鲁科版化学反应原理第一章化学反应与能量转化知识点总结
高中化学选修4《化学反应原理》 第1章 化学反应与能量转化 思维导图
高中化学选修4《化学反应原理》第1
章化学反应与能量转化思维导图.doc
本文介绍了思维导图作为一种终极的思维工具，可以帮助人们整理和记忆信息，提高研究效率。
同时，本文还利用思维导图整理了高中化学《化学反应原理》第一章的基础知识。
化学反应与能量转化是化学学科中的基础知识之一。
其中，1-1节介绍了化学反应的热效应，即反应过程中能量的转化。
化学反应可以放热或吸热，这取决于反应物的能量和反应产物的能量之间的差异。
在反应中，能量的转化可以通过热量计等仪器来测量。
1-2节介绍了电能转化为化学能，即电解。
电解是一种将
电能转化为化学能的过程，可以将离子化合物分解成原子或离子。
在电解中，电流通过电解质溶液，导致离子发生氧化还原反应，从而在电极上产生化学反应。
在电解中，产生的化学反应与电流密切相关。
1-3节介绍了化学能转化为电能，即电池。
电池是一种将
化学能转化为电能的装置，可以将化学反应中产生的能量转化为电能。
电池的工作原理是利用化学反应产生电势差，使电子在电路中流动，从而产生电流。
电池的种类很多，例如原电池、干电池、锂离子电池等。
总之，化学反应与能量转化是化学学科的重要内容，理解其中的原理和机制对于研究化学非常重要。
思维导图作为一种有效的研究工具，可以帮助我们更好地整理和记忆知识，提高研究效率。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
高中化学第一章化学反应与能量转化章末总结鲁科版选修4
第一章化学反应与能量变化知识网络一、化学反应与热量二、电化学基础重难点探究探究点一、反应热的比较与计算1.利用化学键计算ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量-生成物的化学键形成释放的能量2.盖斯定律法利用盖斯定律进行焓变的计算，采用以下四个步骤就能快速、准确地解决问题。
(1)写：写出目标方程式(题目中要书写的热化学方程式)，配平。
(2)倒：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式颠倒过来，反应热的量不变，但符号要相反。
这样，就不用再做减法运算了。
方程式相减时容易出错要特别注意。
(3)乘：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式乘以某 个数(可以是分数)，反应热也要相应地乘。
(4)加：上面的几个方面做好了，只要将方程式相加即可得目标方程式，反应热也据此相加得出。
3.根据热化学方程式计算(1)根据热化学方程式计算：热化学方程式中ΔH 与各物质的物质的量(质量、体积等)对应成比例，已知热化学方程式，便可计算一定量的反应物发生反应所放出的热量或放出一定量的热量时消耗或生产的物质的质量、体积和物质的量。
常用的计算方法有列方程或方程组法、平均值法、极限法、十字交叉法、估算法等。
(2)根据计算书写热化学方程式：根据一定量的反应物或生成物的量计算出反应放出或吸收的热量，换算成1 mol 反应物或生成物的热效应，书写热化学方程式。
【典例1】已知：(1)ΔH =－348.3 kJ ·mol -1(2) ΔH =－31.0 kJ ·mol -1则Zn(s)+Ag 2O(s)====ZnO(s)+2Ag(s)的ΔH 等于( )A ．－317.3 kJ ·mol -1B ．－379.3 kJ ·mol -1C ．－332.8 kJ ·mol -1D ．317.3 kJ ·mol -1A 【解析】根据“四字方针”写、倒、乘、加，Ag 2O(s)和Ag(s)在反应(2)中是生成物和反应物，而在目标方程式中是反应物和生成物，所以，应将反应(2)颠倒再与反应(1)相加得：Zn(s)+Ag 2O(s)====ZnO(s)+2Ag(s)，ΔH =－348.3 kJ ·mol -1+31.0 kJ ·mol -1=-317.3 kJ ·mol -1。
化学反应与能量（知识点总结）
选修4《化学反应原理》第1页（共8页） 第2页 （共8页）第一章 化学反应与能量（知识点总结）一、“有效碰撞”模型。
从物质结构变化上看，化学反应的过程，其实是怎样的一个过程？ 旧的 断裂、新的 形成的过程。
1、有效碰撞：分子都在不停的运动，反应物分子能够发生碰撞是反应发生的先决条件，如果每次碰撞都是有效的话，任何反应都会在瞬间完成，而事实不是这样，所以并不是所有的碰撞都是有效的。
有效碰撞：能够导致化学键断裂，引发化学反应的碰撞。
2、活化分子：要有效碰撞，要求分子必须具有足够高的能量。
我们把这样的分子叫做“活化分子”。
活化分子：具有足够高的能量，可能发生有效碰撞的反应物分子。
活化分子发生的碰撞一定是有效碰撞吗？ 。
还要求取向正确。
发生有效碰撞的条件： 3、活化能：活化能 。
活化能的作用是 ，与课本第3页图中表示的哪部分能量相等？ 参看教材所举的“公司贷款”一例： 活化能的大小决定了一般分子变为活化分子的难易，也就是化学反应的难易，它会影响反应热的大小吗？ 结论：某一化学反应的速率大小与单位时间内 有关；有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中 的多少有关；活化分子的多少又与该反应的 大小有关。
活化能的大小是由反应物分子的性质决定的，而反应物分子的性质又与分子的内部结构密切相关，可以说反应物分子的内部结构是决定化学反应速率的内因。
那么，对于一个特定的反应人们可以通过改变它的外部条件加以控制和利用。
活化能是决定化学反应难易的关键。
不同的化学反应，活化能差别很大。
一个具体的反应，活化能的值只能通过实验方法测得。
二．用“有效碰撞”模型解释外界条件对化学反应速率的影响 1、温度对反应速率的影响：我们知道，温度升高，反应速率加快；温度降低，反应速率减慢。
课堂笔记系列：鲁科版化学选修四《化学反应原理》：化学反应与能量转化
第一章：化学反应与能量转化I 化学反应的热效应1.反应热：当化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收的能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，单位kJ/mol 或J/mol 。
2.热量变化与Q 的关系：反应吸热，Q >0；反应放热，Q <0。
3.反应热的分类：中和热、燃烧热(1)中和热：在稀溶液中，酸、碱中和反应生成1mol 水放出的热量。
①强酸、强碱中和反应的离子方程式：H ＋＋OH －====H 2O 。
②强酸、强碱的中和热值：57.3kJ/mol 。
(2)燃烧热：在101KPa 下，1mol 可燃物完全燃烧生成稳定氧化物所释放的热量。
4.测定中和反应的反应热 (1)实验目的定量测定强酸与强碱反应的反应热。
(2)实验原理①常见的强酸与强碱在溶液中发生中和反应的实质是： H ＋(aq)＋OH －(aq)==== H 2O(l)；当所用溶液的体积相同、溶液中H ＋和OH －的浓度相同、反应前溶液的温度也相同时，中和反应放出的热量相等，反应后溶液的温度相同。
②计算公式：Q ＝－cm (T 2－T 1)，其中m 为混合溶液的质量，c 为水的比热容，T 1、T 2为反应前后溶液的温度。
(3)实验用品简易量热计、量筒(100 mL)、温度计、烧杯(250 mL)。
1.0 mol ·L －1的盐酸、1.0 mol ·L －1的NaOH 溶液、1.0 mol ·L －1的硝酸溶液、1.0 mol ·L －1的KOH 溶液。
(4)实验步骤①用一量筒量取100 mL 1.0 mol ·L －1的盐酸，倒入量热计内筒，盖上杯盖，插入温度计，匀速搅拌后记录初始温度T 1。
②用另一量筒量取100 mL 1.0 mol ·L －1的NaOH 溶液倒入250 mL 的烧杯中，调节其温度与量热计中盐酸的温度相同。
③将烧杯中的碱液迅速倒入量热计中，立即盖好杯盖，匀速搅拌，记录体系达到的最高温度T 2。
化学反应原理全册知识点归纳（精华）
《化学反应原理》知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。
2．焓变(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。
3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。
键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。
放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。
吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△H为“＋”或△H＞0。
常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥钠与水的反应常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。
⑵热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g、l、s分别表示固态、液态、气态，水溶液中溶质用aq表示)。
⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101 kPa时进行的反应可以不注明)。
⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑸各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol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。
2．注意点：⑴研究条件：25 ℃，101 kPa。
⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。
⑶燃烧物的物质的量： 1 mol。
⑷研究内容：放出的热量。
（△H＜0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
鲁科版化学反应原理：第一章化学反应与能量变化复习学案、针对训练及参考答案
鲁科版：选修4化学反应原理第一章化学反应与能量变化复习学案编辑人:44级高二化学组 2013.12第1部分 化学反应的热效应一、反应热(焓变)1．焓变：在 条件下进行反应的 。
表示符号 ；单位： 。
2．吸热反应和放热反应 (1)产生原因 (2)表示方法①吸热反应：ΔH 为 或ΔH 0；②放热反应：ΔH为 或 ΔH 0。
⑶常见的吸热反应和放热反应放热反应 吸热反应①大多数 反应 ②所有的 反应 ③所有的 反应 ④金属与 或 的反应 ⑤ 反应①大多数 反应 ② 与碱的反应③C 和 或 的反应 [注意]一个反应是放热反应还是吸热反应 （填能或不能）通过反应过程中是否需要加热来判断。
需要加热才能进行的反应 （填一定或不一定）是吸热反应，不需要加热的反应 （填可能或不可能）是放热反应。
3．反应热的计算方法方法1：应用盖斯定律进行计算(热化学方程式的加减)方法2：应用焓变计算ΔH ＝ 总能量－ 总能量方法3：应用化学键能计算ΔH ＝ 的总键能－ 的总键能 二、热化学方程式1．概念：表明 的化学方程式。
2．表示意义：不仅表明了化学反应中的 ，也表明了化学反应中 的 。
例如：2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH (298 K)＝－571.6 kJ/mol 表示 。
3．书写热化学方程式应注意的问题⑴要在反应物和生成物化学式后面用括号注明各物质的 。
一般用英文字母 、 、 分别表示固态、液态和气态，水溶液中的溶质则用 表示。
⑵在方程式后空一格写 ，在△H 后要注明反应温度，对于298k 时进行的反应，可以不注明温度。
一般不写其他反应条件；不标明生成沉淀或气体符号。
⑶ΔH 的单位为 或 。
⑷ΔH 的值必须与方程式的化学计量数对应。
计量数加倍时， ΔH 也要 。
当反应逆向进行时， 其ΔH 与正反应的数值 ，符号 。
⑸热化学方程式中的化学计量数以“ ”为单位，不表示分子数，因此可以是整数，也可以是小数或分数。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
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第一章化学反应与能量转化知识点总结
§1.1化学反应的热效应
1.焓变反应热
(1)反应热:一定温度下,一定物质的量的反应物之间完全反应所释放或吸收的热量。
(2)焓:表示物质所具有的能量的一个物理量。
符号:H。
单位:KJ·mol—1。
①焓变:△H=H(反应产物)-H(反应物) ;△H>0,吸热反应,△H<0,放热反应。
②焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
③焓变产生原因:化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。
(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0
☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③活泼金属与水或酸的反应
④大多数的化合反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
2.热化学方程式
书写热化学方程式注意要点:状态明,符号清,量对应,标温压。
①状态明:g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示;
②符号清:注明焓变(要写单位、注意正、负号)。
各物质系数加倍,△H加倍;正逆反应焓变数值不变,符号相反。
③量对应:△H具体数值与方程式系数成比例。
④标温压:热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强,298K和101.325KPa 可以不标明。
3.燃烧热:25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所释放的热量。
ΔH<0,单位kJ/mol。
4.中和热:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应生成1 mol液态水时所释放的热
量叫做中和热.
①中和反应实质:H+和OH-反应。
其热化学方程式:H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol
②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。
③中和热的测定实验
目的:测定强酸、强碱反应的中和热。
仪器及试剂:量热计(温度计、环形玻璃搅拌棒)、盐酸、NaOH溶液。
原理:Q=-C(T2-T1)=-mc(T2-T1)C:溶液及量热计的热容;c:该物质的比热容; m:该物质的质量;T1:反应前体系的温度;T2:反应后体系的温度。
5.盖斯定律定义:对于一个化学反应,无论是一步完成还是分几步完成,其反应焓变都是一样的,盖斯定律揭示的是反应中的能量守恒。
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。
如果一个化学方程式可以通过其他几个化学方程式相加减而得到,则该反应的焓变为相关反应的焓变的代数和。
§1.2电能转化为化学能——电解
1.电解定义:让直流电通过电解质溶液或熔融的电解质,在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
第1页
电解池:将电能转化为化学能的装置。
电解池由直流电源、固体电极材料、电解质溶液或熔融电解质组成。
电子流向:电源负极→阴极→(离子定向运动)电解质溶液→阳极→电源正极。
2.解答电解题应遵循什么样的思路?
(1)首先,确定两个电极谁是阳极、谁是阴极?与电源正极相连的为阳极,发生氧化反应,活泼金属电极或阴离子在该电极失去电子;与电源负极相连的为阴极,发生还原反应,金属阳离子在该极得到电子。
(2)其次,注意两个电极的电极材料:如果是金属电极(金铂除外),活泼金属电极失电子,电极溶解、质量减小;如果是惰性电极,按离子的放电顺序进行电解。
(3)分析通电前电解质电离出的阴、阳离子分别有哪些?除了电解质电离出的离子之外,溶液还要考虑水电离出的H+和OH—。
(4)通电后离子定向移动到哪个电极?阳离子移向阴极,阴离子移向阳极。
(5)在电极上的放电顺序如何?
①阳极放电顺序:活泼金属电极(金属活动性顺序,Au、Pt除外)> S2—> I—> Br —> Cl—> OH—>含氧酸根(如SO42—、NO3—等)
②阴极放电顺序:与金属活动性顺序相反:K+<Ca2+<Na+>Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+ <Sn2+<Pb2+<H+<Cu2+<Hg2+<Ag+
)
)
)
2
2HCl
5.铜的电解精炼:粗铜作阳极,接电源正极;精铜作为阴极,接电源负极;硫酸酸化的CuSO4溶液作为电解质溶液。
阳极反应:Cu -2e—= Cu2+阴极反应:Cu2++2e—= Cu
阳极泥含有Ag、Pt、Au(银、铂、金)
6.电镀:应用电解原理,在金属表面镀上一薄层金属或合金的过程称为电镀。
目的:增强金属的抗腐蚀能力、耐磨性或改善金属制品的外观。
规律:镀层金属做阳极,镀件做阴极,含有镀层金属阳离子的盐溶液作为电镀液。
例如:在铁钉上镀铜:铜做阳极,接电源正极;铁钉做阴极,接电源负极;电镀液采用含Cu2+的盐溶液。
阳极反应:Cu -2e—= Cu2+;阴极反应:Cu2++2e—= Cu(在镀件上析出)。
§1.3化学能转化为电能——电池
1.原电池:利用氧化还原反应把化学能转化成电能的装置。
注意:只有氧化还原反应才能设计成原电池。
2.原电池中,电子流出的电极是负极,发生氧化反应;电子流入的电极是正极,发生还原反应。
在原电池的外电路,电子由负极流向正极(与电流流动方向相反)。
原电池的两个电极反应组成电池的总反应叫做电池反应。
3.构成原电池的三要素:两个导电的电极、电解质溶液、形成闭合回路。
4.作为化学电源的电池有一次电池、二次电池(可充电电池)和燃料电池。
可充电电池:放电时是原电池,将化学能转化为电能;充电时是电解池,将电能转化为化学能。
5.金属的腐蚀:金属腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀。
腐蚀速率:电解池腐蚀>原电池腐蚀>化学腐蚀。
钢铁(铁碳合金)的电化学腐蚀因外界条件不同又分为吸氧腐蚀和析氢腐蚀。
6.铅蓄电池,又称可充电电池。
负极材料是Pb,正极材料是PbO2,电解质溶液是:30%的H2SO4。
蓄电池放电时是原电池装置,充电时是电解池装置。
+Pb+2H2SO42PbSO4↓+2H2O
PbO
放电时电极反应为:负极:Pb +SO 42— - 2e — = PbSO 4 ;
正极:PbO 2+4H +
+SO 42—+2e — =PbSO 4+2H 2O 。
放电时电池反应为: Pb +PbO 2 +4H +
+2SO 42— =2PbSO 4+2H 2O.
充电时电极反应为:阴极 PbSO 4 +2e — =Pb +SO 42— (与放电的负极反应相反);
阳极:PbSO 4+2H 2O -2e — = PbO 2+4H +
+SO 42— (与放电的正极反应相反)。
充电时总化学反应为:2PbSO 4+2H 2O =Pb +PbO 2 +4H +
+2SO 42— .
提示:燃料电池的总反应即燃料燃烧的方程式。
通常燃料做负极,氧气做正极,电极反应还要考虑电解质溶液及周围环境。
复杂的负极反应可以通过总反应减正极反应。
燃料电池的优点:能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
8.金属腐蚀的防护:金属腐蚀的本质是金属在一定条件下发生氧化反应,所以金属防护就是采取措施避免金属发生氧化反应,除采取外加涂层防护、金属表面电镀外,还有牺牲阳极
保护法、外加电流阴极保护法等。
外加电流阴极保护法优于牺牲阳极保护法优于一般防护。
9.原电池与电解池的比较电解池与原电池有哪些异同?
①直流电源②两个电极
③电解质溶液或熔融电解质
④形成闭合回路
①活泼性不同的两电极②电解质溶液③形成闭合回路
④自发的氧化还原反应
形成条件将电能转变成化学能将化学能转变成电能能量转化方式装置实例
电解池
原电池装置电源负极→电解池阴极电解池阳极→电源正极电子流向阳极:氧化反应阴极:还原反应
负极:氧化反应正极:还原反应电极反应阳极:与电源正极相连
阴极:与电源负极相连
负极:较活泼金属
正极:较不活泼金属
(或能导电的非金属)电极名称电解池
原电池
装置
负极
正极
导线
离子定向移动方向
阳离子移向正极,阴离子移向负极阳离子移向阴极,阴离子移向阳极。