高中化學第一輪復習知識點總結好

高考化學第一輪復習化學反應及能量變化實質：有電子轉移（得失與偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化還原性 化合價升高 弱氧化性概念及轉化關系變化 產物反應物還原劑 氧化反應 氧化產物變化氧化劑 還原反應 還原產物 氧化性 化合價降低 弱還原性氧化還原反應：有元素化合價升降的化學反應是氧化還原反應。有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。概念： 氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物質（反應中所含元素化合價降低物）還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質（反應中所含元素化合價升高物）氧化產物：還原劑被氧化所得生成物；還原產物：氧化劑被還原所得生成物。氧化還原反應失電子，化合價升高，被氧化雙線橋：氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物得電子，化合價降低，被還原電子轉移表示方法 單線橋： 電子還原劑 + 氧化劑 = 還原產物 + 氧化產物二者的主 表示意義、箭號起止要區(qū)別： 電子數目等依據原則：氧化劑化合價降低總數=還原劑化合價升高總數配平找出價態(tài)變化，看兩劑分子式，確定升降總數；方法步驟：求最小公倍數，得出兩劑系數，觀察配平其它。有關計算：關鍵是依據氧化劑得電子數與還原劑失電子數相等，列出守恒關系式求解。強弱比較、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順序表，元素周期律）、由反應條件的難易比較；、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑氧化產物；還原性：還原劑還原產物）、根據（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)與氧化還原性關系比較。氧化劑、還原劑元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。、活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2 等；、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化劑： 、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7 、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe 等；、元素（如C、S等）處于低化合價的氧化物，如CO、SO2等還原劑： 、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸，如濃HCl、H2S等、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，如Na2SO3、FeSO4等 、某些非金屬單質，如H2 、C、Si等。概念：在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參加或生成的反應。離子互換反應離子非氧化還原反應 堿性氧化物與酸的反應類型： 酸性氧化物與堿的反應離子型氧化還原反應 置換反應一般離子氧化還原反應化學方程式：用參加反應的有關物質的化學式表示化學反應的式子。用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。表示方法 寫：寫出反應的化學方程式；離子反應： 拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式；離子方程式： 書寫方法：刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個數、電荷數是否相等。意義：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一類型的反應。本質：反應物的某些離子濃度的減小。金屬、非金屬、氧化物（Al2O3、SiO2）中學常見的難溶物 堿：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3生成難溶的物質：Cu2+OH-=Cu(OH)2 鹽：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的離子反應：2Ag+SO42-=Ag2SO4發(fā)生條件 由微溶物生成難溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3+2OH-生成難電離的物質：常見的難電離的物質有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3H2O 生成揮發(fā)性的物質：常見易揮發(fā)性物質有CO2、SO2、NH3等發(fā)生氧化還原反應：遵循氧化還原反應發(fā)生的條件。定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；符號：H單位：一般采用KJmol-1測量：可用量熱計測量研究對象：一定壓強下在敞開容器中發(fā)生的反應所放出或吸收的熱量。反應熱： 表示方法：放熱反應H0，用“+”表示。燃燒熱：在101KPa下，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時所放出的熱量。定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生反應生成1molH2O時的反應熱。中和熱：強酸和強堿反應的中和熱：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); H=-57.3KJmol-弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱 |H|MgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：LiNaKRbCs具體規(guī)律： 3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如FeFe2+Fe3+與水反應置換氫的難易 最高價氧化物的水化物堿性強弱金屬性強弱 單質的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）互相置換反應依據： 原電池反應中正負極與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的 非金屬性強弱 最高價氧化物的水化物酸性強弱金屬性或非金屬 單質的氧化性或離子的還原性性強弱的判斷 互相置換反應、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而減小，如：NaMgAl;非金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：SiPSCl。規(guī)律： 、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：LiNaKRbClBrI。、金屬活動性順序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu定義：以12C原子質量的1/12（約1.6610-27kg）作為標準，其它原子的質量跟它比較所得的值。其國際單位制（SI）單位為一，符號為1（單位1一般不寫）原子質量：指原子的真實質量，也稱絕對質量，是通過精密的實驗測得的。如：一個Cl2分子的m(Cl2)=2.65710-26kg。核素的相對原子質量：各核素的質量與12C的質量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應有幾種不同的核素的相對原子質量，相對原子質量 諸量比較： 如35Cl為34.969,37Cl為36.966。（原子量） 核素的近似相對原子質量：是對核素的相對原子質量取近似整數值，數值上與該核素的質量數相等。如：35Cl為35,37Cl為37。元素的相對原子質量：是按該元素各種天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)a% + Ar(37Cl)b%元素的近似相對原子質量：用元素同位素的質量數代替同位素相對原子質量與其豐度的乘積之和。注意： 、核素相對原子質量不是元素的相對原子質量。、通常可以用元素近似相對原子質量代替元素相對原子質量進行必要的計算。定義：核電荷數相同，中子數不同的核素，互稱為同位素。（即：同種元素的不同原子或核素）同位素 、結構上，質子數相同而中子數不同；特點： 、性質上，化學性質幾乎完全相同，只是某些物理性質略有不同；、存在上，在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，同位素的原子（個數不是質量）百分含量一般是不變的（即豐度一定）。1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。離子鍵、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵、存在：離子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。不同原子間、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；共價鍵 分子、原子、離子晶體。分子的極性共用電子對是否偏移存在2、分類 極性鍵 共價化合物化學鍵 非極性鍵 非金屬單質相同原子間、分類：（孤對電子）雙方提供：共價鍵共用電子對的來源單方提供：配位鍵 如：NH4+、H3O+金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質、金屬晶體中。決定分子的極性分子的空間構型決定分子的穩(wěn)定性鍵能 3、鍵參數 鍵長 鍵角 4、表示方式：電子式、結構式、結構簡式（后兩者適用于共價鍵）定義：把分子聚集在一起的作用力分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質量有關。作用：對物質的熔點、沸點等有影響。、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。分子間相互作用 、形成條件：第二周期的吸引電子能力強的N、O、F與H之間（NH3、H2O）、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。、氫鍵的形成及表示方式：F-HF-HF-H代表氫鍵。氫鍵 O OH H H H O H H、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作用力。定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）的分子。非極性分子 雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O2、H2、Cl2等。舉例： 只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等分子極性 多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分子如：CO2、CS2（直線型）、CH4、CCl4（正四面體型）極性分子： 定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負電荷中心不能重合）的。舉例 雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱則為極性分子如：NH3(三角錐型)、H2O（折線型或V型）、H2O2非晶體 離子晶體構成晶體粒子種類粒子之間的相互作用固體物質 分子晶體晶體： 原子晶體金屬晶體構成微粒：離子微粒之間的相互作用：離子鍵舉例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等NaCl型晶體：每個Na+同時吸引6個Cl-離子，每個Cl-同結構特點 時吸引6個Na+；Na+與Cl-以離子鍵結合，個數比為1：1。微?？臻g排列特點：CsCl型晶體：每個Cs+同時吸引8個Cl-離子，每個Cl-同時吸引8個Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結合，個數比為1：1。離子晶體： 說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式表示離子個數比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質特點 、離子晶體固態(tài)時一般不導電，但在受熱熔化或溶于水時可以導電；、溶解性：（參見溶解性表）晶體晶胞中微粒個數的計算：頂點，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1、構成微粒：分子結構特點 、微粒之間的相互作用：分子間作用力、空間排列：（CO2如右圖）分子晶體： 、舉例：SO2、S、CO2、Cl2等、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸點越高；性質特點 、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均不導電；、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質一般易溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。構成微粒：原子微粒之間的相互作用：共價鍵舉例：SiC、Si、SiO2、C(金剛石)等、金剛石：（最小的環(huán)為非平面6元環(huán)）結構特點 每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心微?？臻g排列特點：原子晶體： 、SiO2相當于金剛石晶體中C換成Si，Si與Si間間插O說明：原子晶體中不存在單個分子，化學式表示原子個數比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質特點 、一般不導電；、溶解性：難溶于一般的溶劑。、構成微粒：金屬陽離子，自由電子；結構特點 、微粒之間的相互作用：金屬鍵、空間排列：金屬晶體： 、舉例：Cu、Au、Na等、良好的導電性；性質特點 、良好的導熱性；、良好的延展性和具有金屬光澤。、層狀結構結構：、層內CC之間為共價鍵；層與層之間為分子間作用力；過渡型晶體（石墨）： 、空間排列：（如圖）性質：熔沸點高；容易滑動；硬度小；能導電?；瘜W反應速率、化學平衡意義：表示化學反應進行快慢的量。定性：根據反應物消耗，生成物產生的快慢（用氣體、沉淀等可見現象）來粗略比較定量：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。表示方法： 、單位：mol/(Lmin)或mol/(Ls ) 說明：化學反應速率、同一反應，速率用不同物質濃度變化表示時，數值可能不同，但數值之比等于方程式中各物質的化學計量數比。如： 、一般不能用固體和純液體物質表示濃度（因為不變）、對于沒有達到化學平衡狀態(tài)的可逆反應：v正v逆內因（主要因素）：參加反應物質的性質。、結論：在其它條件不變時，增大濃度，反應速率加快，反之濃度： 則慢。、說明：只對氣體參加的反應或溶液中發(fā)生的反應速率產生影響；與反應物總量無關。影響因素 、結論：對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快，壓強： 反之則慢、說明：當改變容器內壓強而有關反應的氣體濃度無變化時，則反應速率不變；如：向密閉容器中通入惰性氣體。、結論：其它條件不變時，升高溫度反應速率加快，反之則慢。溫度： a、對任何反應都產生影響，無論是放熱還是吸熱反應；外因： 、說明 b、對于可逆反應能同時改變正逆反應速率但程度不同；c、一般溫度每升高10，反應速率增大24倍,有些反應只有在一定溫度范圍內升溫才能加快。、結論：使用催化劑能改變化學反應速率。催化劑 a、具有選擇性；、說明： b、對于可逆反應，使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應速率；c、使用正催化劑，反應速率加快，使用負催化劑，反應速率減慢。原因：碰撞理論（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）其它因素：光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質等?；瘜W平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合中各組分的百分含量保持不變的狀態(tài)。逆：研究的對象是可逆反應動：是指動態(tài)平衡，反應達到平衡狀態(tài)時，反應沒有停止。平衡狀態(tài)特征：等：平衡時正反應速率等于逆反應速率，但不等于零。定：反應混合物中各組分的百分含量保持一個定值。變：外界條件改變，原平衡破壞，建立新的平衡。、定義：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)、意義：表示可逆反應的反應進行的程度。、影響因素：溫度（正反應吸熱時，溫度升高，K增大；正反應放熱時，化學平衡常數： 溫度升高，K減?。c反應物或生成物濃度無關。用化學平衡常數判斷化學平衡狀態(tài)。、用途： a、Q=K時，處于平衡狀態(tài)，v正=v逆；b、QK時，處于未達平衡狀態(tài)；v正v逆 向逆向進行；c、Qv逆 向正向進行。原因：反應條件改變引起：v正v逆化學平衡： 結果：速率、各組分百分含量與原平衡比較均發(fā)生變化。化學平衡移動： v(正)v(逆)向右（正向）移方向： v(正)=v(逆)平衡不移動 v(正)c(OH-) 酸性 PH7水溶液的酸堿性：c(H+)=c(OH-) 中性 PH=7c(H+)7抑制電離：加入酸或堿影響水電離的因素 加入活潑金屬，如Na、K等；促進電離：加入易水解的鹽，如NaAc、NH4Cl等；升高溫度。表示方法：p H=lg(H+)適用范圍：濃度小于1molL-的稀酸或稀堿溶液。pH試紙：用干凈的玻璃棒分別蘸取少量的待測溶液點在試紙上，觀察試紙顏色變化并跟比色卡比較，確定該溶液的PH值。石蕊： （紅） 5.0 （紫） 8.0 （藍）測定方法： 酸堿指示劑 酚酞： （無） 8.2 （粉紅） 10.0 （紅）及其變色范圍 甲基橙： （紅） 3.1 （橙） 4.4 （黃）甲基紅： （紅） 4.4 （橙） 6.2 （黃）cc(H+)cpHCc(OH-)cpOHpH+pOH=pKwC(H+)c(OH-)=KwpH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOHpH計：精確測定 溶液的pH 換算關系：兩強酸混合：混合： 兩強堿混合： c(OH-)混=c(H+)混=Kw/c(OH-)混 pH強酸強堿混合：強酸 HnA c(H+)=nc(HnA)pH值 單一：計算：強堿 B（OH）n c(OH-)=ncB(OH-)n弱酸 HnA c(H+)=c(HnA)（HnA）弱堿 B（OH）n c(OH-)= cB(OH-)nB(OH-)n混合前 混合后 條件兩強等體積 pH1+pH215 pH1-0.3 pH1pH2速算規(guī)律：混合（近似） pH1+pH2=14 pH= 7 pH1+pH213 pH2+0.3 pH1pH2pH之和為14的一強一弱等體積相混 結果：誰強顯誰的性質。實質：鹽中弱（弱酸根或弱堿陽離子）離子與水電離出的H+或OH-結合生成難電離的分子或離子，破壞水的電離平衡。條件：、鹽中必有弱離子 、鹽必須能溶于水、誰弱誰水解、誰強顯誰性；都弱均水解、不弱不水解。規(guī)律：、弱的程度越大，水解的能力越強。、鹽的濃度越小，水解程度越大。、溫度越高，水解程度越大。特征：、屬可逆反應，其逆反應為酸堿中和（符合化學平衡規(guī)律）；、水解程度一般微弱，且吸熱。內因：鹽類本身的性質 相同條件下，同濃度的 Na2CO3NaHCO3 (堿性)影響因素： Na2CO3 NaAc (堿性)、溫度的影響：升高溫度，水解程度變大；外因 、濃度的影響：稀釋可促進鹽類的水解，濃度越低水解程度越大；、pH的影響： NH4+H2O NH3H2O +H+ 加酸抑制，加堿促進。NaAc Ac-+H2O HAc + OH-強堿弱酸鹽：Na2SO3 (分步) SO32-+H2O HSO3-+OH-單水解： HSO3-+H2O H2SO3 +OH- 鹽類的水解 強酸弱堿鹽：NH4Cl NH4Cl +H2O HCl +NH3H2O AlCl3 (應分步但簡為一步) Al3+3H2O Al(OH)3+3H+分類 、常見易雙水解的離子組合：Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、(S2-、HS-主要發(fā)生氧化還原)雙水解： NH4+與AlO2-、SO32-能進行到底不用可逆號，用等號，沉淀、氣體一般要標出：表示： 如：2Al3+2CO32-+3H2O =2Al(OH)3+3CO2、表示： Al3+3AlO2-+6H2O= 4Al(OH)3一般不用“=”，用“ ”的如：NH4+Ac-+H2O NH3H2O +HAc NH4+CO32-+H2O NH3H2O +HCO3-、首先指出弱酸陰離子或弱堿陽離子，再決定如何水解；說明： 、某種鹽溶液只有一種離子水解，水解程度小，一般用可逆號，不用或；、多無弱酸陰離子分步水解，多元弱堿陽離子只看作一步水解。正鹽：弱酸強堿鹽（堿性）、弱堿強酸鹽（酸性）、弱酸弱堿鹽（視相對強弱）鹽溶液的 強酸的酸式鹽，不水解如NaHSO4顯酸性；酸堿性： 酸式鹽 弱酸的酸式鹽，既水解又能電離，酸堿性視電離和水解的相對強弱應用： 酸性：NaH2PO4、NaHSO3 ；堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。判斷弱電解質的相對強弱： 堿性 Na2CO3NaAc 酸性HAcH2CO3 酸性 NH4Cl Al(OH)3解釋在生活中的應用：、明礬凈水、純堿去污、泡沫滅火器、FeCl3溶液配制。電荷守恒 c(H+)+c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 正負電荷相等相等關系： 物料守恒 c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3) C原子守恒（以Na2CO3）質子守恒 c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3) H+離子守恒離子濃度比較： 多元弱酸 H3PO4 c(H+)c(H2PO4-)c(HPO42-)c(PO43-)多元弱酸形成的正鹽 Na2CO3 c(Na+)c(CO32-)c(OH-)c(HCO3-)c(H+)大小關系： 不同溶液中同一離子濃度 濃度0.1mol/L的、NH4Cl 、CH3COONH4、NH4HSO4 則c(NH4+) 混合溶液中各離子濃度 0.1mol/LNH4Cl與0.1mol/LNH3混合 則：c(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+)、用于精確地放出一定體積溶液的容器；、內徑均勻，帶有刻度的細長玻璃管，下部有控制液體流量的玻璃活塞（或由橡皮管、概述： 玻璃球組成的閥）；、規(guī)格有25ml、50ml，估讀到0.01ml；、分為酸式滴定管（不能盛堿液，HF以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液）堿式滴定管（不能盛放酸性和強氧化性溶液）滴定管： 使用方法：檢漏潤洗注液排氣調零放液讀數記錄、滴定管在裝入酸或堿溶液后，要排凈滴定管尖嘴內空氣使尖嘴內充滿液體而無氣泡。方法： 酸式滴定管 堿式滴定管注意： 、調整刻度時，應使液面在“0”或“0”以下，但不能太往下以免液體不足。、控制滴液速度，使得液體逐滴流出。、讀數時等液面穩(wěn)定后，視線與凹液面相切的刻度水平，并估讀到0.01ml的精確度。定義：用已制濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實驗方法中和實質：H+OH-=H2O 原理：酸堿中和反應的物質的量之比等于它們的化學計量數之比： 關鍵：準確測定參加反應的兩種溶液的體積；準確判斷中和反應是否恰好完全。儀器：滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等。作用：通過指示劑顏色的變化來確定終點；中和滴定：指示劑： 選擇：變色要靈敏、明顯（終點盡可能與變色范圍一致）、中和滴定，一般不用石蕊作指示劑，顏色變化不明顯；說明： 、酸滴堿，一般選甲基橙 終點由黃色 橙色；、堿滴酸，一般選酚酞 終點由無色 紅色；準備：滴定管（錐形瓶）洗滌滴定管查漏滴定管的潤洗注液排氣調零讀數記錄操作： 移取待測液，加入指示劑23滴，然后滴定，判斷終點，讀數。滴定： 左手操管、右手旋瓶、目視瓶中、滴滴入瓶、突變暫停、半分定終、重復兩次、求均值。計算：取兩次或多次消耗標準溶液體積平均值然后求c待、滴定管的“0”刻度在上端，刻度值由上往下增大；、讀數時視線與凹液面相切；體積： 、滴定管測量液體，有兩次讀數（初、末）兩數值之差為液體體積；、中和滴定體積測量，有待測液和標準液兩方面。原理： 誤差分析方法是分別判斷C標、V標和V測的誤差變化而對C測的影響。、裝標準液的滴定管在尖嘴內有氣泡，滴定后氣泡消失；、裝標準液的滴定管在水洗后沒潤洗，就裝標準液；中和滴定 偏 、錐形瓶用待測液潤洗；誤差分析 高 、滴定后滴定管尖嘴處掛有液滴；、滴定后仰視讀數（前正常）；舉例 、滴定前俯視讀數（后正常）；、用滴定管取待測液時，沒有潤洗就取待測液；偏 、滴定時待測液濺出；低 、滴定后俯視讀數；、滴定前仰視說明：由于指示劑的變色范圍引起的誤差，一般可忽略不計。電化學裝置特點：化學能轉化為電能。、兩個活潑性不同的電極；形成條件：、電解質溶液（一般與活潑性強的電極發(fā)生氧化還原反應）；原 、形成閉合回路（或在溶液中接觸）電 負極：用還原性較強的物質作負極，負極向外電路提供電子；發(fā)生氧化反應。池 基本概念： 正極：用氧化性較強的物質正極，正極從外電路得到電子，發(fā)生還原反應。原 電極反應方程式：電極反應、總反應。失e-,沿導線傳遞，有電流產生理 氧化反應 負極 銅鋅原電池 正極 還原反應反應原理：移 向陽離子溶解不斷Zn-2e-=Zn2+ 2H+2e-=2H2 電解質溶液電極反應： 負極（鋅筒）Zn-2e-=Zn2+正極（石墨）2NH4+2e-=2NH3+H2、普通鋅錳干電池 總反應：Zn+2NH4+=Zn2+2NH3+H2干電池： 電解質溶液：糊狀的NH4Cl特點：電量小，放電過程易發(fā)生氣漲和溶液、堿性鋅錳干電池 電極：負極由鋅改鋅粉（反應面積增大，放電電流增加）；電解液：由中性變?yōu)閴A性（離子導電性好）。正極（PbO2） PbO2+SO42-+4H+2e-=PbSO4+2H2O放電負極（Pb） Pb+SO42-2e-=PbSO4充電鉛蓄電池：總反應：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O電解液：1.25g/cm31.28g/cm3的H2SO4 溶液化學電源簡介蓄電池 特點：電壓穩(wěn)定。放電放電、鎳鎘（NiCd）可充電電池；其它蓄電池 Cd+2NiO(OH)+2H2O Cd(OH)2+2Ni(OH)2、銀鋅蓄電池鋰電池、燃料電池與普通電池的區(qū)別不是把還原劑、氧化劑物質全部貯藏在電池內，而是工作時不斷從外界輸入，同時燃料 電極反應產物不斷排出電池。電池 、原料：除氫氣和氧氣外，也可以是CH4、煤氣、燃料、空氣、氯氣等氧化劑。負極：2H2+2OH-4e-=4H2O ；正極：O2+2H2O+4e-=4OH-、氫氧燃料電池： 總反應：O2 +2H2 =2H2O 特點：轉化率高，持續(xù)使用，無污染。廢舊電池的危害：舊電池中含有重金屬（Hg2+）酸堿等物質；回收金屬，防止污染。腐蝕概念：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程。概述： 腐蝕危害：腐蝕的本質：M-ne-Mn+(氧化反應)分類： 化學腐蝕（金屬與接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕）