化学选修 化学反应原理复
第章
焓变 反应热
1．反应热：定条件定物质量反应物间完全反应放出吸收热量
2．焓变(ΔH)意义：恒压条件进行化学反应热效应
（1）符号： △H（2）单位：kJmol
3产生原：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量化学反应(放热>吸热) △H △H <0
吸收热量化学反应（吸热>放热）△H +△H >0
☆ 常见放热反应：① 燃烧反应 ② 酸碱中反应
③ 数化合反应 ④ 金属酸反应
⑤ 生石灰水反应 ⑥ 浓硫酸稀释氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2ONH4Cl ② 数分解反应
③ H2COC原剂氧化原反应 ④ 铵盐溶解等
二热化学方程式
书写化学方程式注意点
①热化学方程式必须标出量变化
②热化学方程式中必须标明反应物生成物聚集状态（gls分表示固态液态气态水溶液中溶质aq表示）
③热化学反应方程式指明反应时温度压强
④热化学方程式中化学计量数整数分数
⑤物质系数加倍△H加倍反应逆进行△H改变符号数值变
三燃烧热
1．概念：25 ℃101 kPa时1 mol纯物质完全燃烧生成稳定化合物时放出热量燃烧热单位kJmol表示
※注意点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧产物稳定氧化物
③燃烧物物质量：1 mol
④研究容：放出热量（ΔH<0单位kJmol）
四中热
1．概念：稀溶液中酸碱发生中反应生成1mol H2O时反应热中热
2．强酸强碱中反应实质H+OH反应热化学方程式：
H+(aq) +OH(aq) H2O(l) ΔH－573kJmol
3．弱酸弱碱电离吸收热量参加中反应时中热573kJmol
4．中热测定实验
五盖斯定律
1．容：化学反应反应热反应始态（反应物）终态（生成物）关具体反应进行途径关果反应分步进行分步反应反应热该反应步完成反应热相
第二章
化学反应速率
1 化学反应速率（v）
⑴ 定义：衡量化学反应快慢单位时间反应物生成物物质量变化
⑵ 表示方法：单位时间反应浓度减少生成物浓度增加表示
⑶ 计算公式：vΔcΔt（υ：均速率Δc：浓度变化Δt：时间）单位：mol（L·s）
⑷ 影响素：
① 决定素（）：反应物性质（决定素）
② 条件素（外）：反应处条件
2
※注意：（1）参加反应物质固体液体压强变化浓度影响认反应速率变
（2）惰性气体速率影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增分压变物质浓度变→反应速率变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增→反应物浓度减→反应速率减慢
二化学衡
（）1定义：
化学衡状态：定条件逆反应进行正逆反应速率相等时更组成成分浓度改变达表面静止种衡反应达限度化学衡状态
2化学衡特征
逆（研究前提逆反应）
等（物质正逆反应速率相等）
动（动态衡）
定（物质浓度质量分数恒定）
变（条件改变衡发生变化）
3判断衡
判断逆反应达衡状态方法
例举反应
mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中
成分含量
①物质物质量物质物质量分数定
衡
②物质质量物质质量分数定
衡
③气体体积体积分数定
衡
④总体积总压力总物质量定
定衡
正逆反应
速率关系
①单位时间消耗m molA时生成m molAV(正)V(逆)
衡
②单位时间消耗n molB时消耗p molCV(正)V(逆)
衡
③V(A)V(B)V(C)V(D)mnpqV(正)定等V(逆)
定衡
④单位时间生成n molB时消耗q molD均指V(逆)
定衡
压强
①m+n≠p+q时总压力定（条件定）
衡
②m+np+q时总压力定（条件定）
定衡
混合气体均相分子质量Mr
①Mr定时m+n≠p+q时
衡
②Mr定时m+np+q时
定衡
温度
反应伴着量变化体系温度定时（变）
衡
体系密度
密度定
定衡
体系颜色变化等
衡
（二）影响化学衡移动素
1浓度化学衡移动影响
（1）影响规律：条件变情况增反应物浓度减少生成物浓度衡正方移动增生成物浓度减反应物浓度衡逆方移动
（2）增加固体纯液体量浓度变衡_移动_
（3）溶液中进行反应果稀释溶液反应物浓度__减__生成物浓度_减_ V正_减___V逆_减____减程度总结果化学衡反应方程式中化学计量数_____方移动
2温度化学衡移动影响
影响规律：条件变情况温度升高会化学衡着___吸热反应______方移动温度降低会化学衡着_放热反应__方移动
3压强化学衡移动影响
影响规律：条件变时增压强会衡着__体积缩___方移动减压强会衡着___体积增__方移动
注意：（1）改变压强气态物质存化学衡发生移动
（2）气体减压增压溶液稀释浓缩化学衡移动规律相似
4催化剂化学衡影响：催化剂正反应速率逆反应速率影响程度等衡__移动___催化剂影响逆反应达衡需_时间_
5勒夏特列原理（衡移动原理）：果改变影响衡条件（温度压强浓度）衡着够减弱种改变方移动
三化学衡常数
（）定义：定温度反应达化学衡时___生成物浓度幂积反应物浓度幂积值常数____值 符号：__K__
（二）化学衡常数K应注意问题：
1表达式中物质浓度__变化浓度______起始浓度物质量
2K__温度（T）___关反应物生成物浓度关
3反应物生产物中固体纯液体存时浓度固定变做1代入公式
4稀溶液中进行反应水参加水浓度必写衡关系式中
（三）化学衡常数K应
1化学衡常数值逆反应__进行程度_____标志K值越说明衡时_生成物___浓度越___正反应___进行程度越该反应进行越__完全___反应物转化率越_高___反相反 般K>_105__时该反应进行基完全
2利K值做标准判断正进行逆反应否衡衡时方进行建立衡（Q：浓度积）
Q_〈__K反应正反应方进行
Q___K反应处衡状态
Q_〉__K反应逆反应方进行
3利K值判断反应热效应
温度升高K值增正反应__吸热___反应
温度升高K值减正反应__放热___反应
＊四等效衡
1概念：定条件（定温定容定温定压）起始加入情况逆反应达衡相组分百分含量均相样化学衡互称等效衡
2分类
（1）定温定容条件等效衡
第类：反应前气体分子数改变逆反应：必须保证化学计量数原相时必须保证衡式左右两边边物质量原相
第二类：反应前气体分子数变逆反应：反应物物质量例原相视二者等效
（2）定温定压等效衡
保证逆反应化学计量数相视等效衡
五化学反应进行方
1反应熵变反应方：
（1）熵物质状态函数描述体系混乱度符号S 单位：J•••mol1•K1
(2)体系趋序转变序导致体系熵增加做熵增加原理反应方判断
（3）物质气态时熵值液态时次固态时S(g)〉S(l)〉S(s)
2反应方判断
温度压强定条件化学反应判读：
ΔHTΔS〈0 反应发进行
ΔHTΔS0 反应达衡状态
ΔHTΔS〉0 反应发进行
注意：（1）ΔH负ΔS正时温度反应发进行
（2）ΔH正ΔS负时温度反应发进行
第三章
弱电解质电离
1定义：电解质： 水溶液中熔化状态导电化合物电解质
非电解质 ： 水溶液中熔化状态导电化合物
强电解质 ： 水溶液里全部电离成离子电解质
弱电解质： 水溶液里部分分子电离成离子电解质
物质
单质
化合物
电解质
非电解质： 非金属氧化物部分机物 SO3CO2C6H12O6CCl4CH2CH2……
强电解质： 强酸强碱数盐 HClNaOHNaClBaSO4
弱电解质： 弱酸弱碱极少数盐水 HClONH3·H2OCu(OH)2H2O……
混物
纯净物
2电解质非电解质质区：
电解质——离子化合物价化合物 非电解质——价化合物
注意：①电解质非电解质化合物 ②SO2NH3CO2等属非电解质
③强电解质等易溶水化合物（BaSO4溶水溶水BaSO4全部电离BaSO4强电解质）——电解质强弱导电性溶解性关
3电离衡：定条件电解质分子电离成 离子速率 离子结合成 时电离程达 衡状态 电离衡
4影响电离衡素：
A温度：电离般吸热升温利电离
B浓度：浓度越电离程度 越 溶液稀释时电离衡着电离方移动C离子效应：弱电解质溶液里加入弱电解质具相离子电解质会 减弱 电离D外加试剂：加入弱电解质电离产生某种离子反应物质时利电离
9电离方程式书写：逆符号 弱酸电离分布写（第步）
10电离常数：定条件弱电解质达电离衡时溶液中电离生成种离子浓度积溶液中未电离分子浓度常数做电离衡常数（般Ka表示酸Kb表示碱 ）
表示方法：ABA++B Ki[ A+][ B][AB]
11影响素：
a电离常数物质性决定
b电离常数受温度变化影响受浓度变化影响室温般变化
C温度弱酸电离常数越电离程度越酸性越强：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二水电离溶液酸碱性
1水电离衡：
水离子积：KW c[H+]·c[OH]
25℃时 [H+][OH] 107 molL KW [H+]·[OH] 1*1014
注意：KW温度关温度定KW值定
KW仅适纯水适溶液（酸碱盐）
2水电离特点：（1）逆 （2）吸热 （3）极弱
3影响水电离衡外界素：
①酸碱 ：抑制水电离 KW〈1*1014
②温度：促进水电离（水电离 吸 热）
③易水解盐：促进水电离 KW 〉 1*1014
4溶液酸碱性pH：
（1）pHlgc[H+]
（2）pH测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 石蕊 酚酞
变色范围：甲基橙 31~44（橙色） 石蕊50~80（紫色） 酚酞82~100（浅红色）
pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体试纸然标准色卡
注意：①事先水湿润PH试纸②广泛pH试纸读取整数值范围
三 混合液pH值计算方法公式
1强酸强酸混合：（先求[H+]混：两种酸中H+离子物质量相加总体积求） [H+]混 （[H+]1V1+[H+]2V2）（V1+V2）
2强碱强碱混合：（先求[OH]混：两种酸中OH 离子物质量相加总体积求） [OH]混＝（[OH]1V1+[OH]2V2）（V1+V2） (注意 直接计算[H+]混)
3强酸强碱混合：（先H+ + OH H2O计算余H+OH①H+余余H+数溶液总体积求[H+]混OH余余OH数溶液总体积求[OH]混求）
四稀释程溶液pH值变化规律：
1强酸溶液：稀释10n倍时pH稀 pH原+ n （始终等7）
2弱酸溶液：稀释10n倍时pH稀 〈 pH原+n （始终等7）
3强碱溶液：稀释10n倍时pH稀 pH原－n （始终等7）
4弱碱溶液：稀释10n倍时pH稀 〉 pH原－n （始终等7）
5溶液稀释时pH均7（中性）溶液限稀释pH均接7
6稀释时弱酸弱碱水解盐溶液pH变化慢强酸强碱变化快
五强酸（pH1）强碱（pH2）混计算规律
1等体积混合
pH1+pH214 溶液显中性pH7
pH1+pH2≥15 溶液显碱性pHpH203
pH1+pH2≤13 溶液显酸性pHpH1+03
2混合显中性
pH1+pH214 V酸：V碱1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱1：10〔14（pH1+pH2）〕
五酸碱中滴定：
1中滴定原理
实质：H++OH—H2O 酸提供H+碱提供OH物质量相等
2中滴定操作程：
（1）仪②滴定刻度O刻度 刻度标数越越全部容积 刻度值端部分没刻度滴定时溶液超低刻度次滴定两滴定酸（碱）中途滴定中添加②滴定读数点 位
（2）药品：标准液测液指示剂
（3）准备程：
准备：检漏洗涤润洗装液赶气泡调液面（洗涤：洗液洗→检漏：滴定否漏水→水洗→标准液洗（测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数V(始)
（4）试验程
3酸碱中滴定误差分析
误差分析：利n酸c酸V酸n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸碱中氢原子氢氧根离子数c——酸碱物质量浓度
V——酸碱溶液体积酸滴定碱确定碱浓度时：
c碱
述公式求算浓度时方便分析误差时起作分子V酸变化滴定程中c酸标准酸数值理变稀释实际值变体现V酸增导致c酸偏高V碱样定值标准量器量注入锥形瓶中实际操作中碱液外溅实际值减引起变化标准酸量减少V酸减c碱降低观察中出现误差样综述标准酸测定碱浓度时c碱误差V酸变化成正V酸实测值理值时c碱偏高反偏低
理标准碱滴定未知浓度酸时然
六盐类水解（溶水盐水解）
1盐类水解：水溶液中盐电离出离子水电离出H+OH结合生成弱电解质反应
2水解实质： 水溶液中盐电离出离子水电离出H+OH结合破坏水电离衡右移动促进水电离
3盐类水解规律：
① 弱 水解弱水解越弱越水解谁 强显谁性两弱水解强显中性
②元弱酸根浓度相时正酸根酸式酸根水解程度碱性更强 (Na2CO3 ＞NaHCO3)
4盐类水解特点：（1）逆（中反应互逆） （2）程度 （3）吸热
5影响盐类水解外界素：
①温度：温度越 高 水解程度越 （水解吸热越热越水解）
②浓度：浓度越水解程度越 （越稀越水解）
③酸碱：促进抑制盐水解（H+促进 阴离子 水解 抑制 阳离子水解OH 促进阳离子水解抑制阴离子水解）
6酸式盐溶液酸碱性：
①电离水解：HSO4 显 酸 性
②电离程度＞水解程度显 酸 性 （ HSO3 H2PO4）
③水解程度＞电离程度显 碱 性 （：HCO3 HS HPO42）
7双水解反应：
（1）构成盐阴阳离子均发生水解反应双水解反应相互促进水解程度较甚水解完全衡右移
（2）常见双水解反应完全：Fe3+Al3+AlO2CO32(HCO3)S2(HS)SO32(HSO3)S2NH4+CO32(HCO3)NH4+特点相互水解成沉淀气体双水解完全离子方程式配两边电荷衡：2Al3+ + 3S2 + 6H2O 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8盐类水解应：
水解应
实例
原理
1净水
明矾净水
Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
△
2油污
热碱水冼油污物品
CO32+H2O HCO3+OH
3药品保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32+H2O HCO3+OH
△
△
4制备水盐
MgCl2·6H2O制水MgCl2 HCl气流中加热
然：
MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5泡沫灭火器
Al2(SO4)3NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3Al(OH)3↓+3CO2↑
6较盐溶液中离子浓度
较NH4Cl溶液中离子浓度
NH4++H2O NH3·H2O+H+
c(Cl)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)
9水解衡常数 （Kh）
强碱弱酸盐：Kh KwKa(Kw该温度水离子积Ka该条件该弱酸根形成弱酸电离衡常数)
强酸弱碱盐：Kh KwKb（Kw该温度水离子积Kb该条件该弱碱根形成弱碱电离衡常数）
电离水解方程式书写原
1元弱酸（元弱酸盐）电离（水解）书写原：分步书写
注意：水解电离决定第步第二步般相微弱
2元弱碱（元弱碱盐）电离（水解）书写原：步书写
八溶液中微粒浓度较
☆☆基原：抓住溶液中微粒浓度必须满足三种守恒关系：
①电荷守恒：溶液均显电 中 性阳离子浓度带电荷数积＝阴离子浓度带电荷数积
②物料守恒 （原子数守恒质量守恒）
某原子总量(总浓度)＝种形式存微粒量(浓度)
③质子守恒：水电离出H+浓度OH浓度相等
九难溶电解质溶解衡
1难溶电解质溶解衡常见知识
（1）溶解度 001g电解质称难溶电解质
（2）反应离子浓度降1*105反应完全反应酸碱中时[H+]降107molL<105molL完全反应常见难溶物水中离子浓度均远低105molL均
（3）难溶非溶难溶物水中均存溶解衡
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4Ca(OH)2Ag2SO4
（5）溶解衡常吸热Ca(OH)2放热升温溶解度减少
（6）溶解衡存前提：必须存沉淀否存衡
2溶解衡方程式书写
注意沉淀(s)标明状态 ：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2(aq)
3沉淀生成三种方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越（沉淀越难溶）沉淀越完全沉淀剂量沉淀更完全
（2）调pH值某易水解金属阳离子：加MgOMgCl2溶液中FeCl3
（3）氧化原沉淀法：
（4）离子效应法
4沉淀溶解：
沉淀溶解溶解衡正移动常采方法：①酸碱②氧化原③ 沉淀转化
5沉淀转化：
溶解度生成溶解度溶解度生成溶解度 更
：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）
6溶度积（KSP）
1定义：定条件难溶电解质电解质溶解成离子速率等离子重新结合成沉淀速率溶液中离子浓度保持变状态
2表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm(aq)
KSP [c(An+)]m •[c(Bm)]n
3影响素：
外：①浓度：加水衡溶解方移动
②温度：升温数衡溶解方移动
4溶度积规
QC（离子积）〉KSP 沉淀析出
QC KSP 衡状态
QC 〈KSP 未饱继续溶解
第四章
第节 原电池
原电池：
1概念： 化学转化电装置做原电池_______
2组成条件：①两活泼性电极② 电解质溶液③ 电极导线相连插入电解液构成闭合回路
3电子流：外电路： 负 极——导线—— 正 极
电路：盐桥中 阴 离子移负极电解质溶液盐桥中 阳 离子移正极电解质溶液
4电极反应：锌铜原电池例：
负极： 氧化 反应： Zn－2e＝Zn2＋ （较活泼金属）
正极： 原 反应： 2H＋＋2e＝H2↑ （较活泼金属）
总反应式： Zn+2H+Zn2++H2↑
5正负极判断：
（1）电极材料：般较活泼金属负极金属负极非金属正极
（2）电子流动方 负极流入正极
（3）电流方 正极流入负极
（4）根电解质溶液离子移动方 阳离子流正极阴离子流负极
（5）根实验现象①__溶解极负极__② 增重气泡极正极
第二节 化学电池
1电池分类：化学电池太阳电池原子电池
2化学电池：助化学直接转变电装置
3化学电池分类： 次电池 二次电池 燃料电池
次电池
1常见次电池：碱性锌锰电池锌银电池锂电池等
二二次电池
1二次电池：放电充电活性物质获生次重复充电电池蓄电池
2电极反应：铅蓄电池
放电：负极（铅）： Pb＋－2e ＝PbSO4↓
正极（氧化铅）： PbO2＋4H+＋＋2e ＝PbSO4↓＋2H2O
充电：阴极： PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋
放电
充电
阳极： PbSO4＋2e ＝Pb＋
两式写成逆反应： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O
3＼目前已开发出新型蓄电池：银锌电池镉镍电池氢镍电池锂离子电池聚合物锂离子电池
三燃料电池
1燃料电池： 燃料氧化剂反应直接产生电流种原电池
2电极反应：般燃料电池发生电化学反应终产物燃烧产物相根燃烧反应写出总电池反应注明反应条件负极发生氧化反应正极发生原反应注意般电解质溶液参电极反应氢氧燃料电池例铂正负极介质分酸性碱性中性
电解质溶液呈酸性时：
负极：2H2－4e 4H+ 正极：Ｏ2＋4 e 4H+ 2H2O
电解质溶液呈碱性时：
负极： 2H2＋4OH－4e＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH
种燃料电池金属铂片插入KOH溶液作电极两极分通甲烷(燃料)氧气(氧化剂)电极反应式：
负极：CH4＋10OH－－8e ＝ ＋7H2O
正极：4H2O＋2O2＋8e ＝8OH
电池总反应式：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3燃料电池优点：量转换率高废弃物少运行噪音低
四废弃电池处理：回收利
第三节 电解池
电解原理
1电解池： 电转化化学装置 电解槽
2电解：电流(外加直流电)通电解质溶液阴阳两极引起氧化原反应(动发)程
3放电：离子达电极时失获电子发生氧化原反应程
4电子流：
（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极
5电极名称反应：
阳极：直流电源 正极 相连电极发生 氧化 反应
阴极：直流电源 负极 相连电极发生 原 反应
6电解CuCl2溶液电极反应：
阳极： 2Cl 2eCl2 (氧化)
阴极： Cu2++2eCu(原)
总反应式： CuCl2 Cu+Cl2 ↑
7电解质：电解质溶液导电程电解质溶液电解程
☆规律总结：电解反应离子方程式书写：
放电序：
阳离子放电序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子放电序
惰性电极时：S2>I>Br>Cl>OH>NO3>SO42(等含氧酸根离子)>F(SO32MnO4>OH)
活性电极时：电极身溶解放电
注意先电极材料惰性电极活性电极阳极材料活性电极（FeCu)等金属阳极反应电极材料失电子变成离子进入溶液惰性材料根阴阳离子放电序阳氧阴规律书写电极反应式
电解质水溶液点解产物规律
类型
电极反应特点
实例
电解象
电解质浓度
pH
电解质溶液复原
分解电解质型
电解质电离出阴阳离子分两极放电
HCl
电解质
减
增
HCl
CuCl2
CuCl2
放H2生成碱型
阴极：水放H2生碱
阳极：电解质阴离子放电
NaCl
电解质水
生成新电解质
增
HCl
放氧生酸型
阴极：电解质阳离子放电
阳极：水放O2生酸
CuSO4
电解质水
生成新电解质
减
氧化铜
电解水型
阴极：4H+ + 4e 2H2 ↑
阳极：4OH 4e O2↑+ 2H2O
NaOH
水
增
增
水
H2SO4
减
Na2SO4
变
述四种类型电解质分类：
（1）电解水型：含氧酸强碱活泼金属含氧酸盐
（2）电解电解质型：氧酸活泼金属氧酸盐（氟化物外）
（3）放氢生碱型：活泼金属氧酸盐
（4）放氧生酸型：活泼金属含氧酸盐
二电解原理应
1电解饱食盐水制造烧碱氯气氢气
（1）电镀应电解原理某金属表面镀薄层金属合金方法
（2）电极电解质溶液选择：
阳极：镀层金属失电子成离子进入溶液 M— ne — M n+
阴极：镀金属（镀件）：溶液中金属离子电子成金属原子附着金属表面
M n+ + ne — M
电解质溶液：含镀层金属离子溶液做电镀液
镀铜反应原理
阳极(纯铜)：Cu2eCu2+阴极(镀件)：Cu2++2eCu
电解液：溶性铜盐溶液CuSO4溶液
（3）电镀应：铜精炼
阳极：粗铜阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜
3电冶金
（1）电冶金：矿石中 金属阳离子 获电子化合物中原出冶炼活泼金属钠镁钙铝
（2）电解氯化钠：
通电前氯化钠高温熔融：NaCl Na + + Cl—
通直流电：阳极：2Na+ + 2e— 2Na
阴极：2Cl— — 2e— Cl2↑
☆规律总结：原电池电解池电镀池判断规律
（1）外接电源具备组成原电池三条件
①活泼性两电极②两极导线互相连接成直接插入连通电解质溶液里③较活泼金属电解质溶液发生氧化原反应（时水电离产生H+作）时具备三条件原电池
（2）外接电源两极插入电解质溶液中电解池电镀池阴极金属阳极金属电解质溶液中金属离子属种元素时电镀池
（3）单池相互串联外接电源时电源相连接装置电解池成电镀池外接电源时先选较活泼金属电极原电池负极（电子输出极）关装置原电池余电镀池电解池
☆ 原电池电解池电镀池较
性质 类
原电池
电解池
电镀池
定义
（装置特点）
化学转变成电装置
电转变成化学装置
应电解原理某金属表面镀侧层金属
反应特征
发反应
非发反应
非发反应
装置特征
电源两级材料
电源两级材料
电源
形成条件
活动性两极
电解质溶液
形成闭合回路
两电极连接直流电源
两电极插入电解质溶液
形成闭合回路
1镀层金属接电源正极镀金属接负极2电镀液必须含镀层金属离子
电极名称
负极：较活泼金属
正极：较活泼金属（导电非金属）
阳极：电源正极相连
阴极：电源负极相连
名称电解限制条件
阳极：必须镀层金属
阴极：镀件
电极反应
负极：氧化反应金属失电子
正极：原反应溶液中阳离子电子者氧气电子（吸氧腐蚀）
阳极：氧化反应溶液中阴离子失电子电极金属失电子
阴极：原反应溶液中阳离子电子
阳极：金属电极失电子
阴极：电镀液中阳离子电子
电子流
负极→正极
电源负极→阴极
电源正极→阳极
电解池
溶液中带电粒子移动
阳离子正极移动
阴离子负极移动
阳离子阴极移动
阴离子阳极移动
电解池
联系
两极发生氧化反应原反应
☆☆原电池电解池极失电子联系图：
阳极(失) e 正极（） e 负极（失） e 阴极（）
第四节 金属电化学腐蚀防护
金属电化学腐蚀
（1）金属腐蚀容：
（2）金属腐蚀质：金属原子 失 电子氧化程
（3）金属腐蚀分类：
化学腐蚀— 金属接触物质直接发生化学反应引起腐蚀
电化学腐蚀— 纯金属电解质溶液接触时会发生原电池反应较活泼金属失电子氧化种腐蚀做电化学腐蚀
化学腐蚀电化腐蚀较
电化腐蚀
化学腐蚀
条件
纯金属合金电解质溶液接触
金属非电解质直接接触
现象
微弱电流产生
电流产生
质
较活泼金属氧化程
金属氧化程
关系
化学腐蚀电化腐蚀时发生电化腐蚀更加普遍危害更严重
（4）电化学腐蚀分类：
析氢腐蚀——腐蚀程中断氢气放出
①条件：潮湿空气中形成水膜酸性较强（水膜中溶解CO2SO2H2S等气体）
②电极反应：负极 Fe – 2e Fe2+
正极 2H+ + 2e H2 ↑
总式：Fe + 2H+ Fe2+ + H2 ↑
吸氧腐蚀——反应程吸收氧气
①条件：中性弱酸性溶液
②电极反应：负极 2Fe – 4e 2Fe2+
正极 O2+4e +2H2O 4OH
总式：2Fe + O2 +2H2O 2 Fe(OH)2
离子方程式：Fe2+ + 2OH Fe(OH)2
生成 Fe(OH)2空气中O2氧化生成 Fe(OH)3 Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱部分水生成Fe2O3·x H2O（铁锈成分）
规律总结：
金属腐蚀快慢规律：电解质溶液中金属腐蚀快慢规律：
电解原理引起腐蚀＞原电池原理引起腐蚀＞化学腐蚀＞防腐措施腐蚀
防腐措施坏序：
外接电源阴极保护法＞牺牲负极正极保护法＞般防腐条件腐蚀＞防腐条件腐蚀
二金属电化学防护
1利原电池原理进行金属电化学防护
（1）牺牲阳极阴极保护法
原理：原电池反应中负极腐蚀正极变化
应：保护钢铁设备装干锌块腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：锌块腐蚀正极：钢铁设备保护
（2）外加电流阴极保护法
原理：通电钢铁设备积累量电子金属原电池反应产生电流输送防止金属腐蚀
应：保护钢铁设备作阴极惰性电极作辅助阳极均存电解质溶液中接外加直流电源通电电子量钢铁设备积累抑制钢铁失电子反应
2改变金属结构：金属制成防腐合金
3金属腐蚀性试剂隔开：电镀油漆涂油脂表面钝化等
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第章
焓变 反应热
1．反应热：定条件定物质量反应物间完全反应放出吸收热量
2．焓变(ΔH)意义：恒压条件进行化学反应热效应
（1）符号： △H（2）单位：kJmol
3产生原：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量化学反应(放热>吸热) △H △H <0
吸收热量化学反应（吸热>放热）△H +△H >0
☆ 常见放热反应：① 燃烧反应 ② 酸碱中反应
③ 数化合反应 ④ 金属酸反应
⑤ 生石灰水反应 ⑥ 浓硫酸稀释氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2ONH4Cl ② 数分解反应
③ H2COC原剂氧化原反应 ④ 铵盐溶解等
二热化学方程式
书写化学方程式注意点
①热化学方程式必须标出量变化
②热化学方程式中必须标明反应物生成物聚集状态（gls分表示固态液态气态水溶液中溶质aq表示）
③热化学反应方程式指明反应时温度压强
④热化学方程式中化学计量数整数分数
⑤物质系数加倍△H加倍反应逆进行△H改变符号数值变
三燃烧热
1．概念：25 ℃101 kPa时1 mol纯物质完全燃烧生成稳定化合物时放出热量燃烧热单位kJmol表示
※注意点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧产物稳定氧化物
③燃烧物物质量：1 mol
④研究容：放出热量（ΔH<0单位kJmol）
四中热
1．概念：稀溶液中酸碱发生中反应生成1mol H2O时反应热中热
2．强酸强碱中反应实质H+OH反应热化学方程式：
H+(aq) +OH(aq) H2O(l) ΔH－573kJmol
3．弱酸弱碱电离吸收热量参加中反应时中热573kJmol
4．中热测定实验
五盖斯定律
1．容：化学反应反应热反应始态（反应物）终态（生成物）关具体反应进行途径关果反应分步进行分步反应反应热该反应步完成反应热相
第二章
化学反应速率
1 化学反应速率（v）
⑴ 定义：衡量化学反应快慢单位时间反应物生成物物质量变化
⑵ 表示方法：单位时间反应浓度减少生成物浓度增加表示
⑶ 计算公式：vΔcΔt（υ：均速率Δc：浓度变化Δt：时间）单位：mol（L·s）
⑷ 影响素：
① 决定素（）：反应物性质（决定素）
② 条件素（外）：反应处条件
2
※注意：（1）参加反应物质固体液体压强变化浓度影响认反应速率变
（2）惰性气体速率影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增分压变物质浓度变→反应速率变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增→反应物浓度减→反应速率减慢
二化学衡
（）1定义：
化学衡状态：定条件逆反应进行正逆反应速率相等时更组成成分浓度改变达表面静止种衡反应达限度化学衡状态
2化学衡特征
逆（研究前提逆反应）
等（物质正逆反应速率相等）
动（动态衡）
定（物质浓度质量分数恒定）
变（条件改变衡发生变化）
3判断衡
判断逆反应达衡状态方法
例举反应
mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中
成分含量
①物质物质量物质物质量分数定
衡
②物质质量物质质量分数定
衡
③气体体积体积分数定
衡
④总体积总压力总物质量定
定衡
正逆反应
速率关系
①单位时间消耗m molA时生成m molAV(正)V(逆)
衡
②单位时间消耗n molB时消耗p molCV(正)V(逆)
衡
③V(A)V(B)V(C)V(D)mnpqV(正)定等V(逆)
定衡
④单位时间生成n molB时消耗q molD均指V(逆)
定衡
压强
①m+n≠p+q时总压力定（条件定）
衡
②m+np+q时总压力定（条件定）
定衡
混合气体均相分子质量Mr
①Mr定时m+n≠p+q时
衡
②Mr定时m+np+q时
定衡
温度
反应伴着量变化体系温度定时（变）
衡
体系密度
密度定
定衡
体系颜色变化等
衡
（二）影响化学衡移动素
1浓度化学衡移动影响
（1）影响规律：条件变情况增反应物浓度减少生成物浓度衡正方移动增生成物浓度减反应物浓度衡逆方移动
（2）增加固体纯液体量浓度变衡_移动_
（3）溶液中进行反应果稀释溶液反应物浓度__减__生成物浓度_减_ V正_减___V逆_减____减程度总结果化学衡反应方程式中化学计量数_____方移动
2温度化学衡移动影响
影响规律：条件变情况温度升高会化学衡着___吸热反应______方移动温度降低会化学衡着_放热反应__方移动
3压强化学衡移动影响
影响规律：条件变时增压强会衡着__体积缩___方移动减压强会衡着___体积增__方移动
注意：（1）改变压强气态物质存化学衡发生移动
（2）气体减压增压溶液稀释浓缩化学衡移动规律相似
4催化剂化学衡影响：催化剂正反应速率逆反应速率影响程度等衡__移动___催化剂影响逆反应达衡需_时间_
5勒夏特列原理（衡移动原理）：果改变影响衡条件（温度压强浓度）衡着够减弱种改变方移动
三化学衡常数
（）定义：定温度反应达化学衡时___生成物浓度幂积反应物浓度幂积值常数____值 符号：__K__
（二）化学衡常数K应注意问题：
1表达式中物质浓度__变化浓度______起始浓度物质量
2K__温度（T）___关反应物生成物浓度关
3反应物生产物中固体纯液体存时浓度固定变做1代入公式
4稀溶液中进行反应水参加水浓度必写衡关系式中
（三）化学衡常数K应
1化学衡常数值逆反应__进行程度_____标志K值越说明衡时_生成物___浓度越___正反应___进行程度越该反应进行越__完全___反应物转化率越_高___反相反 般K>_105__时该反应进行基完全
2利K值做标准判断正进行逆反应否衡衡时方进行建立衡（Q：浓度积）
Q_〈__K反应正反应方进行
Q___K反应处衡状态
Q_〉__K反应逆反应方进行
3利K值判断反应热效应
温度升高K值增正反应__吸热___反应
温度升高K值减正反应__放热___反应
＊四等效衡
1概念：定条件（定温定容定温定压）起始加入情况逆反应达衡相组分百分含量均相样化学衡互称等效衡
2分类
（1）定温定容条件等效衡
第类：反应前气体分子数改变逆反应：必须保证化学计量数原相时必须保证衡式左右两边边物质量原相
第二类：反应前气体分子数变逆反应：反应物物质量例原相视二者等效
（2）定温定压等效衡
保证逆反应化学计量数相视等效衡
五化学反应进行方
1反应熵变反应方：
（1）熵物质状态函数描述体系混乱度符号S 单位：J•••mol1•K1
(2)体系趋序转变序导致体系熵增加做熵增加原理反应方判断
（3）物质气态时熵值液态时次固态时S(g)〉S(l)〉S(s)
2反应方判断
温度压强定条件化学反应判读：
ΔHTΔS〈0 反应发进行
ΔHTΔS0 反应达衡状态
ΔHTΔS〉0 反应发进行
注意：（1）ΔH负ΔS正时温度反应发进行
（2）ΔH正ΔS负时温度反应发进行
第三章
弱电解质电离
1定义：电解质： 水溶液中熔化状态导电化合物电解质
非电解质 ： 水溶液中熔化状态导电化合物
强电解质 ： 水溶液里全部电离成离子电解质
弱电解质： 水溶液里部分分子电离成离子电解质
物质
单质
化合物
电解质
非电解质： 非金属氧化物部分机物 SO3CO2C6H12O6CCl4CH2CH2……
强电解质： 强酸强碱数盐 HClNaOHNaClBaSO4
弱电解质： 弱酸弱碱极少数盐水 HClONH3·H2OCu(OH)2H2O……
混物
纯净物
2电解质非电解质质区：
电解质——离子化合物价化合物 非电解质——价化合物
注意：①电解质非电解质化合物 ②SO2NH3CO2等属非电解质
③强电解质等易溶水化合物（BaSO4溶水溶水BaSO4全部电离BaSO4强电解质）——电解质强弱导电性溶解性关
3电离衡：定条件电解质分子电离成 离子速率 离子结合成 时电离程达 衡状态 电离衡
4影响电离衡素：
A温度：电离般吸热升温利电离
B浓度：浓度越电离程度 越 溶液稀释时电离衡着电离方移动C离子效应：弱电解质溶液里加入弱电解质具相离子电解质会 减弱 电离D外加试剂：加入弱电解质电离产生某种离子反应物质时利电离
9电离方程式书写：逆符号 弱酸电离分布写（第步）
10电离常数：定条件弱电解质达电离衡时溶液中电离生成种离子浓度积溶液中未电离分子浓度常数做电离衡常数（般Ka表示酸Kb表示碱 ）
表示方法：ABA++B Ki[ A+][ B][AB]
11影响素：
a电离常数物质性决定
b电离常数受温度变化影响受浓度变化影响室温般变化
C温度弱酸电离常数越电离程度越酸性越强：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二水电离溶液酸碱性
1水电离衡：
水离子积：KW c[H+]·c[OH]
25℃时 [H+][OH] 107 molL KW [H+]·[OH] 1*1014
注意：KW温度关温度定KW值定
KW仅适纯水适溶液（酸碱盐）
2水电离特点：（1）逆 （2）吸热 （3）极弱
3影响水电离衡外界素：
①酸碱 ：抑制水电离 KW〈1*1014
②温度：促进水电离（水电离 吸 热）
③易水解盐：促进水电离 KW 〉 1*1014
4溶液酸碱性pH：
（1）pHlgc[H+]
（2）pH测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 石蕊 酚酞
变色范围：甲基橙 31~44（橙色） 石蕊50~80（紫色） 酚酞82~100（浅红色）
pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体试纸然标准色卡
注意：①事先水湿润PH试纸②广泛pH试纸读取整数值范围
三 混合液pH值计算方法公式
1强酸强酸混合：（先求[H+]混：两种酸中H+离子物质量相加总体积求） [H+]混 （[H+]1V1+[H+]2V2）（V1+V2）
2强碱强碱混合：（先求[OH]混：两种酸中OH 离子物质量相加总体积求） [OH]混＝（[OH]1V1+[OH]2V2）（V1+V2） (注意 直接计算[H+]混)
3强酸强碱混合：（先H+ + OH H2O计算余H+OH①H+余余H+数溶液总体积求[H+]混OH余余OH数溶液总体积求[OH]混求）
四稀释程溶液pH值变化规律：
1强酸溶液：稀释10n倍时pH稀 pH原+ n （始终等7）
2弱酸溶液：稀释10n倍时pH稀 〈 pH原+n （始终等7）
3强碱溶液：稀释10n倍时pH稀 pH原－n （始终等7）
4弱碱溶液：稀释10n倍时pH稀 〉 pH原－n （始终等7）
5溶液稀释时pH均7（中性）溶液限稀释pH均接7
6稀释时弱酸弱碱水解盐溶液pH变化慢强酸强碱变化快
五强酸（pH1）强碱（pH2）混计算规律
1等体积混合
pH1+pH214 溶液显中性pH7
pH1+pH2≥15 溶液显碱性pHpH203
pH1+pH2≤13 溶液显酸性pHpH1+03
2混合显中性
pH1+pH214 V酸：V碱1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱1：10〔14（pH1+pH2）〕
五酸碱中滴定：
1中滴定原理
实质：H++OH—H2O 酸提供H+碱提供OH物质量相等
2中滴定操作程：
（1）仪②滴定刻度O刻度 刻度标数越越全部容积 刻度值端部分没刻度滴定时溶液超低刻度次滴定两滴定酸（碱）中途滴定中添加②滴定读数点 位
（2）药品：标准液测液指示剂
（3）准备程：
准备：检漏洗涤润洗装液赶气泡调液面（洗涤：洗液洗→检漏：滴定否漏水→水洗→标准液洗（测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数V(始)
（4）试验程
3酸碱中滴定误差分析
误差分析：利n酸c酸V酸n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸碱中氢原子氢氧根离子数c——酸碱物质量浓度
V——酸碱溶液体积酸滴定碱确定碱浓度时：
c碱
述公式求算浓度时方便分析误差时起作分子V酸变化滴定程中c酸标准酸数值理变稀释实际值变体现V酸增导致c酸偏高V碱样定值标准量器量注入锥形瓶中实际操作中碱液外溅实际值减引起变化标准酸量减少V酸减c碱降低观察中出现误差样综述标准酸测定碱浓度时c碱误差V酸变化成正V酸实测值理值时c碱偏高反偏低
理标准碱滴定未知浓度酸时然
六盐类水解（溶水盐水解）
1盐类水解：水溶液中盐电离出离子水电离出H+OH结合生成弱电解质反应
2水解实质： 水溶液中盐电离出离子水电离出H+OH结合破坏水电离衡右移动促进水电离
3盐类水解规律：
① 弱 水解弱水解越弱越水解谁 强显谁性两弱水解强显中性
②元弱酸根浓度相时正酸根酸式酸根水解程度碱性更强 (Na2CO3 ＞NaHCO3)
4盐类水解特点：（1）逆（中反应互逆） （2）程度 （3）吸热
5影响盐类水解外界素：
①温度：温度越 高 水解程度越 （水解吸热越热越水解）
②浓度：浓度越水解程度越 （越稀越水解）
③酸碱：促进抑制盐水解（H+促进 阴离子 水解 抑制 阳离子水解OH 促进阳离子水解抑制阴离子水解）
6酸式盐溶液酸碱性：
①电离水解：HSO4 显 酸 性
②电离程度＞水解程度显 酸 性 （ HSO3 H2PO4）
③水解程度＞电离程度显 碱 性 （：HCO3 HS HPO42）
7双水解反应：
（1）构成盐阴阳离子均发生水解反应双水解反应相互促进水解程度较甚水解完全衡右移
（2）常见双水解反应完全：Fe3+Al3+AlO2CO32(HCO3)S2(HS)SO32(HSO3)S2NH4+CO32(HCO3)NH4+特点相互水解成沉淀气体双水解完全离子方程式配两边电荷衡：2Al3+ + 3S2 + 6H2O 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8盐类水解应：
水解应
实例
原理
1净水
明矾净水
Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
△
2油污
热碱水冼油污物品
CO32+H2O HCO3+OH
3药品保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32+H2O HCO3+OH
△
△
4制备水盐
MgCl2·6H2O制水MgCl2 HCl气流中加热
然：
MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5泡沫灭火器
Al2(SO4)3NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3Al(OH)3↓+3CO2↑
6较盐溶液中离子浓度
较NH4Cl溶液中离子浓度
NH4++H2O NH3·H2O+H+
c(Cl)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)
9水解衡常数 （Kh）
强碱弱酸盐：Kh KwKa(Kw该温度水离子积Ka该条件该弱酸根形成弱酸电离衡常数)
强酸弱碱盐：Kh KwKb（Kw该温度水离子积Kb该条件该弱碱根形成弱碱电离衡常数）
电离水解方程式书写原
1元弱酸（元弱酸盐）电离（水解）书写原：分步书写
注意：水解电离决定第步第二步般相微弱
2元弱碱（元弱碱盐）电离（水解）书写原：步书写
八溶液中微粒浓度较
☆☆基原：抓住溶液中微粒浓度必须满足三种守恒关系：
①电荷守恒：溶液均显电 中 性阳离子浓度带电荷数积＝阴离子浓度带电荷数积
②物料守恒 （原子数守恒质量守恒）
某原子总量(总浓度)＝种形式存微粒量(浓度)
③质子守恒：水电离出H+浓度OH浓度相等
九难溶电解质溶解衡
1难溶电解质溶解衡常见知识
（1）溶解度 001g电解质称难溶电解质
（2）反应离子浓度降1*105反应完全反应酸碱中时[H+]降107molL<105molL完全反应常见难溶物水中离子浓度均远低105molL均
（3）难溶非溶难溶物水中均存溶解衡
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4Ca(OH)2Ag2SO4
（5）溶解衡常吸热Ca(OH)2放热升温溶解度减少
（6）溶解衡存前提：必须存沉淀否存衡
2溶解衡方程式书写
注意沉淀(s)标明状态 ：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2(aq)
3沉淀生成三种方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越（沉淀越难溶）沉淀越完全沉淀剂量沉淀更完全
（2）调pH值某易水解金属阳离子：加MgOMgCl2溶液中FeCl3
（3）氧化原沉淀法：
（4）离子效应法
4沉淀溶解：
沉淀溶解溶解衡正移动常采方法：①酸碱②氧化原③ 沉淀转化
5沉淀转化：
溶解度生成溶解度溶解度生成溶解度 更
：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）
6溶度积（KSP）
1定义：定条件难溶电解质电解质溶解成离子速率等离子重新结合成沉淀速率溶液中离子浓度保持变状态
2表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm(aq)
KSP [c(An+)]m •[c(Bm)]n
3影响素：
外：①浓度：加水衡溶解方移动
②温度：升温数衡溶解方移动
4溶度积规
QC（离子积）〉KSP 沉淀析出
QC KSP 衡状态
QC 〈KSP 未饱继续溶解
第四章
第节 原电池
原电池：
1概念： 化学转化电装置做原电池_______
2组成条件：①两活泼性电极② 电解质溶液③ 电极导线相连插入电解液构成闭合回路
3电子流：外电路： 负 极——导线—— 正 极
电路：盐桥中 阴 离子移负极电解质溶液盐桥中 阳 离子移正极电解质溶液
4电极反应：锌铜原电池例：
负极： 氧化 反应： Zn－2e＝Zn2＋ （较活泼金属）
正极： 原 反应： 2H＋＋2e＝H2↑ （较活泼金属）
总反应式： Zn+2H+Zn2++H2↑
5正负极判断：
（1）电极材料：般较活泼金属负极金属负极非金属正极
（2）电子流动方 负极流入正极
（3）电流方 正极流入负极
（4）根电解质溶液离子移动方 阳离子流正极阴离子流负极
（5）根实验现象①__溶解极负极__② 增重气泡极正极
第二节 化学电池
1电池分类：化学电池太阳电池原子电池
2化学电池：助化学直接转变电装置
3化学电池分类： 次电池 二次电池 燃料电池
次电池
1常见次电池：碱性锌锰电池锌银电池锂电池等
二二次电池
1二次电池：放电充电活性物质获生次重复充电电池蓄电池
2电极反应：铅蓄电池
放电：负极（铅）： Pb＋－2e ＝PbSO4↓
正极（氧化铅）： PbO2＋4H+＋＋2e ＝PbSO4↓＋2H2O
充电：阴极： PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋
放电
充电
阳极： PbSO4＋2e ＝Pb＋
两式写成逆反应： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O
3＼目前已开发出新型蓄电池：银锌电池镉镍电池氢镍电池锂离子电池聚合物锂离子电池
三燃料电池
1燃料电池： 燃料氧化剂反应直接产生电流种原电池
2电极反应：般燃料电池发生电化学反应终产物燃烧产物相根燃烧反应写出总电池反应注明反应条件负极发生氧化反应正极发生原反应注意般电解质溶液参电极反应氢氧燃料电池例铂正负极介质分酸性碱性中性
电解质溶液呈酸性时：
负极：2H2－4e 4H+ 正极：Ｏ2＋4 e 4H+ 2H2O
电解质溶液呈碱性时：
负极： 2H2＋4OH－4e＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH
种燃料电池金属铂片插入KOH溶液作电极两极分通甲烷(燃料)氧气(氧化剂)电极反应式：
负极：CH4＋10OH－－8e ＝ ＋7H2O
正极：4H2O＋2O2＋8e ＝8OH
电池总反应式：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3燃料电池优点：量转换率高废弃物少运行噪音低
四废弃电池处理：回收利
第三节 电解池
电解原理
1电解池： 电转化化学装置 电解槽
2电解：电流(外加直流电)通电解质溶液阴阳两极引起氧化原反应(动发)程
3放电：离子达电极时失获电子发生氧化原反应程
4电子流：
（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极
5电极名称反应：
阳极：直流电源 正极 相连电极发生 氧化 反应
阴极：直流电源 负极 相连电极发生 原 反应
6电解CuCl2溶液电极反应：
阳极： 2Cl 2eCl2 (氧化)
阴极： Cu2++2eCu(原)
总反应式： CuCl2 Cu+Cl2 ↑
7电解质：电解质溶液导电程电解质溶液电解程
☆规律总结：电解反应离子方程式书写：
放电序：
阳离子放电序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子放电序
惰性电极时：S2>I>Br>Cl>OH>NO3>SO42(等含氧酸根离子)>F(SO32MnO4>OH)
活性电极时：电极身溶解放电
注意先电极材料惰性电极活性电极阳极材料活性电极（FeCu)等金属阳极反应电极材料失电子变成离子进入溶液惰性材料根阴阳离子放电序阳氧阴规律书写电极反应式
电解质水溶液点解产物规律
类型
电极反应特点
实例
电解象
电解质浓度
pH
电解质溶液复原
分解电解质型
电解质电离出阴阳离子分两极放电
HCl
电解质
减
增
HCl
CuCl2
CuCl2
放H2生成碱型
阴极：水放H2生碱
阳极：电解质阴离子放电
NaCl
电解质水
生成新电解质
增
HCl
放氧生酸型
阴极：电解质阳离子放电
阳极：水放O2生酸
CuSO4
电解质水
生成新电解质
减
氧化铜
电解水型
阴极：4H+ + 4e 2H2 ↑
阳极：4OH 4e O2↑+ 2H2O
NaOH
水
增
增
水
H2SO4
减
Na2SO4
变
述四种类型电解质分类：
（1）电解水型：含氧酸强碱活泼金属含氧酸盐
（2）电解电解质型：氧酸活泼金属氧酸盐（氟化物外）
（3）放氢生碱型：活泼金属氧酸盐
（4）放氧生酸型：活泼金属含氧酸盐
二电解原理应
1电解饱食盐水制造烧碱氯气氢气
（1）电镀应电解原理某金属表面镀薄层金属合金方法
（2）电极电解质溶液选择：
阳极：镀层金属失电子成离子进入溶液 M— ne — M n+
阴极：镀金属（镀件）：溶液中金属离子电子成金属原子附着金属表面
M n+ + ne — M
电解质溶液：含镀层金属离子溶液做电镀液
镀铜反应原理
阳极(纯铜)：Cu2eCu2+阴极(镀件)：Cu2++2eCu
电解液：溶性铜盐溶液CuSO4溶液
（3）电镀应：铜精炼
阳极：粗铜阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜
3电冶金
（1）电冶金：矿石中 金属阳离子 获电子化合物中原出冶炼活泼金属钠镁钙铝
（2）电解氯化钠：
通电前氯化钠高温熔融：NaCl Na + + Cl—
通直流电：阳极：2Na+ + 2e— 2Na
阴极：2Cl— — 2e— Cl2↑
☆规律总结：原电池电解池电镀池判断规律
（1）外接电源具备组成原电池三条件
①活泼性两电极②两极导线互相连接成直接插入连通电解质溶液里③较活泼金属电解质溶液发生氧化原反应（时水电离产生H+作）时具备三条件原电池
（2）外接电源两极插入电解质溶液中电解池电镀池阴极金属阳极金属电解质溶液中金属离子属种元素时电镀池
（3）单池相互串联外接电源时电源相连接装置电解池成电镀池外接电源时先选较活泼金属电极原电池负极（电子输出极）关装置原电池余电镀池电解池
☆ 原电池电解池电镀池较
性质 类
原电池
电解池
电镀池
定义
（装置特点）
化学转变成电装置
电转变成化学装置
应电解原理某金属表面镀侧层金属
反应特征
发反应
非发反应
非发反应
装置特征
电源两级材料
电源两级材料
电源
形成条件
活动性两极
电解质溶液
形成闭合回路
两电极连接直流电源
两电极插入电解质溶液
形成闭合回路
1镀层金属接电源正极镀金属接负极2电镀液必须含镀层金属离子
电极名称
负极：较活泼金属
正极：较活泼金属（导电非金属）
阳极：电源正极相连
阴极：电源负极相连
名称电解限制条件
阳极：必须镀层金属
阴极：镀件
电极反应
负极：氧化反应金属失电子
正极：原反应溶液中阳离子电子者氧气电子（吸氧腐蚀）
阳极：氧化反应溶液中阴离子失电子电极金属失电子
阴极：原反应溶液中阳离子电子
阳极：金属电极失电子
阴极：电镀液中阳离子电子
电子流
负极→正极
电源负极→阴极
电源正极→阳极
电解池
溶液中带电粒子移动
阳离子正极移动
阴离子负极移动
阳离子阴极移动
阴离子阳极移动
电解池
联系
两极发生氧化反应原反应
☆☆原电池电解池极失电子联系图：
阳极(失) e 正极（） e 负极（失） e 阴极（）
第四节 金属电化学腐蚀防护
金属电化学腐蚀
（1）金属腐蚀容：
（2）金属腐蚀质：金属原子 失 电子氧化程
（3）金属腐蚀分类：
化学腐蚀— 金属接触物质直接发生化学反应引起腐蚀
电化学腐蚀— 纯金属电解质溶液接触时会发生原电池反应较活泼金属失电子氧化种腐蚀做电化学腐蚀
化学腐蚀电化腐蚀较
电化腐蚀
化学腐蚀
条件
纯金属合金电解质溶液接触
金属非电解质直接接触
现象
微弱电流产生
电流产生
质
较活泼金属氧化程
金属氧化程
关系
化学腐蚀电化腐蚀时发生电化腐蚀更加普遍危害更严重
（4）电化学腐蚀分类：
析氢腐蚀——腐蚀程中断氢气放出
①条件：潮湿空气中形成水膜酸性较强（水膜中溶解CO2SO2H2S等气体）
②电极反应：负极 Fe – 2e Fe2+
正极 2H+ + 2e H2 ↑
总式：Fe + 2H+ Fe2+ + H2 ↑
吸氧腐蚀——反应程吸收氧气
①条件：中性弱酸性溶液
②电极反应：负极 2Fe – 4e 2Fe2+
正极 O2+4e +2H2O 4OH
总式：2Fe + O2 +2H2O 2 Fe(OH)2
离子方程式：Fe2+ + 2OH Fe(OH)2
生成 Fe(OH)2空气中O2氧化生成 Fe(OH)3 Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱部分水生成Fe2O3·x H2O（铁锈成分）
规律总结：
金属腐蚀快慢规律：电解质溶液中金属腐蚀快慢规律：
电解原理引起腐蚀＞原电池原理引起腐蚀＞化学腐蚀＞防腐措施腐蚀
防腐措施坏序：
外接电源阴极保护法＞牺牲负极正极保护法＞般防腐条件腐蚀＞防腐条件腐蚀
二金属电化学防护
1利原电池原理进行金属电化学防护
（1）牺牲阳极阴极保护法
原理：原电池反应中负极腐蚀正极变化
应：保护钢铁设备装干锌块腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：锌块腐蚀正极：钢铁设备保护
（2）外加电流阴极保护法
原理：通电钢铁设备积累量电子金属原电池反应产生电流输送防止金属腐蚀
应：保护钢铁设备作阴极惰性电极作辅助阳极均存电解质溶液中接外加直流电源通电电子量钢铁设备积累抑制钢铁失电子反应
2改变金属结构：金属制成防腐合金
3金属腐蚀性试剂隔开：电镀油漆涂油脂表面钝化等
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