(完整版)新課標(biāo)高中化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)總結(jié)(很全),推薦文檔

1、化學(xué)選修 4 化學(xué)反應(yīng)與原理章節(jié)知識(shí)點(diǎn)大全第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變反應(yīng)熱1. 反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量2. 焓變(h)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號(hào)： h（2）.單位：kj/mol3. 產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱吸熱) h 為“-”或h 放熱）h 為“+”或h 0 常見的放熱反應(yīng)： 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng)： 晶體 ba(oh)28h2o 與 nh4cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以h2、

2、co、c 為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s 分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用 aq 表示）熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍，h 加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，h 改變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?概念：25 ，101 kpa 時(shí)，1 mol 純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用 kj/mol 表示。注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101 kpa反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

3、燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（h_105 全了。時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完2、可以利用 k 值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（q：濃度積）q_ k:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行; q =_k:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;q_ k:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用 k 值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，k 值增大，則正反應(yīng)為 吸熱反應(yīng)若溫度升高，k 值減小，則正反應(yīng)為 放熱反應(yīng)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(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類（1） 定

4、溫，定容條件下的等效平衡第一類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。第二類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)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(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為 s. 單位：jmol-1k-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值

5、最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即 s(g)s(l)s(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： h-ts0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行h-ts=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)h-ts0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：（1）h 為負(fù)，s 為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2）h 為正，s 為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì) 。非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)?；旌臀镂镔|(zhì)單質(zhì)純

6、凈物化合物電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如 hcl、naoh、nacl、baso4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如 so3、co2、c6h12o6、ccl4、ch2=ch22、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物so2、nh3、co2 等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)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(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電

7、離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，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??；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。 c、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì) 減弱 電離。d、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用ka 表示酸，kb 表示堿。 ）表

8、示方法：aba+b-ki= a+ b-/ab11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)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(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如： h2so3h3po4hfch3coohh2co3h2shclo二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積：kw = ch+coh-25時(shí), h+=oh- =10-7 mol/l; kw = h+oh- =1*10-14注意：kw 只與溫度有關(guān)，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(diǎn)：（1）可逆

9、（2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是 吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離4、溶液的酸堿性和 ph：（1）ph=-lgch+（2）ph 的測(cè)定方法：酸堿指示劑 甲基橙、 石蕊、 酚酞。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊 5.08.0（紫色） 酚酞 8.210.0（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(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。注意：事先不能用水濕潤(rùn) ph 試紙；廣泛 ph 試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的 ph 值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求h+混：將兩種酸中的 h+離子物質(zhì)的量相加除以總體

10、積， 再求其它）h+ 混 =（h+1v1+h+2v2）/（v1+v2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求oh-混：將兩種酸中的 oh-離子物質(zhì)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(jì)算h+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù) h+ + oh- =h2o 計(jì)算余下的 h+或 oh-，h+有余，則用余下的h+數(shù)除以溶液總體積求h+混；oh-有余，則用余下的 oh-數(shù)除以溶液總體積求oh-混， 再求其它）四、稀釋過(guò)程溶液 ph 值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋 10n 倍時(shí)，ph 稀 =ph 原+ n（但始終不能大于或等于 7）2、弱酸溶液

11、：稀釋 10n 倍時(shí)，ph 稀ph 原+n（但始終不能大于或等于 7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋 10n 倍時(shí)，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(shí)，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(shí) ph 均是向 7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后 ph 均接近 76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的 ph 變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（ph1）強(qiáng)堿（ph2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合ph1+ph2=14則 溶 液 顯 中 性 ph=7 ph1+ph215 則溶液顯堿性 ph=ph2-0.3 ph1+ph21

12、3 則溶液顯酸性 ph=ph1+0.32、若混合后顯中性ph1+ph2=14v 酸 ：v 堿 =1：1 ph1+ph214v 酸：v 堿=1：1014-（ph1+ph2）六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：h+oh=h2o即酸能提供的 h+和堿能提供的 oh-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過(guò)程：（1） 儀滴定管的刻度，o 刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積 大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)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。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。（2） 藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3） 準(zhǔn)備過(guò)

13、程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù) v(始)（4） 試驗(yàn)過(guò)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(jìn)行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；v酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則： c 堿= n c vn v上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的 v 酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中 c 酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是 v 酸的增大，導(dǎo)致

14、c 酸偏高；v 堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即 v 酸減小，則 c 堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述， 當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c 堿的誤差與 v 酸的變化成正比，即當(dāng) v 酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c 堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)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(lái)的離子跟水電離出來(lái)的 h+或 oh-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的 h+或 oh-結(jié)合,破壞水

15、的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí) 強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:na2co3nahco3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越 高水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 大（越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（h+促進(jìn) 陰離子水解而 抑制陽(yáng)離子水解；oh -促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如 hso4-顯 酸性電離程度

16、水解程度，顯 酸性（如: hso3- 、h2po4-）水解程度電離程度，顯堿性 （如：hco3- 、hs- 、hpo42-）7、雙水解反應(yīng)：（1） 構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，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(yīng)完全的為：fe3+、al3+與alo2-、co32-(hco3-)、s2-(hs-)、so32-(hso3-)； s2-與nh4+；co32-(hco3-)與 nh4+其特點(diǎn)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(jù)是兩邊電荷平衡，如：2al3+ + 3s2- + 6h2o = 2al(oh)3+ 3h2s8、

17、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水a(chǎn)l3+3h2oal(oh)3(膠體)+3h+2、去油污用熱堿水冼油污物品co3 2-+h2 o hco -+oh-33、藥品的保存配制 fecl3 溶液時(shí)常加入少量鹽酸fe3+3h2ofe(oh)3+3h+配制 na2co3 溶液時(shí)常加入少量 naohco+2o-h+-h 3oh2 co - 34、制備無(wú)水鹽由 mgcl26h2o 制無(wú)水mgcl2 在 hcl 氣流中加熱若不然，則： mgcl26h2omg(oh)2+2hcl+4h2o mg(oh)2 mgo+h2o5、泡沫滅火器用 al2(so4)3 與nahco3 溶液混合al3+3hc

18、o -=al(oh) +3co 3326、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nh +h onh h o+h+4232c(cl-)c(nh +)c(h+)c(oh)-49、水解平衡常數(shù) （kh）對(duì)于強(qiáng)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(shù))對(duì)于強(qiáng)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(shù)）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(dāng)微弱。2

19、、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、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(guān)系：電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒: （即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)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)之和質(zhì)子守恒：即水電離出的 h+濃度與 oh-濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)（1）溶解度 小于0.01g 的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2） 反應(yīng)后離子濃度降至 1*10-5 以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)h+降至

20、10- 7mol/lhg2+fe3+cu2+h+（指酸電離的)pb2+sn2+fe2+zn2+al3+mg2+na+ca2+k+陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：s2-i-br-cl-oh-no3-so42-(等含氧酸根離子)f-(so32-/mno4-oh-) 只要是水溶液 h，oh 以后的離子均作廢，永遠(yuǎn)不放電。是活性電極時(shí)：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(yáng)極材料為活性電極（fe、cu)等金屬， 則陽(yáng)極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽(yáng)離子的 放電順序，依據(jù)陽(yáng)氧陰還的規(guī)律來(lái)書寫電極反應(yīng)式。電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點(diǎn)

21、實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度ph電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽(yáng)離子分別在兩極放電hcl電解質(zhì)減小增大hclcucl2-cucl2放 h2 生成堿型陰極：水放 h2 生堿陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子放電nacl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)增大hcl放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子放電陽(yáng)極：水放 o2 生酸cuso4電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅電解水型陰極：4h+ + 4e- = 2h2 陽(yáng)極：4oh- - 4e- = o2+2h2onaoh水增大增大水h2so4減小na2so4不變上述四種類型電解質(zhì)分類：（1） 電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽（2） 電解電解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（

22、氟化物除外）（3） 放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)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(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（）、電鍍應(yīng)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（）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽(yáng)極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)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(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理陽(yáng)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（）、電鍍應(yīng)用之

23、一：銅的精煉陽(yáng)極：粗銅；陰極： 純銅電解質(zhì)溶液： 硫酸銅3、電冶金（）、電冶金：使礦石中的 金屬陽(yáng)離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來(lái)用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（）、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(yáng)極：2na+ + 2e = 2na陰極：2cl 2e = cl2規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律（1） 若無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)電極；兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的 h+作用），只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。（

24、2） 若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬， 陽(yáng)極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。（3） 若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無(wú)外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電 池，其余為電鍍池或電解池。性質(zhì)類別原電池電解池電鍍池定義（裝置特點(diǎn)）將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬反應(yīng)特征自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)裝置特征無(wú)電源，兩級(jí)材料不同有電源，兩級(jí)材料可同可不同有電源形成條件活動(dòng)性不同的兩極電解質(zhì)溶液形

25、成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路1 鍍層金屬接電源正極， 待鍍金屬接負(fù)極；2 電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱負(fù)極：較活潑金屬 正極：較不活潑金 屬（能導(dǎo)電非金屬）陽(yáng)極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)極相連名稱同電解，但有限制條件陽(yáng)極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)， 金屬失去電子正極：還原反應(yīng)， 溶液中的陽(yáng)離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽(yáng)極：氧化反應(yīng)，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(yīng)，溶液中的陽(yáng)離子得到電子陽(yáng)極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽(yáng)離子得到電子電子流向負(fù)極正極電源負(fù)極陰極電源正極陽(yáng)極同電解池溶液中帶電粒子

26、的移動(dòng)陽(yáng)離子向正極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)陽(yáng)離子向陰極移動(dòng)陰離子向陽(yáng)極移動(dòng)同電解池原電池與電解聯(lián)系池的極的得失電子聯(lián)系圖：在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)原電池，電解池，電鍍池的比較陽(yáng)極失 e-正極得 e-負(fù)極失 e-陰極得 e-第四節(jié)金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)一、金屬的電化學(xué)腐蝕（1）金屬腐蝕內(nèi)容：（2）金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過(guò)程電化腐蝕化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生 無(wú)電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過(guò)程 金屬被氧化的過(guò)程化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重關(guān)系（）、電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐

27、蝕腐蝕過(guò)程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)（水膜中溶解有 co2、so2、h2s 等氣體）電極反應(yīng)：負(fù)極: fe 2e- = fe2+正極: 2h+ + 2e- = h2 總式：fe + 2h+ = fe2+ + h2 吸氧腐蝕反應(yīng)過(guò)程吸收氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反應(yīng)：負(fù)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 + 2h2

28、o = 4fe(oh)3 fe(oh)3 脫去一部分水就生成 fe2o3x h2o（鐵銹主要成分）規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學(xué)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(hù)法犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法有一般防腐條件的腐蝕無(wú)防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學(xué)防護(hù)1、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)（）、犧牲陽(yáng)極的陰極保護(hù)法原理：原電池反應(yīng)中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)（）、外加電流的陰極保護(hù)法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應(yīng)用