2023年高考化學(xué)總復(fù)習(xí)高中化學(xué) 《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)大全總結(jié)

2023年高考化學(xué)總復(fù)習(xí)高中化學(xué)《化學(xué)反應(yīng)原理》

知識(shí)點(diǎn)大全最全總結(jié)

#01

化學(xué)反應(yīng)與能量

考點(diǎn)1：吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)

1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別

比較

放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)

翹

定義放出熱量的化學(xué)反應(yīng)吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)

反應(yīng)物具體的總能量大于生成物反應(yīng)物具有的總能量小于生成物具有

形成原因

具有的總能量的總能量

生成物分子成鍵時(shí)釋放出的總能

與化學(xué)鍵強(qiáng)生成物分子成鍵時(shí)擇放出的總能量小

量大于反應(yīng)物分子斷裂鍵時(shí)吸收

弱的關(guān)系于反應(yīng)物分子斷裂鍵時(shí)吸收的總能量

的總能量

表示方法△H<0△H>0

即生成物反應(yīng)物

y---1

此，。、放SH為---

圖示

匕應(yīng)物一…N

生成物一

反應(yīng)過(guò)程反應(yīng)過(guò)程

Ha(g)+Cl,(g)=2HC1(g)C(s)+HaO(g)==CO(g)+Ha(g)

實(shí)例

AH=-184.6kJ?mol-1△H=+13L3kJ-mo『

特別注意:

反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒(méi)有必然的聯(lián)系，而決定

于反應(yīng)物和生成物具有的總能量（或焰）的相對(duì)大小。

2、常見(jiàn)的放熱反應(yīng)

①一切燃燒反應(yīng);

②活潑金屬與酸或水的反應(yīng);

③酸堿中和反應(yīng)；

④鋁熱反應(yīng)；

⑤大多數(shù)化合反應(yīng)(但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，如:

N2+O2=2NO,CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng))

3、常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)

①Ba(OH)2-8H2O與NH4CI反應(yīng)；

②大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)

③

H-+Q10△.Cu+H.O,C+HQ(g)仝CO+H：

等也是吸熱反應(yīng)；

④水解反應(yīng)

考點(diǎn)2:反應(yīng)熱計(jì)算的依據(jù)

1.根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)算

反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

2.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算

△H=E生成物-E反應(yīng)物。

3.根據(jù)鍵能計(jì)算

AH=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4.根據(jù)蓋斯定律計(jì)算

化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生

成物）有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)。即如果一個(gè)反應(yīng)可以分步

進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反

應(yīng)熱是相同的。

溫馨提示:

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來(lái)推知相關(guān)反

應(yīng)的反應(yīng)熱。

②熱化學(xué)方程式之間的等數(shù)學(xué)運(yùn)算，對(duì)應(yīng)AH也進(jìn)行

等數(shù)學(xué)計(jì)算。

5.根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計(jì)算：Q（放）=n（可燃物）x|AH|。

#02

化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

考點(diǎn)1：化學(xué)反應(yīng)速率

1、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法O

化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的

變化來(lái)表示。表達(dá)式：。

其常用的單位是、或。

2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

1）內(nèi)因（主要因素）

反應(yīng)物本身的性質(zhì)o

2）外因（其他條件不變，只改變一個(gè)條件）

增大反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率加快，反之減慢。

對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)

速率加快,反之減慢。

升高溫度，反應(yīng)速率加快，反之減慢。

使用催化劑，能改變化學(xué)反應(yīng)速率，且正、

逆反應(yīng)速率的改變程度把同。

反應(yīng)物間的接觸噩、光輻射、放射線(xiàn)輻射、

超聲波等。

3、理論解釋一一有效碰撞理論

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時(shí)的活化能為E3,

反應(yīng)熱為E1-E2。(注：E2為逆反應(yīng)的活化能)

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系

考點(diǎn)2:化學(xué)平衡

1、化學(xué)平衡狀態(tài)

一定條件（恒溫、恒容或恒壓）下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆

反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物（包括反應(yīng)物和生成物）中各組

分的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征

動(dòng)）—化學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡

我一正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率

iv反應(yīng)物和生成物的質(zhì)量

y或濃度保持不變

方一條件改變，平衡狀態(tài)可能改變,

=新條件下建立新的平衡狀態(tài)

3、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)

mA(g)+ng(g)—pC(g)+gD(g)

可能的情況是否達(dá)平衡

反應(yīng)混合物①各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡

中各組分的②各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡

含量③各組分的體積或體積分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡

④總體積、總壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量一定不一定達(dá)平衡

①M(fèi)位時(shí)間內(nèi)消耗田molA,同時(shí)生成mmolA,達(dá)平衡

②單位時(shí)間內(nèi)消耗mmolA(或nmolB),同時(shí)消耗

達(dá)平衡

pBolC(或qwlD),既v遷=v￡

vBV忍的

③i"):WB)：v(C)：H。)=m：n：p：q,此時(shí)v*不一

關(guān)系不一定達(dá)平衡

定等于“

④單位時(shí)間內(nèi)生成了pmolC（或qmolD）同時(shí)消耗

不一定達(dá)平衡

了mmolA（或nmolB）,此時(shí)均指v廄

①|(zhì)n+n/P+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定達(dá)平衍

壓強(qiáng)

②nr+nup+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定不一定達(dá)平衡

混合氣體的①當(dāng)重+n#p+q時(shí)，Mr一定達(dá)平衡

平均相對(duì)分

②當(dāng)m+n=p+q時(shí)，Mr一定不一定達(dá)平衡

子質(zhì)量Mr

混合氣體的

恒洛、恒壓或恒溫、恒容時(shí)，密度一定不一定達(dá)平衡

密度

反應(yīng)體系內(nèi)有色物質(zhì)的顏色一定，就是有色物質(zhì)的濃度

顏色迭W

不變

任何化學(xué)反應(yīng)都伴隨著能量變化，絕熱條件下反應(yīng)體系

達(dá)平衡

的溫度恒定

考點(diǎn)3:化學(xué)平衡的移動(dòng)

1、概念

、正=\逆---------\'正#'逆正J」?''正=''逆/0

平衡1不平衡平衡2

fIf

破壞舊平衡;建立新平衡

可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平

衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過(guò)程，稱(chēng)為化學(xué)平衡的移動(dòng)。

2、化學(xué)平衡移動(dòng)與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系

(1)v正〉v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。

(2)vF=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。

(3)v正＜v逆：平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

3、影響化學(xué)平衡的因素

4、“惰性氣體”對(duì)化學(xué)平衡的影響

條件影響結(jié)果備注

反應(yīng)物濃度增

平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

大

對(duì)于有固體或純液體參與的反

反應(yīng)物濃度減

平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)應(yīng)，由于固體或純液體的濃度

少

濃度可認(rèn)為是常數(shù)，因此改變固體

生成物濃度增

平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)的量平衡不發(fā)生移動(dòng),

大

生成物濃度減

平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

少

平衡向氣體體積減少方向?qū)τ跓o(wú)氣體參加和生成的反

壓強(qiáng)增大

移動(dòng)應(yīng)），改變壓強(qiáng)，此時(shí)固、液體

壓強(qiáng)

平衡向氣體體積增大方向的濃度未改變，平衡不發(fā)生移

壓強(qiáng)減少

移動(dòng)動(dòng)。

溫度升高平衡向吸熱方向移動(dòng)

溫度

溫或降低平衡向放熱方向移動(dòng)

可以縮短達(dá)到平衡的時(shí)間，不

催化劑時(shí)二堂干影嘀改變平衡混合物中各組分的百

分比組成

①恒溫、恒容條件

原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大一一＞體系中各組分的濃度不

變一一＞平衡不移動(dòng)。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小一一＞體系

中各組分的濃度同倍數(shù)減小

（等效于減壓）

氣體體積不變反應(yīng)力公丁3乂

-----------------平衡不移動(dòng)

氣體體積可變反應(yīng)

立匕??三一?平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)

5、勒夏特列原理

定義：如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如C、P或T等），平

衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)（如溶解

平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等）和只限于改變影響

平衡的一個(gè)條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋?zhuān)和饨鐥l件改變使平

衡發(fā)生移動(dòng)的結(jié)果，是減弱對(duì)這種條件的改變，而不是抵消

這種改變，也就是說(shuō)：外界因素對(duì)平衡體系的影響占主要方

面。

考點(diǎn)4:化學(xué)平衡常數(shù)

1、在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，生成

物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)作為指數(shù)的乘積

與反應(yīng)物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)作為指數(shù)

的乘積的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做化學(xué)平衡常數(shù)，簡(jiǎn)

稱(chēng)平衡常數(shù);用符號(hào)K表示。

2、平衡常數(shù)K的表達(dá)式：

對(duì)于一般的可逆反應(yīng)：

mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)為：

K=--------------------

[c(A)]n

注意事項(xiàng):

a.在平衡常數(shù)表達(dá)式中，反應(yīng)物A、B和生成物C、D的狀態(tài)

全是氣態(tài)，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時(shí)的濃度。

b.當(dāng)反應(yīng)混合物中有固體或純液體時(shí)，他們的濃度看做是一

個(gè)常數(shù)，不寫(xiě)入平衡常數(shù)的表達(dá)式中。

。平衡常數(shù)K的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)方式有關(guān)。

3、平衡常數(shù)K值的特征：

K值的大小與濃度、壓強(qiáng)和是否使用催化劑無(wú)關(guān)。即對(duì)于一

個(gè)給定的反應(yīng)，在一定溫度下，不論起始濃度（或壓強(qiáng)）和平

衡濃度（或壓強(qiáng)）如何，也不論是否使用催化劑，達(dá)平衡時(shí)，

平衡常數(shù)均相同。

4、平衡表達(dá)式K值的意義

K值表示可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度

K值越大，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大（平衡時(shí)生成物的濃度大，

反應(yīng)物的濃度?。磻?yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高;K值越小，正反應(yīng)

進(jìn)行的程度越小，逆反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率

越低。

考點(diǎn)5:反應(yīng)物平衡轉(zhuǎn)化率的計(jì)算公式

1.某一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率

指定反應(yīng)物的起始量-指定反應(yīng)物的平衡量Q/

指定反應(yīng)物的起始量*%

指定反應(yīng)物達(dá)平衡時(shí)的消耗量sc。/

指定反應(yīng)物的起始蚩一/

2.反應(yīng)物用量對(duì)平衡轉(zhuǎn)化率的影響

(1)若反應(yīng)物只有一種，如

aA(g)bB(g)+cC(g)

,則增加A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，但A的平衡轉(zhuǎn)化

率究竟如何變化，要具體分析反應(yīng)前后氣體體積的相對(duì)大小。

如：①若a=b+c,則A的轉(zhuǎn)化率不變;

②若a>b+c,則A的轉(zhuǎn)化率增大;③若a<b+c,則A的轉(zhuǎn)化率

增大。

(2)若反應(yīng)物不只一種，如

aA(g)+bB(g)=5=tcC(g)+dD(g)

O則：若只增加反應(yīng)物A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，則

反應(yīng)物B的轉(zhuǎn)化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A

的轉(zhuǎn)化率減小。

考點(diǎn)6：等效平衡

在一定條件（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，同一可逆反應(yīng)體系，

不管是從正反應(yīng)開(kāi)始，還是從逆反應(yīng)開(kāi)始，在達(dá)到化學(xué)平衡

狀態(tài)時(shí)，任何相同組分的百分含量（體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)

等）均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱(chēng)等效平衡（包括“相同的平衡

狀態(tài)”）。

I：恒溫恒容條件下

①恒溫恒容時(shí)，對(duì)一般的可逆反應(yīng)，不同的投料方式如果根

據(jù)化學(xué)方程式中計(jì)量系數(shù)比換算到同一邊時(shí)，反應(yīng)物（或生成

物）中同一組分的物質(zhì)的量完全相同，則互為等效平衡。此時(shí)

一般不考慮反應(yīng)本身的特點(diǎn)，計(jì)算的關(guān)鍵是換算到同一邊后

各組分要完全相同。

②恒溫恒容時(shí)，對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，

不同的投料方式如果根據(jù)化學(xué)方程式中計(jì)量系數(shù)比換算到同

一邊時(shí)，只要反應(yīng)物（或生成物）中各組分的物質(zhì)的量的成比

例，即互為等效平衡。此時(shí)的反應(yīng)特點(diǎn)是無(wú)體積變化，計(jì)算

的關(guān)鍵是換算到同一邊后各組分只需要物質(zhì)的量之比相同即

可。

口：恒溫恒壓條件下

在恒溫恒壓時(shí)，可逆反應(yīng)以不同的投料方式進(jìn)行反應(yīng)，如果

根據(jù)化學(xué)方程式中計(jì)量系數(shù)比換算，到同一邊時(shí)，只要反應(yīng)

物（或生成物）中各組分的物質(zhì)的量的成比例，即互為等效平

衡。

#03

溶液中的離子平衡

考點(diǎn)1：弱電解質(zhì)的電離

1.弱電解質(zhì)是指只部分電離的化合物，一般包括

和三類(lèi)物質(zhì)。

2.弱電解質(zhì)電離程度一般都很小，故弱電解質(zhì)溶液中溶質(zhì)的

主要存在形式是，弱電解質(zhì)的電離程度決定對(duì)應(yīng)

弱酸（或弱堿）的強(qiáng)弱。

3.弱酸的電離分步書(shū)寫(xiě)，且電離程度一步比一步弱，弱堿的

電離書(shū)寫(xiě)一步到位。

4.能夠促進(jìn)弱電解質(zhì)電離的外界因素有

5.如果比較不同的酸與鋅反應(yīng)的速率，應(yīng)該比較濃

度的大??；如果比較與鋅反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的多少，應(yīng)該比較

濃度的大小;如果比較消耗氫氧化鈉的多少，應(yīng)該

比較濃度的大小。

6.水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自身電離且簡(jiǎn)寫(xiě)為：。任何溫

度下的水溶液中一定滿(mǎn)足：。

7.水的離子積，為一定值，只與有關(guān)。在常溫下的

任何水溶液中一定滿(mǎn)足=O

8.若升高溫度，將水的電離，pH,但與

始終相等，故仍呈性。100℃時(shí)中性溶液的pH等于

9.向水中加入任何酸或堿都會(huì)水的電離。

考點(diǎn)2:溶液的酸堿性

1.計(jì)算pH的公式：,或o

2.pH=7的溶液不一定呈中性，除非是常溫下，只有當(dāng)時(shí)，才

能肯定溶液呈中性。

3.計(jì)算pH值首先必須判斷混合后的酸堿性，若呈酸性，則

求混合后的;若呈堿性，則求混合后的;若溶液呈中性，則說(shuō)

明。

4.強(qiáng)酸pH=a,加水稀釋10。倍，則pH=溺酸pH=a,

加水稀釋ICT倍，則<pH<;

強(qiáng)堿pH=b,加水稀釋1011倍，則pH=；弱堿pH=b,

加水稀釋1011倍，則<pH<;任何溶液無(wú)限

稀釋?zhuān)琾H只能無(wú)限接近于7o

考點(diǎn)3:酸堿中和滴定

1.原理：酸堿恰好完全反應(yīng)時(shí)稱(chēng)為中和，此時(shí)原來(lái)酸中的等

于原來(lái)n(H+)堿中的n(oH'),即，但此時(shí)溶液不一定呈中

性。

2.儀器：o

3.步驟

(1)查漏：檢查滴定管是否漏水，檢查旋塞是否靈活

⑵洗滌：錐形瓶干燥，潤(rùn)洗;滴定管

干燥，潤(rùn)洗

⑶裝液：滴定前后必須排除氣泡

⑷滴定：右手控制錐形瓶，左手控制活塞，眼睛注視錐形瓶

中溶液顏色變化，滴加速度先快后慢;滴定終點(diǎn)達(dá)到后，半分

鐘顏色不變，再讀數(shù);復(fù)滴2~3次，取平均值

4.指示劑的選取

(1)一般情況下，酸堿中和體系滴定終點(diǎn)為酸性的選用

作體系指示劑，為堿性的選用作體系指示劑，為中性

的都可

⑵有酸性高錦酸鉀溶液參加反應(yīng)或生成的體系，一般不使用

指示劑，終點(diǎn)現(xiàn)象為

⑶有碘單質(zhì)參加反應(yīng)或生成的體系，一般選用作體系

指示劑，終點(diǎn)現(xiàn)象為

考點(diǎn)4:鹽類(lèi)的水解

1.有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰(shuí)

強(qiáng)顯誰(shuí)性，等強(qiáng)顯中性。

2.正鹽只考慮水解，酸和堿只有電離，弱酸酸式鹽既有電離

也有水解;混合溶液也可能既有電離又有水解。

3.能促進(jìn)鹽類(lèi)電離的外因有。

4.微粒濃度排序的方法是：依次寫(xiě)出主要過(guò)程、次要過(guò)程、

第三步過(guò)程……

5.電荷守恒的寫(xiě)法：陰陽(yáng)離子分列等號(hào)兩側(cè)，系數(shù)為帶電量

6.物料守恒的寫(xiě)法：陰陽(yáng)離子各找一中心原子，由組成確定

系數(shù)，依次展開(kāi)

7.質(zhì)子守恒的寫(xiě)法：三大守恒關(guān)系任意兩者相減即為第三個(gè)

守恒關(guān)系

8.FeCI3>AICI3、CuCI2溶液的蒸干產(chǎn)物分別是、

、O

AI2(SO4)3、Na2CO3、NaAI02溶液的蒸干產(chǎn)物分別

、、O

9.保存FeCI3溶液應(yīng)在其中加入少量的o

考點(diǎn)5:沉淀溶解平衡

1.物質(zhì)的溶解性可通過(guò)KSP（即溶度積）來(lái)表達(dá)，KSP越大表

示物質(zhì)的溶解性越。

2.“微調(diào)pH值分步沉淀”是分離金屬陽(yáng)離子的常見(jiàn)方法，一般

遵循兩條原貝I）,一是不能引入新的雜質(zhì)元素，二是能微調(diào)pH,

故一般選用的沉淀劑是目標(biāo)元素的難溶氧化物或氫氧化物或

碳酸鹽。

#04

電化學(xué)

考點(diǎn)1：原電池

1.概念和反應(yīng)本質(zhì)

原電池是把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還

原反應(yīng)。

2.工作原理

以銅鋅原電池為例

電極名稱(chēng)負(fù)極正極

電極材料鋅片銅片

電極反應(yīng)Zn—2e~=Zn2~Cu:-+2e-=Cu

反應(yīng)類(lèi)型氧化反應(yīng)還原反應(yīng)

電子流向由Zn沿導(dǎo)線(xiàn)流向Cu

鹽橋中

鹽橋含飽和KC1溶液，IT移向正板，CL移向負(fù)極

離子移向

3.原電池的構(gòu)成條件

⑴一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生(一

般是活潑性強(qiáng)的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng))。

(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個(gè)條件：①電

解質(zhì)溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質(zhì)溶

液。

考點(diǎn)2:電解池

1、電解定義

在電流作用下,電解質(zhì)在兩個(gè)電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還

原反應(yīng)的過(guò)程。

2、能量轉(zhuǎn)化形式

電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。

3、電解池的構(gòu)成條件

①有與電源相連的兩個(gè)電極。

⑵電解質(zhì)溶液（或熔融鹽）O

⑶形成閉合回路。

4、電解池的電極名稱(chēng)及電極反應(yīng)式（如圖）

5、電子和離子的移動(dòng)方向

6、電解時(shí)電極產(chǎn)物的確定

⑴陽(yáng)極產(chǎn)物的判斷

首先看電極，如果陽(yáng)極是活性電極（金屬活動(dòng)順序表Ag以前

的金屬），則陽(yáng)極電極材料失電子，電極溶解，溶液中的陰離

子不能失電子。如果是惰性電極（Pt、Au、石墨），則再看溶

液中的陰離子的失電子能力。此時(shí)陰離子放電順序：活潑電

極￡2-＞廠(chǎng)＞3廠(chǎng)＞。「＞0甘＞含氧酸根離子。

（2）陰極產(chǎn)物判斷

陽(yáng)離子放電順序：

Ag+>Fe3+>Cu2+>H+（酸）>Fe2+>Zn2+>H+（水）>AI3+>Mg2+>Na+

>Ca2+>K+o

7、電解不同溶液的情況對(duì)比

被電

電解質(zhì)（水溶總化學(xué)方程式電解質(zhì)濃電解質(zhì)'溶灑

電極方程式解的溶液pH

液）或離子方程式度復(fù)原

物質(zhì)

陽(yáng)極：401r-4g

2Hp里維0J

含氧酸（如-=0J+2為

水增大加駛

陰極：4HX4e

H；SOj+2H/

一=2氏f

陽(yáng)極：40IT—4e

電解

-=2t+2H.

強(qiáng)堿（如NaOH）水增大加駁

陰極：4H-+4e

±2Hj.

蛾

-=2H：f

陽(yáng)極：401T—4e

活潑金屬的含2H0爨0」

-=01+2Hg

氧酸鹽（如小增大加駛

陰極：4H-+4e+2H/

KNO八Na-SO,）不變

』24t

陽(yáng)福：2Cl--2e

2HC便鼠3%

無(wú)氧酸（如-=Qf誦入HC1氣

酸減小

HC1）,除HF外陰極：2HN2e體

t+HJ

增大

_=Hj

不活潑金屬的陽(yáng)極：2Cl--2e/

電解

無(wú)氧酸鹽（如『I4CuClF些Cu

鹽處加奧皂

CuClJ,除氟化陰極：Cu*+2e

+C1」

物外-=Cu

2c1一+

陽(yáng)極：2Cl--2e

活潑金屬的無(wú)

一=也t水和生成新電通入HC1氣

氧酸鹽（如

陰極：2H-+2e鹽解質(zhì)住

+Hj

NaCl）增大

-=H/+20IT

陽(yáng)極：401T—4e

2Cu-+

不活潑金屬的

-=0J+2Hp水和電解生成新電力口CuO或

含氧酸鹽（如減小

2H:O^^2Cu

陰極：2C『+鹽解質(zhì)