(Ka+[H+])[A-]=CT,AKa/(Ka+[H+])α[HA]=[H+]/(Ka+[H+])α[A-]=Ka/(Ka+[H+])[H2A]=CT,A×[H+]2+Ka,1[H+]+Ka,1Ka,2[H+]2[HA-]=CT,A×[H+]2+Ka,1[H+]+Ka,1Ka,2Ka,1[H+][A2-]=CT,A×[H+]2+Ka,1[H+]+Ka,1Ka,2Ka,1Ka,2H2CO3HCO3-CO32-

H2CO3

HCO3-

CO32-pHα三、pH缓冲溶液弱酸HA及其共轭碱NaA组成的pH缓冲溶液。[H+]=Ka×CHA–([H+]–[OH-])CNaA+([H+]–[OH-])[H+]=KaCHACNaApH=pKa+lgC盐C酸欲配制pH值为5.0的缓冲溶液，需称取多少克NaAc.3H2O固体溶解在300mL0.5mol.L-1的HAc溶液中？pH=pKa+lgC盐C酸解：代入得：5.0＝4.7+lg(C盐/0.5)C盐＝0.998mol.L-1,即40.7g。四、缓冲强度引起缓冲液单位pH变化所需加入的强酸或强碱的浓度β＝dcBdpHβ＝-dcAdpH或强酸强碱五、酸度和碱度碱度：接受质子或中和强酸能力的量度

OH-、CO32-、HCO3-酸度：接受羟基或中和强碱能力的量度

H+、H2CO3*

、

HCO3-在一个视作封闭体系的25oC水样中，加入少量下列物质，碱度如何变化：（1）HCl

（2）NaOH

（3）CO2

（4）Na2CO3

（5）NaHCO3（6）Na2SO4

(1)减小；(2、4、5)增加；(3、6)不变第五章配位化学一、配位化学基础配位化合物（配合物或络合物）

由处于中心位置的原子或离子（一般为金属－配合物的核）与周围一定数目的配位体分子或离子以配位键键合组成配离子，然后再与电荷相反的离子结合形成配合物。[Co(NH3)6]3+中心离子配位原子配位体配位数配位数-配位体名称-合-金属名称(价态)-离子先阴离子后中性分子二、配合物的稳定性及

离解平衡

Cu2++NH3Cu(NH3)2+

K稳

=[Cu(NH3)2+]

/[Cu2+][NH3]

Cu(NH3)2+Cu2++NH3

K不稳

=[Cu2+][NH3]/[Cu(NH3)2+]K不稳

=1/K稳pH=7.0的地面水中，Fe3+和Fe(OH)2(s)以如下反应式达到平衡：

Fe(OH)2(s)+3H+Fe3++3H2O(K1=9.1×103)Fe3+的水合物进一步水解，依次生成羟基配合物[Fe(H2O)5OH]2+，[Fe(H2O)4OH]+和[Fe(H2O)5OH]4+，各分布反应平衡常数分别为8.9×10-4、5.5×10-4和1.6×10-3。试计算该天然水体中各含铁组分浓度。解：根据K1=[Fe3+][H+]3得：[Fe3+]＝9.1×10-18Fe3++7H2O[Fe(H2O)5OH]2++H3O+

[Fe(H2O)5OH]2++H2O

[Fe(H2O)4(OH)2]++H3O+2[Fe(H2O)4(OH)2]++2H2O

[Fe2(H2O)10(OH)2]4++2OH-[Fe(H2O)5OH]2+=8.1×10-14mol.L-1[Fe(H2O)4(OH)2]+=4.45×10-10mol.L-1[Fe2(H2O)10(OH)2]4+=3.18×10-8mol.L-1在河水水样中[Cl-]＝10-3mol.L-1，[HgCl2(aq)]=10-8mol.L-1，求水中Hg2+、HgCl+、HgCl3-、HgCl42-的浓度各是多少？已知Hg2+和Cl-各级配合物的稳定常数为K1=5.6×106,K2=3×106,K3=7.1,K4=10。

将[Cl-]=10-3,[HgCl2]=10-8代入得：[Hg+]=5.9×10-16mol.L-1[HgCl+]=3.3×10-12mol.L-1[HgCl3-]=7.1×10-11mol.L-1[HgCl42-]=7.1×10-13mol.L-1第六章氧化还原化学一、氧化还原基本原理反应物之间有电子得失或转移的化学反应，又称为电化学。4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O氧化反应：4Fe2+=4Fe3++4e-还原反应：O2+4H++4e-=2H2O失去4个电子，化合价升高，被氧化得到4个电子，化合价降低，被还原二、氧化还原电位指在25oC，1个标准大气压下，金属与含有该金属离子且活度为1mol.L-1的溶液相接触由于形成双电层产生的电位差。Eө氧化态/还原态，如EөK+/K=-2.92VEөH+/H2=0电动势与自由能的关系：∆G=-nFE∆Gө=-nFEө∆G＝∆Gө

＋RTlnQ{C}c{D}d{A}a{B}bQ=∆Gө-nF∆G-nF=两边同除以-nF，有lnQRTnF-E=Eө

或lgQ0.059n－E=Eө

lnQRT-nF+当∆G

＝0时，E＝0，此时Eө=0.059nlgK例子：Fe3++3e-Fe(s)，求E

ө

。Fe2++2e-

Fe(s)E1ө

=-0.44V∆G1ө=-2F(-0.44)Fe3++e-Fe2+E2ө

=0.77V∆G2ө=-F(0.77)Fe3++3e-

Fe(s)

E

ө=?

∆Gө=-3F(E

ө)∆Gө

=∆G1ө+∆G2ө=F(0.88-0.77)=0.11F=-3FE

ө

E

ө

=-0.037V三、pє对于一个还原半反应：Ox(氧化态)+neRed(还原态)当反应处于平衡时，有：K=[Ox][e]n[Red]-lg[e]=1nlgKlg[Ox][Red]1n+令pє=-lg[e],pєө

=lgK/npє=pєө+lg[Ox][Red]1n四、电化学腐蚀3.1腐蚀电池阴阳极：活泼性不同的金属外电路：阴阳极的连接内电路：电解质溶液阳极：MMn++ne-阴极：2H++2e-H2(g)O2+