化學選修知識點

選修4

知識點總結第1頁

第一章化學反應與能量

第2頁一、焓變反應熱1．反應熱：一定條件下，一定物質量反應物之間完全反應所放出或吸收熱量第3頁2．焓變(ΔH)意義：在恒壓條件下進行化學反應熱效應（1）符號：△H（2）單位：kJ/mol

第4頁3.產(chǎn)生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱放出熱量化學反應。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H<0吸收熱量化學反應。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H>0第5頁☆常見放熱反應：①全部燃燒反應②酸堿中和反應③大多數(shù)化合反應④金屬與酸反應⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常見吸熱反應：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數(shù)分解反應③以H2、CO、C為還原劑氧化還原反應④銨鹽溶解等第6頁二、熱化學方程式書寫化學方程式注意關鍵點:

①熱化學方程式必須標出能量改變。

第7頁②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質用aq表示）③熱化學反應方程式要指明反應時溫度和壓強。第8頁④熱化學方程式中化學計量數(shù)能夠是整數(shù)，也能夠是分數(shù)⑤各物質系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變第9頁三、燃燒熱1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定化合物時所放出熱量。燃燒熱單位用kJ/mol表示。第10頁※注意以下幾點：①研究條件：101kPa②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定氧化物。③燃燒物物質量：1mol④研究內容：放出熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）第11頁四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時反應熱叫中和熱。第12頁2．強酸與強堿中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時中和熱小于57.3kJ/mol。4．中和熱測定試驗 第13頁五、蓋斯定律內容：化學反應反應熱只與反應始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）相關，而與詳細反應進行路徑無關，假如一個反應能夠分幾步進行，則各分步反應反應熱之和與該反應一步完成反應熱是相同第14頁新能源與資源環(huán)境保護：太陽能、風能、生物質能、氫能、地熱能、海洋能、核能。新能源應該具備特點：資源豐富，能夠再生，沒有污染或者污染很輕，使用安全方便。第15頁

第二章

化學反應速率與化學平衡

第16頁一、化學反應速率1.化學反應速率（v）⑴定義：用來衡量化學反應快慢，單位時間內反應物或生成物物質量濃度改變⑵表示方法：單位時間內反應濃度降低或生成物濃度增加來表示第17頁⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度改變，Δt：時間）單位：mol/（L·s）⑷影響原因：①決定原因（內因）：反應物性質（決定原因）②條件原因（外因）：反應所處條件第18頁第19頁※注意：（1）、參加反應物質為固體和液體，因為壓強改變對濃度幾乎無影響，能夠認為反應速率不變。（2）、惰性氣體對于速率影響①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，不過各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒壓時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢第20頁二、化學平衡（一）1.定義：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，各組成成份濃度不再改變，到達表面上靜止一個“平衡”，這就是這個反應所能到達程度即化學平衡狀態(tài)。第21頁2、化學平衡特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質濃度與質量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生改變）

第22頁3：判斷平衡依據(jù)《立體設計》P23（探究一）第23頁（二）影響化學平衡移動原因1、濃度對化學平衡移動影響（1）影響規(guī)律：在其它條件不變情況下，增大反應物濃度或降低生成物濃度，都能夠使平衡向正方向移動；增大生成物濃度或減小反應物濃度，都能夠使平衡向逆方向移動第24頁（2）增加固體或純液體量，因為濃度不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行反應，假如稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，不過減小程度不一樣，總結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大方向移動。第25頁2、溫度對化學平衡移動影響影響規(guī)律：在其它條件不變情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。第26頁3、壓強對化學平衡移動影響影響規(guī)律：其它條件不變時，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方向移動。第27頁注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在化學平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮化學平衡移動規(guī)律相同第28頁4.催化劑對化學平衡影響：因為使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響程度是等同，所以平衡不移動。不過使用催化劑能夠影響可逆反應到達平衡所需時間。第29頁5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：假如改變影響平衡條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變方向移動。第30頁

常見平衡圖像：《立體設計》P33專題三（共15個）第31頁三、化學平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當一個反應到達化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積比值是一個常數(shù)比值。符號：K第32頁（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意問題：1、表示式中各物質濃度是平衡濃度，不是起始濃度不是改變濃度2、K只與溫度（T）相關，與反應物或生成物濃度無關。第33頁3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，因為其濃度是固定不變，能夠看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進行反應，如有水參加，水濃度無須寫在平衡關系式中。第34頁（三）化學平衡常數(shù)K應用:1、化學平衡常數(shù)值大小是可逆反應進行程度標志。K值越大，說明平衡時生成物濃度越大，它正向反應進行程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。普通地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。第35頁2、能夠利用K值做標準，判斷正在進行可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應向正反應方向進行;Q=K:反應處于平衡狀態(tài);Q〉K:反應向逆反應方向進行第36頁3、利用K值可判斷反應熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應;若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應第37頁五、化學反應進行方向1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系混亂度，符號為S.單位：J?mol-1?K-1第38頁2、反應方向判斷依據(jù)在溫度、壓強一定條件下，化學反應判斷依據(jù)為：ΔG=ΔH-TΔS第39頁注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行第40頁

第三章

水溶液中離子平衡第41頁一、弱電解質電離1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電化合物,叫電解質。非電解質：在水溶液中和熔化狀態(tài)下都不能導電化合物。第42頁強電解質：在水溶液里全部電離成離子電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子電解質。電解質強弱與導電性、溶解性無關。

第43頁2、電解質與非電解質本質區(qū)分：電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物第44頁注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質③強電解質不等于易溶于水化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）第45頁3、電離平衡：在一定條件下，當電解質分子電離成離子速率和離子結合成時，電離過程就到達了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。第46頁4、影響電離平衡原因：A、溫度：電離普通吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質含有相同離子電解質，會減弱電離。D、其它外加試劑：加入能與弱電解質電離產(chǎn)生某種離子反應物質時，有利于電離。第47頁5、電離方程式書寫：用可逆符號弱酸電離要分布寫（第一步為主）第48頁6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在到達電離平衡時，溶液中電離所生成各種離子濃度乘積，跟溶液中未電離分子濃度比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（普通用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：AB=A++B-Ki=[A+][B-]/[AB]第49頁7、影響原因：a、電離常數(shù)大小主要由物質本性決定。b、電離常數(shù)受溫度改變影響，不受濃度改變影響，在室溫下普通改變不大。C、同一溫度下，不一樣弱酸，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第50頁二、水電離和溶液酸堿性1、水電離平衡：:水離子積：KW=c[H+]·c[OH-]25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1×10-14注意：KW只與溫度相關，溫度一定，則KW值一定KW不但適合用于純水，適合用于任何溶液（酸、堿、鹽）第51頁2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡外界原因： ①酸、堿：抑制水電離KW〈1×10-14②溫度：促進水電離（水電離是吸熱）③易水解鹽：促進水電離KW〉1×10-14第52頁4、溶液酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH測定方法：酸堿指示劑：甲基橙、石蕊、酚酞。第53頁變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）PH試紙操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍第54頁三、混合液pH值計算方法公式1、強酸與強酸混合：先求[H+]混：將兩種酸中H+離子物質量相加除以總體積，再求其它[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿混合：先求[OH-]混：將兩種酸中OH?離子物質量相加除以總體積，再求其它[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接計算[H+]混)第55頁3、強酸與強堿混合：先據(jù)H++OH-==H2O計算余下H+或OH-①H+有余，則用余下H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；②OH-有余，則用余下OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它

第56頁四、稀釋過程溶液pH值改變規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n（但一直不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但一直不能大于或等于7）第57頁3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但一直不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但一直不能小于或等于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均靠近76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解鹽溶液pH改變得慢，強酸、強堿改變得快第58頁五、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=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3第59頁2、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：1014--(PH1+PH2)第60頁六、酸堿中和滴定：1、中和滴定原理實質：H++OH-=H2O即酸能提供H+和堿能提供OH-物質量相等。第61頁2、中和滴定操作過程：（1）滴定管刻度，0刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超出最低刻度，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。滴定管能夠讀到小數(shù)點后一位。第62頁(2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗過程第63頁3、酸堿中和滴定誤差分析原理：C(酸）×V(酸）×n(酸)=C(堿）×V(堿）×n(堿）詳細內容見《立體設計》P（45）（互動探究）第64頁七、鹽類水解（只有可溶于水鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來離子跟水電離出來H+或OH-結合生成弱電解質反應。2、水解實質：水溶液中鹽電離出來離子跟水電離出來H+或OH-結合,破壞水電離，是平衡向右移動，促進水電離。第65頁3、鹽類水解規(guī)律：①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。②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)第66頁4、鹽類水解特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度?。?）吸熱第67頁5、影響鹽類水解外界原因：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸堿：促進或抑制鹽水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）第68頁6、酸式鹽溶液酸堿性：①只電離不水解：如HSO4-顯酸性②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

第69頁7、雙水解反應：（1）組成鹽陰陽離子均能發(fā)生水解反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常見雙水解反應完全為：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↑第70頁8、水解平衡常數(shù)（Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成弱酸電離平衡常數(shù))對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成弱堿電離平衡常數(shù)）第71頁電離、水解方程式書寫標準1、多元弱酸（多元弱酸鹽）電離（水解）書寫標準：分步書寫注意：不論是水解還是電離，都決定于第一步，第二步普通相當微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）電離（水解）書寫標準：一步書寫第72頁八、溶液中微粒濃度大小比較☆☆基本標準：抓住溶液中微粒濃度必須滿足三種守恒關系：①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)乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)乘積之和②物料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質量守恒）某原子總量(或總濃度)＝其以各種形式存在全部微粒量(或濃度)之和③質子守恒：即水電離出H+濃度與OH-濃度相等。第73頁九、難溶電解質溶解平衡1、難溶電解質溶解平衡一些常見知識（1）溶解度小于0.01g電解質稱難溶電解質。（2）反應后離子濃度降至1×10-5以下反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見難溶物在水中離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。第74頁（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：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度降低。（6）溶解平衡存在前提是：必須存在沉淀，不然不存在平衡。第75頁2、溶解平衡方程式書寫注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“”。如：Ag2S(s

）2Ag+(aq）+S2-(aq)第76頁3、沉淀生成三種主要方式（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pH值除一些易水解金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法：（4）同離子效應法第77頁4、沉淀溶解：沉淀溶解就是使溶解平衡正向移動。常采取方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉化。5、沉淀轉化：溶解度大生成溶解度小，溶解度小生成溶解度更小。如：AgNO3AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）第78頁6、溶度積（KSP）(1)、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子速率等于離子重新結合成沉淀速率，溶液中各離子濃度保持不變狀態(tài)。(2)、表示式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n第79頁(3)、影響原因：外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數(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80頁

第四章電化學基礎

第81頁一、原電池：1、概念：化學能轉化為電能裝置叫做原電池

2、組成條件：①兩個活潑性不一樣電極②電解質溶液③電極用導線相連并插入電解液組成閉合回路第82頁3、電子流向：外電路：負極——導線——正極內電路：鹽橋中陰離子移向負極電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極電解質溶液。4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極：氧化反應：Zn-2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極：還原反應：

2H+＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑第83頁5、正、負極判斷：（1）從電極材料：普通較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子流動方向負極流入正極（3）從電流方向正極流入負極（4）依據(jù)電解質溶液內離子移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）依據(jù)試驗現(xiàn)象①溶解一極為負極②增重或有氣泡一極為正極

第84頁二、化學電池1、電池分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直接轉變?yōu)殡娔苎b置3、化學電池分類：一次電池、二次電池、燃料電池

第85頁（一）、一次電池1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等第86頁（二）、二次電池1、二次電池：放電后能夠再充電使活性物質取得再生，能夠屢次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。第87頁2、電極反應：鉛蓄電池放電：負極（鉛）：Pb+SO42-+2e＝PbSO4↓正極（氧化鉛）：PbO2+4H++SO42-+2e＝PbSO4↓+2H2O充電：陰極：PbSO4+2H2O-2e＝PbO2+4H++SO42-陽極：PbSO4+2e＝Pb+SO42-兩式能夠寫成一個可逆反應：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O第88頁3、當前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池第89頁三、燃料電池1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產(chǎn)生電流一個原電池2、電極反應：普通燃料電池發(fā)生電化學反應最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可依據(jù)燃燒反應寫出總電池反應，但不注明反應條件。，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，不過要注意普通電解質溶液要參加電極反應。第90頁以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。

（1）當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2-4e=4H+正極：O2+4e+4H+=2H2O當電解質溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH--4e＝4H2O正極：O2+2H2O+4e＝4OH-第91頁另一個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。電極反應式為：負極：CH4+10OH--8e＝CO32-+7H2O；正極：4H2O+2O2

+8e

＝8OH-。電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH＝K2CO3＋3H2O第92頁3、燃料電池優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低。四、廢棄電池處理：回收利用第93頁(三)電解池一、電解原理1、電解池：把電能轉化為化學能裝置也叫電解槽2、電解:電流(外加直流電)經(jīng)過電解質溶液而在陰陽兩極引發(fā)氧化還原反應(被動不是自發(fā))過程3、放電：當離子抵達電極時，失去或取得電子，發(fā)生氧化還原反應過程第94頁4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極5、電極名稱及反應：陽極：與直流電源正極相連電極，發(fā)生氧化反應陰極：與直流電源負極相連電極，發(fā)生還原反應第95頁6、電解CuCl2溶液電極反應：陽極：2Cl--2e=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e=Cu(還原)總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑第96頁7、電解本質：電解質溶液導電過程，就是電解質溶液電解過程☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：放電次序：陽離子放電次序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+

>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子放電次序第97頁

陰離子放電次序是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-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，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則依據(jù)陰陽離子放電次序，依據(jù)陽氧陰