高中化學化學反應原理》重要知識總結

1、化學反應原理知識點整理第一章化學反應與能量第一單元化學反應中的熱效應、焓變反應熱1反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱2焓變（H）的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應(1) .符號：H(2).單位：kJ/mol3.產生原因：化學鍵斷裂一一吸熱（吃）化學鍵形成放熱（放）吃和放的問題放出熱量的化學反應。（放熱吸熱）H為“-”或厶H0人就胖了）（吃的比放出的多,常見的放熱反應：所有的燃燒反應酸堿中和反應 大多數(shù)的化合反應 金屬與酸的反應生石灰和水反應濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解以H、COC為還原劑的氧化還原反應銨鹽溶解等二、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點：

2、熱化學方程式必須標出能量變化。 熱化學方程式中必須標明反應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)，水溶液中溶質用aq表示） 熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) 各物質系數(shù)加倍，H加倍；反應逆向進行，H改變符號，數(shù)值不變三、燃燒熱1概念：25C，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(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：101kPa 反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。 燃燒物的物質的量：1mol 研究內容：放出的熱量。(HHg+FeTcU+H（指酸電離的）Pb2

3、+SrTFe2+Zn2+AI3+Mg+NaCa2+K+陰離子的放電順序是惰性電極時：扌1-汨0-0中NOSG等含氧酸根離子）F-（SQ2-/MnO-0H）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)律來書寫電極反應電解質水溶液電解產物的規(guī)律類型電極反應特點實例電解對象電解質濃度pH電解質溶液復原分解電?電解質電離出的HCl?電解質?減小?增?HCI解質型陰陽離子分別在兩極放電大CuCl2?CuCb放HH生陰極：水放H2生

4、堿NaCl電解質和生成新電增?HCI成堿型陽極：電解質陰離水解質大子放電放氧生陰極：電解質陽離CuSO電解質和生成新電減氧化銅酸型子放電水解質小陽極：水放02生酸電解水型陰極：4H+4e-=2HHTNaOH水增大?增大水陽極：40H-4e-HSO?減=021+2H2O小NqSQ?不變上述四種類型電解質分類：（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、電解原理的應用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（1）、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他

5、金屬或合金的方法（2）、電極、電解質溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液Mne=M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Mn+ne=M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理陽極（純銅）:Cu-2e-=Cu2+陰極（鍍件）:Cu2+2e-=Cu電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO溶液（3）、電鍍應用之一：銅的精煉陽極：粗銅;陰極：純銅;電解質溶液：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：NaCI=Na

6、+Cl通直流電后：陽極：2N6+2e=2Na陰極：2CI2e=CI2T規(guī)律總結：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；兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+乍用），只要同時具備這三個條件即為原電池。（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質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

7、原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較nI原電池電解池電鍍池定義（裝置特點）將化學能轉變成電能的裝置將電能轉變成化學能的裝置應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬反應特征自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應裝置特征無電源，兩級材有電源，兩級材料可有電源料不同同可不同形成條件活動性不同的兩兩電極連接直流電1鍍層金屬接電源正極，極源待鍍金屬接負極：2電鍍電解質溶液兩電極插入電解質液必須含有鍍層金屬的形成閉合回路溶液形成閉合回路離子電極名稱負極：較活潑金陽極：與電源正極相名稱同電解，但有限制屬連條件正極：較不活潑陰極：與電源負極相陽極:必須是鍍

8、層金屬金屬（能導電非金屬）連陰極:鍍件電極反應負極：氧化反應，陽極：氧化反應，溶陽極:金屬電極失去電金屬失去電子液中的陰離子失去子正極：還原反應，溶液中的陽離子電子，或電極金屬失電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子的電子或者氧氣陰極：還原反應，溶得電子（吸氧腐液中的陽離子得到蝕）電子電子流向負極f正極電源負極f陰極同電解池電源正極一陽極溶液中帶電粒陽離子向正極移陽離子向陰極移動同電解池子的移動動陰離子向陽極移動陰離子向負極移動在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應聯(lián)系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-.負極（失）e-陰極（得）第四節(jié)金屬的電化學腐蝕和防護一、金屬的電化學腐

9、蝕（1）金屬腐蝕內容：（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程（3）金屬腐蝕的分類：化學腐蝕一金屬和接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕電化學腐蝕一不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。化學腐蝕與電化腐蝕的比較電化腐蝕化學腐蝕條件不純金屬或合金與電解質溶液金屬與非電解質直接接觸接觸現(xiàn)象有微弱的電流產生無電流產生本質較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重(4) 、電化學腐蝕的分類：析氫腐蝕一一腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,

10、酸性較強(水膜中溶解有CO、SO、HS等氣體)電極反應：負極：Fe-2e-=Fe2+正極:2H+2e-=H2t總式：Fe+2H+=Fe2+Nt吸氧腐蝕反應過程吸收氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反應：負極：2Fe-4e-=2Fe正極：O2+4e-+2H2O=4OH總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2離子方程式：Fe2+2OH-=Fe(OH)2生成的Fe(OH)2被空氣中的Q氧化，生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3Fe(0H)3脫去一部分水就生成FqQxH2O(鐵銹主要成分)規(guī)律總結：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原

11、理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學腐蝕有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護法犧牲負極的正極保護法有一般防腐條件的腐蝕無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學防護1 、利用原電池原理進行金屬的電化學防護(1) 、犧牲陽極的陰極保護法原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護(2) 、外加電流的陰極保護法原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直

12、流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應2 、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金3 、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等。第二章化學反應速率和化學平衡、化學反應速率1. 化學反應速率（v）定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示mol/計算公式：v=Ac/t（v:平均速率，c:濃度變化，t:時間）單位:（Ls）影響因素：決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）條件因素（外因）：反應所處的條件外因對化學反應速率影響的變化規(guī)律2.條件變化活化分子的旱的變化W變化鍛儀

13、體釈JL總數(shù)口増多，百分魏齊変増大家俊佯稅聊總毀目卷少.百令數(shù)齊吏減小壓強蠟天事怪體叔里樓就H增爭，茍分數(shù)齊復畢位非獲里麗同減少，百介數(shù)十寰減小的溫虞百介敦增丸，單位體刼第忠數(shù)耳增多降低苗分戟我少羊位體數(shù)里恵數(shù)目減少堿小儻片】百分輸:翱增*軍位休額崔憩讀目釗墻劇増擁去右分較劇減.單位體和芽思鞍耳到減劇減其他丸*電磋渡，據(jù)芫渡，圉體瓦總暢禎価的丸小滲列著有泵晌注意:(1) 、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。(2) 、惰性氣體對于速率的影響恒溫恒容時：充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變一反應速率不變恒溫恒體時：充入惰性氣體體積增

14、大各反應物濃度減小反應速率減慢、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，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)2、化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定平衡各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積

15、分數(shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡在單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA,即卩V正）=V（逆）平衡正、逆反應在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC，貝UV（正）=V（逆）平衡速率的關系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生成nmolB，同時消耗了qmolD,因均指V（逆）不一定平衡m+np+q時，總壓力一疋（其他條件一疋）平衡壓強m+n-p+q時，總壓力一疋（其他條件一疋）不一定平衡混合氣體平均相對分子質量MrMr疋時，只有當m+np+q時平衡Mr一疋時，但m+n-p+q時不一定平衡溫度任何

16、反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一疋時（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（二）影響化學平衡移動的因素1、濃度對化學平衡移動的影響（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；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，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）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小_，生成物濃度也_減小_，V正減小_，V逆也減小_，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和_大_的方向移動。2、溫度對化學平衡移動

17、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。3、壓強對化學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方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似4. 催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應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達到平衡所需的_時間_。5. 勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之

18、一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，_生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：_K_（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是_變化的濃度_，不是起始濃度也不是物質的量。2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數(shù)K的應用：1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應_進行程度_的

19、標志。K值越大，說明平衡時_生成物_的濃度越大，它的_正向反應_進行的程度越大，即該反應進行得越_完全_，反應物轉化率越_高_。反之，則相反。一般地，K_105_時，該反應就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的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3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，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達到平衡后，任何相同

20、組分的百分含量均相同，這樣的化學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：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(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的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質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化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向1、反應熵變與反應方向：(1) 熵：物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：?口01-1?(2) 體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原

21、理，也是反應方向判斷的依據(jù)。(3) 同一物質，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、反應方向判斷依據(jù)在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為： H-TAS0反應不能自發(fā)進行、亠注意：(1) AH為負，AS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行(2) AH為正，AS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行第二章水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物，叫電解質非電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。非電解質:強

22、酸，強堿，大多數(shù)鹽。女口HCI、NaOH弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HCIO非金屬氧化物，大部分有機物。如SG、CO、C6H2Q、電解質離子化合物或共價化合物非電解質共價化合物注意：電解質、非電解質都是化合物SQ、NH、CG等屬于非電解質強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSQ不溶于水，但溶于水的BaSQ全部電離，故BaSQ為強電解質）一一電解質的強弱與導電性、溶解性無關。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態(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?。喝芤合♂寱r

23、，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，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，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，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+B-Ki=A+B-/AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。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

24、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。女口:H2SO3H3PO4HFC3HCOOH2CHO3H2SHClO、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_25C時,H+=OH-=10-7mol/L;Kw=H+OH=1*10注意：Kw只與溫度有關，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KwNaHCO4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素: 溫度：溫度越高水

25、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：促進或抑制鹽的水解(H促進陰離子水解而抑制陽離子水解;0H促進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HSO顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性(如：HSOJ、H2P0-) 水解程度電離程度，顯堿性(如:HCO、HS、HPO-)7、雙水解反應：(1) 構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。(2) 常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AIOJ、COHCO)、/(HS)、S&-(HSQ-);S2-與NH+;CO2-

26、(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：2AI3+3S2-+6H2O=2AI(OH)3J+3H2ST8、鹽類水解的應用：水解的應用實例原理1、凈水明磯凈水Al3+3HOAI(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品cgT+hohco3+OH3、藥品的保存配制FeCb溶液時常加入少量鹽酸Fe3+3HOFe(OH)3+3H配制Na2CO溶液時常加入少量NaOHc6-+HOHCO3+OH4、制備無水鹽由MgC26HO制無水MgC2在HCl氣流中加熱若不然，則:一MgC2-6F2OMg(OH)2+2HCI+4HOMg(OH2MgO+

27、H2O5、泡沫滅火器用Al2（SC4）3與NaHCO溶液混合Al+3HCO=AI(OH)3j+3COT6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NHCI溶液中離子濃度的大小、+r+NH+HONH3HO+H-+-c(CI)c(NH4)c(H)c(OH)9、水解平衡常數(shù)（KO對于強堿弱酸鹽：&=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：=Kw/K（Kw為該溫度下水的離子積，K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

28、二步一般相當微弱。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系： 電荷守恒：任何溶液均顯電_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）之和 質子守恒：即水電離出的H濃度與OF濃度相等。九、難溶電解質的溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時H

29、+降至10-7mol/LHg+FeTCiU+H（指酸電離的）Pb2+Srn+F（e+Zrn+A3+MgNCia+K+陰離子的放電順序是惰性電極時：S2-I-Br-C-OI-N（OS（42-（等含氧酸根離子）F-（SQ2-/MnQ0H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)律來書寫電極反應式。電解質水溶液點解產物的規(guī)律類型電極反應特點實例電解對象電解質濃度pH電解質溶液復原分解電解質型?電解質電離出的陰陽離子分別在兩極

30、放電HC?電解質?減小?增大?HCCuC2?CuC2放H生成堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質陰離子放電NaC電解質和水生成新電解質增大?HC放氧生酸型陰極：電解質陽離子放電陽極：水放02生酸CuSO電解質和水生成新電解質減小氧化銅電解水陰極：4H+4e-=NaOH水增大?增水型2HHT大陽極：40H-4e-SO?減=021+2H2O小NqSQ?不變上述四種類型電解質分類：（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、電解原理的應用1、電解飽和食鹽水以制造

31、燒堿、氯氣和氫氣（1）、電鍍應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、電解質溶液的選擇:陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液Mne=Mn+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Mn+ne=M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理陽極（純銅）:Cu-2e-=Cu2+陰極（鍍件）:Cu2+2e-=Cu電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO溶液（3）、電鍍應用之一：銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅電解質溶液：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、

32、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCI=Na+Cl通直流電后：陽極：2N6+2e=2Na陰極：2CI2e=CI2T規(guī)律總結：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；兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+乍用），只要同時具備這三個條件即為原電池。（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬,陽極亦為金屬且與電解質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

33、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極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較定義反應特征裝置特征形成條件電解池電鍍池將化學能轉變成將電能轉變成化學應用電解原理在某些金電能的裝置能的裝置屬表面鍍上一側層其他金屬自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應無電源，兩級材有電源，兩級材料可有電源料不同同可不同活動性不同的兩兩電極連接直流電1鍍層金屬接電源正極，（裝置特點）電極名稱電極反應極源電解質溶液兩電極插入電解質溶液形成閉合回路形成閉合回路負極：較活潑金陽極：與電源正極相屬正極：較不活潑金屬（能導電非金屬）負極：氧化反應,金屬失去電子正極：還原反應,溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）連陰極：與電源負極相連陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子名稱同電解，但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到