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電極電位

電極電位:如果知道了某一個電極的電極電位，就可用其它電極與它組成原電池;測量此電池的電動勢，即可得其它電極的電極電位。但是直到現(xiàn)在我們只能測量電池的電動勢，還不能由實驗或從理論上得知任一電極電位的絕對值。因此國際上采用一種標準氫電極，規(guī)定其電極電位為零，從而求得其它各電極的相對電位(以φ表示)。這種相對電位并不妨礙我們對電極電位的實際應用。

電動勢的測定

電動勢的測定：測定電動勢的原理測量原電池的電動勢不能用伏特計。用伏特計量得的只是兩極在外電路中的電位差，小于兩板的最大電位差(電動勢)，因為已有一部分電位差消耗在電池本身的內阻(主要是溶波的電阻)上。并且當伏特計與電池接通時，回路中就有電流通過，這就表示電池的兩極上已經發(fā)生了氧化還原反應，溶液的濃度也發(fā)生了變化，結果使兩極間的電位差也會有所變動。

原電池的電動勢

原電池的電動勢：電池的電動勢不能用伏特計來測量，因為電池與伏特計相接后，便形成了通路，有電流通過，電池發(fā)生電化學變化，電極被極化，溶液濃度改變，電動勢不能保持穩(wěn)定，且電池本身有內阻，伏特計所量得兩極的電位差僅是電池電動勢的一部分。

電導及電導測定

電導及電導測定：電子導體包括金屬、合金、石墨和某些固態(tài)金屬化合物等。由于這類導體中存在著自由電子，當導體兩端有電位差時，自由電子就向一定的方向流動而形成電流。這類導體在電流通過時不發(fā)生化學變化，但有發(fā)熱現(xiàn)象。其導電能力一般隨溫度的升高而降低。

氧化還原當量

氧化還原當量：根據當量定律，在化學反應中各物質都是按等當量數(shù)進行反應的。氧化還原反應也不例外，在量的關系上也遵守當量定律。由于氧化還原反應的本質是電子的轉移，所以在氧化還原反應中，氧化劑與還原劑的當量，是以氧化劑得到一個電子(或氧化值降低1 )所需的量或還原劑失去一個電子(或氧化值升高1 )所需的量來計算的。即氧化劑與還原劑的當量應等于它們的分子量(原子量、離子量)，除以每個分子(原子、離子)在反應過程中得、失的電子數(shù)(或氧化值的改變數(shù))而得。

氧化還原反應的基本概念

氧化還原反應的基本概念: 廣義的氧化還原反應是指反應物元素氧化值發(fā)生改變的反應。氧化還原反應中元素氧化值改變的實質是反應物之間發(fā)生了電子的轉移。某元素失去電子，氧化值升高，這個過程稱為氧化;另一元素得到電子，則氧化值降低，這個過程稱為還原。

鹽的水解

鹽的水解:鹽類可以由酸堿中和制得。由此很自然會想到至少正鹽的水溶液應該呈中性，但事實并非完全如此。我們用pH試紙分別檢驗NaCl、NH?CI、NaAc、Na?CO?等鹽的水溶液時 就會發(fā)現(xiàn)，只有NaCI的水溶液呈中性，而NH?Cl的水溶液呈酸性，NaAc與Na?CO?的水溶液卻呈堿性。

多相離子平衡一沉淀和溶解

多相離子平衡一沉淀和溶解：前面討論的是弱電解質的電離平衡，是均勻液相中的平衡，稱為單相(或均相)平衡。本節(jié)將討論有關難溶電解質的沉淀與溶解的平衡，這個在固相和液相之間形成的平衡，稱為多相(或異相)平衡。 沉淀和溶解，在水處理和化學實驗工作中是經常碰到的現(xiàn)象。例如，把天然水中的雜質(如Ca2?和Mg2?)轉變成難溶的沉淀物予以除去;鍋爐受熱面結垢與汽輪機葉片上積鹽以及使其溶解除掉;水中一些雜質的測定和分離等，都要利用有關沉淀和溶解的理論。

離子互換反應

離子互換反應：電解質在溶液中的反應，實質上是離子間的反應。 這種反應既包括反應前后元素的化合價有改變的氧化還原反應，又包括反應前后元素的化合價沒有改變的離子互換反應——復分解反應。這里只討論后一類反應

同離子效應和緩沖溶液

同離子效應和緩沖溶液：弱電解質在溶液中存在電離平衡。如在弱電解質的溶液中加入--種強電解質，此強電解質的組成中有一種和弱電解質相同的離子(即同離子)，則弱電解質的電離平衡就會發(fā)生移動，電離度也會發(fā)生變化。