《化学反应原理》知识点总结

《化学反应原理》知识要点

一、化学反应与能量

1．焓变：焓是表示物质内能的物理量，用“H”表示。生成物与反应物的焓值之差叫做焓变。符号：△H单位： kJ/mol或kJ·mol-1

2．放热反应和吸热反应：化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量。（1）放热反应：有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。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浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等。

（2）吸热反应：吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能

量。常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)

2·8H

2

O与NH

4

Cl ；②大多数的分解反应；

③以H

2

、CO、C为还原剂的氧化还原反应；④铵盐溶解等。

3、反应热：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量来表述，叫做反应热。符号：△H，单位： kJ/mol或kJ·mol-1

4、放热反应和吸热反应与焓变的关系：

当生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量时，反应为放热反应，环境能量升高，使体系的能量降低。因此，规定放热反应△H为“－”，△H＜0时为放热反应。当生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量时，反应是吸热反应，通过加热、光照等方法吸收能量，使反应体系的能量升高。因此，规定吸热反应△H为“＋”，△H＞0时为吸热反应。

5、反应热的计算方法：

（1）利用键能计算：△H=反应物的总键能－生成物的总键能

（2）利用能量计算：△H=生成物的总能量－反应物的总能量

6、热化学方程式：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。②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）。③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。⑤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。

7、燃烧热和中和热：

（1）燃烧热：在 101 kPa 时，lmol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

（2）中和热：酸与碱发生中和反应生成1mol 水所释放的热量称为中和热。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) =H 2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol 。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）计算：Q ＝△H ×n

8、中和热测定：

（1）实验原理：测定一定量的酸与碱发生中和反应生成H 2O 时所释放的热

量，通过进行计算，得出生成1molH 2O 时的反应热，即为中和热。

（2）实验过程：在100mL 烧杯中加入50mL 0.50mol/L 的盐酸，测其温度。另用量筒量取50mL0.55mol/L NaOH 溶液，测其温度，并缓缓地倾入烧杯中，边加边用玻璃棒搅拌，并注意保温。观察反应中溶液温度的变化过程，并作好记录。

（3）数据处理：△H ＝Q/n ＝cm △t/n

9、盖斯定律：

（1）盖斯定律：①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。

②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。

（2）应用：利用盖斯定律求反应热

【规律】若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热

即为上述多步反应的反应热之和。

二、化学反应速率

1、化学反应速率

①定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示化学反应速率。单位：mol/（L·s）；或；mol/（L·min）或mol/（L·h） ②数学表达式：t

c V ??=

③关系：同一个反应中，用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比 2、影响化学反应速率的因素

（1）浓度对化学反应速率的影响：当其他条件不变时，增加反应物的浓度可以加快化学反应速率；降低反应物的浓度，可以减慢化学反应速率。

原因：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，所以当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应的增多，单位时间内的有效碰撞次数也相应增多，反应速率也必然增大。

（2）压强对化学反应速率的影响：当其他条件不变时，对于有气体参加的反应，增大压强（减小气体体积，相当于增大反应物的浓度），可以加快化学反应速率；减小压强（增大气体体积，相当于减小反应物的浓度），可以减慢化学反应速率。

原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，因而可以增大化学反应的速率。

（3）温度对化学反应速率的影响：当其他条件不变时，升高温度可以加快化学反应速率；降低的温度，可以减慢化学反应速率。

原因：当反应物浓度一定时，分子总数一定，升高温度，反应物分子的能量增高，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，使活化分子的百分比增大，因而活化分子数量增多，同时由于温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，有效碰撞频率增大，所以，反应速率加大。

（4）催化剂对化学反应速率的影响：当其他条件不变时，加入催化剂可以大大加快化学反应的速率。

原因：当温度和反应物浓度一定时，使用催化剂可使反应途径发生改变，它能够降低反应所需的能量，从而降低了反应的活化能，这样就会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数，因此活化分子的数目增多，有效碰撞频率增大，故极大的增大了化学反应速率。

（5）其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。

有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

活化分子：能量较高、有可能发生有效碰撞的分子。

活化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。

三、化学平衡

1、化学平衡

（1）定义：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态，叫做化学平衡状态。

（2）特征：动、定、变、等、逆、大。

（3）化学平衡的标志：

①v正=v逆：同一种物质的生成速率等于它的消耗速率；不同的物质速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。

②反应混合物中各组分浓度（或含量）保持不变：各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不变；各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变；若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）均保持不变；反应物的转化率、产物的产率保持不变。

2、化学平衡的移动

（1）定义：对于一个化学平衡，如果改变影响化学平衡的条件，使正、逆反应速率不相等，平衡混合物中各物质的百分含量（或浓度）也随之改变，原来的平衡被破坏，建立另一种新平衡状态，这种改变的过程，叫化学平衡的移动。

（2）移动方向：由正反应和逆反应速率的相对大小决定。

正向移动：当外界条件改变，使正反应速率大于逆反应速率，反应物减少，生成物增多，化学平衡正向移动。

逆向移动：当外界条件改变，使正反应速率小于逆反应速率，反应物增多，生成物减少，化学平衡正向移动。

3、外界条件对化学平衡的影响

（1）温度对化学平衡的影响：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可使平衡向正向移动；增大生成物的浓度或减少反应物的浓度，都可使平衡向逆向移动。

（2）压强对化学平衡的影响：①其他条件不变时，增大压强平衡向气体体积缩小的方向移动，减小压强；平衡向气体体积增大的方向移动。②如反应前后气体体积没有变化的反应，改变压强不会使平衡移动。

（3）温度对化学平衡的影响：在其他条件不变的情况下，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动；降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。

（4）催化剂对化学平衡的影响：使用催化剂不能使化学平衡移动，但是能改变达到化学平衡所需时间。

〖勒沙特列原理〗：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度）平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

4、化学平衡常数

（1）定义：在一定温度下，当可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。

【注意】化学平衡常数不随各物质的浓度变化而变化，随着温度改变而改变。

（2）表达式：对于任意反应:m A+n B p C+q D在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数可以表示为：

K={}{} {}{}n

m

q

p

)B(c

)

A

(c

)D

(c

)C(c

?

?

（3）化学平衡常数的意义：

①平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度（反应的限度）。

在一定温度下，K值越大，反应进行的程度越大，反应物转化率越大；K值越小，反应进行的程度越小，反应物转化率越小。

②判断正在进行的可逆反应是否达到平衡及反应向何方向进行：对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Q

c

=C p(C)·C q(D)/C m(A)·C n(B)，叫该反应的浓

度商。Q

c ＜K，反应向正反应方向进行；Q

c

＝K，反应处于平衡状态；Q

c

＞K，反应

向逆反应方向进行。

③利用Ｋ可判断反应的热效应：若升高温度，Ｋ值增大，则正反应为吸热反应。若升高温度，Ｋ值减小，则正反应为放热反应。

5、等效平衡

（1）含义：在一定条件下，对同一可逆反应的两个平衡，起始时加入的反应物或生成物的量可能不同，而达到化学平衡时，同种物质的百分含量（体积或物质的量）相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

（2）分类：

①在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始时加入物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡的相同，则两平衡等效。

②在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数相等的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡的相同，则两平衡等效。

③在定温定压下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡的相同，则达平衡后与原平衡等效。

6、化学平衡的题型

（1）化学平衡计算模式：

（2）化学平衡的图像：

（3）利用平衡移动原理进行分析判断

四、化学反应进行的方向

1、自发反应：

（1）定义：在一定条件下不需外界帮助，就能自动进行的反应，称为自发自发反应。

（2）特点：自发反应有方向性，且不能自动恢复原状。

（3）自发过程的趋势：①能量由高到低；②由有序变无序。

2、判断化学反应自发进行方向的依据

（1）能量（焓）判据： H＜0的反应有自发进行的倾向。

（2）熵判据：大多数自发进行的反应趋向于使体系的混乱度增加的倾向。

（3）判断方法：

①△H＞0、△S＜0，不能自发进行；②△H＜0、△S＞0，能自发进行；

③△H＜0、△S＜0，反应在高温时不能自发进行，低温时能自发进行；

④△H＞0、△S＞0，反应在低温时不能自发进行，高温时能自发进行。

五、弱电解质的电离

1、电解质和非电解质

在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，叫做电解质。

在水溶液里或熔融状态下都不能导电的化合物，叫做非电解质。

2、强电解质和弱电解质

在电离条件（溶于水或熔化）下全部电离成离子的电解质，叫做强电解质。

在电离条件下，只有一部分分子电离成离子的电解质，叫做弱电解质。

3、弱电解质的电离

（1）电离平衡：在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，简称电离平衡。

（2）电离平衡的特征：动、定、变、等、逆、大。

（3）影响电离平衡的因素：越稀越电离，越热越电离。

（4）多元弱酸的电离：多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大，第二步比第一步难得多，第

三步比第二步难得多：K

1＞＞K

2

＞＞K

3

。

4、电离度和电离平衡常数

（1）电离度：当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数，叫做电离度。

（2）电离平衡常数：当弱电解质达到电离平衡时，电解质电离出的离子的幂之积与其浓度之比，就是电离平衡常数，简称电离常数。

六、水的电离和溶液的酸碱性

1、水的电离： H

2O + H

2

O H

3

O+ + OH—或H

2

O H++ OH—

2、水的离子积：在25℃时，K

w

= c（H+）·c（OH—）=1×10-14

3、溶液的酸碱性和pH：

（1）定义：氢离子浓度的负对数就是溶液的pH。pH=－lg c(H+)

（2）溶液的酸碱性和pH的关系（常温）：

酸性溶液：c(H+)>c(OH－)，c(H+)>1×10-7mol/L，pH<7

中性溶液：c(H+)=c(OH－)，c(H+)=1×10-7mol/L，pH=7

碱性溶液：c(H+)7

常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。

（4）pH值的测定：①用pH试纸测定；②用pH计测定。

4、有关溶液pH的计算

（1）直接计算：利用已知的酸或碱的浓度，算出溶液中的氢离子浓度，然后代入公式进行计算。

（2）混合计算：强酸、强碱自相或互相混合

（3）溶液稀释计算

【注意】：混合或稀释后是酸性溶液的，直接计算溶液中总氢离子浓度，然后计算溶液pH。混合或稀释后是碱性溶液的，直接计算溶液中总氢氧根离子浓度，然后利用水的离子积常数计算溶液出氢离子浓度，然后再计算溶液pH。也可以利用公式：pH=14+lg c(OH－)计算。

5、酸碱中和滴定

（1）中和滴定：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫酸碱中和滴定。

（2）测定原理：利用测出恰好完全反应的酸和碱的体积，根据化学方程式中的酸碱的物质的量之比，通过计算得出未知溶液的浓度。

（3）中和滴定的操作过程：

①仪器：酸式、碱式滴定管，移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台。酸式滴定管：玻璃活塞；碱式滴定管：

②药品：标准液；待测液；指示剂。

③滴定过程：准备、滴定、计算

④滴定方法：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化；速度先快后慢

⑤终点确定：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。30s内不恢复原色

(4)误差分析:

①分析依据： 待标标待＝V V c a c (a 表示酸与碱反应的化学计量数比)

②分析方法：以待测液加入锥形瓶为准分析 实际操作中可能会引起c 标、V 标、V 待的变化，但在计算时，c 标和V 待（是固

定值、不变量）都作为已知量计算，只有滴定管中所消耗的标准液的体积V 标随不同操作而变化，即V 标是一个变量。分析时只要看操作对V 标的影响如何，如果

V 标增大的所测的待测液的浓度偏大，反之则偏小。

七、盐类水解

1、盐类的水解：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H + 或 OH -结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

2、实质：在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。

3、关系：盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应。盐 + 水

酸 + 碱

4、水解规律：

①无弱不水解，有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，两弱相对定。 ②越热越水解，越弱越水解，越稀越水解，酸碱可促进或抑制水解。

双水解：弱碱阳离子与弱酸阴离子同时水解，相互促进水解，使水解反应趋于完成。用Al 2(SO 4)3与NaHCO 3溶液混合：Al 3++3HCO 3-=Al(OH)3↓+3CO 2↑

酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO 4- ②电离程度＞水解程度，

显酸性（如: HSO 3- 、H 2PO 4-） ③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42-）。

5、溶液中离子浓度关系：

（1）电荷守恒规律:溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

（2）物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的，如K 2S 溶液中有如下守恒关系：

c(K +)=2[c(S 2-)+c(HS -)+c(H 2S)].

（3）离子浓度大小比较：

①0.1mol/LNH 4Cl 溶液：

c(Cl -)>c(NH 4+)>c(H +)>c(OH -)； c(H +)+c(NH 4+)= c(Cl -)+c(OH -)

②0.1mol/LCH

3

COONa溶液：

c(Na+)>c(CH

3COO-)>c(OH-)>c(H+)；c(H+) + c(Na+)= c(CH

3

COO-) +c(OH-)

③0.1mol/LHCl和0.1mol/LNH

3·H

2

O溶液等体积混合：

c(Cl-)>c(NH

4+)>c(H+)>c(OH-)；c(H+)+c(NH

4

+)= c(Cl-)+c(OH-)

④c(Na+)>c(CH

3COO-)>c(OH-)>c(H+)； c(H+) + c(Na+)= c(CH

3

COO-) +c(OH-)

⑤0.1mol/LHCl和0.2mol/LNH

3·H

2

O溶液等体积混合：

c(NH

4+) > c(Cl-) > c(OH-)> c(H+)；c(H+)+c(NH

4

+)= c(Cl-)+c(OH-)

⑥0.1mol/LNaOH和0.2mol/LCH

3

COOH溶液等体积混合：

c(CH

3COO-)>c(Na+)>c(H+) > c(OH-)；c(H+) + c(Na+)= c(CH

3

COO-) +c(OH-)

⑦0.2mol/LHCl和0.1mol/LNH

3·H

2

O溶液等体积混合：

c(Cl-) > c(NH

4

+)> c(H+)> c(OH-)

⑧0.2mol/LNaOH和0.1mol/LCH

3

COOH溶液等体积混合：

c(Na+) > c(CH

3

COO-)> c(OH-)> c(H+)

⑨等浓度等体积的HCN与NaCN的混合溶液（溶液呈碱性）：

c(Na+) > c(CN-)> c(OH-)> c(H+) ——弱酸的电离<盐的水解

八、难溶电解质的溶解平衡

1、概念：在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率时，溶液中各离子的浓度保持不变的状态，叫做难溶电解质的溶解平衡（或沉淀的溶解平衡）。

2、表达式： AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq）

3、特征：逆、等、动、定、变

4、影响溶解平衡的因素：

（1）内因：电解质本身的性质

（2）外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。总结：越稀越有利于溶解；越热越有利于溶解。

5、溶度积（平衡常数）——K

sp

（1）定义：在一定温度下，沉淀达到溶解平衡时的溶液中的离子浓度幂的乘积是一个常数，叫做沉淀的溶解平衡常数，也称为溶度积常数，简称溶度积。

符号为：K

sp

（2）应用：判断难溶电解质的溶解情况。

判断方法：对于任意一种难溶电解质，通过对比溶度积和离子积（有关离子

浓度幂的乘积称为离子积，符号为Qc）的相对大小，可以判断难溶电解质的溶解情况。若任意时刻有：Qc＝[ c (M n＋) ]m·[c(A m— )]n 则有：Qc>K sp：溶液过饱和，继续析出沉淀，直至溶液饱和，达到新的溶解平衡。

Qc＝K sp：溶液饱和，溶解平衡状态，沉淀量不变。

Qc

6、沉淀的生成：加入某种化学试剂，使杂质离子生成沉淀。

7、沉淀的溶解：根据平衡移动原理分析，要使沉淀溶解，加入某些试剂，使溶解平衡向溶解的方向移动，使溶解的难溶电解质的离子浓度减少。

8、沉淀的转化：

（1）方法：使沉淀转化的方法是，加入可与体系中某些离子，反应生成更难溶电解质。

（2）特点：①沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。②溶解度小的沉淀，转化为溶解度更小的沉淀。③溶解度差异越大，转化越容易。

九、原电池

1、原电池：

（1）定义：把化学能转化为电能的装置叫做原电池。

（2）实质：将自发进行的氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动，即将化学能转化成电能的形式释放出来。

2、原电池的原理：利用氧化还原反应，将氧化剂和还原剂之间转移的电子通过导线进行传递，从而形成电流。一般来说，任何一个可以自发进行的氧化还原反应，理论上都可以设计成一个原电池。

3、原电池中的电极及电极反应：

负极：发生氧化反应，电子沿外电路流出的一极。

正极：发生还原反应，电子沿外电路流入的一极。

4、原电池组成：较活泼的金属做负极，较不活泼的金属（能导电的其它材料）做正极；合适的电解质溶液；形成闭合回路。原电池由两个半电池组成，电解质溶液在两个半电池中不同，两个半电池中间通过盐桥连接。

盐桥的作用： 使Cl -向锌盐方向移动，K +向铜盐方向移动，使Zn 盐和Cu 盐溶液一直保持电中性，从而使电子不断从Zn 极流向Cu

盐桥中的电解质溶液使原电池的两部分连成一个通路，可使由它连接的两溶液保持电中性。盐桥保障了电子通过外电路从负极到正极的不断转移，使负极和正极的反应过程得以继续进行。导线的作用是传递电子，沟通外电路。而盐桥的作用则是沟通内电路。

5、化学电池

（1）化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池。

一次电池：电池中的化学物质发生氧化还原反应消耗完后，不能重复使用的，叫做一次电池。常见的一次电池有锌—锰干电池、银—锌钮扣电池等等。

二次电池：放电后可以再次充电多次重复使用的电池，叫做二次电池或充电电池或蓄电池。常见的二次电池有铅蓄电池、镍—铬可充电电池。

燃料电池：将燃料燃烧反应设计成的电池，叫做燃料电池。

（2）一次电池

①酸性锌—锰干电池：

负极：Zn －2 e -＝Zn 2+ 正极：2NH 4+＋2 e -＝2NH 3＋H 2；H 2＋2MnO 2＝Mn 2O 3＋H 2O

正极产生的NH 3又和ZnCl 2作用：Zn 2+＋4NH 3＝[Zn (NH 3)4]2+。正极生成的氨被电

解质溶液吸收，生成的氢气被二氧化锰氧化成水。酸性锌—锰干电池的总反应式： Zn ＋2NH 4Cl ＋2MnO 2＝Zn (NH 3)2Cl 2＋Mn 2O 3＋H 2O

②碱性锌—锰干电池：

负极：Zn ＋2OH －－2 e -＝Zn(OH)2

正极：2MnO 2+2H 2O ＋2 e -=2MnO(OH)+ 2OH －

总反应：Zn+2MnO 2+2H 2O =2MnO(OH) +Zn(OH)2

③海水电池

负极反应：Al －3e - ＝Al 3+ 正极反应：2H 2O ＋O 2＋4e - ＝4OH -

电池总反应式为：4Al ＋3O 2＋6H 2O ＝4Al (OH )3

（3）二次电池

①铅蓄电池：正极：PbO 2；负极Pb ；电解质：硫酸溶液

放电的电极反应为：

负极：Pb＋SO

4

2-－2e-＝PbSO4↓

正极：PbO

2＋4H+＋SO

4

2-＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O

总反应：PbO

2＋Pb＋2H

2

SO

4

==2PbSO

4

↓＋2H

2

O

充电的电极反应：

阳极：PbSO

4＋2H

2

O－2e-＝PbO2＋4H+＋SO

4

2-阴极：PbSO

4

＋2e-＝Pb＋SO

4

2-

总反应：2PbSO

4↓＋2H

2

O == PbO

2

＋Pb＋2H

2

SO

4

②银锌电池——纽扣电池

负极：Zn＋2OH－－2e ＝ ZnO＋H2O 正极：Ag2O＋H2O＋2e ＝ 2Ag＋2OH－总反应：Ag2O＋Zn ＝ 2Ag＋ZnO

③锂电池：8Li＋3SO

2Cl

2

＝6LiCl＋Li

2

SO

3

＋2S

④镍镉电池：

（4）燃料电池

①定义：燃料电池是一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的化学电池。

②组成：燃料电池的正极和负极都用多孔炭和多孔镍、铂、铁等制成。从负极连续通入燃料气体；从正极连续通入氧气或空气；电解液可以用碱，把两个电极隔开。化学反应的最终产物和燃烧时的产物相同。

③氢氧燃料电池：

酸性电解质：负极：2H

2-4e-=4H+ 正极：O

2

+4H++4e-=2H

2

O

总反应：2H

2+O

2

=2H

2

O

碱性电解质：电解质溶液一般为40%的KOH溶液。

负极：2H

2-4e-+4OH-=4H

2

O 正极：O

2

+2H

2

O+4e-=4OH-

总反应：2H

2+O

2

=2H

2

O

④甲烷燃料电池

负极：CH

4＋10OH－－8e-＝CO

3

2-＋7H

2

O；正极：4H

2

O＋2O

2

＋8e-＝8OH-。

电池总反应式为：CH

4＋2O

2

＋2KOH＝K

2

CO

3

＋3H

2

O

十、电解池

1、电解原理

（1）电解：使电流通过电解质溶液，而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程叫做电解。

（2）电解池：把电能转变为化学能的装置叫做电解池。借助于电流引起氧化还原反应的装置叫做电解池。

（3）电解原理：当电流通过电解质溶液，在电解池的阳、阴两极分别引起氧化反应和还原反应，使电解质溶液导电，同时使难以进行的氧化还原反应发生。

电解原理和原电池原理的区别：原电池原理是利用能够自发进行的氧化还原反应，分别在正负极发生，将反应过程的化学能转化为电能。而电解的原理则是利用电流将不能自发进行的氧化还原反应，分别在阴阳两极发生，同时将电能转化为化学能。

电解过程的反应是原电池反应的逆反应，但不是可逆反应。电解是最强有力的氧化还原手段，它可以将极难氧化或者还原的物质，氧化或还原。

（4）电解池的组成：①直流电源；②电极；③电解液(水溶液或熔化态) （5）阴、阳极的判断

①阳极：与电源正极相连，发生氧化反应，失去电子。

②阴极：与电源负极相连，发生还原反应，得到电子。

【电解规律】阴阳两极得失电子总数相等。

（6）电解时电极放电顺序判断

①阳极放电顺序判断：还原性强的阴离子首先放电

活性电极>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根)

②阴极放电顺序判断：氧化性强的阳离子先放电。

Ag＋>Hg2+>Fe3+>Cu2+ >H+>Pb2+> Fe2+>Zn2+> A13+>Na+

2、电解原理的应用

（1）电解饱和食盐水

阳极：2C1－－2e－=C1

2↑阴极：2H＋+2e一=H

2

↑或 2H

2

O+2e一＝H

2

↑+2OH一

总反应：2C1－+2H

2O＝C1

2

↑+H

2

↑+2OH一

（2）电镀

①电镀：电镀是利用电解原理在金属表面镀上一层其它金属或合金的方法。

②原理：用镀层金属做阳极，用待镀金属做阴极，用含有镀层金属离子的电解质溶液做电镀液，进行电解。

③特点：电镀时间实质上是一个电解过程，其特点是：阳极身参加了电极反应；电解质溶液基本保持不变。

④电镀铜：阳极：铜；阴极：待镀物；电解液：硫酸铜溶液。

阳极：Cu－2e－= Cu2+阴极：Cu2++2e一= Cu

⑤精炼铜：阳极：粗铜；阴极：纯铜；电解液：硫酸铜溶液。

阳极：Cu－2e－= Cu2+阴极：Cu2++2e一= Cu

（3）电冶金

①原理：利用电解原理，使熔融状态下的活泼金属的化合物在通电条件下，产生活泼金属。

②方法：阳极为石墨；阴极为石墨或金属；电解液为熔融状态的金属化合物。

③实例：

冶炼钠：电解熔融态氯化钠 2 NaCl＝2Na +C1

2

↑

冶炼铝：电解熔融态三氧化二铝 2 Al

2O

3

==4 Al + 3O

2

↑

十一、金属的腐蚀与防护

1、金属的腐蚀

（1）金属腐蚀的实质：金属与周围接触的气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象。

（2）金属腐蚀分为两大类：化学腐蚀和电化学腐蚀。

①化学腐蚀：金属跟接触到的干燥气体或非电解质液体等直接发生化学反应而引起的腐蚀叫做化学腐蚀。

②电化学腐蚀：不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应，比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。钢铁在潮湿的空气中生锈，就是电化学腐蚀。

（3）电化学腐蚀

①本质：电化学腐蚀本质是发生原电池中的氧化还原反应。

②电化学腐蚀分类：

（1）析氢腐蚀：由于在腐蚀反应过程中不断有氢气放出，所以这种腐蚀叫做析氢腐蚀。适用范围：酸性环境。

正极：2H＋＋2e－＝H2 负极：Fe－2e－＝Fe2＋总反应：Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2

（2）吸氧腐蚀：由于在腐蚀反应过程中有氧气参加，所以这种腐蚀叫做吸氧腐蚀。适用范围：酸性很弱或呈中性环境。

负极：Fe－2e－＝Fe2＋正极：O

2＋2H

2

O＋4e－＝4OH－

总反应为：2Fe＋O

2＋2H

2

O＝2Fe(OH)

2

（3）铁锈的生成：生成的Fe(OH)

2

具有还原性，又可以继续被氧气氧化，形

成Fe (OH)

3： Fe(OH)

2

＋O

2

＋2H

2

O＝2 Fe (OH)

3

。Fe (OH)

3

脱去一部分水就生成

Fe

2O

3

?xH

2

O，这就是铁锈的成份。铁锈疏松地覆盖在钢铁的表面，一定程度上可

以减缓钢铁的腐蚀，但是不能阻止钢铁继续腐蚀。

2、金属的防护

（1）牺牲阳的极阴极保护法：

利用原电池原理，在被保护的钢铁金属设备上，装上若干镁合金或锌块。由于镁和锌比铁活泼，当它们在潮湿或有水的环境中形成原电池时，腐蚀（牺牲）的是镁或锌（阳极），而阴极的铁得到保护，所以，这种防腐方法称为牺牲阳的极阴极保护法。

（2）外加电源的阴极保护法：

利用电解原理，在被保护的钢铁金属设备上连接直流电源，把被保护的钢铁金属设备作为阴极，用惰性电极作为辅助阳极。装上若干镁合金或锌块。当钢铁设备接触电解质溶液（海水）时，接通电源，电子强制流向被保护的钢铁设备（阴极），使其无法失去电子，而得到保护，所以这种防腐方法称为外加电源的阴极保护法。

（3）阻断原电池法：由于钢铁腐蚀主要是形成原电池而被腐蚀的，所以也可以让它不形成原电池，从而得到保护。

①覆盖保护膜（涂油漆，电镀，钝化等）法；②改变金属的内部结构（在钢中加入镍和铬）法。