高中化學(xué)選修4知識點分類總結(jié)

1、化學(xué)選修 4 化學(xué)反應(yīng)與原理章節(jié)知識點梳理第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變反應(yīng)熱反應(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/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

2、解反應(yīng) 以 H2、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 :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(qiáng)。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

3、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_105 時，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)

4、平衡互稱為等效平衡。2、分類）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。）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。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)的一個狀態(tài)函數(shù)， 用來描述體系的混亂度， 符號為 S.單位： J?mol-1?K-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

5、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(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，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2） H為正， S 為負(fù)時，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

6、只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。混和物物質(zhì)單質(zhì)純凈物化合物電解質(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 HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O,非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如 SO3、CO2 、C6H12O6 、CCl4、CH2=CH2,2、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)

7、） 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：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?。蝗芤合♂寱r，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。9、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）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，溶液中電離所生成的各

8、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 +BKi= 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, H+=OH- =10-7 mol/L; KW = H+ OH- =1*10-

9、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：（ 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

10、：事先不能用水濕潤PH 試紙；廣泛 pH 試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的 pH 值計算方法公式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 :不能直接計算 H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)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

11、-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）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(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）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

12、 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+pH2 15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2 13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V 酸： V 堿=1：114- （ pH1+pH2）pH1+pH2 14V 酸： V 堿=1：10六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理2實質(zhì)： H+OH =HO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：）儀滴定管的刻度， O 刻度在 上 ，往下刻度

13、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中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后一 位 。）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。）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)）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

14、滴定堿確定堿的濃度時，則：c 堿= ncVnV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

15、，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。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: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

16、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：4只電離不水解：如 HSO-顯 酸性32電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO- 、H4PO -）34水解程度電離程度，顯堿性 （如： HCO- 、HS-、HPO 2-）7、雙水解反應(yīng)：）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。233）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與 AlO -、CO 2-(HCO-)、334

17、S2-(HS-)、SO2-(HSO3-)；S2-與 NH4+；CO32-(HCO-)與 NH+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(OH3) + 3H2S8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實例原理3+Al+3H2 OAl(OH) 3( 膠1、凈水明礬凈水323用熱堿水冼油污物體)+3H+2、去油污CO2- +HOHCO品- +OH-3、藥品的保配制 FeCl3 溶液時常加入少量鹽酸Fe3+3H2 OFe(OH)3+3H存配制Na2CO3 溶液時常加入少量 NaOH3CO2-+H2OHCO3+OH-4、制

18、備無水鹽由 MgCl26H2O制無水 MgCl2在 HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl26H2O Mg(OH2)+2HCl+4H2O3+-Mg(OH2)MgO+H2O4425、泡沫滅火器用Al 2(SO4) 3與NaHC3O溶液混合Al+3HCO3+2=Al(OH) 3+3CO246、比較鹽溶比較 NHCl 溶液中離NH+HONH HO+H3液中 離 子 濃子濃度的大小c(Cl- )c(NH +)c(H+)c(OH) -度的大小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

19、=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)

20、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)。）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/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3是 惰 性 電 極 時 ： S2-I-Br-Cl-OH-NO -SO42-( 等 含 氧 酸 根 離子)F-(SO32-/MnO 4-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

21、是活性電極， 若陽極材料為活性電極（ Fe、Cu)等金屬，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 pH電 解 質(zhì)度溶 液 復(fù)原分解電解 電解質(zhì)電離出 HCl電解質(zhì)減小增大 HCl質(zhì)型的陰陽離子分別CuCl2-CuCl2在兩極放電放 H2 生陰極：水放 H2 生NaClHCl成堿型堿電解質(zhì)和 生成新電 增大陽極：電解質(zhì)陰水解質(zhì)離子放電放氧生酸 陰極：電解質(zhì)陽電解質(zhì)和 生成新電型離子放電CuSO4水解質(zhì)減小 氧化銅陽極：水放 O2生酸電解水型 陰極

22、： 4H+ + 4e- NaOH增大= 2H2 H2SO4減小陽極：4OH- 4e- Na2SO4= O2+ 2H2O水增大不變水上述四種類型電解質(zhì)分類：）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽）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）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽）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

23、，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）、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）、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）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融： NaCl = Na+ + Cl通直流電后：陽極： 2Na+ + 2e = 2Na陰極： 2Cl 2e = C2l 規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律（

24、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。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

25、的比較性質(zhì)原電池電解池電鍍池類別定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變將電能轉(zhuǎn)變成化應(yīng)用 電解原理在某（ 裝 置 特 成電能的裝置學(xué)能的裝置些金 屬表面鍍上一點）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，兩級有電源，兩級材料有電源材料不同可同可不同形成條件活動性不同的兩極兩電極連接直流電源1 鍍層金屬接電源正極， 待鍍金屬接負(fù)電解質(zhì)溶液兩電極插入電解極； 2 電鍍液必須含形成閉合回路質(zhì)溶液有鍍層金屬的離子形成閉合回路電極名稱負(fù)極：較活潑陽極：與電源正極名稱同電解， 但有限金屬相連制條件正極：較不活陽極： 必須是鍍層金潑金屬（能導(dǎo)陰極：與電源負(fù)極屬電非金屬）相連陰極：鍍件電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反陽極

26、：氧化反應(yīng)，應(yīng)，金屬失去溶液中的陰離子陽極： 金屬電極失去電子失去電子，或電極電子正極：還原反金屬失電子應(yīng)，溶液中的陰極：還原反應(yīng)，陰極： 電鍍液中陽離陽離子的電子溶液中的陽離子子得到電子或者氧氣得電得到電子子（吸氧腐蝕）電子流向負(fù)極正極電源負(fù)極陰極同電解池電源正極陽極溶液中帶電陽離子向正極陽離子向陰極移同電解池粒子的移動移動動陰離子向負(fù)極陰離子向陽極移移動動聯(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)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關(guān)系化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重）、電化學(xué)