資源簡介

高二化學選修4復習提綱
第一章 化學反應與能量 1
第二章 化學反應速率和化學平衡 2
第三章 水溶液中的離子平衡 4
第四章 電化學基礎 9
第一節 原電池 9
第二節 化學電池 9
第三節 電解池 10
第四節 金屬的電化學腐蝕和防護 12
第一章 化學反應與能量
一、焓變(ΔH) ： 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的放熱反應： ① 所有的燃燒反應 ② 酸堿中和反應
③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應
⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2 8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa ②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol ④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
2、運用：根據蓋斯定律，可以設計反應求出另一個反應的反應熱。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L s）
⑷ 影響因素： ① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2.
※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特征: 逆（研究前提是可逆反應） 等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡） 定（各物質的濃度與質量分數恒定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
例舉反應 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中
各成分的含量 ①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定 平衡
②各物質的質量或各物質質量分數一定 平衡
③各氣體的體積或體積分數一定 平衡
④總體積、總壓力、總物質的量一定 不一定平衡
正、逆反應
速率的關系 ①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡
②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆) 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡
壓強 ①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 平衡
②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡
混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 平衡
②Mr一定時，但m+n=p+q時 不一定平衡
溫度 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變） 平衡
體系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如體系顏色不再變化等 平衡
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移 動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_， V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和_大_的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。
注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4、催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。
5、勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。 符號：K
（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：
1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。
（三）化學平衡常數K的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。 一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。
2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）
Q〈 K:反應向正反應方向進行; Q = K:反應處于平衡狀態 ; Q 〉K:反應向逆反應方向進行
3、利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，K值增大，則正反應為__吸熱___反應
若溫度升高，K值減小，則正反應為__放熱___反應
＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。
2、分類
（1）定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。
第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
（2）定溫，定壓的等效平衡： 只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J mol-1 K-1
(2) 體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：
ΔH-TΔS〈 0 反應能自發進行
ΔH-TΔS = 0 反應達到平衡狀態
ΔH-TΔS 〉0 反應不能自發進行
注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章 水溶液中的離子平衡
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質 ：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質 ：在水溶液里全部電離成離子的電解質 。
弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質
③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態 ，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。
C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。
5、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）
6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）
表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡： 水的離子積：KW =c[H+] c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+] [OH-] = 1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定; KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）
2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）
③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的測定方法：
酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可 。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍
三 、混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：
（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH 離子物質的量相加除以總體積，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強堿的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〈 pH原+n （但始終不能大于或等于7）
3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原－n （但始終不能小于或等于7）
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原－n （但始終不能小于或等于7）
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。
五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規律21世紀教育網
1、若等體積混合： pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理：實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點后 一位 。
（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。
（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。
（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)
（4）試驗過程
3、酸堿中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析
式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或堿的物質的量濃度；
V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=
上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。
同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。
七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
3、鹽類水解規律：
①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）
②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性
②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞電離程度，顯 堿 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、雙水解反應：
（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，
如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、鹽類水解的應用：
水解的應用 實例 原理
1、凈水 明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+2、去油污 用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-3、藥品的保存 ①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-4、制備無水鹽 由MgCl2 6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然，則：
MgCl2 6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小 比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3 H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數 （Kh）
對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)
對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數）
八、電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。
2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫
九、溶液中微粒濃度的大小比較
☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：
①電荷守恒：任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和
②物料守恒: （即原子個數守恒或質量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
十、難溶電解質的溶解平衡
1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識
（1）溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。
（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的書寫
注意在沉淀后用(s)標明狀態，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三種主要方式
（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。
（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化還原沉淀法：
（4）同離子效應法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉化 。
5、沉淀的轉化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（黑色）
6、溶度積（KSP）
（1）定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。
（2）表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m [c(Bm-)]n
（3）影響因素： 外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。 ②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。
（4）溶度積規則：QC為離子積
QC〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡狀態 QC 〈KSP 未飽和，繼續溶解
第四章 電化學基礎
第一節 原電池
1、概念： 化學能轉化為電能的裝置叫做原電池_______
2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極② 電解質溶液③ 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路
3、電子流向：外電路： 負 極——導線—— 正 極
內電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質溶液。
4、電極反應：以鋅銅原電池為例：
負極： 氧化 反應： Zn－2e＝Zn2＋ （較活潑金屬）
正極： 還原 反應： 2H＋＋2e＝H2↑ （較不活潑金屬）
總反應式： Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、負極的判斷：
（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。
（2）從電子的流動方向 負極流入正極
（3）從電流方向 正極流入負極
（4）根據電解質溶液內離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負極
（5）根據實驗現象①__溶解的一極為負極__② 增重或有氣泡一極為正極
第二節 化學電池
1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池
2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置
3、化學電池的分類： 一次電池 、 二次電池 、 燃料電池
一、一次電池： 常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等
二、二次電池
1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。
2、電極反應：鉛蓄電池
放電： 負極（鉛）：Pb＋ －2e ＝PbSO4↓
正極（氧化鉛）：PbO2＋4H+＋ ＋2e ＝PbSO4↓＋2H2O
充電： 陰極：PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋
陽極：PbSO4＋2e ＝Pb＋
兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O
3、目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池
三、燃料電池
1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池
2、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。
當電解質溶液呈酸性時： 負極：2H2－4e =4H+ 正極：Ｏ2＋4 e 4H+ =2H2O
當電解質溶液呈堿性時： 負極：2H2＋4OH －4e ＝4H2O 負極：Ｏ2＋2H2O＋4 e ＝4OH
另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷 燃料 和氧氣 氧化劑 。
電極反應式為：負極：CH4＋10OH－－8 e ＝ 7H2O；
正極：4H2O＋2O2＋8e ＝8 OH－。
電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低
四、廢棄電池的處理：回收利用
第三節 電解池
一、電解原理
1、電解池： 把電能轉化為化學能的裝置 也叫電解槽
2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程
3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程
4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極
5、電極名稱及反應：
陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發生 氧化 反應
陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發生 還原 反應
6、電解CuCl2溶液的電極反應： 陽極：2Cl- -2e =Cl2 (氧化) 陰極：Cu2++2e =Cu(還原)
總反應式：CuCl2 =Cu+Cl2 ↑
7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程
☆規律總結：電解反應離子方程式書寫：
陽離子放電順序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子放電順序：是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性電極時：電極本身溶解放電
注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。
電解質水溶液點解產物的規律
類型 電極反應特點 實例 電解對象 電解質濃度 pH 電解質溶液復原
分解電解質型 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電 HCl 電解質 減小 增大 HCl
CuCl2 --- CuCl2
放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿
陽極：電解質陰離子放電 NaCl 電解質和水 生成新電解質 增大 HCl
放氧生酸型 陰極：電解質陽離子放電
陽極：水放O2生酸 CuSO4 電解質和水 生成新電解質 減小 氧化銅
電解水型 陰極：4H+ + 4e- == 2H2 ↑
陽極：4OH- - 4e-= O2↑+ 2H2O NaOH 水 增大 增大 水
H2SO4 減小
Na2SO4 不變
上述四種類型電解質分類：
（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽
（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）
（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽
（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽
二、電解原理的應用
1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣
（1）電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法
（2）電極、電解質溶液的選擇：
陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液 ； M— ne — == M n+
陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面
M n+ + ne — == M
電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液
鍍銅反應原理： 陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，
電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液
（3）電鍍應用之一：銅的精煉： 陽極：粗銅；陰極： 純銅電解質溶液： 硫酸銅
2、電冶金
（1）電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁
（2）電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl == Na + + Cl—
通直流電后：陽極：2Na+ + 2e— == 2Na 陰極：2Cl— — 2e— == Cl2↑
☆規律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規律
（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。
（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。
（3）若多個單池相互串聯，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。
☆
☆
☆ 原電池，電解池，電鍍池的比較
性質 類別
原電池 電解池 電鍍池
定義
（裝置特點） 將化學能轉變成電能的裝置 將電能轉變成化學能的裝置 應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬
反應特征 自發反應 非自發反應 非自發反應
裝置特征 無電源，兩級材料不同 有電源，兩級材料可同可不同 有電源
形成條件 活動性不同的兩極
電解質溶液
形成閉合回路 兩電極連接直流電源
兩電極插入電解質溶液
形成閉合回路 1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子
電極名稱 負極：較活潑金屬
正極：較不活潑金屬（能導電非金屬） 陽極：與電源正極相連
陰極：與電源負極相連 名稱同電解，但有限制條件
陽極：必須是鍍層金屬
陰極：鍍件
電極反應 負極：氧化反應，金屬失去電子
正極：還原反應，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕） 陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子
陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子
陽極：金屬電極失去電子
陰極：電鍍液中陽離子得到電子
電子流向 負極→正極 電源負極→陰極
電源正極→陽極 同電解池
溶液中帶電粒子的移動 陽離子向正極移動
陰離子向負極移動 陽離子向陰極移動
陰離子向陽極移動 同電解池
聯系 在兩極上都發生氧化反應和還原反應
☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯系圖：
陽極(失) e- 正極（得） e- 負極（失） e- 陰極（得）
第四節 金屬的電化學腐蝕和防護
一、金屬的電化學腐蝕
（1）金屬腐蝕內容： （2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程
（3）金屬腐蝕的分類：
化學腐蝕— 金屬和接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕
電化學腐蝕—不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。
化學腐蝕與電化腐蝕的比較
電化腐蝕 化學腐蝕
條件 不純金屬或合金與電解質溶液接觸 金屬與非電解質直接接觸
現象 有微弱的電流產生 無電流產生
本質 較活潑的金屬被氧化的過程 金屬被氧化的過程
關系 化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重
（4）電化學腐蝕的分類：
析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出
①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）
②電極反應：負極: Fe – 2e- = Fe2+
正極: 2H+ + 2e- = H2 ↑
總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣
①條件：中性或弱酸性溶液
②電極反應：負極: 2Fe – 4e- = 2Fe2+
正極: O2+4e- +2H2O = 4OH-
總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2
離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3 x H2O（鐵銹主要成分）
規律總結：金屬腐蝕快慢的規律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規律如下：
電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕
防腐措施由好到壞的順序如下：
外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕
二、金屬的電化學防護
1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護
（1）犧牲陽極的陰極保護法
原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化
應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備
負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護
（2）外加電流的陰極保護法
原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕
應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。
2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金
3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等

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