高中化學(xué)選修4知識總結(jié)

1、高中化學(xué)選修4知識總結(jié)第1章 化學(xué)反應(yīng)與能量考點(diǎn)1：吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別特別注意：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應(yīng)物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。2、 常見的放熱反應(yīng)一切燃燒反應(yīng);活潑金屬與酸或水的反應(yīng);酸堿中和反應(yīng);鋁熱反應(yīng);大多數(shù)化合反應(yīng)(但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng))。3、常見的吸熱反應(yīng)Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng);大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)等也是吸熱反應(yīng);水解反應(yīng)考點(diǎn)2：反應(yīng)熱計(jì)算的依據(jù)1. 根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)算反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。2

2、.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算H=E生成物-E反應(yīng)物。3.根據(jù)鍵能計(jì)算H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。4.根據(jù)蓋斯定律計(jì)算化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果一個反應(yīng)可以分步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱是相同的。溫馨提示：蓋斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來推知相關(guān)反應(yīng)的反應(yīng)熱。熱化學(xué)方程式之間的“+”“-”等數(shù)學(xué)運(yùn)算，對應(yīng)H也進(jìn)行“+”“-”等數(shù)學(xué)計(jì)算。5.根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計(jì)算：Q(放)=n(可燃物)×|H|。第二章 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡考點(diǎn)1：化學(xué)反應(yīng)速率1、化學(xué)反應(yīng)速率的表示

3、方法_?；瘜W(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達(dá)式：_ 。其常用的單位是_ 、 或_ 。2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1)內(nèi)因(主要因素)反應(yīng)物本身的性質(zhì)。2)外因(其他條件不變，只改變一個條件)3、理論解釋有效碰撞理論(1)活化分子、活化能、有效碰撞活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。活化能：如圖圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應(yīng)熱為E1-E2。(注：E2為逆反應(yīng)的活化能)有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。(2)活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系考點(diǎn)2：化學(xué)平衡1、化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆

4、反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征3、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)考點(diǎn)3：化學(xué)平衡的移動1、 概念可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學(xué)平衡的移動。2、化學(xué)平衡移動與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系(1)v正>v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動。(2)v正=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。(3)v正<v逆：平衡向< span>逆反應(yīng)方向移動。3、影響化學(xué)平衡的因素4、“惰性氣體”對化學(xué)平衡的影響恒溫、恒容條件原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大體系中各組分的濃度不變平衡不移動。恒溫

5、、恒壓條件原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小2、 5、勒夏特列原理定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。第三章 水溶液中的離子平衡1、 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)：

6、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)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物注意：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，電離過程就達(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：

7、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(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，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(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)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(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA+B- Ki= A+B-/AB7、 影響因素：a、電

8、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：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= cH+·cOH-25時,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)：

9、（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)比色卡對比即可 。注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍2、 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：

10、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）3、 稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)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、 弱酸溶液：

11、稀釋10n倍時，pH稀pH原+n （但始終不能大于或等于7）4、 強(qiáng)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、 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）6、 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76、稀釋時，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。4、 強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、 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

12、pH=pH1+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）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、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]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。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、

13、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（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)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(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，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?yàn)樵诘味ㄟ^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

14、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)酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)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(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的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性

15、。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(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?。?）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 陽離子水解；OH-促進(jìn)陽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-、HPO42

16、-）7、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(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、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、去油污用熱堿水冼油污物

17、品CO32-+H2O HCO3-+OH-3、藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+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：MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO26、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

18、+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù)（Kh）對于強(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）、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

19、關(guān)系：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(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（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H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。

20、（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(zhì)：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意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，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?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（2）調(diào)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(yīng)法4、

21、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：酸堿；氧化還原；沉淀轉(zhuǎn)化。5、沉淀的轉(zhuǎn)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(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2）、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp= c(An+)m c(Bm-)n3）、影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動。溫度：升溫，多數(shù)平衡向

22、溶解方向移動。4）、溶度積規(guī)則QC（離子積）>KSP 有沉淀析出QC=KSP 平衡狀態(tài)QC<kSP飽和，繼續(xù)溶解。第4章 電化學(xué)1.原電池的工作原理及應(yīng)用1 概念和反應(yīng)本質(zhì)原電池是把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還原反應(yīng)。2 原電池的構(gòu)成條件(1) 一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生(一般是活潑性強(qiáng)的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng))。(2) 二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。(3) 三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：電解質(zhì)溶液；兩電極直接或間接接觸；兩電極插入電解質(zhì)溶液中。3工作原理以鋅銅原電池為例(1)反應(yīng)原理電極名稱負(fù)極正極電極材

23、料鋅片銅片電極反應(yīng)Zn2e=Zn2Cu22e=Cu反應(yīng)類型氧化反應(yīng)還原反應(yīng)電子流向由Zn片沿導(dǎo)線流向Cu片鹽橋中離子移向鹽橋含飽和KCl溶液，K移向正極，Cl移向負(fù)極 (2)鹽橋的組成和作用鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。鹽橋的作用：a.連接內(nèi)電路，形成閉合回路；b.平衡電荷，使原電池不斷產(chǎn)生電流。2.電解的原理1電解和電解池(1)電解：在電流作用下，電解質(zhì)在兩個電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。(2)電解池：電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。(3)電解池的構(gòu)成有與電源相連的兩個電極。電解質(zhì)溶液(或熔融電解質(zhì))。形成閉合回路。3 電解池的工作原理(1)電極名稱及電

24、極反應(yīng)式(電解CuCl2溶液為例)總反應(yīng)式：(2)電子和離子的移動方向電子：從電源負(fù)極流出后，流向電解池陰極；從電解池的陽極流出后流向電源的正極。離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。3陰陽兩極上放電順序(1)陰極：(與電極材料無關(guān))。氧化性強(qiáng)的先放電，放電順序：(2)陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)。若是惰性電極作陽極，放電順序?yàn)?.化學(xué)電源1日常生活中的三種電池(1)堿性鋅錳干電池一次電池正極反應(yīng)：2MnO22H2O2e=2MnOOH2OH；負(fù)極反應(yīng)：Zn2OH2e=Zn(OH)2；總反應(yīng)：Zn2MnO22H2O=2MnOOHZn(OH)2。(2

25、)鋅銀電池一次電池負(fù)極反應(yīng)：Zn2OH2e=Zn(OH)2；正極反應(yīng)：Ag2OH2O2e=2Ag2OH；總反應(yīng)：ZnAg2OH2O=Zn(OH)22Ag。(4) 二次電池(可充電電池)鉛蓄電池是最常見的二次電池，負(fù)極材料是Pb，正極材料是PbO2。放電時的反應(yīng)a負(fù)極反應(yīng)：PbSO2e=PbSO4；b正極反應(yīng)：PbO24HSO2e=PbSO42H2O；c總反應(yīng)：PbPbO22H2SO4=2PbSO42H2O。充電時的反應(yīng)a陰極反應(yīng)：PbSO42e=PbSO；b陽極反應(yīng)：PbSO42H2O2e=PbO24HSO；c總反應(yīng)：2PbSO42H2OPbPbO22H2SO4。注可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應(yīng)。2“高效、環(huán)境友好”的燃料電池氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。種類酸性堿性負(fù)極反應(yīng)式2H24e=4H2H24OH4e=4H2O正極反應(yīng)式O24e4H=2H2OO22H2O4e=4OH電池總反應(yīng)式2H2O2=2H2O備注燃料電池的電極不參與反應(yīng)，有很強(qiáng)的催化活性，起導(dǎo)電作用4.電解原理的應(yīng)用1氯堿工業(yè)(1)電極反應(yīng)陽極反應(yīng)式：2Cl2e=Cl2(氧化反應(yīng))陰極反應(yīng)式：2H2e=H2(還原反應(yīng))(2)總反應(yīng)方程式2NaCl