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1、在教學(xué)中,我們?cè)絹?lái)越感到運(yùn)用能量變化的規(guī)律來(lái)闡明一些化學(xué)現(xiàn)象,用化學(xué)熱力學(xué)的知識(shí)來(lái)加深對(duì)無(wú)機(jī)化學(xué)知識(shí)的理解,對(duì)無(wú)機(jī)化學(xué)中的問(wèn)題給出宏觀上定量的或半定量的答案,其效果遠(yuǎn)比只從微觀所作的定性解釋更能令人信服。 在無(wú)機(jī)化學(xué)課程中有不少地方可以引導(dǎo)學(xué)生將宏觀的熱力學(xué)數(shù)據(jù)與微觀的結(jié)構(gòu)因素聯(lián)系起來(lái)。,一 離子性鹽類溶解性的熱力學(xué)討論,1 溶解過(guò)程的標(biāo)準(zhǔn)自由能變化,離子性化合物在水中溶解的難易程度,可以根據(jù)溶解過(guò)程的標(biāo)準(zhǔn)自由能變化來(lái)
2、加以討論: △sG=△sH-T△sS 當(dāng)△sG 0,溶解不能自發(fā)進(jìn)行,即難溶解; △sG=0,溶解處于平衡。 從上式可見(jiàn),溶解過(guò)程的焓變和熵變都對(duì)自由能變化作出貢獻(xiàn),所以在討論溶解過(guò)程的自由能變化時(shí),應(yīng)從△sS和△sH兩方面進(jìn)行整體討論。然而,一方面,由于在溶解過(guò)程中,焓變通常很小,熵變的重要性有時(shí)顯得十分突出;另一方面,又由于焓變
3、的影響通常很明顯,判斷比較容易。因而下面著重說(shuō)明熵變對(duì)自由能變化的影響。,溶解過(guò)程中的熵變包括兩個(gè)方面: (1) 在離子化合物溶解生成水合離子的過(guò)程中,由于離子的電荷強(qiáng)電場(chǎng)的作用,使得在離子周圍形成了一個(gè)水化層。顯然,水化過(guò)程使系統(tǒng)的混亂度減小。 (2) 離子的水化破壞了水的簇團(tuán)結(jié)構(gòu),使水分子變得自由,結(jié)果是體系混亂度增加,水合熵增加。 因此,溶解過(guò)程的熵是增加還是減小決定于這兩個(gè)方面哪一
4、個(gè)占優(yōu)勢(shì)。 如果△sS0,熵變項(xiàng)對(duì)自由能變化的貢獻(xiàn)是負(fù)值,即△sS>0,使鹽的溶解性增加。 顯然,當(dāng)離子的電荷很高和離子半徑較小時(shí),離子的電荷密度較大,第一種效應(yīng)占優(yōu)勢(shì),此時(shí)熵值減小,不利于溶解過(guò)程的發(fā)生;相反,當(dāng)離子電荷低、半徑大、離子電荷密度小,此時(shí),第一種效應(yīng)較弱,此時(shí)熵值增加,有利于溶解過(guò)程的進(jìn)行。,以NaCl和AgCl為例。這兩個(gè)化合物在溶解時(shí)都是吸熱的,△sHmθ均大于0,但又都是熵增的
5、,△sSmθ > 0。 △sGmθ = △sHmθ - T△sSmθ NaCl -9.10 42.8>0 AgCl 55.5>0 65.5>0 33.6>0 但在NaCl的溶解過(guò)程中焓變的正值較小
6、、熵變項(xiàng)的貢獻(xiàn)對(duì)△sGmθ的影響較大,最終使得△sGmθ0。故NaCl易溶而AgCl難溶。 CaCl2和CaF2都同它們相反,它們的溶解過(guò)程因Ca2+離子的電荷高、半徑小因而是熵減的過(guò)程,又由于F-的影響表Cl-更大,因而熵減更多: △sGmθ = △sHmθ - T△sSmθ CaCl2 -65.5
7、 - 82.2 -56.0 CaF2 51.7 6.6 -151.3 CaCl2和CaF2,二者的差別在于CaCl2同時(shí)也是焓減小的過(guò)程,其較負(fù)的焓效應(yīng)足以克服相對(duì)較弱的熵變產(chǎn)生的不利影響,因而△sGmθ仍為負(fù)值,所以CaCl2易溶。而CaF2卻是焓增,故難溶。,2 溶解過(guò)程的熱力學(xué)分析,,,綜上:在溶解
8、焓中,由于包括了晶格焓和水合焓兩項(xiàng),晶格焓大于0,吸收熱量;水合焓小于0,放出熱量。溶解時(shí)究竟是吸熱還是放熱,取決于這兩項(xiàng)的相對(duì)大小。對(duì)于某特定晶體來(lái)說(shuō),這兩項(xiàng),即晶格能和水合焓通常為很接近的兩個(gè)大的數(shù)值,因而使得很多晶體的溶解焓△sHmθ常常是一個(gè)小的數(shù)值。即鹽類晶體溶解熱效應(yīng)較小,這時(shí)溶解熵所起的作用就顯得十分重要。這從前面介紹過(guò)的NaCl的溶解情況就可看到這一點(diǎn)。,溶解熵變也包括兩部分,晶格熵和水合熵。其中破壞晶格,由離子晶體變?yōu)?/p>
9、無(wú)限遠(yuǎn)離的氣態(tài)離子,熵變大于0;水合時(shí),由氣態(tài)離子變?yōu)樗想x子,熵變小于0。因此,溶解時(shí)的熵變是增加還是減小,取決于二者的相對(duì)大小。,① r+較大,z+較小,如K+鹽 K+離子是一個(gè)較大的一價(jià)陽(yáng)離子,若陰離子亦為一價(jià),且有較大半徑,則這些鹽在溶解時(shí)總是△latSmθ>0,而△hSmθ雖然小于0,但對(duì)一價(jià)較大的離子來(lái)說(shuō),水化程度低,熵減幅度小,即△latSmθ正值大、占優(yōu)勢(shì),△hSmθ負(fù)值小,影響不顯著,因而晶
10、格熵增未能被水化熵減所抵消,結(jié)果是△sSmθ成為正值。即總體說(shuō)來(lái),溶解時(shí)是熵增的。因此,盡管不少的鉀鹽的△sHmθ為正值(正值意味著△latHmθ正值絕對(duì)值大,△hHmθ負(fù)值絕對(duì)值小),似乎對(duì)溶解不利,但卻因△sSmθ也為正值而導(dǎo)致易溶。 ② r-大,z-小,高氯酸鹽、硝酸鹽 一價(jià)的半徑大的一些陰離子(如NO3-、ClO4-)的鹽類,常由于較正的△sSmθ而導(dǎo)致易溶,尤其是當(dāng)△sHmθ為負(fù)時(shí)更是如
11、此。已知硝酸鹽都是易溶的,高氯酸鹽也有不少是易溶的。 (可參照① r+較大,z+較小的情況進(jìn)行討論),下面以一些鹽作為例子看一下溶解熵變的情況。,③ r-大,z+大(如碳酸鹽) 碳酸鹽同硝酸鹽相比,陰離子半徑相近[r(CO32-)=185 pm, r(NO3-)=189 pm],但電荷多了一倍,水化程度升高,△hSmθ減小幅度增加,破壞晶格的熵增能被水合熵減所抵消,結(jié)果是溶解熵減小,即△sSmθ為負(fù)值。
12、因此,盡管不少碳酸鹽的△sHmθ為負(fù)值(如Mg2+、Ca2+、Sr2+),但卻難于溶解。 ④ z+ 大,z-大(如鑭系磷酸鹽) 當(dāng)陰陽(yáng)離子均為高價(jià)時(shí)(如鑭系元素的磷酸鹽),由于電荷高,水化熵占優(yōu)勢(shì),使得其溶解熵△sSmθ負(fù)值更大,均為難熔鹽。即使是由一價(jià)陰離子F-組成的高價(jià)陽(yáng)離子鹽也不例外。,最后需要強(qiáng)調(diào)的是,以△sGmθ>0或<0作為易溶或難溶的分界線并不十分確切,如K2SO4、Na2SO
13、4,其△sGmθ均大于0,但都是易溶的。因?yàn)樵谕ǔ5母拍钪? 鹽類溶解量達(dá)到0.01 mol·L-1時(shí)就認(rèn)為是易溶的,溶解量小于0.01 mol·L-1就認(rèn)為是微溶或難溶的。,現(xiàn)在需要說(shuō)明的是,以△sGmθ>0或<0作為易溶或難溶的分界線并不十分確切,如K2SO4、Na2SO4,其△sGmθ均大于0,但都是易溶的。因?yàn)樵谕ǔ5母拍钪? 鹽類溶解量達(dá)到0.01 mol·L-1時(shí)就認(rèn)為是易溶的,溶解
14、量小于0.01 mol·L-1就認(rèn)為是微溶或難溶的。,3 近似處理,按照鹽類溶解量達(dá)到0.01 mol·L-1時(shí)為易溶和溶解量小于0.01 mol·L-1為微溶或難溶的概念作為近似處理的依據(jù)。,★ 類似地, 可計(jì)算出1-3或3-1型鹽的△solGmθ界限值為38.5 mol·L-1 。 ★ 2-3或3-2型鹽的△solGmθ界限值為45.6 kJ·mol-1。,★
15、 如NaNO3,1-1,△sGmθ=-7.2 kJ·mol-1>22.8 kJ·mol-1,難溶鹽; (△sHmθ=146 kJ·mol-1, 且有明顯熵減△sSmθ=-180 J·K-1·mol-1) ★ Ca3(PO4)2, 2-3, △sGmθ=191.6 kJ·
16、;mol-1>>45.6 kJ·mol-1,難溶鹽; (△sHmθ=-64.4 kJ·mol-1<0,但多價(jià)的PO43-和Ca2+ 有特顯著的熵減效應(yīng),△sSmθ=-859 J·K-1·mol-1); ★Ag2SO4,1-2, △sGmθ=27.8 kJ·mol-1稍小于30.8 k
17、J·mol-1,溶解度稍大于0.01 mol·L-1,微溶; (△sHmθ=17.6 kJ·mol-1,△sSmθ=-34 J·K-1·mol-1)。,4 關(guān)于離子半徑對(duì)鹽類溶解度影響的進(jìn)一步討論,將上面這句話用一個(gè)等效說(shuō)法表示為: (半徑)大-(半徑)大, 中-中,?。?總之r+≈r-)結(jié)合, 不易溶解,結(jié)合穩(wěn)定;反之,小-大,大-小結(jié)合不穩(wěn)定
18、,易溶解。 稱為“大-大,?。 币?guī)則。,在這里,我們又看到了“大(Cs)-大(I),中(K)-中(Cl)[或中(Rb)-中(Br)],小(Na)-小(F)”規(guī)則。 不過(guò),最好是用更嚴(yán)格的說(shuō)法: 正負(fù)離子的大小在相互匹配時(shí)結(jié)合最穩(wěn)定,溶解度最小。,當(dāng)生成水合物時(shí),McXa(s)+nH2O(l)=McXa·nH2O(s) 假定正、負(fù)離子在無(wú)水鹽和含
19、水鹽中對(duì)摩爾熵的加和貢獻(xiàn)相等。已知每mol晶格水對(duì)水合物的摩爾熵的獨(dú)立加和貢獻(xiàn)約為39 J·K-1·mol-1,Sfθ(H2O,l)=69.91 J·K-1·mol-1 ,那么上式 △rSmθ(298)=[Sfθ(McXa)+n×39)]-Sfθ(McXa)-n×69.9 =-30.9n J
20、183;K-1·mol-1 (生成一個(gè)晶格水,使熵減30.9 J·K-1·mol-1) 要能生成水合物,必須△rGmθ<0,即 △rGmθ=△rHmθ-T△rSmθ< 0。 △rHmθ < 298×(-30.9n)=-9.2 n kJ·mol-1
21、 即生成水合物必須至少放熱9.2n kJ·mol-1才行。 由于形成水合物必須放熱,因而可以預(yù)料,升高溫度,不利于水合物的生成。,5 形成水合物,二 過(guò)渡元素的氧化還原性,1 第一過(guò)渡系電對(duì)M2+/M的電極電勢(shì),過(guò)渡金屬電對(duì)M2+/M的電極電勢(shì)φθ(M2+/M)可由下列反應(yīng)的△rGmθ求算。 M(s) + 2H+(aq) = H2(g) + M2+(a
22、q) 因?yàn)閷⒃摲磻?yīng)設(shè)計(jì)成一個(gè)原電池,并忽略過(guò)程的熵變,則 △rGmθ≈△rHmθ(電池)≈-2FEθ(電池)=2Fφθ(M2+/M) 對(duì)這個(gè)反應(yīng),可以設(shè)計(jì)一個(gè)玻恩-哈伯熱化學(xué)循環(huán),根據(jù)其中的一些熱力學(xué)量的變化就可以找出影響電對(duì)的電極電勢(shì)的因素。,元素的氧化還原性可通過(guò)他們的適當(dāng)?shù)碾妼?duì)的電極電勢(shì)去度量,對(duì)于不同金屬的上述反應(yīng), 2(△hydHmθ+△IHmθ+1
23、/2△bHmθ)H 為一定值,于是, △rHmθ (電池)= (△atmHmθ+△I(1+2)Hmθ+△hydHmθ )M+常數(shù) 即過(guò)渡金屬電對(duì)M2+/M的電極電勢(shì)φθ取決于金屬單質(zhì)的原子化焓,第一、第二電離能之和及+2價(jià)離子的水合焓。,(1) △atmHmθ(曲線④), 呈雙峰狀。金屬原子化需要破壞金屬鍵,而金屬鍵的強(qiáng)度與成單d電子的數(shù)目有關(guān),由Ca的0到Mn的5再到Zn的0,破壞金屬鍵需
24、要消耗的能量應(yīng)有近似拋物線形式的變化規(guī)律;但另一方面,金屬原子化使具有正常鍵合的相鄰原子的自旋-自旋偶合解體,使自旋平行的電子對(duì)數(shù)目增多,釋放出交換能。根據(jù)交換能的概念,未成對(duì)的電子數(shù)越多釋放出的交換能越多,因而這部分能量應(yīng)有近似反拋物線形。將二者加合將得到曲線④。,(2) △I(1+2)Hmθ(曲線⑤) 總的說(shuō)來(lái)是增加的,但在Cr和Cu處出現(xiàn)了凸起。其總趨勢(shì)歸因于有效核電荷的增加,凸起則是因其余元素都是3dn4s2,
25、 而Cr卻為3d54s1、Cu為3d104s1之故。 (3) △hydHmθ(曲線⑥) 呈反雙峰狀。反雙峰形變化歸因于配位場(chǎng)穩(wěn)定化能(曲線③)的貢獻(xiàn)。,將這三條曲線加起來(lái),再加上關(guān)于氫的各項(xiàng)得到圖中表示△rHmθ的曲線②。該曲線從左到右向上傾斜,很明顯,這是由△I(1+2)Hmθ所控制的。曲線的不規(guī)則性歸于△atmHmθ和△hydHmθ的變化,前者呈雙峰狀,后者呈反雙峰狀,只是后者變化的幅
26、度比前者小(這是因?yàn)榕湮粓?chǎng)穩(wěn)定化能的貢獻(xiàn)不是太大的緣故),二者疊加到一塊再加到△I(1+2)Hmθ之上就得到△Hθ(曲線②)的變化趨勢(shì)??梢钥吹剑齻€(gè)別地方外,整個(gè)△Hθ的變化都與原子化焓的變化一致,只是幅度稍小一些而已。,曲線①就是所探討的φθ(M2+/M)的變化曲線,它與△rHmθ曲線基本平行。從這條曲線可以看到,F(xiàn)e、Co、Ni及Cu的還原性均不如Zn,這是由于這些元素的成單d電子對(duì)強(qiáng)化金屬鍵作出了貢獻(xiàn),Zn沒(méi)有成單的d電子,沒(méi)有
27、這種貢獻(xiàn),所以Zn的還原性強(qiáng)。Mn的還原性大于Cr,這是由于Mn2+的五個(gè)未成對(duì)d電子的特殊的穩(wěn)定性和Cr由3d54s1轉(zhuǎn)變?yōu)?d4要失去一個(gè)d電子需消耗較多的能量之故。,2 第一過(guò)渡系電對(duì)M3+/M2+的電極電勢(shì),過(guò)渡金屬電對(duì)M3+/M2+的電極電勢(shì)φ?(M3+/M2+)可由反應(yīng)的△G?求算。 M3+(aq) + ½ H2(g) = H+(aq) + M2+(aq)
28、 由于反應(yīng)是在溶液中進(jìn)行的,因而與單質(zhì)無(wú)關(guān),不受原子化焓的影響。,對(duì)于不同金屬的上述反應(yīng), (1/2△bHmθ+△IHmθ+△hydHmθ)H為一定值,于是,△rHmθ(電池)=-[△hydHmθ(M3+)+△I3 Hmθ-△hydHmθ(M2+)]M+常數(shù) 即過(guò)渡金屬電對(duì)M3+/M2+的電極電勢(shì)φθ與原子的第三電離能和兩種離子的水合焓之差有關(guān)。,三 對(duì)鑭系元素氧化態(tài)穩(wěn)定性的熱力學(xué)討論,1 鑭系
29、元素+2氧化態(tài)的穩(wěn)定性,2 鑭系元素+4氧化態(tài)的穩(wěn)定性,因此,根據(jù)鑭系元素的第四電離能數(shù)據(jù)可以得到+4氧化態(tài)穩(wěn)定性的次序: La<<Ce>Pr>Nd>Pm>Sm>Eu> Gd<<Tb>Dy>Ho≈Er≈Tm>Yb>Lu 其中Ce的I4最小,其次是Pr和Tb,說(shuō)明這
30、些元素的+4價(jià)狀態(tài)相對(duì)地比較穩(wěn)定。,四 對(duì)Cu的價(jià)態(tài)穩(wěn)定性的討論,Cu2+的水合焓比Cu+的水合焓大,可從離子的構(gòu)型去解釋。 右圖將水合焓分解為三部分。,① Mn+與H2O從相距無(wú)限遠(yuǎn)到離子處于球形對(duì)稱的靜電場(chǎng)中的焓變記為△rHmθ(球); ② 將離子從球形場(chǎng)變?yōu)檎嗣骟w場(chǎng)焓變記作△rHmθ(Oh); ③ 離子與水分子產(chǎn)生共價(jià)相互作用其焓變記作△rHmθ(共價(jià)); 根據(jù)金屬
31、離子與水分子之間作用的本質(zhì)特征,上述第一、二項(xiàng)歸為靜電作用能,合起來(lái)記作△rHmθ(靜),第三項(xiàng)為共價(jià)作用能△rHmθ(共價(jià)),于是, △hydHmθ=△rHmθ(球)+△rHmθ(Oh)+△rHmθ(共價(jià)) =△rHmθ(靜)+△rHmθ(共價(jià)),Cu2+離子的水合焓能量分解示意圖,上表列出了銅離子水合焓的能量分解結(jié)果,可以看到:
32、 (1) 在銅離子的水合焓中,銅離子與水分子之間的靜電作用占了絕對(duì)優(yōu)勢(shì),其中Cu+占80.8%,Cu2+占92.8%。 (2) 共價(jià)作用在Cu+中占有重要的地位,接近20%,而在Cu2+中,共價(jià)作用相對(duì)較小,僅占7.21%。 (3) d9結(jié)構(gòu)的Cu2+的配位場(chǎng)作用占4.3%,而d10結(jié)構(gòu)的Cu+沒(méi)有這一項(xiàng)。 (4) 除此之外,d9結(jié)構(gòu)的Cu2+還存在姜-泰勒畸變穩(wěn)定化能。,綜上所述,在
33、水溶液中,Cu2+(aq)比Cu+(aq)穩(wěn)定的主要原因是因?yàn)镃u2+與水的靜電作用遠(yuǎn)大于Cu+。 其根源有兩個(gè): 一是Cu2+比Cu+的電荷大一倍, 離子半徑又小于Cu+。 二是Cu2+為d9結(jié)構(gòu), 在水分子配位場(chǎng)的作用下, 發(fā)生d軌道能級(jí)分裂, 得到配位場(chǎng)穩(wěn)定化能和姜泰勒畸變穩(wěn)定化能。 因此,盡管Cu+離子的共價(jià)作用能大于Cu2+,但由于Cu2+ 具有上述特有的因素,
34、因而使得在極性溶劑水中,Cu2+的水合能遠(yuǎn)比Cu+大,大到足夠破壞Cu+的d10相對(duì)穩(wěn)定的電子構(gòu)型,使之向d9電子構(gòu)型的Cu2+轉(zhuǎn)變。,五 關(guān)于Cu、Ag、Au和Zn、Cd、Hg活潑性的討論,在化學(xué)性質(zhì)上,Zn、Cd、Hg比Cu、Ag、Au活潑。有的學(xué)生可能認(rèn)為這是一個(gè)難理解的問(wèn)題。因?yàn)椋砻嫔?,從原子的結(jié)構(gòu)看,Cu、Ag、Au的s軌道未充滿,而Zn、Cd、Hg的s亞殼層是完全封閉的;從周期系看,Zn、Cd、Hg與Cu、Ag、Au互為鄰
35、居,而Zn、Cd、Hg分別位于Cu、Ag、Au的右邊,因而Zn、Cd、Hg原子的有效核電荷更高,半徑更小,把持電子的能力更強(qiáng),應(yīng)該更不活潑,怎樣理解Cu、Ag、Au和Zn、Cd、Hg的活潑性? 當(dāng)然,學(xué)生在這里是把元素單個(gè)原子的性質(zhì)和元素單質(zhì)的性質(zhì)弄混淆了。前面對(duì)Cu、Ag、Au和Zn、Cd、Hg所進(jìn)行的電子結(jié)構(gòu)和周期系遞變關(guān)系所進(jìn)行的分析,是從微觀的角度來(lái)分析單個(gè)原子的性質(zhì)。而單質(zhì)的性質(zhì)卻與由原子構(gòu)成分子或晶體的方
36、式即化學(xué)鍵有關(guān)。例如,由磷原子可以形成白磷、紅磷和黑磷,它們的性質(zhì)相互相差甚遠(yuǎn),同樣道理,由金屬原子構(gòu)成的金屬固體,其性質(zhì)應(yīng)決定于金屬鍵和金屬晶格的性質(zhì)。,事實(shí)上,就單個(gè)原子而言,Cu、Ag、Au確實(shí)比Zn、Cd、Hg活潑。 比較一下Cu、Ag、Au和Zn、Cd、Hg的電離能就能看到這點(diǎn): In/kJ?mol-1 I1 I2 I3 I1 I2 I
37、3 I1 I2 I3 Cu 745 1958 3554 Ag 731 2073 3361 Au 890 1978 Zn 906 1733 3833 Cd 868 1631 3616 Hg 1007 1810 3300 相應(yīng)于電離出s電子的I1和電離出
38、d電子I3,Cu、Ag、Au都比Zn、Cd、Hg的值小,說(shuō)明前者的原子把持外層電子的能力比后者小,即前者電離出相應(yīng)的外層電子比后者容易。I2的次序相反是由于Cu、Ag、Au是電離出一個(gè)d電子的電離能而Zn、Cd、Hg是電離出第二個(gè)s電子的電離能的緣故,理所當(dāng)然后者的I2應(yīng)比前者小。 因此,就單個(gè)原子考慮,Cu、Ag、Au的金屬性比Zn、Cd、Hg強(qiáng),這個(gè)事實(shí)與從原子結(jié)構(gòu)所作的推斷相一致。,而就金屬單質(zhì)而言,Zn、Cd、H
39、g比Cu、Ag、Au活潑。 金屬Zn比金屬Cu活潑的重要事實(shí)是Zn能從鹽酸中置換出H2,而Cu則不行,且在金屬活動(dòng)順序中已知有如下的順序: Zn Cd H Cu Hg Ag Au 即Zn位于Cu之前,Cd位于Ag之前,Hg位于Au之前。,下面用熱力學(xué)來(lái)探討造成這種活潑性差異的原因。 從酸中置換出H2的反應(yīng)可
40、寫成: M(s)+2H+(aq)=H2(g)+M2+(aq) 把這個(gè)反應(yīng)設(shè)計(jì)成一個(gè)原電池,則 △rGmθ=-2FEθ 當(dāng)忽略過(guò)程的熵變時(shí)有 △rHmθ≈-2FEθ △rHmθ的值越小,說(shuō)明置換反應(yīng)趨勢(shì)越大,意味著M的金屬性越強(qiáng)。,對(duì)于Cu,△rHmθ電池=338+(-2099)+745+1958+常數(shù)
41、 =338+604+常數(shù) 對(duì)于Zn,△rHmθ電池 =131+(-2047)+906+1733+常數(shù) =131+592+常數(shù) 可見(jiàn),Cu的I1比Zn低,I2比Zn高,Cu總電離能I1+I(xiàn)2比Zn稍大,但Cu的水合焓(負(fù)值)也稍大,兩項(xiàng)相加,其和十分接近。因而電離能和水合焓不是引起Zn和Cu性質(zhì)
42、差異懸殊的原因。 事實(shí)上,造成這種差異的主要原因在原子化焓,Cu是338 kJ·mol-1,Zn是131 kJ·mol-1,即Zn比Cu活潑的主要原因是Zn的原子化焓比Cu小得多。 金屬單質(zhì)的原子化焓是其金屬鍵強(qiáng)度的量度,而金屬鍵的強(qiáng)度又同“可用于成鍵”的平均未成對(duì)電子數(shù)有關(guān)。這里的“可用于成鍵”的電子數(shù)是指處于最低激發(fā)態(tài)的成鍵電子數(shù)。,根據(jù)推斷Cu的最低激發(fā)態(tài)為3d84s14p
43、2,可參與成鍵的未電對(duì)電子數(shù)為5;Zn的最低激發(fā)態(tài)為3d104s14p1,可參與成鍵的未電對(duì)電子數(shù)為2。 由于Zn的10個(gè)3d電子都進(jìn)入原子實(shí)內(nèi)部,所以d電子能量低,不能參與形成金屬鍵,故其金屬鍵較弱,原子化焓小,故化學(xué)性質(zhì)活潑; 而Cu的d軌道剛剛充滿, d電子能量高, 有部分還能被激發(fā)、成鍵。因此,Cu的金屬鍵較強(qiáng),單質(zhì)Cu的化學(xué)性質(zhì)不活潑。 Cd、Hg也存在與Zn相似的情況,Cd、Hg的原子化焓
44、最低,Hg是唯一的液態(tài)金屬。 由此可得出結(jié)論: ① 比較元素的性質(zhì)應(yīng)明確是元素單個(gè)原子的性質(zhì)還是單質(zhì)的性質(zhì)。 ② 就單個(gè)原子而言, 由電離能發(fā)現(xiàn), Cu、Ag、Au比Zn、Cd、Hg活潑。 ③ 就單質(zhì)而言,Zn、Cd、Hg比Cu、Ag、Au活潑。,眾所周知,離子在形成配離子時(shí),由于配位體的場(chǎng)強(qiáng)不同,中心離子d軌道的分裂能不同。當(dāng)配位體的場(chǎng)強(qiáng)很大時(shí),中心離子的成對(duì)能必定小于分裂能,
45、此時(shí)將生成低自旋配合物。電子進(jìn)入低能級(jí)軌道,使配合物的配位場(chǎng)穩(wěn)定化能增加,配合物的穩(wěn)定性增大,結(jié)果是可能使得某些氧化態(tài)的氧化性減弱,也可能使得某些氧化態(tài)的氧化性加強(qiáng)。 以CoⅢ的水、氨、和氰根的配離子的氧化性為例。其氧化性有如下的順序: Co(H2O)63+ > Co(NH3)63+ > Co(CN)63-或CoⅡ的還原性 Co(H2O)62+ < Co(NH3)
46、62+ < Co(CN)64- Co(H2O)62+在水中可長(zhǎng)久保存, Co(NH3)62+和Co(CN)64-在水中都不穩(wěn)定。 往Co2+溶液中加入氨水得紅棕色溶液,很快變?yōu)樯钭霞t色。 [Co(H2O)6]2+ → [Co(NH3)6]2+ → [Co(NH3)6]3+ 粉紅 紅棕
47、 深紫紅,六 配體強(qiáng)場(chǎng)對(duì)元素氧化態(tài)穩(wěn)定性的影響,4Co(NH3)62++O2+2H2O=4Co(NH3)63++4OH- Co(CN)64-更易被氧化,除空氣中的O2之外,水也能氧化它并伴隨放出H2 : 4Co(CN)64-+O2+2H2O=4Co(CN)63-+4OH- 2Co(CN)64-+2H2O=2Co(CN)63-+H2+2OH-,根
48、據(jù)光電化學(xué)順序 H2O < NH3 << CN- CN-是最強(qiáng)的配位體,最有利于上述兩步過(guò)程的進(jìn)行,所以Co(CN)64-的還原性最強(qiáng),極易被氧化。相反,H2O是一種較弱的配位體,上述兩步都不易進(jìn)行,故Co(H2O)62+不易被氧化。而NH3的場(chǎng)強(qiáng)介于CN-和H2O之間,所以Co(NH3)62+的還原性不如Co(CN)64-但卻比C
49、o(H2O)62+強(qiáng)。,而有關(guān)FeⅢ/FeⅡ的電極電勢(shì)的變化卻有相反對(duì)規(guī)律,即隨配體的場(chǎng)強(qiáng)增加,F(xiàn)eⅢ配合物的氧化能力減弱。 Fe (H2O)63 +/Fe (H2O)62 + 0.771V Fe(phen)33+/Fe(phen)32+ 1.14V,所以,隨著配位體場(chǎng)強(qiáng)度的增強(qiáng),分裂能增加,配位場(chǎng)穩(wěn)定化能增大,使Fe2+向Fe3+轉(zhuǎn)化的自發(fā)趨勢(shì)愈
50、來(lái)愈小,可以預(yù)期Fe2+的還原能力將隨配位場(chǎng)的增加而減小,而Fe3+的氧化能力將會(huì)增加。 根據(jù)光譜化學(xué)序列,H2O<phen。 phen是較H2O強(qiáng)的配位體,最不利于上述兩步過(guò)程的進(jìn)行,所以Fe(phen)32+較Fe(H2O)62+穩(wěn)定,最不易被氧化(或Fe(phen)33+的氧化性最強(qiáng))。相反,H2O是一種配位場(chǎng)相對(duì)較弱的配位體,上述兩步過(guò)程都較易進(jìn)行,故Fe(H2O)62+的還原性高于Fe(phen
51、)32+(或Fe(H2O)33+的氧化性最弱) 。,七 無(wú)機(jī)化學(xué)中的耦合現(xiàn)象,1 反應(yīng)的耦合,將兩個(gè)或兩個(gè)以上的體系通過(guò)各種相互作用而彼此影響以至聯(lián)系起來(lái)的現(xiàn)象叫作耦合。把一個(gè)不能自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)和另一個(gè)易自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)耦合,從而構(gòu)成一個(gè)可以自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng),這種情況稱之為反應(yīng)的耦合。 下面舉二個(gè)用耦合反應(yīng)降低反應(yīng)溫度和沉淀的定量處理的例子。,八 多重平衡與化學(xué)計(jì)算,1 多重平衡規(guī)則 如果
52、 反應(yīng)1+反應(yīng)2=反應(yīng)3 則 K1·K2=K3, lgK1+lgK2=lgK3 如果 反應(yīng)1-反應(yīng)2=反應(yīng)3 則 K1/K2=K3, lgK1-lgK2=lgK3 寫成一般式:
53、 n反應(yīng)1+m反應(yīng)2=p反應(yīng)3 K1n·K2m=K3p, nlgK1+mlgK2=plgK3 n反應(yīng)1-m反應(yīng)2=p反應(yīng)3 K1n/K2m=K3p, nlg
54、K1-mlgK2=plgK32 推導(dǎo) 對(duì)于 n反應(yīng)1+m反應(yīng)2=p反應(yīng)3 對(duì)反應(yīng)1 有 △rGmθ(①) =-RTlnK1=-2.303 RTlgK1 反應(yīng)2 △rGmθ(②) =-RTlnK2=-2.303 RTlgK2 反應(yīng)3 △rGmθ(③) =-RTlnK3=-2.303 RTlgK3
55、 n△rGmθ(①)+m△rGmθ(②)=p△rGmθ(③) (-2.303nRTlgK1)+(-2.303mRTlgK2) =( -2.303pRTlgK3 ) nlgK1+mlgK2 =plgK3 K1n·K2m=K3p,3 一些反應(yīng)及其平衡常數(shù) 電極反應(yīng) Mp++ne=Mq+ (p>q) φθ
56、 △rGmθ -△rGmθ=nFφθ=RTlnK, lgK=nφθ/0.0592 電池反應(yīng) Mp++ M`q+=Mq+ + M`p+ Eθ △rGmθ -△rGmθ=nFEθ=RTlnK, lgK=nEθ/0.0592 配位反應(yīng) M+nL= MLn (略去電荷)
57、 Kf或K穩(wěn)或βn 對(duì)應(yīng)地有l(wèi)gKf或lgK穩(wěn)或lgβn 弱酸電離 HA H++A- Ka lgKa 弱堿電離 BOH B++OH- Kb lgKb 沉淀溶解 BA B
58、++ A- Ksp lgKsp 水的電離 H2O H++OH- Kw(不是Ka) lgKw 中和反應(yīng) H++OH- H2O K=1/Kw -lgKw,4 使用多重平衡規(guī)則于無(wú)機(jī)化學(xué)的計(jì)算題 例1:已知 ① ClO4-+8H++8e=Cl-+4H2O φaθ=1
59、.34 V 求 ② ClO4-+4H2O+8e=Cl-+8OH- φbθ=? 解:顯然,二者的差別實(shí)質(zhì)上是水的生成和水消耗。 已知 ③ H++OH-=H2O △rGmθ(③)=-79.89 kJ?mol-1 又由于 ①-8×③=② 對(duì)電極反應(yīng)① △rGmθ(①)=-nFφaθ
60、對(duì)欲求的電極反應(yīng)② △rGmθ(②)=-nFφbθ 故 △rGmθ(①)-8△rGmθ(③)=△rGmθ(②) -8Fφaθ-8×(-79.89)=-8Fφbθ φbθ=φaθ-79.89/96.485=0.51 (V) 本計(jì)算涉及電極反應(yīng)和水的電離的多重平衡。,φaθ=1.34 V,
61、 φbθ=0.51V 含氧酸根離子在酸性溶液中比在堿性溶液中的氧化性要強(qiáng),這是因?yàn)楹跛岣x子在酸性溶液中還原時(shí)其產(chǎn)物之一為水。在堿性溶液中還原時(shí)消耗水(相當(dāng)于水分解為OH-)。 可見(jiàn),含氧酸酸根離子在還原過(guò)程中的其它能量效應(yīng)必將對(duì)含氧酸酸根離子的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)產(chǎn)生影響。 更進(jìn)一步,物種在氧化還原過(guò)程中所伴隨的其他過(guò)程的能量效應(yīng)也影響物種的氧化還原性。如水的生成、溶劑化和去溶劑化
62、作用、離解、沉淀、形成配離子等。這些過(guò)程放出的凈能量越多,則這些過(guò)程進(jìn)行的趨勢(shì)越大,對(duì)物種的氧化還原性影響越大。,例4 將FeCl3溶液和KI溶液混和,溶液出現(xiàn)棕紅色,在上述溶液中加入(NH4)2C2O4,棕紅色褪去,溶液呈黃色,請(qǐng)通過(guò)計(jì)算說(shuō)明上述過(guò)程發(fā)生的原因。 已知K穩(wěn)(Fe(C2O4)33-)=1020.10,K穩(wěn)(Fe(C2O4)34-)=105.22。 解:查φθ(Fe3+/Fe2+)=0.771
63、V Fe3++e=Fe2+ ① logK①=φ①θ/ 0.0591 Fe3++3C2O42-=Fe(C2O4)33- ② K②=1020.10 logK②=20.1 Fe2++3C2O42-=Fe(C2O4)34- ③ K③=105.22 logK③=5.22 ①-
64、②+③ Fe(C2O4)33-+e=Fe(C2O4)34- ④ logK④=φ④θ/0.0591 logK①-logK②+logK③=logK④=φ④θ/0.0591
65、 =0.771/0.0591-20.1+5.22=-1.83 φ④θ=φθ(Fe(C2O4)33-/Fe(C2O4)34-)=-0.10 V 由于φθ(Fe3+/Fe2+)=0.771 V>φθ(I2/I-)=0.535 V,所以Fe3+能將I-氧化為I2從而使溶液出現(xiàn)棕紅色,加入(NH4)2C2O4后, φ(Fe3+/Fe2+)降低,φ(Fe3+/Fe2+)=φθ(Fe(
66、C2O4)33-/Fe(C2O4)34-)=-0.10 V<φθ(I2/I-)=0.535 V,反應(yīng)方向逆轉(zhuǎn),從而使溶液棕紅色褪去,呈黃色(I2→I-)。 本計(jì)算與例3屬同樣的類型,只是稍復(fù)雜一點(diǎn)而已。,例5 在回收廢定影液時(shí),可使銀沉淀為Ag2S,接著將硫化物轉(zhuǎn)化為金屬銀,反應(yīng)為: 2Ag2S+8CN-+O2+2H2O=4Ag(CN)2-+2S+4OH- 2Ag(
67、CN)2-+Zn=2Ag+Zn(CN)42- 已知:Ksp(Ag2S)=6.0×10-5; K穩(wěn)(Ag(CN)2-)=1.3×1021; φθ(S/S2-)=-0.48 V; φθ(O2/OH-)第二個(gè)反應(yīng)可認(rèn)為能進(jìn)行完全,試計(jì)算第一個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)。 解:由Ksp(Ag2S)=6.0×10-5,有Ag2S=2Ag++S2-
68、 ① K①= Ksp(Ag2S)=6.0×10-5 K穩(wěn)(Ag(CN)2-)=1.3×1021, 有Ag++2CN-=Ag(CN)2- ② K②=K穩(wěn)(Ag(CN)2-)=1.3×1021 φθ(S/S2-)=-0.48 V,有S+2e=S
69、2- ③ logK③=2φθ(S/S2-)/0.0591 φθ(O2/OH-)=0.40 V,有O2+4e+2H2O=4OH- ④ logK④=4φθ(O2/OH-)/0.0591
70、 2①+4②-2③+④=欲求反應(yīng) 2logK①+2logK②-2logK③+logK④=logK欲求反應(yīng) K欲求反應(yīng)=1.2677 本計(jì)算涉及了兩個(gè)電極反應(yīng)、一個(gè)沉淀溶解和一個(gè)配位反應(yīng)的多重平衡。,例6 已知HCl和HI都是強(qiáng)酸,但Ag不能從HCl溶液置換出H2,卻能從HI溶液中置換出H2(設(shè)除Ag的物種之外, 其余均
71、為標(biāo)準(zhǔn)態(tài)) 。 (已知φθ(Ag+/Ag)=0.799V, Kspθ(AgCl)=1.8×10-10, Kspθ(AgI)=1.0×10-16) 解:在HCl體系中: [Ag+]=Kspθ(AgCl)/[Cl-]=1.8×10-10/1=1.8×10-10 φ(
72、Ag+/Ag)=φθ(Ag+/Ag)+0.0591×lg[Ag+] =0.799+0.0591×lg1.8×10-10 =0.224V 由于φ(Ag+/Ag)=0.224V﹥?chǔ)咋?H+/H2)=0.0V, 因而Ag不能與H+反應(yīng)
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