高中化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)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(shí)點(diǎn)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(hào)： 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(jiàn)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(jiàn)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(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn) :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(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)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(hào)， 數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?概念： 25 ， 101 kPa 時(shí)， 1 mol 純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol 表示。注意以下幾點(diǎn)：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?jī)?nèi)容：放出的熱量。（H_105 時(shí)，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(shí)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(duì)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(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同； 同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。第二類： 對(duì)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(lái)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(jì)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(gè)狀態(tài)函數(shù)， 用來(lái)描述體系的混亂度， 符號(hào)為 S.單位： J?mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)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(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)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(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2） H為正， S 為負(fù)時(shí)，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)?；旌臀镂镔|(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(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)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(wú)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(shí)，電離過(guò)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??；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。 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(huì)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(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)（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(shí)，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(gè)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(shí), 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(diǎn)：（ 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(cè)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(duì)比即可。注意

10、：事先不能用水濕潤(rùn)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(jì)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(jì)算 H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合： （先據(jù) H+ + OH- =H2O 計(jì)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(guò)程溶液 pH 值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋 10n 倍時(shí)， 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(shí)， 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(shí)， 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(shí)， 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(shí) pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液無(wú)限稀釋后 pH 均接近 76、稀釋時(shí)，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(jì)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(shí)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(guò)程：）儀滴定管的刻度， O 刻度在 上 ，往下刻度

13、標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。 滴定時(shí)， 所用溶液不得超過(guò)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(diǎn)后一 位 。）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。）準(zhǔn)備過(guò)程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)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(cè)液洗） 裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)）試驗(yàn)過(guò)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(shí)，則：c 堿= ncVnV上述公式在求算濃度時(shí)很方便， 而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的 V 酸的變化， 因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)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(shí)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(gè)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(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)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(duì)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(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c 堿的誤差與 V 酸的變化成正比，即當(dāng)V 酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)， c 堿偏高，反之偏低。同理

15、，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)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(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或 OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)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(diǎn)：（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(yáng)離子水解； OH-促進(jìn)陽(yáng)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(yáng)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(jiàn)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(diǎn)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(shí)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(shí)常加入少量鹽酸Fe3+3H2 OFe(OH)3+3H存配制Na2CO3 溶液時(shí)常加入少量 NaOH3CO2-+H2OHCO3+OH-4、制

18、備無(wú)水鹽由 MgCl26H2O制無(wú)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(duì)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(duì)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(shū)寫(xiě)原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě)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(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě)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(yáng)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(gè)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(jiàn)知識(shí)（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(shí)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(shí) ： 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(shí)：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(yáng)極材料為活性電極（ Fe、Cu)等金屬，則陽(yáng)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(yáng)離子的放電順序，依據(jù)陽(yáng)氧陰還的規(guī)律來(lái)書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)式。電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)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(yáng)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(yáng)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(yáng)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(yáng)極：水放 O2生酸電解水型 陰極

22、： 4H+ + 4e- NaOH增大= 2H2 H2SO4減小陽(yáng)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(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)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(yáng)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(yáng)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(yáng)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(yáng)離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來(lái)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(yáng)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(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)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(shí)是 與水電離產(chǎn)生的 H+ 作用），只要同時(shí)具備這三個(gè)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(yáng)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(shí)，則為電鍍池。（ 3 ）若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無(wú)外接電源時(shí)，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(diǎn)）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(wú)電源，兩級(jí)有電源，兩級(jí)材料有電源材料不同可同可不同形成條件活動(dòng)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(yáng)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(yáng)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(yáng)極

26、：氧化反應(yīng)，應(yīng)，金屬失去溶液中的陰離子陽(yáng)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(yáng)離陽(yáng)離子的電子溶液中的陽(yáng)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(yáng)極溶液中帶電陽(yáng)離子向正極陽(yáng)離子向陰極移同電解池粒子的移動(dòng)移動(dòng)動(dòng)陰離子向負(fù)極陰離子向陽(yáng)極移移動(dòng)動(dòng)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(yáng)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(guò)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(wú)電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過(guò)程金屬被氧化的過(guò)程關(guān)系化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重）、電化學(xué)