選修4_化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、化學(xué) 新教材 復(fù)習(xí)指南化學(xué)選修 化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)指南第一章一、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/mol 3.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(jiàn)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(jiàn)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、CO、C為還

2、原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)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)⑷紵裏?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。燃燒物的物質(zhì)的量：1

3、mol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（H_105_時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。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_(kāi)吸熱_反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為_(kāi)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）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對(duì)于反

4、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)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)S

5、(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) 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機(jī)物

6、。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2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HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、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)

7、合成 時(shí)，電離過(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 越小 ；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(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào) 弱酸的電離要分布寫(xiě)（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，K

8、b表示堿。 ）表示方法：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

9、特點(diǎn)：（1）可逆 （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 KW1*10-14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 KW 1*10-144、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：

10、（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，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

11、于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）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=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+

12、0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）五、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)程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液

13、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=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，

14、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。六、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

15、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:Na2CO3 NaHCO3)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 電離程度水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 堿 性 （如：HCO3- 、HS- 、H

16、PO42-）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(jiàn)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+ 3H2S 8、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Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污用熱

17、堿水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無(wú)水鹽由MgCl26H2O制無(wú)水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、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 NH3H2O+H+ c(C

18、l-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 9、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(shū)寫(xiě)原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě) 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、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě) 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

19、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(jiàn)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)：

20、S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根離子)F-(SO32-/MnO4-OH-)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(shū)寫(xiě)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)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HCl CuCl2-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

21、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（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（1）、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（2）

22、、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 （3）、電鍍應(yīng)用之一：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（1）、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（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉

23、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。 （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

24、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。 原電池，電解池，電鍍池的比較性質(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

25、：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) 同電解池聯(lián)系 在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽(yáng)極(失) e- 正極（得） e- 負(fù)極（失） e- 陰極（得）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（3）金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕 金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕 電化學(xué)腐蝕 不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會(huì)發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。 化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較 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