高中化學(xué)選修4知識點總結(jié)填空

化學(xué)反響與原理章節(jié)知識點梳理

第一章化學(xué)反響與能量

一、培變反響熱

1.反響熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反響物之間反響所放出或吸收的

執(zhí)量

八、、

2.焙變(AH)的意義：在恒壓條件下進展的化學(xué)反響的熱效應(yīng)［1).符號：

(2).單位:

3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一熱化學(xué)鍵形成一一熱

放熱反響(放熱吸熱)AH為""或AHO

吸熱反響［吸熱放熱)&H為或AHO

☆常見放熱反響：①②③

④⑤

☆常見的吸熱反響：①!②

③

二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點:①必須標(biāo)出能量變化。

②必須標(biāo)明聚集狀態(tài)〔分別表示固液氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用表示)

③熱化學(xué)反響方程式要指明反響時的溫度和壓強。

④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是，也可以是

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，AH;反響逆向進展，AH

三、燃燒熱

1.概念：25℃,101kPa時…燃燒熱的單位用表示。

※注意：①研究條件:101kPa②反響程度：完全燃燒，產(chǎn)物是。

③燃燒物的物質(zhì)的量：④內(nèi)容：放出的熱量。〔AHO,單位〕

四、中和熱

1.概念：溶液中，的反響熱。

2.強酸與強堿的中和反響其實質(zhì)是和反響，其熱化學(xué)方程式為：

3.弱酸或弱堿，所以它們反響時的中和熱57.3kJ/mol。

4.中和熱的測定實驗

用品儀器：大燒杯C500ml)、小燒杯〔100ml〕、、量筒〔50ml2

只)、、硬紙板或泡沫塑料板(有2孔〕、泡沫塑料或碎紙條

鹽酸(0.50mol/L)氫氧化鈉溶液(0.55mol/L)

實驗步驟：

計算公式：

誤差分析

五、蓋斯定律

1.內(nèi)容：化學(xué)反響的反響熱只與反響〔各反響物)和〔各生成物〕有關(guān)，而

與具體反響進展的途徑無關(guān)，如果一個反響可以分幾步進展，貝IJ。

2.使用方法

3.反響熱的計算

第二章化學(xué)反響速率和化學(xué)平衡

一、化學(xué)反響速率

1.化學(xué)反響速率(v)

⑴定義：衡量反響快慢，單位時間內(nèi)反響物或生成物的量的變化

⑵表示方法：單位時間內(nèi)反響濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：［u:平均速率，Ac:濃度變化〕單位：

⑷影響因素：①決定因素〔內(nèi)因)：〔決定因素〕

②條件因素〔外因)：反響所處的條件2.反響物濃度、氣體壓強、

溫度、催化劑對反響速率的影響

條件變化單位體積內(nèi)活化分子百分單位體積內(nèi)V變化

分子總數(shù)數(shù)活化分子總數(shù)

光、電磁波、超聲波、固體反響物顆粒大小、溶劑等

※注意:(1)固體和液體，由于壓強對濃度幾乎無影響，反響速率不變。

(2)、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：充入惰性氣體—總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變一反

響速率不變

②恒溫恒體時：充入惰性氣體-體積增大-各反響物濃度減小―反響速

率減慢

二、化學(xué)平衡

(-)1.定義：

2、化學(xué)平衡的特征

逆〔研究前提是反響〕

等1的正逆反響速率相等〕

動(動態(tài)平衡〕

定〔各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)〕

變（條件改變，平衡發(fā)生變化〕

例舉反響mA(g)+nB(g)'pC(g)+qD(g)

①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡

混合物體系中②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定〔〕

各成分的含量③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡

④總體積、總壓強、總物質(zhì)的量一定（〕

①在單位時間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA,即

平衡

V（正尸V（逆）

②在單位時間內(nèi)消耗了nmolB同時消耗了pmolC,貝ij

正、逆反響()

V（正尸V（逆）

速率的關(guān)系

③V(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

④在單位時間內(nèi)生成nmolB,同時消耗了qmolD,因均不一定平衡

指V（逆）

①m+n*p+q時，總壓強一定（其他條件一定〕()

壓強

②m+n=p+q時，總壓強一定（其他條件一定〕【）

混合氣體平均①Mr一定時，只有當(dāng)m+n*p+q時

相對分子質(zhì)量②Mr一定時，但m+n=p+q時(〕

Mr

任何反響都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時〔其他不

溫度平衡

變〕

體系的密度密度一定【)

其他如體系顏色不再變化等平衡

3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反響到達平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

〔二〕影響化學(xué)平衡移動的因素

1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響(1)其他條件不變，增大反響物的濃度或減少生成物

的濃度，平衡向移動；增大生成物的濃度或減小反響物的濃度，

平衡向移動。

(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡移動

(3)溶液中的反響，如稀釋溶液，反響物濃度減小，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，平衡向方程式中計量數(shù)之和大的方向移動。

2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響

其他條件不變，溫度升高平衡向移動，溫度降低平衡向方向移動。

3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響

其他條件不變，增大壓強，平衡向移動；減小壓強，平衡向移動。

注意:(1)改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)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(xué)平衡移動規(guī)律相似

4.催化劑：由于催化劑對正反響速率和逆反響速率影響的程度是的，所以平衡。但

是使用正催化劑可以到達平衡所需的時間一。

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一〔如溫度，壓強,

濃度〕，平衡向著能的方向移動。

三、化學(xué)平衡常數(shù)〔符號〕

(-)定義：一定溫度下，到達化學(xué)平衡時，一比值。

(二)使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：

1、表達式中各物質(zhì)的濃度是。

2、K只與有關(guān)，與反響物或生成物的濃度無關(guān)。

3、反響物或生產(chǎn)物中固體或純液體，由于其濃度是固定不變的。

4、稀溶液中進展的反響，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。

〔三〕化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反響的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時的濃度越大，

它的進展的程度越大，即該反響進展得越完全，反響物轉(zhuǎn)化率越—o反之，則相

反。一般地，K>105時，該反響就進展得基本完全了。

2、利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，可判斷正在進展的可逆反響是否平衡及建設(shè)平衡的方向。[Q:

濃度積）

QK:反響向正反響方向進展；

QK:反響處于平衡狀態(tài)；

QK:反響向逆反響方向進展

3、利用K值可判斷反響的熱效應(yīng)

假設(shè)溫度升高，K值增大，則正反響為反響

假設(shè)溫度升高，K值減小，則正反響為反響

*四、等效平衡

1、概念：一定條件下〔定溫、定容或定溫、定壓），同一可逆反響經(jīng)不同途徑到達

平衡后，任何一樣組分的百分含量均一樣，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。

2、分類

（1）等溫，等容條件下的等效平衡

第一類：對于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：

第二類：對于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：

（2）等溫，等壓的等效平衡：

五、化學(xué)平衡圖像問題

看懂圖像〔面、線、點、勢〕-聯(lián)想規(guī)律一分析判斷

六、化學(xué)反響進展的方向

1、反響嫡變與反響方向:

(1)嫡:一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J-moH-K-1

(2)體系趨向于有序變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的炳增加，這叫做原理，也是反響方向判

斷的依據(jù)。.

(3)同一物質(zhì)，氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)時嫡值關(guān)系為S(g)S(l)S(s)

2、反響方向判斷依據(jù)

在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反響的判斷依據(jù)為：

△G=AH-TASO反響能自發(fā)進展

△H-TASO反響到達平衡狀態(tài)

△H-TASO反響不能自發(fā)進展

注意：(1〕AH為負(fù)，AS為正時，任何溫度反響都能自發(fā)進展

(2)AH為正，AS為負(fù)時，任何溫度反響都不能自發(fā)進展

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)：在中或狀態(tài)下能導(dǎo)電的。

非電解質(zhì)：

強電解質(zhì)：o

弱電解質(zhì)“

以下物質(zhì)中HCkNaOH、NaCkBaSO4、HCIO、NH3H2O.Cu（OH）2,H2O、SO3、CO2.

CCL、CH2KH2屬非電解質(zhì)的有：

屬強電解質(zhì)的有:。

屬弱電解質(zhì)的有：

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)時，電離過程就到達了平衡狀態(tài)。

4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般熱，升溫電離平衡向移動。

B、濃度：濃度越大，電離程度；溶液稀釋時，電離平衡向移動。

C、同離子效應(yīng)：參加與弱電解質(zhì)具有一樣離子的電解質(zhì)，會電離。

D、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)電離的某種離子反響的物質(zhì)，電離。

5、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）

6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在到達電離平衡時，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：AB=^A++B-Ki=

7、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。如：

H2s03>H3PO4>HF>CH3coOH>H2c03>H2S>HCI0

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：：H?。-+0H-

水的離子積：Kw=；25℃時，；Kvv==

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，適用于任何稀溶液〔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：

①酸、堿：水的電離

②溫度：水的電離(因為水的電離是熱的〕

③能水解的鹽：水的電離

4、溶液的酸堿性和pH:

(1)pH=]

[2)pH的測定方法：

酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酥

變色范圍：甲基橙3.1~4.4［橙色）石蕊5.0~8.0（紫色〕酚酥8.2T0.0（淺

紅色）

pH試紙一操作。

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

三、混合液的pH值計算方法

1、強酸與強酸的混合：〔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+］iVi+［H+］2V2〕/（V1+V2）

2、強堿與強堿的混合：〔先求［0H-］混：將兩種酸中的0H-離子物質(zhì)的量相加除以

總體積，再求其它）［0用混=（［OH-］IVI+［OH-］2V2）/（V1+V2）（注意：不能

直接計算［H+］混）

3、強酸與強堿的混合：〔先據(jù)H++OH-==H20計算余下的H+或0H-,①H+有余，

則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求［H+］混；0H-有余，則用余下的0H-數(shù)除以溶液

總體積求［0H］混，再求其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原+n〔但始終不能7）

2、弱酸溶液：稀釋1S倍時，pH稀pH原+n〔但始終不能7）

3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原-n（但始終不能7）

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原-n〔但始終不能7）

5、不管任何溶液，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均接近7

6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化，強酸、強堿變化。

五、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

+

實質(zhì)：H+OH-=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的0H-物質(zhì)的量。

2、中和滴定的操作過程：

滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積它的最大刻度

值。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，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〕藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。

〔3〕準(zhǔn)備過程：

準(zhǔn)備：檢漏、、八趕氣泡、調(diào)液面。

〔4〕實驗過程及滴定終點的判斷

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用"酸c酸1/酸=〃堿c堿1/堿進展分析

六、鹽類的水解

1、定義X

2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的弱離子跟水電離出來的H+或0H-結(jié)合，破

壞水的電離，使平衡向移動，水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰顯誰性，同強顯中性。

②多元弱酸根濃度一樣時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。（如:Na2co3

>NaHC03）

4、鹽類水解的特點:（1）（2）（3）

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越水解程度越大〔水解吸熱，越熱越水解）

②濃度：濃度越小，水解程度越〔越稀越水解）

③酸堿：促進或抑制鹽的水解〔H+促進水解而陽離子水解；

0H一〕

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯性（如：HS03-、H2PO4-）

③水解程度〉電離程度，顯性〔如：HCOy、HS-、HPO42-）

7、雙水解反響:

(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反響。雙水解反響相互促進，水解程度較

大，有的甚至水解完全。

〔2)常見的雙水解反響完全的為：Fe3++與AIOz、CO32-(HCO3-))；AI3+與AIOz、

2

CO32-(HCO3)^S2-(HS-)、SO3-(HSO3-)O其特點是相互水解成沉淀或氣體。離子

方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2A|3++3S2-+6H2O==2AI(OH)3l+3H2S

t

8、鹽類水解的應(yīng)用：

水解的應(yīng)用實例原理

__，

凈水明帆凈水

2

去油污用熱堿水冼油污物品CO3-+H2Q^HCO3-+OH-

V__-__-_-_-\

①配制FeCI3溶液時常參

__、

加少量鹽酸y__

藥品的保存

②配制Na2c。3溶液時常

2

CO3-+H2OHCO3-+OH-

參加少量NaOH

假設(shè)不然，則4

MgCI"-6HO

由MgCI2-6H2O制無水22

制備無水鹽

MgCI2在HCI氣流中加熱Mg(OH)2+2HCI+4H2O

Mg(OH)2MgO+H2O

用AI2（SO4）3與NaHCO3

泡沫滅火器

溶液混合

比較鹽溶液中離NH++H^:NH3H2O+H+

比較NH4CI溶液中離子濃42

++

子濃度的大小度的大小C(CI-)>C(NH4)>C(H)>C(OH)-

9、水解平衡常數(shù)（Kh）

強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，

Ka為該條件下該弱酸電離平衡常數(shù)；心為該條件下該弱堿的電離平衡常數(shù)）

七.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1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(guān)系：

①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

②物料守恒：〔即原子個數(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）之和

③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與0H-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知識

(1)溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

(2)反響后離子濃度降至以下的離子反響為完全反響。如酸堿中和時［H+］降至

10-7mol/L<10-5mol/L,故為完全反響，用“=",常見的難溶物在水中的離子濃度均

遠(yuǎn)低于10-5mol/L,故均用“="。

(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(zhì)：

(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

(6)溶解平衡存在的一般前提是：存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“一o如：Ag2s(s)-g+(aq)+S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

(1)加沉淀劑法：&p越小，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如除去MgCL溶液中FeCL可以

參加

〔3〕氧化復(fù)原沉淀法：

(4)同離子效應(yīng)法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：

①酸堿；②氧化復(fù)原；③。

5、沉淀的轉(zhuǎn)化:

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

AgNO3""AgCI()元Br〔淡黃色〕一Xgl〔黃色〕AJS〔黑色〕

6、溶度積(KSP)

⑴表達式：AmBn(s)：5=lnAn+(aq)+nBm-(aq)

n+m>mn

KSp=[c(A)][c(B-)]

⑵影響溶解平衡的因素：決定因素是

外因：①濃度：加水，平衡向方向移動。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向方向移動。

⑶、溶度積規(guī)則

Qc〔離子積〕KSP有沉淀析出

QcKSP平衡狀態(tài)

QCKSP未飽和，繼續(xù)溶解

第四章電化學(xué)根基

—.原電池：

1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池

2、組成條件：①②

③

3、電子：外電路：極—導(dǎo)線——極

內(nèi)電路：鹽橋中離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，離子移向正極溶液。

4、電極反響：以鋅銅原電池為例：

負(fù)極：反響：

正極：反響：

總反響式：

5、正、負(fù)極的判斷：

（D從電極材料：一般為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。

（2）從電子的流動方向和電流方向

（3）從發(fā)生反響

（4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向

（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象

二.化學(xué)電池

1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池

2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池

一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅銃電池、鋅銀電池、鋰電池等

二次電池又叫充電電池

1.鉛蓄電池的電極反響

放電：負(fù)極〔鉛）：

正極〔氧化鉛〕:

充電：陰極：

陽極：

放電

、充電

兩式可以寫成一個可逆反響：PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4l+2H2O

2.目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘銀電池、氫鎮(zhèn)電池、鋰離子電池、聚

合物鋰離子電池

燃料電池

1、燃料電池：使燃料與氧化劑反響直接產(chǎn)生電流的一種化學(xué)電池

2、電極反響：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反響的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物一樣，可

根據(jù)燃燒反響寫出總的電池反響，但不注明反響的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反響，正

極發(fā)生復(fù)原反響，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反響。以氫氧燃料電池為

例，鉗為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時：

負(fù)極：正極：

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時：

負(fù)極：正極：

甲烷燃料電池是用金屬鉗片插入KOH溶液作電極，在兩極上分別通甲烷和氧氣

o電極反響式為：

負(fù)極：；

正極：。

電池總反響式為：

3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低

三.電解原理

1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置電解槽

2、電解：直流電通過電解質(zhì)溶液，在陰陽兩極引起氧化復(fù)原反響的過程

3、放電：當(dāng)離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化復(fù)原反響的過程

4、電子流向：

（電源）負(fù)極一〔電解池〕陰極一〔離子定向運動）電解質(zhì)溶液一〔電解池）陽極

—（電源）正極

5、電極名稱及反響：

陽極：與直流電源的相連的電極，發(fā)生反響

陰極：與直流電源的相連的電極，發(fā)生反響

6、電解CuCL溶液的電極反響：

陽極：）

陰極：

總反響式：

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程

陰極（陽離子〕放電順序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>AI3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陽極放電順序

惰性電極時：S2>卜>Br>C卜>0H>含氧酸根離子>F-（SC）32-/MnO4->OH-）

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，假設(shè)陽極材料為活性電極〔Fe、

Cu）等金屬，則陽極反響為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；假設(shè)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)律來書寫電極反響式。

用惰性電極電解電解質(zhì)溶液規(guī)律

電解類型電解質(zhì)分類實例電極反響特點pH變化溶液復(fù)原應(yīng)加

四、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

陽極：)

陰極：

總反響式：

2.電鍍

(1)應(yīng)用電解原理在某些金屬外表鍍上一薄層其他金屬或合金的方法

(2)、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：

陽極：〔鍍層金屬〕M—ne-==Mn+

陰極：待鍍金屬〔鍍件):Mn++ne-==M

電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液

〔3〕、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉

陽極：；陰極：電解質(zhì)溶液：

3、電冶金

(1)、電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中復(fù)原出來

用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鋁

⑵、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：

陰極：

☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

(1)假設(shè)無外接電源，又具備組成原電池的三個條件即為原電池。

(2)假設(shè)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，則為電

鍍池。

(3)假設(shè)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

池或電鍍池。假設(shè)無外接電源時，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，電鍍池的比較

原電池電解池電鍍池

類別

定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能應(yīng)用電解原理在某

〔裝置的裝置的裝置些金屬外表鍍上一

特點）側(cè)層其他金屬

是否

是自發(fā)

反響

裝置有電源，兩級材料可

特征同可不同

形成活動性不同的兩極鍍層金屬接電源正

條件電解質(zhì)溶液極，待鍍金屬接負(fù)

形成閉合回路極；電鍍液必須含有

鍍層金屬的離子

電極負(fù)極：較活潑金屬名稱同電解，但有限

名稱正極：較不活潑金屬制條件

（能導(dǎo)電非金屬）陽極：必須是鍍層金

屬

陰極：鍍件

電極

反應(yīng)