目錄高中化學電子課本魯科版 新人教版化學選修四教材 化學選修四電子課本pdf 化學選修四新教材 人教版化學選修實驗化學
人教版高中化學選修四知識點有化學反應與能量、水溶液中的離子平衡、化學反應速率和化學平衡、電化學基礎、金屬的電化學腐蝕與防護、影響化學反應速率的因素等。
人教版化學選修四目錄
第一章、化學反應與能量
第一節、化學反應與能量的變化
第二節、燃燒熱、能源
第三節、化學反應熱的計算
第二章、化學反應速率和化學平衡
第一節、化學反應速率
第二節、影響化學反應速率的因素
第三節、化學平衡
第四節、化學反應廳喊進行的方向
第三章、水溶液中的離子平衡
第一節、弱電解質的電離
第二節、水的電離和溶液的酸堿性
第三節、鹽類的水解
第四節、難溶電解質的溶解平衡
第四章、電化學基礎
第一節、原電池
第二節、化學電源
第三節、電解池
第四節、金屬的電化學腐蝕與防護
高中化學怎么學
摩爾、化學計量、理想氣體方程等這塊其實是高中化學一個小難點，最好的方法是...刷題。這塊內容有一個做題的技巧，而這個技巧我是沒法直接傳授給你的，所以我說再多也比不上你刷題之后產生晌悔的熟練度。我的建議就是，對于每一道你認為有價值的題（包括但不限于錯題），認真研讀解析，如果錯了一定要不看解析再算一遍，確保自己掌握了這種做題方法。
千萬千萬不要看完答案覺得自己下次做沒問題然后跳過，下次繼續掉到坑里...再說一下計算。計算這個東西感覺技巧成分很扮謹野大，但是真的只能靠自己的能力。我的計算也是從非常爛刷題刷到合格的，大家去刷刷刷吧。還是一樣，對有價值的題重點研究、重做，如果你認為真的很好還可以抄到錯題本上，過一陣子再做，你未必能做對。
第一章 化學反應與能量第一節 化學反應與能量的變化1. 反應熱焓變的概念單位符號 2. 反應過程中能量變化的微觀解釋3. 焓變的表示方法4. 什么叫體系 環境5. 熱化學方程式的概念6. 熱化學方程式的意義7. 書寫熱化學方程式的注意問題 第二節 燃燒熱 能量1. 燃燒熱的概念單位：2. 焓變的大小比較 3. 能源的概念分類優缺點 第三節化學反應熱的計算1. 蓋斯定律的內容 意義 表達式2. 舉例說明蓋斯定律的應用3. 反應熱的計算類型： A.根據反應熱的概念的計算B 根據熱化學方程式的計算 C 根據化學鍵鍵能的計算第二章蘆培化學反應速率和化學平衡第一節化學反應速率1. 化學反應速率概念 公式 單位:2.自編一道化學反應速率的簡單計算題3. 同一化學反應的速率可用不同物質表示,它們之間的關系是什么4. 化學反應方程式的計量數與那些方面有關系5. 化學反應速率的表達方式還有那些:6.第二節影響化學反應速率的因素1. 一些概念: 活化分子:活化能:活化分子百分數:有效碰撞:2. 濃度 溫度 壓強 催化劑對化學反應速率是怎樣影響的,并用有效碰撞理論加以解釋3. 壓強對怎樣的化學反應化學反應速率無影響4. 增大壓強一定能增大反應速率嗎？（恒容充入惰性氣體）5. 恒壓充入惰性氣體化學反應速率怎樣變化？ 第三節 化學平衡1. 什么叫可逆反應？2. 你是怎樣理解溶解平恒的？3. 化學平衡狀態的判斷方法：4. 化學平衡狀態的特征：5. 影響化學平衡狀態的因素：（列表分析）6. 勒夏特列原理的內容：7. 化學平衡常數的公式及意義8. 化學平衡常數的計算：a. 由概念引出的計算 b.以知反應物的物質的量及平衡常數求轉化率9.等效平衡 恒溫恒容恒溫橫壓 第四節 化學反應進行的方向1. 什么叫自發過程 2. 自發反應？3. 什么叫能量趨于最低原理 . 熵增原理4. 怎樣理解自發反應的焓態培判據5. 怎樣理解自發反應的熵判據6. 同一物質在氣.液.固狀態的熵值情況是怎樣的7. 綜合焓判據 熵判據說明什么樣的反應能自發進行第三章 水溶液中的離子平衡第一節 弱電解質的電離1. 什么叫電解質 非電解質 強電解質 弱電解質？（舉例） 2. 同濃度同體積的一元強酸 弱酸相比較（溶液的PH、氫離子的濃度、中和堿的能力、產生氫氣的量、產生氫氣的速度）均怎樣？ 3. 書寫電離方程式：Na2CO3NaHCO3 CH3COOHNH3.H2O NaHSO4（熔融）NaHSO4（溶液）4. 什么叫電離平衡5. 電離平衡的特征6. 影陪閉唯響電離平衡的因素a 升溫 b 稀釋 c 降低離子濃度d增大離子濃度（平衡移動后各成分的濃度怎樣變化。舉例說明）7. 電離常數的公式 意義8. 多元弱酸的例子及電離的特點第二節 水的電離和溶液的酸堿性1. 寫出水的電離方程式：2. 水的離子積公式：常溫下水的離子積常數的值： 100攝氏度水的離子積：3. 溶液的酸堿性與CH+。COH-的關系，與PH的關系4. PH與溶液中CH+的關系5. PH怎樣測定6. PH有那些應用？7. 復習對數的一些公式8. 什么叫酸堿中和滴定？所用儀器有那些？9. 怎樣使用滴定管：10.pH的計算類型及方法一、直接根據公式計算1.強酸、強堿和純水pH的計算第三節 鹽類的水解1. 指出下列鹽的酸堿性：NaCl. Na2CO3 NaHCO3 NH4CL Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 2. 由上例能得出什么結論？3. 舉例說明鹽溶液呈現不同酸堿性的原因？4. CH3COONa溶液中存在那些粒子5. 鹽類水解的焓變6. 分析促進或抑制FeCl3 .CH3COONa .NH4CL水解的因素。（寫出它們水解的方程式）7. 為什么NaHS溶液呈弱堿性 Na2S溶液呈較強堿性NaH2PO4溶液呈酸性 Na2HPO4溶液卻呈堿性？8. 鹽類水解的本質：9. 舉例說明鹽類水解的應用 第五節 難溶電解質的溶解平衡1. 固體物質的溶解性 2. 復分解反應發生的條件 3. 離子反應能否進行到底 4. 寫出氯化銀的溶解平衡式5. 溶解平衡的特征 6. 沉淀反應的應用：A 出掉SO4用鈣離子還是鋇離子，能否全部除去B 怎樣使碳酸鈣溶解寫出沉淀溶解轉化的方程式7.沉淀怎樣轉化AgClAgIAg2SCaSO4 CaCO3電化學基礎知識及其應用1 原電池及其應用 原電池的概念：1.1 原電池原理 1. 原電池裝置構成 ① ② 2. 銅鋅原電池發電原理及電極反應 電極反應式：負極：(流出電子)正極：流進電子) 總反應式：.2 原電池的應用 主要有兩方面：其一，利用原電池自發進行的氧化還原反應，開發化學電源；其二，抑制原電池反應發生，應用于金屬腐蝕的防護。 金屬的腐蝕及防護 （1）金屬的腐蝕 （2）金屬的防護根據金屬腐蝕的類型及其原理，可從以下幾方面采取防護措施：① 阻斷形成原電池的條件，② 形成原電池，但把被保護的金屬作正極，避免腐蝕。如在鋼鐵船體埋鋅塊，在海水中可形成Zn-Fe原電池，因鋼鐵船體為正極得以保護。③ 外接直流電源，將被保護金屬接到電源的負極，并形成閉合回路。由于外電源負極提供大量的電子，有效地壓制了被保護金屬失電子的氧化，達到防腐的作用。 2電解池及其應用 電解池是將電能轉化為化學能的裝置2.1 電解的原理電解池裝置構成 ①陰陽兩個電極; ② 電解質溶液（或熔化的電解質）。2.1.2 電解原理分析 以惰性電極電解氯化銅溶液為例說明通電前：通電后： ① 離子定向移動陽離子(Cu2+ 和 H+)移向陰極, 陰離子(SO42- 和 OH-)移向陽極② 電極反應陰極: 陽極: ② 溶液pH變化
氣體有實際氣體和理想氣體之分。下面是由我整理的高中化學選修4說課稿，希望對大家有所幫助。
高中化學選修4說課稿(一)
一、 教材分析
1、 本課的地位與作用。
我說課的課題是：高中化學選修四《化學反應原理》，第 三 單元，第 一 課《 弱電解質的電離 》。這節課在本冊書中的地位承上啟下，關聯化學平衡和電離平衡，所以要學生掌握歸納、演繹、分析辨析的能力。
學習本課有以下幾個作用： 一、復習化學平衡的有關知識。二、推演電離平衡和化學平衡的聯系及區別。三、掌握電解質的概念，區分強弱電解質。四、為鹽的水解平衡構建基礎。
2、 教學目標及依據。
根據《化學課程標準》的具體要求，結合教材，本著面向全體學生、使學生自主全面主動發展的原則，我確定本節課的教學目標如下：
①知識與能力目標：
1、能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論
2、了解電離平衡常數及其意義
3、了解強電解質和弱電解質與結構的關系
②過程與方法目標：
通過實驗，培養學生觀察、分析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比等科學方法
③情感、態度與價值觀目標：
讓學生了解化學與生活，化學與社會的息息相關
3、 重點與難點突破及途徑。
本節教學重點是：強、弱電解質的概念和弱電解質的概念
難點原因：弱電解質的電離平衡，要掌握弱電解質的可逆電離，再由化學平衡的定義推演
突破途徑：構建實驗，設計實驗方案，從等濃度的鹽酸和醋酸導電性以及PH值不同的比較，分析不同的原因，歸納出強弱電解質的劃分標準及概念。
二、教材處理
1、 學生狀況及對策：
學生對化學平衡已經有了較深刻的理解，已經知道化學平衡的特征，所以上手較容易。要讓學生學會用已知知識推斷和演繹未知知識的思想，要強化實驗的設計和分析，培養學生的理科思維。
2、 內容的組織安排：
內容上結合學生實際，分為兩課時，這節課主要讓學生掌握強弱電解質的區別及電離平衡的構建。教學中要注意前后知識的關聯，側重實驗的分析，概念的辨析，從知識最細微的地方強化區別。課堂主思路就是回顧------辨析------實驗-----分析------構建概念-----應用-------小結。
三、教法學法與教學手段
1、教學方法：為了突出重點，突破難點，完成教學目標灶族，選擇行之有效的教學方法是非常關鍵的。根據課程標準的要求和本節課的特點，我主要采用(實驗探究法、控制變量法、知識遷移法、建立模型法、認識類比法、問題討論法、教師導學法、學生自學法)倡導自主、合作、探究的學習方式，關注學生的個體差異和不同的學習需求，愛護學生的好奇心、求知欲。這樣既充分調動了學生學習的積極性，又培養了學生的觀察、分析和思維能力和創新意識。
2、學習方法
古人主張：“授人魚，不如授人以漁”，在全面推進課程改革的今天，課堂上不僅要傳授文化知識，更重要的是教給學生科學的學習方法，為他們今后繼續教育或終身教育打下基礎，所以在教學過程中我注意滲透學生學法指導，如：(自學法、實驗探究法、控制變量法、知識遷移法、模型法、類比法、由簡到繁法陵謹、動手動腦)
3、教學手段：運用多媒體、板書、投影機等
四、 教學程序設計
為了完成本節的教學目標，我是這樣安排的：
第一環節：知識回顧：導入舊概念，提出新問題，激發興趣，(激發求知欲)對
已掌握知識做二次回顧和概念辨析。
第二隱汪弊環節：新課學習： 設計實驗情景，讓學生動手動腦，學會知識的關聯，會
應用已有知識解決新問題，通過學生互助，教師引導，完成知識的構建，能力的應用。
第三環節：課堂檢測：設計情境，讓學生對新知識做到再次辨析，升華知識，理
解新內容。最后課堂小結，完善知識體系，總結課堂問題，加深記
憶。
第四環節：布置作業：分為兩部分：
(1)書面作業課本課后習題P43-44及學案練習題和復習本節。
(2)預習下節內容，目的是為了鞏固本節知識和順利學習下節課做準備。
第五環節：教學體會
總之，本節課我是在培養學生各方面素質的前提下設計的。教學中采用(實驗探究法、控制變量法、知識遷移法、建立模型法、認識類比法、分組討論法、問題討論法、教師導學法、學生自學法)等多種教學方法。運用實驗、電教媒體等教學手段，把學生探索知識、培養學生興趣和能力、滲透學生學習方法有機地結合在一起，目的使學生得到全面發展。
第六環節：板書設計：
第三章 水溶液中的離子平衡
第一節 弱電解質的電離
一、電解質有強弱之分
在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質;如強酸、強堿、絕大多數鹽。
只有一部分分子電離成離子的電解質叫弱電解質。如弱酸、弱減、水。
二、弱電解質的電離過程是可逆的
1、CH3COOH
弱電解質電離平衡狀態建立示意圖
2、在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率和離 CH3COO-+H+
子重新結合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。
3、電離平衡的特征
4、影響因素：①濃度 ②溫度
高中化學選修4說課稿(二)
今天我說課的內容是新課程人教版高中化學選修4第三章第三節《鹽類的水解》(第一課時)，以下我從五個方面加以闡述。
一、教材分析
1、本節課在教材中的地位和作用
(1)鹽類的水解是在學生已經學習了化學平衡原理的基礎上討論電解質在水溶液中的電離行為，包括弱電解質的電離平衡和水的電離平衡兩個平衡體系;學生也知道溶液酸堿性的本質原因，在此基礎上再來探究鹽類在水溶液中的酸堿性規律，這樣有助于促進學生的認知發展。
(2)鹽類水解是后續電化學學習的必備基礎。從知識結構上講，鹽類水解平衡是繼弱酸、弱堿及水的電離平衡體系之后的又一個電解質溶液的平衡體系，利于學生形成完整的電解質溶液的平衡體系。
2、本節課的重點、難點
重點：鹽類水解的本質。
難點：鹽類水解的離子方程式的書寫。
二、課標要求
1、認識鹽類水解的原理，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解。弱酸弱堿鹽的水解不做要求。
2、能運用鹽類水解的規律判斷常見鹽溶液的酸堿性，正確書寫鹽類水解的離子方程式。
三、學習目標及措施
根據學生已有的知識水平和認知能力，結合新課標的基本理念，制定學習目標如下：
1、鹽類水解的原理是什么?借助于實驗探究和理論分析這“兩條腿”走路，引導學生
+–根據溶液酸堿性與溶液中H、OH濃度的關系這一核心思路，綜合分析水的電離和弱電解質
的電離兩個平衡體系中各種離子間的相互作用，探究鹽類水解的原理。
2、鹽類水解的規律有哪些?采用歸納法揭示幾類鹽水解的規律。
3、如何正確書寫鹽類水解的反應方程式?結合離子反應方程式書寫的基礎多加練習。
四、教學方法
這節課，我采取了實驗探究和理論研究兩條學習主線：
實驗探究是使用實驗探究的科學方法，探究不同類型鹽溶液的酸堿性，揭示化學平衡理論在鹽溶液中的延伸。其目的在于使學生體驗科學研究的過程，激發學習化學的興趣，強化科學探究的意識，促進學習方式的轉變，培養學生的創新精神和實踐能力。
理論研究是能從微粒間相互作用這一微觀本質的角度去理解鹽溶液呈現酸堿性這一宏觀現象。運用已有的化學平衡知識，發掘出新知識的“生長點”——鹽類水解，形成科學的世界觀。
本節課的教學設計充分體現新課改理念，如
①引課的情境設計貼近學生、貼近實際;
②采用歸納法揭示幾類鹽水解的規律;
③教學重、難點的突破采用自主合作探究方法;
④概念的建構充分體現概念的科學價值。感性和理性兩條探究主線相輔相成，使鹽類水解的概念統一在化學平衡的理論體系之中。既達到理論完整，又培養了學生實事求是的科學態度。
五、教學過程
Ⅰ引課(3分鐘) [實驗并投影展示]
1、泡沫滅火器(NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液)的滅火原理。
2、NH4Cl溶液能除銹、Na2CO3溶液能除油。(前兩條貼近生產、生活實際)
3、在必修1第二章物質的分類一節，科學探究中有制備Fe(OH)3膠體的實驗(向沸水中逐滴加入1~2mL FeCl3飽和溶液)，實驗室中盛裝NaHCO3 、CH3COONa 溶液的試劑瓶使用橡膠塞。(貼近學習生活)
引課突出關鍵詞：鹽、水、酸堿性。
將關鍵詞聯立起來，提出假設：鹽溶液可能呈酸堿性。 設計意圖：
①問題情境設計貼近學生、貼近實際，能激發學生求知欲，會產生大膽的猜測。
②充分發揮教師的主導作用，挖掘關鍵詞，提出假設→實驗探究→得出結論→運用理論。使學生能夠運用科學的研究方法。
③培養學生處理信息的能力。 Ⅱ學習新課(20分鐘)
[板書]一、實驗探究——鹽溶液的酸堿性
[分組實驗]對鹽溶液進行酸堿性測定
[板書]溶液呈中性的有：NaCl 、 Na2SO4 溶液呈酸性的有：NH4Cl 、 AlCI3
pH
溶液呈堿性的有：CH3COONa 、 NaHCO3
pH
得出結論：鹽溶液有酸、堿、中性。
誰強顯誰性
設計意圖：
①將教材圖表中七種鹽調整為六種，去Na2CO3換AlCI3，好處是不影響鹽類水解概念的建立，卻能降低“越弱越水解”規律提煉的難度。把Na2CO3的水解放在水解方程式書寫環節中處理。
②增加了鹽溶液pH值一項，為鹽的水解規律“越弱越水解”的提煉做好鋪墊。 以上設計就是為了教學過程中問題的提出更具有層次和梯度，符合認知規律，從而發揮學生的主體作用，使學生更好的參與到教學活動中去。
[思考]
1、鹽溶液呈現酸性或堿性是由鹽類的水解造成的。那么強酸和強堿所生成的鹽會不會水解呢?(由學生自主分析)
2、弱酸、弱堿的電離與鹽類的水解有什么異同?
設計意圖：
運用對比法，分清概念。
[設問]鹽類水解有哪些規律呢?
Ⅲ 找規律(3分鐘)
3、鹽類水解的規律：有弱才水解，無弱不水解;
[設問]相同條件下，pH值： NH4Cl > AlCI3
pH 值： NaHCO3 > CH3COONa 為什么呢?
[分析]堿性：NH3·H2O> Al(OH)3
酸性：CH3COOH >H2CO3
[結論]越弱越水解。
[小結]有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，誰強顯誰性;越弱越水解，同強顯中性。
本節課同學們旨在通過實驗和理論分析兩個角度理解并掌握鹽類水解的原理——鹽溶于水后在水中電離出的弱離子(弱酸酸根離子或弱堿的陽離子)與水電離出的H+或OH結-合生成弱電解質的過程。并在掌握鹽類水解原理的基礎之上學會鹽類水解方程式的書寫。
高中化學選修4知識點總結
第1章、化學反應與能量轉化
化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成,化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收.
一、化學反應的熱效應
1、化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時,反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應,簡稱反應熱.用符號Q表示.
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系.
Q＞0時,反應為吸熱反應；Q＜0時,反應為放熱反應.
(3)反應熱的測定
測定反應熱的儀器為量熱計,可測出反應前后溶液溫度的變化,根據體系的熱容可計算出反應熱,計算公式如下：
Q＝－C(T2－T1)
式中C表示體系的熱容,T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度.實驗室經常測定中和反應的反應熱.
2、化學反應的焓變
(1)反應焓變
物質所具有的能量是物質固有的性質,可以用稱為“焓”的物理量來描述,符號為H,單位為kJ·mol-1.
反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變,用ΔH表示.
(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系.
對于等壓條件下進行的化學反應,若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能,則該反應的反應熱等于反應焓變,其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物).
(3)反應焓變與吸熱反應,放熱反應的關系：
ΔH＞0,反應吸收能量,為吸熱反應.
ΔH＜0,反應釋放能量,為放熱反應.
(4)反應焓變與熱化學方程式：
把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1
書寫熱化學方程式應注意以下幾點：
①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq).
②化學方程式后面寫上反應焓變鉛手ΔH,ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反應溫度.
③熱化學方程式中物質的系數加倍,ΔH的數值也相應加倍.
3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對于一個化學反應,無論是一步完成,還是分幾步完成,其反應焓變一樣,這一規律稱為蓋斯定律肆神.
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算.
常見題型是給出幾個熱化學方程式,合并出題目所求的熱化學方程式,根據蓋斯定律可知,該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和.
(3)根據標準摩爾生成焓,ΔfHmθ計算反應焓變ΔH.
對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］
二、電能轉化為化學能——電解
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下,電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池.
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－.
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na.
總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣.
陽極：2Cl－→Cl2＋2e－
陰極：2H＋＋e－→H2↑
總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(2)銅的電解精煉.
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質溶液.
陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－,還發生幾個副反應
Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－
Fe→Fe2＋＋2e－
Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥.
陰極反應：Cu2＋＋槐雹嫌2e－→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質溶液.
陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－
陰極反應： Cu2＋＋2e－→Cu
三、化學能轉化為電能——電池
1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池.
(2)Cu－Zn原電池的工作原理：
如圖為Cu－Zn原電池,其中Zn為負極,Cu為正極,構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產生,電流計指針發生偏轉.該原電池反應原理為：Zn失電子,負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子,正極反應為：2H＋＋2e－→H2.電子定向移動形成電流.總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu.
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極,活潑金屬為負極,不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極,金屬為負極,非金屬為正極.
2、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；
正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－
正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O
放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O.
充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4.
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－
正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－
電池總反應：2H2＋O2＝2H2O
3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕.
(2)金屬腐蝕的電化學原理.
生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,該腐蝕為“吸氧腐蝕”,總反應為：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分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H+＋2e－→H2↑,該腐蝕稱為“析氫腐蝕”.
(3)金屬的防護
金屬處于干燥的環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理,采用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,采用外加電流陰極保護法.
第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節)
原電池的反應都是自發進行的反應,電解池的反應很多不是自發進行的,如何判定反應是否自發進行呢?
一、化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數能自發進行,即ΔH＜0的反應大多能自發進行.有些吸熱反應也能自發進行.如NH4HCO3與CH3COOH的反應.有些吸熱反應室溫下不能進行,但在較高溫度下能自發進行,如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2.
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念,熵值越大,體系混亂度越大.反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差.產生氣體的反應為熵增加反應,熵增加有利于反應的自發進行.
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH－TΔS＜0反應能自發進行.
ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態.
ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行.
在溫度、壓強一定的條件下,自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行,直至平衡狀態.
二、化學反應的限度
1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應,生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數,該常數稱為化學平衡常數,用符號K表示 .
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度),平衡常數越大,說明反應可以進行得越完全.
(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關.對于給定的可逆反應,正逆反應的平衡常數互為倒數.
(4)借助平衡常數,可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時,說明反應達到平衡狀態.
2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示.如反應物A的平衡轉化率的表達式為：
α（A）＝
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高.提高一種反應物的濃度,可使另一反應物的平衡轉化率提高.
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算.
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動.溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的.
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度,平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度,平衡向正反應方向移動.
溫度一定時,改變濃度能引起平衡移動,但平衡常數不變.化工生產中,常通過增加某一價廉易得的反應物濃度,來提高另一昂貴的反應物的轉化率.
(3)壓強的影響
ΔVg＝0的反應,改變壓強,化學平衡狀態不變.
ΔVg≠0的反應,增大壓強,化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動.
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動.
【例題分析】
例1、已知下列熱化學方程式：
(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
寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 .
解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的.我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起.
將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(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
將(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、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率,因而得到重視,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質,CO為陽極燃氣,空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣,制得在650℃下工作的燃料電池,完成有關的電池反應式：
陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－
陰極反應式：；
總電池反應式：.
解析： 作為燃料電池,總的效果就是把燃料進行燃燒.本題中CO為還原劑,空氣中O2為氧化劑,電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2.用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式,就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ .
答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2
例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( )
A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程.
B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程.
C、水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向.
D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的.
解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化,故A錯誤.只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的,要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷,D錯誤.水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向是正確的.有些吸熱反應也可以自發進行.如在25℃和1.01×105Pa時,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應,又都是熵增的反應,所以B也正確.
答案：BC.
化學反應原理復習（二）
【知識講解】
第2章、第3、4節
一、化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應,大多數化學反應都是分幾步完成的.
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應.總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程,又稱反應機理.
(3)不同反應的反應歷程不同.同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同,反應歷程的差別又造成了反應速率的不同.
2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢,即反應的速率,用符號v表示.
(2)表達式：
(3)特點
對某一具體反應,用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同,但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比.
3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率,通常,反應速率常數越大,反應進行得越快.反應速率常數與濃度無關,受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響.
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度,正反應速率增大,減小反應物濃度,正反應速率減小.
增大生成物濃度,逆反應速率增大,減小生成物濃度,逆反應速率減小.
(3)壓強對反應速率的影響
壓強只影響氣體,對只涉及固體、液體的反應,壓強的改變對反應速率幾乎無影響.
壓強對反應速率的影響,實際上是濃度對反應速率的影響,因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的.壓縮容器容積,氣體壓強增大,氣體物質的濃度都增大,正、逆反應速率都增加；增大容器容積,氣體壓強減??；氣體物質的濃度都減小,正、逆反應速率都減小.
4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：
式中A為比例系數,e為自然對數的底,R為摩爾氣體常數量,Ea為活化能.
由公式知,當Ea＞0時,升高溫度,反應速率常數增大,化學反應速率也隨之增大.可知,溫度對化學反應速率的影響與活化能有關.
(2)活化能Ea.
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差.不同反應的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改變溫度對反應速率的影響越大.
5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率,原因是催化劑能通過參加反應,改變反應歷程,降低反應的活化能來有效提高反應速率.
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變.
催化劑具有選擇性.
催化劑不能改變化學反應的平衡常數,不引起化學平衡的移動,不能改變平衡轉化率.
二、化學反應條件的優化——工業合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應,同時也是氣體物質的量減小的熵減反應,故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動.
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動,又使反應速率加快,但高壓對設備的要求也高,故壓強不能特別大.
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反應速率.
(3)溫度越高,反應速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利于氨的合成.
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率.
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中,達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的,故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ,制反應溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間,并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比.
第3章、物質在水溶液中的行為
一、水溶液
1、水的電離
H2OH＋＋OH－
水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.溫度升高,有利于水的電離, KW增大.
2、溶液的酸堿度
室溫下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7
酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7
堿性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7
3、電解質在水溶液中的存在形態
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質,強電解質在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽,書寫電離方程式時用“＝”表示.
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質,在水溶液中主要以分子形態存在,少部分以離子形態存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽,書寫電離方程式時用“ ”表示.
二、弱電解質的電離及鹽類水解
1、弱電解質的電離平衡.
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數,叫電離平衡常數.
弱酸的電離平衡常數越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數,以第一步電離為主.
(2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例.
加水、加冰醋酸,加堿、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動.
2、鹽類水解
(1)水解實質
鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱堿,從而打破水的電離平衡,使水繼續電離,稱為鹽類水解.
(2)水解類型及規律
①強酸弱堿鹽水解顯酸性.
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②強堿弱酸鹽水解顯堿性.
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③強酸強堿鹽不水解.
④弱酸弱堿鹽雙水解.
Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑
(3)水解平衡的移動
加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或堿能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解.
三、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶于水時,固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態,稱為沉淀溶解平衡.其平衡常數叫做溶度積常數,簡稱溶度積,用Ksp表示.
PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3
(2)溶度積Ksp的特點
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉淀的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但并不改變溶度積.
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力.
2、沉淀溶解平衡的應用
(1)沉淀的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：
Qc＝Ksp時,處于沉淀溶解平衡狀態.
Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉淀至平衡.
Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡.
(2)沉淀的轉化
根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉化.沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動.
四、離子反應
1、離子反應發生的條件
(1)生成沉淀
既有溶液中的離子直接結合為沉淀,又有沉淀的轉化.
(2)生成弱電解質
主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱堿陽離子生成弱堿,或H＋與OH－生成H2O.
(3)生成氣體
生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體.
(4)發生氧化還原反應
強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應,且大多在酸性條件下發生.
2、離子反應能否進行的理論判據
(1)根據焓變與熵變判據
對ΔH－TΔS＜0的離子反應,室溫下都能自發進行.
(2)根據平衡常數判據
離子反應的平衡常數很大時,表明反應的趨勢很大.
3、離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發生反應的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件.
(2)用于物質的定性檢驗
根據離子的特性反應,主要是沉淀的顏色或氣體的生成,定性檢驗特征性離子.
(3)用于離子的定量計算
常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法.
(4)生活中常見的離子反應.
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多,主要有：
Ca2＋、Mg2＋的形成.
CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－
MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－
加熱煮沸法降低水的硬度：
Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O
或加入Na2CO3軟化硬水：
Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓
第四章電化學基礎
第一節原電池
1、概念：化學能轉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電解質溶液③電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路
3、電子流向：外電路：負極——導線——正極
內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。
4、電極反應：以鋅銅原電池為例：
負極：氧化反應：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）
正極：還原反應：2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）
總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
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）根據電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極
（5）根據實驗現象①__溶解的一極為負極__②增重或有氣泡一極為正極
第二節化學電池
1、電池的分類：化學電池、太陽能電池仔御、原子能電池
2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置
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：常見一次電池：堿性鋅錳電池、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
放電：負極（鉛）：Pb＋－2e?＝PbSO4↓
正極（氧化鉛）：PbO2＋4H+＋＋2e?＝PbSO4↓＋2H2O
充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e?＝PbO2＋4H+＋
陽極：PbSO4＋2e?＝Pb＋
兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O
3、目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、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生電流的一種原電池
2、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。
當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2－4e?=4H+正極：O2＋4e?4H+=2H2O
當電解質溶液呈堿性時：負極：2H2＋4OH?－4e?＝4H2O負極：O2＋2H2O＋4e?＝4OH?
另一種燃料電池是用金屬鉑片插入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－－8?e?＝7H2O；
正極：4H2O＋2O2＋8e?＝8OH－。
電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低
四、廢棄電池的處理：回收利用
第三節電解池
一、電解原理
1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽
2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程
3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程
4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（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，發生氧化反應
陰極：與直流電源的負極相連的電極，發生還原反應
6、電解CuCl2溶液的電極反應：陽極：2Cl--2e?=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e?=Cu(還原)
總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑
7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程
☆規行晌律總結：電解反應離子方程式書寫：
陽離子放電順序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子放電順序：是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
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，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。
電解質水溶液點解產物的規律
類型電極反應檔戚鋒特點實例電解對象電解質濃度pH電解質溶液復原
分解電解質型電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl電解質減小增大HCl
CuCl2---CuCl2
放H2生成堿型陰極：水放H2生堿
陽極：電解質陰離子放電NaCl電解質和水生成新電解質增大HCl
放氧生酸型陰極：電解質陽離子放電
陽極：水放O2生酸CuSO4電解質和水生成新電解質減小氧化銅
電解水型陰極：4H++4e-==2H2↑
陽極：4OH--4e-=O2↑+2H2ONaOH水增大增大水
H2SO4減小
Na2SO4不變
上述四種類型電解質分類：
（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽
（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）
（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽
（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽
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、電解質溶液的選擇：
陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液；M—ne—==Mn+
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，附著在金屬表面
Mn++ne—==M
電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液
鍍銅反應原理：陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，
電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液
（3）電鍍應用之一：銅的精煉：陽極：粗銅；陰極：純銅電解質溶液：硫酸銅
2、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：2Cl——2e—==Cl2↑
☆規律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規律
（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溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。
（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。
（3）若多個單池相互串聯，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。
☆
☆
☆
☆
☆
☆
☆
☆
☆原電池，電解池，電鍍池的比較
性質類別
原電池電解池電鍍池
定義
（裝置特點）將化學能轉變成電能的裝置將電能轉變成化學能的裝置應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬
反應特征自發反應非自發反應非自發反應
裝置特征無電源，兩級材料不同有電源，兩級材料可同可不同有電源
形成條件活動性不同的兩極
電解質溶液
形成閉合回路兩電極連接直流電源
兩電極插入電解質溶液
形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子
電極名稱負極：較活潑金屬
正極：較不活潑金屬（能導電非金屬）陽極：與電源正極相連
陰極：與電源負極相連名稱同電解，但有限制條件
陽極：必須是鍍層金屬
陰極：鍍件
電極反應負極：氧化反應，金屬失去電子
正極：還原反應，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子
陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子
陽極：金屬電極失去電子
陰極：電鍍液中陽離子得到電子
電子流向負極→正極電源負極→陰極
電源正極→陽極同電解池
溶液中帶電粒子的移動陽離子向正極移動
陰離子向負極移動陽離子向陰極移動
陰離子向陽極移動同電解池
聯系在兩極上都發生氧化反應和還原反應
☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯系圖：
陽極(失)e-正極（得）e-負極（失）e-陰極（得）
第四節金屬的電化學腐蝕和防護
一、金屬的電化學腐蝕
（1）金屬腐蝕內容：（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程
（3）金屬腐蝕的分類：
化學腐蝕—金屬和接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕
電化學腐蝕—不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。
化學腐蝕與電化腐蝕的比較
電化腐蝕化學腐蝕
條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸
現象有微弱的電流產生無電流產生
本質較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程
關系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重
（4）電化學腐蝕的分類：
析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出
①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）
②電極反應：負極:Fe–2e-=Fe2+
正極:2H++2e-=H2↑
總式：Fe+2H+=Fe2++H2↑
吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣
①條件：中性或弱酸性溶液
②電極反應：負極:2Fe–4e-=2Fe2+
正極:O2+4e-+2H2O=4OH-
總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
離子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2
生成的Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成Fe(OH)3，Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3
Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3?xH2O（鐵銹主要成分）
規律總結：金屬腐蝕快慢的規律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規律如下：
電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕
防腐措施由好到壞的順序如下：
外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕
二、金屬的電化學防護
1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護
（1）犧牲陽極的陰極保護法
原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化
應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備
負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護
（2）外加電流的陰極保護法
原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕
應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。
2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金
3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等
