高二化学知识点总结
高二化学重点知识点总结分享五篇
高二化学重点知识点总结分享五篇坚信有许多同学到了中学会认为化学是理科，所以没必要死记硬背。
其实这是错误的想法，中学化学学问点众多，光靠一个脑袋是记不全的，好记性不如烂笔头，要想学好数学，同学们还是要多做学问点的总结。
下面就是我给大家带来的高二化学学问点，盼望对大家有所协助！高二化学学问点1一、硫及其化合物的性质1.铁与硫蒸气反响：Fe+S△==FeS2.铜与硫蒸气反响：2Cu+S△==Cu2S3.硫与浓硫酸反响：S+2H2SO4(浓)△==3SO2↑+2H2O4.二氧化硫与硫化氢反响：SO2+2H2S=3S↓+2H2O5.铜与浓硫酸反响：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O6.二氧化硫的催化氧化：2SO2+O22SO37.二氧化硫与氯水的反响：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl8.二氧化硫与氢氧化钠反响：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O9.硫化氢在足够的氧气中燃烧：2H2S+3O2点燃===2SO2+2H2O10.硫化氢在不足够的氧气中燃烧：2H2S+O2点燃===2S+2H2O二、镁及其化合物的性质1.在空气中点燃镁条：2Mg+O2点燃===2MgO2.在氮气中点燃镁条：3Mg+N2点燃===Mg3N23.在二氧化碳中点燃镁条：2Mg+CO2点燃===2MgO+C4.在氯气中点燃镁条：Mg+Cl2点燃===MgCl25.海水中提取镁涉及反响：①贝壳煅烧制取熟石灰：CaCO3高温===CaO+CO2↑CaO+H2O=Ca(OH)2②产生氢氧化镁沉淀：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓③氢氧化镁转化为氯化镁：Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O④电解熔融氯化镁：MgCl2通电===Mg+Cl2↑三、Cl-、Br-、I-离子鉴别：1.分别滴加AgNO3和稀硝酸，产生白色沉淀的为Cl-;产生浅黄色沉淀的为Br-;产生黄色沉淀的为I-2.分别滴加氯水，再参加少量四氯化碳，振荡，下层溶液为无色的是Cl-;下层溶液为橙红色的为Br-;下层溶液为紫红色的为I-。
高二化学知识点归纳总结
2022高二化学知识点归纳总结高二化学知识点归纳总结1、亲电取代反应芳香烃图册主要包含五个方面：卤代：与卤素及铁粉或相应的三卤化铁存在的条件下，可以发生苯环上的H被取代的反应。
卤素的反应活性为：FClBrI不同的苯的衍生物发生的活性是：烷基苯苯苯环上有吸电子基的衍生物。
烷基苯发生卤代的时候，如果是上述催化剂，可发生苯环上H取代的反应;如在光照条件下，可发生侧链上的H被取代的反应。
应用：鉴别。
(溴水或溴的四氯化碳溶液)如：鉴别：苯、己烷、苯乙烯。
(答案：step1：溴水;step2：溴水、Fe粉)。
硝化：与浓硫酸及浓硝酸(混酸)存在的条件下，在水浴温度为55摄氏度至60摄氏度范围内，可向苯环上引入硝基，生成硝基苯。
不同化合物发生硝化的速度同上。
磺化：与浓硫酸发生的反应，可向苯环引入磺酸基。
该反应是个可逆的反应。
在酸性水溶液中，磺酸基可脱离，故可用于基团的保护。
烷基苯的磺化产物随温度变化：高温时主要得到对位的产物，低温时主要得到邻位的产物。
F-C烷基化：条件是无水AlX3等Lewis酸存在的情况下，苯及衍生物可与RX、烯烃、醇发生烷基化反应，向苯环中引入烷基。
这是个可逆反应，常生成多元取代物，并且在反应的过程中会发生C正离子的重排，常常得不到需要的产物。
该反应当苯环上连接有吸电子基团时不能进行。
如：由苯合成甲苯、乙苯、异丙苯。
F-C酰基化：条件同上。
苯及衍生物可与RCOX、酸酐等发生反应，将RCO-基团引入苯环上。
此反应不会重排，但苯环上连接有吸电子基团时也不能发生。
如：苯合成正丙苯、苯乙酮。
亲电取代反应活性小结：连接给电子基的苯取代物反应速度大于苯，且连接的给电子基越多，活性越大;相反，连接吸电子基的苯取代物反应速度小于苯，且连接的吸电子基越多，活性越小。
2、加成反应与H2：在催化剂Pt、Pd、Ni等存在条件下，可与氢气发生加成反应，最终生成环己烷。
与Cl2：在光照条件下，可发生自由基加成反应，最终生成六六六。
高二化学知识点总结
高二化学知识点总结高二化学知识点总结「篇一」1、中和热概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。
2、强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH—反应，其热化学方程式为：H+（aq）+OH—（aq）=H2O（l）ΔH=—57、3kJ/mol3、弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57、3kJ/mol。
4、盖斯定律内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
5、燃烧热概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
注意以下几点：①研究条件：101kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）高二化学知识点总结「篇二」一、物质的量1、定义：表示物质所含微粒多少的物理量，也表示含有一定数目粒子的集合体。
2、物质的量是以微观粒子为计量的对象。
3、物质的量的符号为“n”。
二、摩尔1、物质的量的单位单位：克/摩符号：g/mol数值：等于物质的原子量、分子量、原子团的式量。
2、符号是mol。
3、使用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类。
例如：1molH表示mol氢原子，1molH2表示1mol氢分子（氢气），1molH表示1mol氢离子，但如果说“1mol氢”就违反了使用标准，因为氢是元素名称，不是微粒名称，也不是微粒的符号或化学式。
4、计算公式：n=N/NAn=m/M高二化学知识点总结「篇三」四、常见物质的颜色的状态1、白色固体：MgO、P2O5、CaO、 NaOH、Ca(OH)2、KClO3、KCl、Na2CO3、NaCl、无水CuSO4;铁、镁为银白色(汞为银白色液态)2、黑色固体：石墨、炭粉、铁粉、CuO、MnO2、Fe3O4▲KMnO4为紫黑色3、红色固体：Cu、Fe2O3 、HgO、红磷▲硫：淡黄色▲ Cu2(OH)2CO3为绿色4、溶液的颜色：凡含Cu2+的溶液呈蓝色;凡含Fe2+的溶液呈浅绿色;凡含Fe3+的溶液呈棕黄色，其余溶液一般不无色。
高二化学知识点总结
高二化学知识点总结【高二化学知识点总结】一、化学基础知识1. 原子与分子- 各类基本粒子的组成和特性- 原子结构，包括电子、质子和中子的分布和性质- 分子的形成，化学键的类型及性质2. 化学反应- 反应物与生成物的关系- 化学方程式的表示和解读- 反应类型的分类，如氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应等3. 物质的性质- 实物与宏观性质的关系- 物质的分类，如元素、化合物和混合物- 物质的性质，如溶解性、燃烧性等二、化学元素与周期表1. 元素的分类和特性- 元素的分类，如金属、非金属和类金属- 元素的周期性和趋势，如原子半径、电离能、电负性等2. 周期表的组成和应用- 周期表的结构，各区块的特点- 元素的周期性规律和趋势的解读- 周期表在化学中的应用，如元素周期律和元素周期关系的分析三、化学键与物质的有机组成1. 化学键的类型与性质- 离子键、共价键和金属键的性质和形成条件- 极性和非极性键的区别与特征2. 有机物的结构和命名- 碳的特殊性质及在有机化合物中的应用- 碳骨架的类型和有机物的分类- 基本的有机物命名规则和方法四、化学反应与平衡1. 化学反应速率- 反应速率的定义和影响因素- 反应速率与反应物浓度、温度、催化剂的关系 - 反应速率常用的表示方法和计算公式2. 化学平衡- 平衡态的特征和表达方式- 平衡常数的定义和计算- 影响平衡转移的因素，如温度、压力和浓度五、溶液与化学反应的计算1. 溶液的浓度计算- 摩尔浓度的定义和计算- 溶液的体积和质量百分比的计算2. 化学反应的计算- 反应物和生成物的物质量关系- 反应过程中的物质转化量计算- 反应所需和生成的摩尔比的计算六、酸碱与溶液的中和反应1. 酸碱的概念与性质- 酸碱的定义及相关理论- 常见酸碱的性质和离子反应2. 酸碱溶液的pH计算- pH和pOH的定义和计算方法- 强酸强碱、弱酸弱碱溶液的pH计算3. 酸碱中和反应- 中和反应的定义和特点- 中和反应中的物质转化量和摩尔比计算- 酸碱盐的生成和应用以上是高二化学知识的一些重要点。
高二年级化学考试知识点总结
高二年级化学考试知识点总结第一章：化学的基本概念1.1 化学的定义和发展历程- 化学的定义- 化学的发展历程1.2 化学实验基本操作- 化学实验的基本操作- 常用实验器具的用途和操作方法第二章：物质的结构与性质2.1 原子结构和元素周期表- 原子的组成和结构- 元素周期表的组成和分类2.2 化学键的形成和分离- 化学键的形成和种类- 化学键的分离和反应类型2.3 物质的性质与组成- 物质的分类和性质- 物质的组成和性质的关系第三章：化学反应与化学方程式3.1 化学反应和化学方程式- 化学反应的定义和种类- 化学方程式的表示和平衡3.2 化学计量和化学方程式的应用- 化学计量的基本原理和计算方法- 化学方程式的应用和计算3.3 化学反应速率和反应机理- 化学反应速率的测定方法- 化学反应机理的研究和解释第四章：溶液的溶解和酸碱中和反应4.1 溶液的浓度和溶解度- 溶液的浓度计算方法和单位- 溶液的溶解度和影响因素4.2 酸碱的定义和性质- 酸碱的定义和判定- 酸碱的性质和颜色指示剂4.3 酸碱中和反应和盐的制备- 酸碱中和反应的方程式和应用- 盐的制备方法和实验第五章：氧化还原反应和电化学5.1 氧化还原反应和氧化剂还原剂- 氧化还原反应的特征和分类- 氧化剂和还原剂的定义和应用5.2 电化学和电解质溶液- 电化学的基本概念和原理- 电解质溶液的导电性和电解过程5.3 电解和电池- 电解的方程式和计算- 电池的种类和构造第六章：有机化合物的分类和性质6.1 有机化合物的分类和命名- 有机化合物的命名规则和命名方法- 有机化合物的分类和特点6.2 有机化合物的性质和反应- 有机化合物的物理性质和化学性质- 有机化合物的常见反应类型6.3 有机化合物的合成和应用- 有机化合物的合成方法和应用- 有机化合物的功能和用途以上是高二年级化学考试的主要知识点总结，希望对你有所帮助。
如果需要更详细的解释和例题，请继续提问。
高二化学知识点总结归纳10篇
高二化学知识点总结归纳10篇文章一：化学键的分类化学键是物质中反应物之间的连接。
它可以分为三类：离子键、共价键和金属键。
离子键是由正电离子和负电离子之间的相互吸引力形成的，例如NaCl的化学键。
共价键是由原子之间的共享电子形成的，例如H2O的化学键。
金属键是由金属原子内部的自由电子共享形成的，例如金属铜中的化学键。
文章二：化学反应的类型化学反应可以分为四种类型：合成反应、分解反应、置换反应和双替反应。
合成反应是两个或更多反应物结合成一个产品，例如2H2 + O2 → 2H2O。
分解反应是一个反应物分解为两个或更多产品，例如2H2O → 2H2 + O2。
置换反应是一种原子或离子替换另一个化合物中的原子或离子的反应，例如Zn +2HCl → ZnCl2 + H2。
双替反应是两个反应物中的原子或离子互换，例如AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3。
文章三：酸碱中的pH值pH值是一个表示溶液酸碱程度的指标。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱；pH值为7时，溶液为中性。
pH值可以通过pH计进行测量。
在酸性溶液中，pH值低于7；在碱性溶液中，pH值高于7。
三个例子：1. 氢氟酸的pH值为2，是一种强酸。
2. 氨水的pH值为12，是一种强碱。
3. 纯净水的pH值为7，是一种中性溶液。
文章四：化学反应中的化学计量在化学反应中，反应物和产物之间的化学计量关系十分重要。
化学计量是指不同物质之间在化学反应中发生反应的量的关系。
化学计量的重要概念包括摩尔质量、分子量和摩尔比等。
分子量是一个分子所含原子质量的和，例如H2O的分子量为18。
摩尔质量是一个物质所含摩尔数的质量，例如1摩尔氧气的摩尔质量为32g。
摩尔比则是指不同物质之间在反应中的摩尔数比，例如2H2 + O2 → 2H2O中，H2和O2的摩尔比为2:1。
文章五：氧化还原反应氧化还原反应是指化学反应中的电荷转移过程，其中氧化还原剂被氧化而还原剂被还原。
高二化学知识点总结大全
高二化学知识点总结大全化学是一门研究物质组成、性质及其变化的科学，也是一门非常重要的理科学科。
高二是化学学习的关键阶段，学生需要打好基础知识，为高三以及高考做好准备。
本文将对高二化学的重要知识点进行总结，帮助学生巩固基础、理清思路。
一、物质的组成1. 元素和化合物：元素是由同一种原子构成的纯粹物质，化合物是由两种或两种以上元素构成的物质。
元素和化合物可以通过化学符号表示，如H表示氢元素，H2O表示水。
2. 化学式和分子式：化学式是用化学符号表示化合物的种类和数量，分子式是表示共价化合物中分子中原子的种类和数量。
3. 原子量和相对原子质量：原子量是元素原子质量的相对数值，相对原子质量是在元素质量基础上，与碳的原子质量相比的相对数值。
二、化学式和化学反应1. 配位数和配合物：配位数是金属离子周围配位原子或离子的个数，配合物是由中心金属离子和配位体组成的化合物。
2. 氧化与还原：氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
氧化还原反应是电子在反应中的转移过程。
3. 氧化数和氧化物：氧化数是表示原子或离子中原子的氧化程度的数值，氧化物是由阳离子与氧根阴离子组成的化合物。
4. 化学方程式：化学方程式是用化学符号表示化学反应，反应物写在反应箭头的左边，生成物写在反应箭头的右边。
三、物质的性质和变化1. 锐钝和镐钝：物质的硬度可以通过物质对其他物质的划痕程度来衡量，硬度高的称为锐钝，低的称为镐钝。
2. 导电性：能够传导电流的物质称为导电性，常见的导电物质有金属。
3. 可燃性：物质在氧气或空气中可以燃烧的性质称为可燃性，常见的可燃物质有木材和石油等。
4. 溶解性：物质在溶剂中是否能够完全溶解，可以通过溶解度来衡量。
四、化学平衡1. 动态平衡：在封闭系统中，化学反应的前后反应物和生成物浓度保持不变，这种状态称为动态平衡。
2. 平衡常数：在平衡状态下，反应物和生成物的浓度的乘积与各组分的摩尔浓度的乘积之比称为平衡常数。
高二化学知识点总结归纳最新5篇
高二化学知识点总结归纳最新5篇说到高二化学,很多同学都会说难很难，的确,相对而言，高二化学是高中化学中最难的一部分，但我们一定要把知识点给吃透。
高二化学知识点总结1一、化学反应的速率1、化学反应是怎样进行的(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。
(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。
总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。
(3)不同反应的反应历程不同。
同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。
2、化学反应速率(1)概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。
(2)表达式：(3)特点对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。
3、浓度对反应速率的影响(1)反应速率常数(K)反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。
反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。
(2)浓度对反应速率的影响增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。
增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。
(3)压强对反应速率的影响压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。
压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。
压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加;增大容器容积，气体压强减小;气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。
4、温度对化学反应速率的影响(1)经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。
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知识点总结年级：高二化学化学反应原理复习（一）【知识讲解】第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q＝－C(T2－T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
(3)根据标准摩尔生成焓，Δf H mθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应：aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔf H mθ(C)＋dΔf H mθ(D)］－［aΔf H mθ(A)＋bΔf H mθ(B)］二、电能转化为化学能——电解1、电解的原理(1)电解的概念：在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。
电能转化为化学能的装置叫做电解池。
(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。
阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。
总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑2、电解原理的应用(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2Cl－→Cl2＋2e－阴极：2H＋＋e－→H2↑总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑(2)铜的电解精炼。
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－Fe→Fe2＋＋2e－Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu(3)电镀：以铁表面镀铜为例待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu三、化学能转化为电能——电池1、原电池的工作原理(1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置称为原电池。
(2)Cu－Zn原电池的工作原理：如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。
该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子，正极反应为：2H＋＋2e－→H2。
电子定向移动形成电流。
总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。
(3)原电池的电能若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。
2、化学电源(1)锌锰干电池负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；(2)铅蓄电池负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。
充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。
(3)氢氧燃料电池负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－电池总反应：2H2＋O2＝2H2O3、金属的腐蚀与防护(1)金属腐蚀金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
(2)金属腐蚀的电化学原理。
生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－。
水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。
若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
(3)金属的防护金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。
从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。
也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？一、化学反应的方向1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。
有些吸热反应也能自发进行。
如NH4HCO3与CH3COOH的反应。
有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。
2、反应熵变与反应方向熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。
反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。
产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。
3、焓变与熵变对反应方向的共同影响ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。
ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。
ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。
在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。
二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。
对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Q c与平衡常数K c相等时，说明反应达到平衡状态。
2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。
如反应物A的平衡转化率的表达式为：α（A）＝(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。
提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。
3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。
温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
(2)浓度的影响增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。
化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。
(3)压强的影响ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。
ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。
(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
【例题分析】例1、已知下列热化学方程式：(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式。
解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。
将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－阴极反应式：；总电池反应式：。