化學(xué)反應(yīng)原理總復(fù)習(xí)提綱匯總

選修4《化學(xué)反應(yīng)原理》總復(fù)習(xí)提綱第一章化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化一、化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱1、概念2、符號：3、單位：4、測量儀器：5、計算公式：6、反應(yīng)熱的分類主要有 、 。(1)燃燒熱：在101kPa時，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。燃燒熱的單位一般用kJ/mol表示。(2)中和熱：在稀溶液中，酸踉堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH20,這時的反應(yīng)熱叫中和熱。中和熱的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(1)；△H=-57.3kJ/mol7、注意：(1)反應(yīng)熱描述的是一定 下，化學(xué)反應(yīng)前后的 。(2)加熱是反應(yīng)的條件，與反應(yīng)吸、放熱 (有/無)直接關(guān)系。(3)反應(yīng)熱由化學(xué)鍵 過程中，吸收和放出的 決定。例1、50ml0.50mol/l鹽酸與50ml0.55mol/lNaOH溶液在如圖所示的裝置中進(jìn)行中和反應(yīng)。通過測定反應(yīng)過程中所放出的熱量可計算中和熱?；卮鹣铝袉栴}：TOC\o"1-5"\h\z(1)從實驗裝置上看，圖中尚缺少的一種玻璃用品是 。(2)燒杯間填滿碎紙條的作用是 。(3)大燒杯上如不蓋硬紙板，求得的中和熱數(shù)值 (填“偏大”“偏小”或“無影響”)。(4)若上述HCl和NaOH溶液的密度都近似為1g/cm3,中和后生成的溶液的比熱容C=4.18J?（g-1?0C-1）,實驗起始溫度為t1℃,終止溫度為t2℃,則該中和反應(yīng)放出熱量為 KJ/mol, kJ/mol（均填表達(dá)式）。（5）該實驗常用0.50mol/lHCl和0.55mol/l的NaOH溶液各50ml。NaOH的濃度大于HCl的濃度的作用是 。當(dāng)室溫低于100C時進(jìn)行，對實驗結(jié)果會造成較大的誤差其原因是 。（6）實驗中改用60ml0.50mol/l鹽酸與50ml0.55mol/lNaOH溶液進(jìn)行反應(yīng)，與上述實驗相比，所求中和熱 （填“相等”或“不相等”），簡述理由：（7）用相同濃度和體積的氨水代替NaOH溶液進(jìn)行上述實驗，測得的中和熱的數(shù)值會（填“偏大”“偏小”或“無影響”）。注意：完全燃燒是指物質(zhì)中下列元素完全轉(zhuǎn)變成對應(yīng)的物質(zhì)：CfC02,HfH20,SfS02等。二、反應(yīng)的焓變1、焓的定義 。符號：單位：2、焓變—△H。等壓焓變且能量變化全部變?yōu)闊崃繒r：△H= （恒壓下的化學(xué)反應(yīng)熱）△H=H（生成物）一H（反應(yīng)物）△H>0 ,△H<0 ,3、放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)⑴放熱反應(yīng)：即有熱量放出的化學(xué)反應(yīng)，其反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量。⑵吸熱反應(yīng)：即吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)，其反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量。三、熱化學(xué)方程式1、概念：2、意義:3、注意事項：TOC\o"1-5"\h\z(1)要在反應(yīng)物和生成物的化學(xué)式后面括號注明 ，固態(tài)為 ，液態(tài)為 ，氣態(tài)為 ，溶液為 。(2)4H后要注明溫度，在 時，可以不注明。(3)熱化學(xué)方程式中 (用/不用)“T”和“「'。(4)4H必須注明 、 、(5)根據(jù)焓的性質(zhì)，若方程式中各物質(zhì)系數(shù)加倍，則4H數(shù)值的絕對值 ；若反應(yīng)逆向進(jìn)行，則4H ，但 不變。例2、(1).由氫氣和氧氣反應(yīng)生成1mol水蒸氣放熱241.8kJ,寫出該反應(yīng)的熱化學(xué)方程式 。若1g水蒸氣轉(zhuǎn)化成液態(tài)水放熱2.444kJ,則反應(yīng)H2(g)+O2(g)==H2O(l)的AH=kJ-mol—1。氫氣的燃燒熱為_k「mol—1。四、反應(yīng)焓變的計算蓋斯定律：不管化學(xué)反應(yīng)是分一步完成或分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。換句話說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。這就是蓋斯定律。實質(zhì)：反應(yīng)前后的AH與 無關(guān)，只與 有關(guān)。第二章化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速率一、化學(xué)反應(yīng)的方向1、溫度、壓強一定時：判據(jù)AH-TASV0說明反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行AH>0AS<0 所有溫度下反應(yīng)均 自發(fā)進(jìn)行；AH>0AS>0 下反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行AH<0AS>0 所有溫度下反應(yīng)均 自發(fā)進(jìn)行；AH<0AS<0 下反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行2、熵值(S)越大， 越大，單位同一物質(zhì)的熵與其聚集狀態(tài)及外界條件有關(guān)：同一物質(zhì) ；化學(xué)反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量增加，

熵 。3、反應(yīng)熵變： 表達(dá)式：二、化學(xué)反應(yīng)的限度1、化學(xué)平衡常數(shù)：產(chǎn)物平衡濃度的系數(shù)次方乘積/反應(yīng)物濃度的系數(shù)次方乘積；表達(dá)式：單位:注：⑴（2）平衡常數(shù)的大小可以反應(yīng)明反應(yīng)越 。（3）注：⑴（2）平衡常數(shù)的大小可以反應(yīng)明反應(yīng)越 。（3）K值與濃度 ，隨（4）正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為2、濃度商Q<KQ>K3、平衡轉(zhuǎn)化率：表達(dá)式4、反應(yīng)條件對化學(xué)平衡的影響（1）溫度：升溫，化學(xué)平衡向Q=K不列入表達(dá)式，K值越大，說變化而變化方向移動（2）濃度：反應(yīng)物濃度增大或生成物濃度減小，Q K，平衡向 方向移動。（3）壓強：對于有 反應(yīng)，增大壓強，化學(xué)平衡向 移動。反應(yīng)，改變壓強平衡不移動。5、勒夏特原6、等效平衡：（1）定溫定壓下或定溫定容下，對于同一可逆反應(yīng)，只改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若通過可逆反應(yīng)化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)比換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量，與原平衡對應(yīng)相等，即具有相同的物料關(guān)系，則兩平衡等同。（2）在定溫定壓下的同一可逆反應(yīng)，改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則兩平衡等效。（3）在定溫定容的條件下，對于反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)不變的可逆反應(yīng)，改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則兩平衡等效。三、化學(xué)反應(yīng)速率1、化學(xué)反應(yīng)速率及表示方法(1)化學(xué)反應(yīng)速率的表達(dá)式 ，單位為 或(2)始、轉(zhuǎn)、平三行中各物質(zhì)的轉(zhuǎn)化量之比等于(3)同一反應(yīng)里，用不同物質(zhì)濃度變化來表示反應(yīng)速率時，其數(shù)值不一定相等，故應(yīng)標(biāo)明是用哪種物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率，但這些數(shù)值表示的意義是相同的，均表示該化學(xué)反應(yīng)的快慢。(4) 的濃度可視為不變的常數(shù)，因此不用固體或純液體表示化學(xué)反應(yīng)速率。2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素內(nèi)因：反應(yīng)物的性質(zhì)即反應(yīng)物的分子結(jié)構(gòu)、原子結(jié)構(gòu)決定一一主要因素外因：(1)濃度：①注意一一增大固體反應(yīng)物的量，化學(xué)反應(yīng)速率 ，②對固體來說，將塊狀固體變成粉末狀，才能 反應(yīng)速率，但平衡 。③增大反應(yīng)物的濃度f活化分子數(shù) 一有效碰撞次數(shù) f化學(xué)反應(yīng)速率(2)壓強：對有氣體參與的化學(xué)反應(yīng)，溫度一定時，增大壓強，體積縮小，濃度增大，加快反應(yīng)速率恒溫、恒容：充入反應(yīng)氣，反應(yīng)速率 ；充入惰性氣體，反應(yīng)速率恒溫、恒壓：充入反應(yīng)氣，反應(yīng)速率 ；充入惰性氣體，反應(yīng)速率(3)溫度：①其他條件不變無論正反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)，升溫速率②v高溫二v低溫X2(T高一T低)/10③升高溫度，反應(yīng)物分子的能量增加，使一部分原來能量較低的分子變成活化分子f活化分子百分?jǐn)?shù)增加f有效碰撞次數(shù)增多f化學(xué)反應(yīng)速率增大(4)催化劑：一一同等倍數(shù)的增大正、逆反應(yīng)速率使用催化劑f降低活化能f使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子f大大增加單位體積內(nèi)的活化分子百分?jǐn)?shù)f成千成萬倍的增大化學(xué)反應(yīng)速率(5)、其他因素：如溶劑的性質(zhì)、光、超聲波、磁場等也會影響化學(xué)反應(yīng)速率3、反應(yīng)速率常數(shù)表達(dá)式 ，Ea值越大，改變溫度對反應(yīng)速率的影響程度 。4、活化分子：能發(fā)生有效碰撞的分子，活化分子比一般分子具有較高的能量5、活化能：Ea二活化分子的平均能量-反應(yīng)物分子的平均能量四、化學(xué)反應(yīng)條件的優(yōu)化1工業(yè)合成氨原理：反應(yīng)）2 反應(yīng)特點：四、化學(xué)反應(yīng)條件的優(yōu)化1工業(yè)合成氨原理：反應(yīng)）2 反應(yīng)特點：①工業(yè)合成氨（正反應(yīng)為執(zhí)八、、③使氨生產(chǎn)快③使氨生產(chǎn)快（速率分析） 使氨生產(chǎn)多（平衡分析） 實際生產(chǎn)中適宜條件壓強料強度、設(shè)備制造要求適中溫度劑活性最大催化劑濃度原因有利于氨的合成，對動力、材速率較快，轉(zhuǎn)化率適中催化使反應(yīng)速率加快適當(dāng)提高N2的比例，加快反應(yīng)速率，有利于NH3的生成第三章 物質(zhì)在水溶液中的行為一、水的電離1、水的電離是個 （填可逆或不可逆）過程，在一定條件下可以達(dá)到電TOC\o"1-5"\h\z離平衡，其平衡常數(shù)的表達(dá)式為 ^2、水的離子積常數(shù)在一定溫度下，K與［H2O］都是常數(shù)，其乘積也必然是常數(shù)，因此［H+］［OH-］也是 ，Kw= ，式中Kw稱為 ，簡稱水的 。Kw反映了水中 和 的關(guān)系。且室溫下Kw= mol2?L-2［結(jié)論］（1）水的電離是個吸熱過程，故溫度升高，水的Kw 25℃時Kw=（2）水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽稀溶液。即溶液中［H+］［OH-］=1.0X10-14mol-2?L-2（3）在酸溶液中，［H+］近似看成是酸電離出來的H+濃度，［OH-］則來自于水的電離。

在堿溶液中，[OH-]近似看成是堿電離出來的OH-濃度，而[H+]則是來自于水的電離。3、影響水的電離平衡的因素：溫度：水的電離是的過程(填吸熱或放熱)，溫度升高會使水的電離平溫度：水的電離是的過程(填吸熱或放熱)，溫度升高會使水的電離平衡向 移動濃度：加酸，水的電離平衡向 移動；加堿，水的電離平衡向 移動(填左、右或不)。可見，加酸、加堿都會 水的電離，但水的離子積常數(shù)不變。(填“促進(jìn)”“抑制”或“不影響”)二、溶液的酸堿度1、溶液酸堿性的表示法pH=室溫下，酸性溶液：[H+]>[OH-],[H+] 1.0X10-7mol?L-1,pH 7中性溶液：[H+]=[0H-]=1.0X10-7mol?L-1,pH=7堿性溶液：[H+] [0H-],[H+]<1.0XTOC\o"1-5"\h\z10-7mol?L-1,pH 7有關(guān)溶液的pH值的幾個注意問題:①pH值是溶液酸堿性的量度。常溫下，pH=7溶液呈中性；pH值減小，溶液的酸性增強;pH值增大，溶液的堿性增強。②pH值范圍在 之間。pH=0的溶液并非沒有H+,而是C(H+)= ；pH=14的溶液并非沒有0H-,而是C(0H-)= 。pH改變一個單位，C(H+)就改變 倍，即pH每增大一個單位，C(H+)就減小到原來的 ；pH每減小一個單位，C(H+)就增大到原來的 。③也可用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH= ,因為C(H+)?C(OH-)=10-14,若兩邊均取負(fù)對數(shù)，得pH+pOH二 。2、可用pH試紙來測定溶液的pH值。方法：用潔凈的干玻璃棒直接蘸取少許待測液，滴在pH試紙上(注意 (能/不能)將pH試紙先用水沾濕或用濕的玻璃棒，因為這樣做，實際上已將溶液 ，導(dǎo)致所測定的pH ,)將pH試紙顯示的顏色隨即( 內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，確定溶液的pH值(因為時間長了，試紙所顯示的顏色會改變，致使測得的pH不準(zhǔn)。)三、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)強、弱電解質(zhì)的概念強電解質(zhì)： 。弱電解質(zhì)：都是強電解質(zhì)。都是弱電解質(zhì)。四、弱電解質(zhì)電離平衡1、弱電解質(zhì)電離平衡的建立在一定條件下（如：溫度、壓強），當(dāng) 時，電離過程就達(dá)到了 狀態(tài)，這叫做電離平衡。2、電離平衡的特征： 的特征。3、電離平衡常數(shù)和電離度（1）電離平衡常數(shù)是指在一定條件下，弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值。HAH++TOC\o"1-5"\h\zA- K=注：①在此計算公式中，離子濃度都是 ；②電離平衡常數(shù)的數(shù)值與 有關(guān)，與 無關(guān)；弱電解質(zhì)的電離是 的，一般溫度 ，電離平衡常數(shù) ；電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強弱，通常用 表示弱酸的電離平衡常數(shù)，用 表示弱堿的電離平衡常數(shù)。 越大，弱酸的酸性越強； 越大，弱堿的堿性越強。多元弱酸是 電離的，每一級電離都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)（用Kal、Ka2等表示），且電離平衡常數(shù)逐級 。（2）電離度表達(dá)式：4、影響弱電解質(zhì)電離平衡移動的因素（1）濃度：弱電解質(zhì)的溶液中，加水稀釋，電離平衡 ，電離度 。即稀釋 電離。（2）溫度：因為電離是吸熱的，因此升溫 電離。（3）加入其它電解質(zhì)： 加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡 移動，電離度 ；加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡 移動，電離度。五、鹽類水解1、鹽類水解定義在溶液中，叫做鹽類的水解。（在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成 ，破壞了水的電離平衡，使其平衡 移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。)酸+堿 鹽+水2、鹽類水解的本質(zhì)弱酸的陰離子和弱堿的陽離子和水電離出的H+或OH-離子結(jié)合生成 ， 了水的電離。3、影響水解的因素 “無弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，誰強顯誰性”內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì)。組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度 ，其鹽溶液的酸性或堿性就 。外因：⑴溫度由于鹽的水解作用是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以鹽的水解是 反應(yīng)，溫度升高，水解程度 。⑵濃度溶液濃度越小，實際上是增加了水的量，可使平衡 方向移動，使鹽的水解程度 。⑶溶液的酸堿性鹽類水解后，溶液會呈現(xiàn)不同的酸堿性?？刂迫芤旱乃釅A性可以促進(jìn)或抑制鹽的水解。4、水解的應(yīng)用六、沉淀溶解平衡和溶度積1、沉淀溶解平衡的建立：一定條件下，，溶液中各離子的濃度 的狀態(tài)。2、沉淀溶解平衡常數(shù)一一溶度積(1)定義：在一定條件下，難溶性物質(zhì)的飽和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)或溶度積。(2)表達(dá)式：以PbI2(s)溶解平衡為例：PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)Ksp= =7.1X1Q-9mol3L-3(3)意義：溶度積反映了物質(zhì)在水中的溶解能力。對于 的電解質(zhì)，Ksp的數(shù)值越大， 電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。(4)影響Ksp的因素Ksp與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與難溶性電解質(zhì)的 有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中 無關(guān)。3、影響溶解平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)①絕對不溶的電解質(zhì)是沒有的。 ②同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。③易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。(2)外因：遵循平衡移動原理①濃度：加水，平衡向 移動。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向 移動。③同離子效應(yīng)：向沉淀溶解平衡體系中，加入相同的離子，使平衡向 移動，但Ksp 。④其他：向沉淀溶解平衡體系中，加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物質(zhì)或氣體的離子，使平衡向 的方向移動，Ksp 。七、沉淀溶解平衡的應(yīng)用1、溶度積規(guī)則QC Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。QC Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。QC Ksp，溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。2、沉淀的生成 加入相同離子，平衡向沉淀方向移動。。3、沉淀的溶解溶解沉淀的方法 ①加入足量的水②使沉淀轉(zhuǎn)化為氣體③使沉淀轉(zhuǎn)化為弱電解質(zhì)4、沉淀的轉(zhuǎn)化加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成八、離子反應(yīng)發(fā)生的條件如果離子之間結(jié)合能生成 ；本質(zhì)是 ，就會發(fā)生離子反應(yīng)。九、離子反應(yīng)能否進(jìn)行的理論判據(jù)(1)焓變于熵變判據(jù)利用△H-TAS判斷離子反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行?！鱄-TAS<0,則離子反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行。(2)平衡常數(shù)判據(jù)平衡常數(shù)越大，反應(yīng)趨勢越大，反應(yīng)可自發(fā)進(jìn)行，施和K之間的關(guān)系看，當(dāng)Q<K時，正反應(yīng)很容易自發(fā)進(jìn)行。十、離子反應(yīng)的應(yīng)用1、 用于物質(zhì)檢驗與含量的測定 2、用于物質(zhì)制備與純化 3、生活中的離子反應(yīng)十^一、中和滴定實驗1、中和滴定的原理(1)定量分析：化學(xué)上把測定物質(zhì)各組成成分的含量過程，稱為定量分析過程。中和滴定是定量分析的一種方法。(2)中和滴定：用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法就叫酸堿中和滴定。實質(zhì)： 即酸中的H+和堿中的OH-物質(zhì)的量相(3)計算原理：mHnR+nM(OH)m=MnRm+mnH2O則有：n?C1-V1=m-C2-V2其中C1、C2分別表示酸和堿的濃度，VI、V2分別表示酸和堿的體積。2、中和滴定的操作過程：(1)儀器：;堿式滴定酸式滴定管:管：注意：①酸式滴定管不能盛放堿液、氫氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液；堿式滴定管不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液。;堿式滴定②滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越 ，全部容積它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液 (能/不能)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。②滴定管可以讀到小數(shù)點后(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、 、裝液、 、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗f檢漏：滴定管是否漏水f用水洗f f裝溶液f f調(diào)液面f記數(shù)據(jù)V(始)(4)滴定方法：手的姿勢、速度先快后慢注意：①手眼：左手操作 ，右手 ，眼睛注視②速度內(nèi)不恢復(fù)(5)終點確定：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯變化。內(nèi)不恢復(fù)原色(6)數(shù)據(jù)處理與誤差分析：讀數(shù)：兩位小數(shù)。因一次實驗誤差較大，所以應(yīng)取多次實驗的平均值。第四章電化學(xué)基礎(chǔ)一、電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能―-電解.電解原理分析（1）電解過程的起發(fā)因素是外加電源，電源中輸出電子的電極為，該電極使得電解池中 （填：陰極、陽極）帶有較多的 （填：正、負(fù)）電荷，因此電解質(zhì)（溶液）中的 離子（陰、陽）向該電極移動，該電極上一定發(fā)生的反應(yīng)類型 （填：氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)）。電源中輸入電子的電極為，該電極使得電解池中 （填：陰極、陽極）帶有較多的 （填：正、負(fù)）電荷，因此電解質(zhì)（溶液）中的 離子（陰、陽）向該電極移動，該電極上一定發(fā)生的反應(yīng)類型 （填：氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)）。例3：電解CuCl2溶液移向陽極周圍的離子： ；陽極反應(yīng)式： ，反應(yīng)類型： 。移向陰極周圍的離子： ；陽極反應(yīng)式： ，反應(yīng)類型： 。（2）電極反應(yīng)分析：①首先分析作陽極的材料：惰性電極：石墨、Pt、Au等材料組成的電極。惰性電