高中化學(xué)必修三知識點大全

1、 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： 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 <0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>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)2·8H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以H

2、2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等 注： 需要加熱的反應(yīng)，不一定是吸熱反應(yīng)；不需要加熱的反應(yīng)，不一定是放熱反應(yīng) 通過反應(yīng)是放熱還是吸熱，可用來比較反應(yīng)物和生成物的相對穩(wěn)定性。 如C（石墨，s） C（金剛石，s） H3= +1.9kJ/mol，該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。 二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點: 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)時的溫度和壓強。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù) 各物質(zhì)系數(shù)加

3、倍，H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，H改變符號，數(shù)值不變?nèi)⑷紵裏?概念：25 ，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)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：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 mol研究內(nèi)容：放出的熱量。（H<0，單位kJ/mol）四、中和熱1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。2強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=57.3kJ/mol3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，

4、所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。4中和熱的測定實驗五、燃燒熱、中和熱、能源要點一：燃燒熱、中和熱及其異同特別提醒：1燃燒熱指的是1 mol可燃物燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量，注意：穩(wěn)定的化合物，如H2H2O(l)而不是H2O(g)、 CCO2(g)而不是CO 、SSO2(g)而不是SO3。2中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol水所放出的熱量。注意：弱酸、弱堿電離出H+、OH需要吸收熱量，故所測定中和熱的數(shù)值偏??；濃硫酸與堿測定中和熱時，因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數(shù)值偏大。3因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應(yīng)，具有明確的含義，故在表述時不用帶負(fù)

5、號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。4注意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程式；表示中和熱的熱化學(xué)方程式和表示中和反應(yīng)的熱化學(xué)方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標(biāo)準(zhǔn)，且燃燒生成穩(wěn)定的化合物；中和熱以生成1mol水為標(biāo)準(zhǔn)。要點二：能源新能源的開發(fā)與利用,日益成為社會關(guān)注的焦點,因此,以新型能源開發(fā)與利用為背景材料，考查熱化學(xué)方程式的書寫及求算反應(yīng)熱，已成為高考命題的熱點。關(guān)于能源問題，應(yīng)了解下面的幾個問題：（1）能源的分類：常規(guī)能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然氣等）；新能源（可再生能源，如太陽能、風(fēng)能、生物能；非再生能源，如核聚變?nèi)剂希?）能源的開發(fā)；太

6、陽能：每年輻射到地球表面的能量為5×1019kJ，相當(dāng)于目前全世界能量消耗的1.3萬倍。生物能：將生物轉(zhuǎn)化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。風(fēng)能：利用風(fēng)力進(jìn)行發(fā)電、提水、揚帆助航等技術(shù)，風(fēng)能是一種可再生的干凈能源。地球能、海洋能。六、蓋斯定律1內(nèi)容：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)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。第二章 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方

7、法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時間）單位：mol/（L·s） 影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件 特別提醒： 化學(xué)反應(yīng)速率指的是平均速率而不是瞬時速率 無論濃度的變化是增加還是減少，化學(xué)反應(yīng)速率均取正值。 同一化學(xué)反應(yīng)速率用不同物質(zhì)表示時可能不同，但是比較反應(yīng)速率快慢時，要根據(jù)反應(yīng)速率與化學(xué)方程式的計量系數(shù)的關(guān)系換算成同一種物質(zhì)來表示，看其數(shù)值的大小。注意比較時單位要統(tǒng)一。2.注意：（1）、改變壓強的實質(zhì)是改變濃度，若反應(yīng)體系中無氣體參加，故對該類的反應(yīng)速

8、率無影響。 （2）、惰性氣體對于速率的影響 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(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變恒溫恒體時：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢 （3）溫度每升高10，化學(xué)反應(yīng)速率通常要增大為原來的24倍。 （4）從活化分子角度解釋外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響：二、化學(xué)平衡（一）1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的標(biāo)志及特征 標(biāo)志：（1）V正=V逆，它是化學(xué)平衡的本質(zhì)特征 （2）各組分的濃度不再改變，各組分的

9、物質(zhì)的量、質(zhì)量、體積分?jǐn)?shù)、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率等均不再改變，這是外部特點。 特征：逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等） 動（動態(tài)平衡） 定（ 各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系在單位時間內(nèi)消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在

10、單位時間內(nèi)消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在單位時間內(nèi)生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡壓強m+np+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡m+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(zhì)量MrMr一定時，只有當(dāng)m+np+q時平衡Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)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特別提醒：1當(dāng)從正逆反應(yīng)速率

11、關(guān)系方面描述時，若按化學(xué)計量數(shù)比例同向說時，則不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)；若按化學(xué)計量數(shù)比例異向說明，則可以說明達(dá)到平衡狀態(tài)。2恒溫、恒容下的體積不變的反應(yīng)，體系的壓強或總物質(zhì)的量不變時，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。如H2（g）+I2 （g）2HI（g）。3全部是氣體參加的體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對分子質(zhì)量不變，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。如2HI（g） H2（g）+I2（g）4全部是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度不變，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。（二）影響化學(xué)平衡移動的因素1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)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

12、生成物的濃度或減小反應(yīng)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(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)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(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和_大_的方向移動。2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著_吸熱反應(yīng)_方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)_方向移動。3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)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_

13、方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動 （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)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(yīng)達(dá)到平衡所需的_時間_。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響化學(xué)平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓強），平衡就向能夠減弱這種方向移動。對該原理中的“減弱”不能理解為消除、抵消，即平衡移動的變化總是小于外界條件變化對反應(yīng)的改變。如給已達(dá)到平衡狀態(tài)的可逆體系，增加5個大氣壓，由于化學(xué)反應(yīng)向體積縮小的方向移動，使體系的最終壓強大于其

14、初始壓強P0而小于P0+5。另外，工業(yè)上反應(yīng)條件的優(yōu)化，實質(zhì)上是勒夏特例原理和化學(xué)反應(yīng)速率兩方面綜合應(yīng)用的結(jié)果。（三）化學(xué)速率和化學(xué)平衡圖象1速率v時間t的圖象：（1）由速率的變化判斷外界條件的改變：若反應(yīng)速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度或壓強所致，具體改變的條件，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動的方向進(jìn)行判斷。若反應(yīng)速率與原平衡連續(xù)，則是由改變某一種物質(zhì)的濃度所致，具體是增大或減小反應(yīng)物還是生成物的濃度，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動的方向進(jìn)行判斷2組分量時間t、溫度T、壓強P的圖象“先拐先平”：“先拐”的先達(dá)到平衡狀態(tài)，即對應(yīng)的溫度高或壓強大，從而判斷出曲線對應(yīng)的溫度或壓強的

15、大小關(guān)系。“定一議二”：即固定其中的一個因素（溫度或壓強等），然后討論另外一個因素與化學(xué)平衡中的參量（濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)、平均相對分子質(zhì)量）的變化關(guān)系，從而判斷出該反應(yīng)為放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)、反應(yīng)前后氣體體積的大小等。（四）化學(xué)平衡常數(shù)1對于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示化學(xué)方程式中反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計量數(shù)。當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時，這個反應(yīng)的平衡常數(shù)公式可以表示為：,各物質(zhì)的濃度一定是平衡時的濃度,而不是其他時刻的.2在進(jìn)行K值的計算時，固體和純液體的濃度可視為常數(shù)“1”。例如：Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+

16、4H2O(g)，在一定溫度下，化學(xué)平衡常數(shù)表示為。3利用K值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài)。例如，在某溫度下，可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常數(shù)為K。若某時刻時，反應(yīng)物和生成物的濃度關(guān)系如下：，則有以下結(jié)論：QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。4化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)方程式的各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)增倍或減倍時，化學(xué)平衡常數(shù)也會發(fā)生相應(yīng)的變化。5化學(xué)平衡常數(shù)是描述可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的重要參數(shù)，只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物、生成

17、物的濃度無關(guān)，當(dāng)然也不會隨壓強的變化而變化，即與壓強無關(guān)。（五）、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)計量數(shù)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(zhì)的量與原來相同。第二類：對于反應(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)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。（六）化學(xué)反應(yīng)進(jìn)

18、行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o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)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)S(l)S(s) 2、反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： 復(fù)合判據(jù)自由能變化：G=HTS，是最全面的判斷據(jù)：G=HTS0，不能自發(fā)進(jìn)行；G=HTS0，能自發(fā)進(jìn)行；G=HTS=0，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。第三章 水溶液中的離子平衡（一）電解質(zhì)、非電解質(zhì)，強弱電解質(zhì)的比較1電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概

19、念電解質(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為強電解質(zhì)）電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。2、物質(zhì)的劃分3、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念4、強弱電解質(zhì)通過實驗進(jìn)行判斷的方法(以HAc為例)： （1）溶液導(dǎo)電性對比實驗：相同條件下，HAc溶液的導(dǎo)電性明顯弱于強酸（鹽酸、硝酸） （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH>2 （3）測NaAc溶液的pH值： 常溫下，PH>7 （4）測pH=

20、a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a +2 （5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性 （6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL （7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性 （8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸，分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速 率，后者快。 特別提醒： 1SO2、NH3、CO2的水溶液雖然能導(dǎo)電，但它們?nèi)詫儆诜请娊赓|(zhì) 2電解質(zhì)強弱的判斷，關(guān)鍵是看電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離。電解質(zhì)電離程度與溶解度無直接關(guān)系，溶解度大的不一定是強電解質(zhì)（如醋酸），溶解度

21、小的不一定是弱電解質(zhì)（如硫酸鋇）。 3電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動離子濃度和離子所帶電荷數(shù)的多少。一般來說，相同濃度的強電解質(zhì)的導(dǎo)電性明顯強于弱電解質(zhì)。弱酸（堿）與弱堿（酸）反應(yīng)生成了強電解質(zhì)，溶液的導(dǎo)電性明顯增強。 4電解質(zhì)的強弱與溶液的導(dǎo)電性沒有直接的關(guān)系。如難溶物BaCO3，它溶于水的部分能完全電離，故屬于強電解質(zhì)，但溶液的導(dǎo)電性幾乎為零。（二）弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù) 1、定義：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。 2、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，

22、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。 3、電離平衡常數(shù) 1.在一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，各種離子濃度之積與溶液中未電離的分子濃度之比是一個常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CH3COOHCH3COO+H+，K=c(CH3COO)c(H+)/c(CH3COOH). 2.電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)尺。它只受溫度的影響，因電離過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。 3.對于多元弱酸來說，由于

23、上一級電離產(chǎn)生的H+對下一級電離起抑制作用，一般是K1K2K3，即第二步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比第二步電離難得多，因此在計算多元素弱酸溶液的c(H+)或比較弱酸酸性相對強弱時，通常只考慮第一步電離。 4.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。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO（三）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

24、 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：（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*10-14（四）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：

25、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（五）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(zhì)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(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算H+混)3、 強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的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

26、，再求其它）4、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(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+pH213 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+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）（六）稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)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

27、（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76、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。（七）酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質(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

28、中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后 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、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，因為在滴定過程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但

29、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)在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，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。（八）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

30、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 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。 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(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

31、 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-）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(

32、OH)3+ 3H2S 8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)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：MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO

33、3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(shù) （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(shù))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(shù)）（九）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

34、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 （十）溶液中微粒濃度的大小比較1.多元弱酸、多元弱酸鹽溶液如H2S溶液： c(H+)>c(HS)>c(S2一)>c(OH一)。如Na2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32)>c(OH) >c(HCO3)>(H+)。2混合溶液：混合溶液中離子濃度的比較，要注意能發(fā)生反應(yīng)的先反應(yīng)再比較，同時要注意混合后溶液體積的變化，一般情況下，混合溶液的體積等于各溶液體積之和。在此，常用到以下兩組混合液：NH4C1 NH3.H2O(1：1)；CH3COOHCH3C

35、OONa(1：1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。即NH4C1 NH3.H2O(1：1)中，c(NH4+)>c(Cl一) > c(OH一) >c(H+)；CH3COOHCH3COONa(1：1)中：c(CH3COO一)>c(Na+) > c(H+)>c(OH一)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：掌握三個守恒關(guān)系:(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如在Na2CO3溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO3)+2c(CO32)+c(OH)。(2)物料守

36、恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子水解或電離，使離子種類增多，但某些主要原子的總數(shù)是守恒的。如在Na2 CO3溶液中有c(Na+)=2c(CO32)+2c(HCO3)+2c(H2CO3)。(3)質(zhì)子守恒：任何溶液中，最后溶液中僅由水電離出的H+與OH守恒，即由水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH)。在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離的H+或OH，使溶液中c(H+)c(OH)，但由水電離出的H+與OH守恒。如在Na2CO3溶液中有c(OH)=c(H+)+c(HCO3)+2c(H2CO3)，也可由電荷守恒式和物料守恒式疊加得出。（十一）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

37、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“=”。 （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 注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：

38、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、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 。 沉淀溶解平衡是動態(tài)平衡，其影響因素主要有：溫度：一般升溫時，沉淀溶解度增大，能促進(jìn)溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度隨溫度的升高而減小。同離子效應(yīng)：增大體系中沉淀溶解平衡中離子濃度，平衡向生成沉淀的方向移動

39、；反之，則向沉淀溶解的方向移動。5、 沉淀的轉(zhuǎn)化： 實質(zhì)：就是沉淀溶解平衡的移動，一般說來，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀。 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-)n 3、影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動。溫度：升溫，多

40、數(shù)平衡向溶解方向移動。 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 未飽和，繼續(xù)溶解第四章電化學(xué)第一節(jié) 原電池（一）原電池： 1、概念： 化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池_ 2、組成條件：（1）活潑性不同的電極材（2）電解質(zhì)溶液（3）構(gòu)成閉合電路（用導(dǎo)線連接或直接接觸）（4）自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng) 3、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極： 氧化 反應(yīng)： Zn2eZn2 （較活潑金屬）正極： 還原 反應(yīng)： 2H2eH2 （較不活潑金屬）總反應(yīng)式： Zn+2H+=Zn2+H2 特別提醒：構(gòu)成原電池的四個條件是相互聯(lián)系的，電極不一定參加反應(yīng)，電極材料不一定都是金

41、屬，但應(yīng)為導(dǎo)體，電解質(zhì)溶液應(yīng)合理的選取。 4、正、負(fù)極的判斷： （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向 負(fù)極流入正極 （3）從電流方向 正極流入負(fù)極 （4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極 （5）根據(jù)實驗現(xiàn)象_溶解的一極為負(fù)極_ 增重或有氣泡一極為正極 5、酸、堿、鹽溶液電解規(guī)律（惰性電極）6、原電池原理的應(yīng)用（1）設(shè)計原電池（這是近幾年高考的命題熱點）（2）加快了化學(xué)反應(yīng)速率：形成原電池后，氧化還原反應(yīng)分別在兩極進(jìn)行，使反應(yīng)速率增大，例如：實驗室用粗鋅與稀硫酸反應(yīng)制取氫氣；在鋅與稀硫酸反應(yīng)時加入少量的CuSO4

42、溶液，能使產(chǎn)生H2的速率加快（3）進(jìn)行金屬活動性強弱的比較（4）電化學(xué)保護(hù)法：即金屬作為原電池的正極而受到保護(hù)，如在鐵器表面鍍鋅（5）從理論上解釋鋼鐵腐蝕的主要原因第二節(jié) 化學(xué)電池1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)電池的分類： 一次電池 、 二次電池 、 燃料電池 （一）一次電池 1、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(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。 2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池 放電：負(fù)極（鉛）： Pb2e- PbSO4 正極（氧化鉛）： PbO

43、24H+2e- PbSO42H2O 充電：陰極： PbSO42H2O2e- PbO24H+陽極： PbSO42e- Pb 兩式可以寫成一個可逆反應(yīng)： PbO2Pb2H2SO4 2PbSO42H2O 3、目前已開發(fā)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(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池 2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為

44、酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時： 負(fù)極：2H24e- =4H+ 正極：24 e- 4H+ =2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時： 負(fù)極： 2H24OH-4e-4H2O 正極：22H2O4 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(yīng)式為：負(fù)極：CH410OH8e- 7H2O；正極：4H2O2O28e- 8OH-。電池總反應(yīng)式為：CH42O22KOHK2CO33H2O3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)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(jié) 電解池（一）電解原理1、電解池： 把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置 也叫電解

45、槽 2、電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動的不是自發(fā)的)的過程 3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程 4、電子流向：（電源）負(fù)極（電解池）陰極（離子定向運動）電解質(zhì)溶液（電解池）陽極（電源）正極 5、電極名稱及反應(yīng)： 陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應(yīng) 陰極：與直流電源的 負(fù)極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應(yīng) 6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)：陽極： 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)陰極： Cu2+2e-=Cu(還原)總反應(yīng)式： CuCl2 =Cu+Cl2 7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶

46、液的電解過程規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：放電順序：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+ 陰離子的放電順序 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

47、，則陽極反應(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)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。 電解質(zhì)水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點實例電解對象電解質(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)陽離子放電陽極：水放O2生酸CuSO4 電解質(zhì)和水 生成新

48、電解質(zhì) 減小氧化銅電解水型陰極：4H+ + 4e- = 2H2 陽極：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，強堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質(zhì)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(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）、電極、電解質(zhì)溶液的

49、選擇：陽極：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

50、 = Na + + Cl通直流電后：陽極：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）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。有活潑性不同的兩個電極；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)（有時是與水電離產(chǎn)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(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽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，則為電鍍池。 （3）若多個單池相互串聯(lián)，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

51、。若無外接電源時，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）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(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：較不活潑金屬（能導(dǎo)電非金屬）陽極：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