高中化學選修4知識點分類總結(jié)

高中化學選修4知識點分類總結(jié)01

化學選修4化學反應與原理

章節(jié)知識點梳理

第一章化學反應與能量

一、焙變反應熱

1.反應熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的

熱量

2.熔變（AH）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/mol

3.產(chǎn)生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱

放出熱量的化學反應。（放熱>吸熱）4H為或4H<0

吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）為“+”或>O

☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應③大多數(shù)的化合反應

④金屬與酸的反應⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常見

的吸熱反應：①晶體Ba（OH）2-8H2O與NH4C1②大多數(shù)的分解反應

③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④錢鹽溶解等

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點：

①熱化學方程式必須標出能量變化。

②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(zhì)用叫表示）

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④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)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，AH加倍；反應逆向進行，改變符號、數(shù)值不變

三、燃燒熱

I.概念：25℃,101kPa時，1mol純物質(zhì)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：

①研究條件：101kPa②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質(zhì)

的量：1mol④研究AH=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

4.中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律

I.內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有

1

關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應

熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章化學反應速率和化學平衡

一、化學反應速率

1.化學反應速率（v）

（1）定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內(nèi)反應物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵表

示方法：單位時間內(nèi)反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：v=Ac/At（u：平均速率，Ac：濃度變化，At：時間）

單位：mol/（L-s）

（4）影響因素：

①決定因素（內(nèi)因）：反應物的性質(zhì)（決定因素）

②條件因素（外因）：反應所處的條件

注意：（1）、參加反應的物質(zhì)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

①恒溫恒容時：充入惰性氣體-容器內(nèi)氣體物質(zhì)的量增大，總壓增大，但是各

氣體反應物分壓不變，各物質(zhì)濃度不變-反應速率不變

②恒溫恒體時：充入惰性氣體—容積增大一各反應物濃度減小一反應速率減慢

二、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，各組成成分濃

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(zhì)的正逆反應速率相等）；動（動態(tài)平衡）；

2

定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)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)

（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(jié)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

3

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(zhì)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)

（-）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度事之積與反應物濃

度幕之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K

（-）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

1、表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)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(chǎn)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(zhuǎn)化率越一

5高。反之，則相反。一般地，K>10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(zhì)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(zhì)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

4

1、反應爆變與反應方向：

-1-1（1）燧:物質(zhì)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：J?mol?K

(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導致體系的嫡增加，這叫做嫡增加原理，也是反應方向判

斷的依據(jù)。.

(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時烯值最大，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：

AH-TAS<0反應能自發(fā)進行；AH-TAS=0反應達到平衡狀態(tài)

AH-TAS)0反應不能自發(fā)進行

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)下都不能導電的化合物。

強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分

子電離成離子的電解質(zhì)。

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)——共價化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

③強電解質(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為強電解質(zhì))——電解質(zhì)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(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)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??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、

同離子效應：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)，會減弱電離。

D、其他試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)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(zhì)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+BKi=[A][B]/[AB]

11、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：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

5

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：：

+-水的離子積：KW=c[H]c[OH]

+-7+-1425"C時，[H]=[OH]=10mol/L;KW=[H][OH]=1x10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：

-14①酸、堿：抑制水的電離KW〈1x10②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）

-14③易水解的鹽：促進水的電離KW〉1x10

4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法:

酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚獻。

變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚獻8.2~10.0（淺紅色）pH

試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

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值計算方法公式

++1、強酸與強酸的混合：（先求C（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)c(H)混=((C(H)1V1+C(H)2V2))/(V1+V2)

-2、強堿與強堿的混合：（先求C（OH）混：將兩種堿中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總

+體積，再求其它）（注意：不能直接計算C（H）混）

+-+-+3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+OH=H2O計算余下的H或OH,①H有余，則用

余下

++-+的H數(shù)除以溶液總體積求C（H）混；OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積

求C（H）混，再求其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:

nl、強酸溶液：稀釋10倍時，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

n2、弱酸溶液：稀釋10倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）

n3、強堿溶液：稀釋10倍時，pH稀=pH原一n（但始終不能小于或等于7）

n4、弱堿溶液：稀釋10倍時，pH稀〉pH原一n（但始終不能小于或等于7）

5、不論任何溶液，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變化得慢，強酸、強堿變化得快。

五、強酸（pHl）強堿（pH2）混和計算規(guī)律1、若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7；pHl+pH2>15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pHl+pH2<13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

（14-（pHl+pH2））pHl+pH2=14V酸：V堿=1：1；pHl+pH2/14V酸：V堿=1：

6

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

+—+-實質(zhì)：H+0H=H20即酸能提供的H和堿能提供的0H物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它的最

大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。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滴定管可以讀到小數(shù)點后2位。

（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。

（3）準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是

否漏水t用水洗一用標準液洗（或待測液洗）一裝溶液一排氣泡一調(diào)液面一記數(shù)據(jù)V（始）

（4）試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：（以鹽酸和氫氧化鈉溶液為例）利用c（酸）V（酸）=c（堿）V（堿）進行分

析C（堿）=（（c（酸）（V酸））/V（堿）

上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因

為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)

的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注

入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的

減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用

標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論

值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

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的離子跟水電離出來的H或0H結(jié)合生成弱電解

質(zhì)

的反應。

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

離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解,

同強顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。

（如:Na2c03>NaHC03）

4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度小（3）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高，水解程度越大（水解吸熱，越熱越

水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

+-③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

7

水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：

-①只電離不水解：如HS04顯酸性

--②電離程度〉水解程度，顯酸性（如：HS03、H2PO4）

-2③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HC03、HS、HP04）7、雙水解反應：

（1）構(gòu)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。

3+3+-2-2-2-（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe、Al與A102、CO3（HCO3）、S（HS）、

SO3（HSO3）；

2-+2—+

S與NH4；CO3（HCO3）與NH4其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程

3+2-式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2A1+3S+6H2O==2A1（OH）31+3H2ST

8、鹽類水解的應用：

9、水解平衡常數(shù)（Kh）

對于強堿弱酸鹽：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)）

對于強酸弱堿鹽：Kh=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

8

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：

①電荷守恒：：任何溶液均顯電中性，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OH濃度相等（不要求記住）。

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)。

-5+（2）反應后離子濃度降至1x10以下的反應為完全反應。如酸堿中和時C（H）降至

-7-510mol/L<10mol/L,故為完全反應，用“="，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低

-5于lOmol/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)：CaS04>Ca（0H）2、Ag2SO4

（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）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

+2-注意在沉淀后用（s）標明狀態(tài)，并用“如：Ag2S（s）2Ag（aq）+S（aq）

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），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：如加MgO除去MgC12溶液中FeC13。

(3)氧化還原沉淀法：

(4)同離子效應法

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氧化還原；③沉淀

轉(zhuǎn)化。

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。

如：AgNOAgCl(白色沉淀(黃色)2s(黑色)

6、溶度積(KSP)

1、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀

的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。n+m-2、表達式：AmBn(s)mA(aq)+nB(aq)

n+mm-nKSP=[c(A)]*[c(B)]

3、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。

4、溶度積規(guī)則

9

QC(離子積)〉KSP有沉淀析出；QC=KSP平衡狀態(tài)

QC〈KSP未飽和，繼續(xù)溶解

第四章電化學基礎

第一節(jié)原電池

原電池：

1、概念：化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池

2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導線相連并插入電解液

構(gòu)成閉合回路

3、電子流向：外電路：負極——導線——正極

(較活潑金屬)

十正極：還原反應：2H+2e=H2T(較不活潑金屬)

+2+總反應式：Zn+2H=Zn+H2T

5、正、負極的判斷：

(1)從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。

(2)從電子的流動方向負極流入正極

(3)從電流方向正極流入負極

(4)根據(jù)電解質(zhì)溶液陽離子流向正極，陰離子流向負極

(5)根據(jù)實驗現(xiàn)象①一溶解的一極為負極—②增重或有氣泡一極為正極

第二節(jié)化學電池

1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池

2、化學電池：借助于化學能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池

一、一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅鎰電池、鋅銀電池、鋰電池等

二、二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電

池或蓄電池。

2、電極反應：鉛蓄電池（見教材）

3、目前己開發(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

三、燃料電池

1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產(chǎn)生電流的一種原電池

2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒

反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，

不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，伯為正、負極，介質(zhì)分

為酸性、堿性和中性。

10

當電解質(zhì)溶液呈酸性時：

++負極：2H2—正極：。2+

當電解質(zhì)溶液呈堿性時：

負極：2H2+-=4H2O正極：O2+2H2O+=

另一種燃料電池是用金屬粕片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣

氧化劑。電極反應式為：

負極：CH4+10OH——8e=+7H2O；

正極：4H2O+2O2+8e=8OH?

電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O

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

四、廢棄電池的處理：回收利用

第三節(jié)電解池

一、電解原理

1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置也叫電解槽

2、電解：電流（外加直流電）通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應（一般

為被動的不是自發(fā)的）的過程

3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程

4、電子流向：

（電源）負極一（電解池）陰極一（離子定向運動）電解質(zhì)溶液一（電解池）陽極一（電

源）正極

5、電極名稱及反應：

陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應

陰極：與直流電源的負極相連的電極，發(fā)生還原反應

6、電解CuC12溶液的電極反應：

-2+陽極：2cL2e-=C12（氧化）陰極：Cu+2e-=Cu（還原）

總反應式：CuC12=Cu+C12T

7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程

☆規(guī)律總結(jié)：電解反應離子方程式書寫：

放電順序：陽離子放電順序

+2+3+2++2+2+2+2++3+2++2++Ag>Hg>Fe>Cu>H（指酸電離

的）>Pb>Sn>Fe>Zn>（H）（水電離）Al>Mg>Na>Ca>K陰離子的

放電順序

2--2-2-是惰性電極時：S>I≷Br≷Cl>0H>S04（等含氧酸根離

子）>F（注：S03>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)律來書寫電極反應式。

電解質(zhì)水溶液電解產(chǎn)物的規(guī)律（思考PH變化，加入什么物質(zhì)能恢復原狀？）

（1）分解電解質(zhì)型HC1、CuC12無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽

（2）放H2生成堿型NaCl活潑金屬的無氧酸鹽

II

（3）放氧生酸型CuS04、AgN03不活潑金屬的含氧酸鹽

（4）電解水型NaOH、H2SO4、H2s04含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽

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金屬或合金的方法

（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：

—n+陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液M—ne==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

n+—面M+ne==M

電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液

-2+-鍍銅反應原理陽極（純銅）：Cu-2e=Cu2+,陰極（鍍件）：Cu+2e=Cu,

電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuS04溶液

（3）、電鍍應用之一：銅的精煉

陽極：粗銅；陰極：純銅電解質(zhì)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：NaCl==Na+Cl

+—通直流電后：陽極：2Na+2e==2Na

——陰極：2c1—2e=C12T

☆規(guī)律總結(jié)：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。①有活潑性不同的兩個電極；②兩

極用導線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里;③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化

還原反應（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時具備這三個條