2022年高中选修化学反应原理知识点总结.docx

精选学习资料 - - - - - - - - - 化学选修 化学反应原理复习第一章一、焓变 反应热 1反应热： 肯定条件下, 肯定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸取的热量 2焓变 H的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）. 符号： H（2）.单位： kJ/mol 3. 产生缘由：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 H >0 吸取热量的化学反应；（吸热 >放热）H 为“ +” 或 常见的放热反应： 全部的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、 氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体 BaOH 2·8H2O 与 NH 4Cl 大多数的分解反应 以 H 2、CO、C 为仍原剂的氧化仍原反应 铵盐溶解等二、热化学方程式 书写化学方程式留意要点 : 热化学方程式必需标出能量变化；热化学方程式中必需标明反应物和生成物的集合状态（g,l,s分别表示固态, 液态,气态,水溶液中溶质用aq 表示）热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强；热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数各物质系数加倍,H加倍；反应逆向进行,H转变符号,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固的化合物时所放出的热 量；燃烧热的单位用 kJ/mol 表示； 留意以下几点：讨论条件： 101 kPa 反应程度：完全燃烧,产物是稳固的氧化物；1 mol 燃烧物的物质的量：讨论内容：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；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：57.3kJ/mol；H+aq +OH-aq =H2Ol H=57.3kJ/mol 3弱酸或弱碱电离要吸取热量,所以它们参与中和反应时的中和热小于4中和热的测定试验五、盖斯定律1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,而与详细反应进行的途径无关,假如一个反应可以分几步进行,就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；1 名师归纳总结 - - - - - - -第 1 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 其次章一、化学反应速率 1. 化学反应速率（v） 定义：用来 衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 表示方法： 单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示 运算公式： v= c/ t（：平均速率,c：浓度变化,t：时间）单位：mol/ （L·s） 影响因素： 打算因素（内因） ：反应物的性质（打算因素 ） 条件因素（外因） ：反应所处的条件2. 留意：（1）、参与反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变；（2）、惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时：充入惰性气体总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变反应速率不变 恒温恒体时：充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢 二、化学平稳（一） 1.定义：化学平稳状态： 肯定条件下, 当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再转变, 达到表面上静止的一种 2、化学平稳的特点 逆（讨论前提是可逆反应）“ 平稳 ”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平稳状态；等（同一物质的正逆反应速率相等）2 名师归纳总结 - - - - - - -第 2 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 动（动态平稳）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件转变,平稳发生变化）3、判定平稳的依据判定可逆反应达到平稳状态的方法和依据例举反应mAg+nBg pCg+qDg 平稳各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数肯定混合物体系中各物质的质量或各物质质量分数肯定平稳各气体的体积或体积分数肯定平稳各成分的含量总体积、总压力、总物质的量肯定不 一 定 平衡正、逆反应在单位时间内消耗了m molA 同时生成 m molA ,即 V 正 =V 逆 平稳在单位时间内消耗了n molB 同时消耗了p molC,就 V 正 =V 逆 平稳VA:VB:VC:VD=m:n:p:q,V 正不肯定等于V 逆不 一 定 平速率的关系在单位时间内生成n molB ,同时消耗了q molD ,因均衡不 一 定 平压强指 V逆 衡m+n p+q 时,总压力肯定（其他条件肯定）平稳m+n =p+q 时,总压力肯定（其他条件肯定）不 一 定 平衡混 合 气 体 平 均Mr 肯定时,只有当m+n p+q 时（其他不平稳相 对 分 子 质 量Mr 肯定时,但m+n=p+q 时不 一 定 平Mr 衡任何反应都相伴着能量变化,当体系温度肯定时温度平稳变）体系的密度密度肯定不 一 定 平衡其他如体系颜色不再变化等平稳（二）影响化学平稳移动的因素1、浓度对化学平稳移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情形下,增大反应物的浓度或削减生成物的浓度,都可以使平稳向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平稳向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平稳 _不移动 _ （3）在溶液中进行的反应,假如稀释溶液, 反应物浓度 _减小 _,生成物浓度也 _减小 _, V正_减小 _,V逆也_减小 _,但是减小的程度不同,总的结果是化学平稳向反应方程式 中化学计量数之和 _大_的方向移动；2、温度对化学平稳移动的影响影响规律：在其他条件不变的情形下,温度上升会使化学平稳向着 移动,温度降低会使化学平稳向着 _放热反应 _方向移动；3、压强对化学平稳移动的影响_吸热反应 _方向影响规律： 其他条件不变时,增大压强,会使平稳向着 _体积缩小 _方向移动；减小压强,会使平稳向着 _体积增大 _方向移动；3 名师归纳总结 - - - - - - -第 3 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 留意：（1）转变压强不能使无气态物质存在的化学平稳发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平稳移动规律相像4.催化剂对化学平稳的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平稳 _不移动 _；但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平稳所需的 _时间 _；5.勒夏特列原理（平稳移动原理）：假如转变影响平稳的条件之一（如温度,压强,浓度）,平稳向着能够减弱这种转变的方向移动；三、化学平稳常数（一）定义：在肯定温度下,当一个反应达到化学平稳时,_生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数 _比值；符号： _K_ （二）使用化学平稳常数 K 应留意的问题：1、表达式中各物质的浓度是_变化的浓度 _,不是起始浓度也不是物质的量；2、K 只与 _温度（ T）_有关,与反应物或生成物的浓度无关；3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1”而不代入公式；4、稀溶液中进行的反应,如有水参与,水的浓度不必写在平稳关系式中；（三）化学平稳常数 K 的应用 : 1、化学平稳常数值的大小是可逆反应 _进行程度 _的标志； K 值越大,说明平稳时 _生成物 _的浓度越大,它的 _正向反应 _进行的程度越大,即该反应进行得越 _完全 _,反应物转化率越 _高_；反之,就相反；一般地, K>_10 5_时,该反应就进行得基本完全了；2、可以利用 K 值做标准,判定正在进行的可逆反应是否平稳及不平稳时向何方进行建立平衡；（Q：浓度积）Q_K:反应向正反应方向进行 ; Q_=_K: 反应处于平稳状态 ; Q_K:反应向逆反应方向进行3、利用 K 值可判定反应的热效应如温度上升, K 值增大,就正反应为 _吸热 _反应如温度上升, K 值减小,就正反应为 _放热 _反应四、等效平稳1、概念：在肯定条件下（定温、定容或定温、定压）,只是起始加入情形不同的同一可逆反应达到平稳后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平稳互称为等效平稳；2、分类（1）定温,定容条件下的等效平稳 第一类：对于反应前后气体分子数转变的可逆反应：必需要保证化学计量数之比与原先相同；同时必需保证平稳式左右两边同一边的物质的量与原先相同；其次类： 对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：同即可视为二者等效；（2）定温,定压的等效平稳只要反应物的物质的量的比例与原先相只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平稳；五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：S. 单位： J.mol-1.K-1 （1）熵 :物质的一个状态函数,用来描述体系的纷乱度,符号为2体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判 断的依据； . 4 名师归纳总结 - - - - - - -第 4 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - （3）同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小；即 2、反应方向判定依据 在温度、压强肯定的条件下,化学反应的判读依据为： H-T S 0 反应能自发进行 H-T S=0 反应达到平稳状态 H-T S0 反应不能自发进行 留意：（1） H为负, S 为正时,任何温度反应都能自发进行SgSlSs （2） H为正, S 为负时,任何温度反应都不能自发进行 第三章 一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质；非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物；强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质；弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质混和物物质纯洁物单质电解质强电解质：强酸,强碱,大多数盐；如 HCl、 NaOH、 NaCl、 BaSO4化合物弱电解质：弱酸,弱碱,极少数盐,水；如 HClO 、NH 3·H 2O、非电解质：CuOH 、H O 非金属氧化物, 大部分有机物；如 SO3、CO 2、C6H 12O6、CCl 4、CH2=CH 2 2、电解质与非电解质本质区分：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物留意：电解质、非电解质都是化合物SO2、NH3、CO2等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4 全部电离,故 BaSO4 为强电解质） 电解质的强弱与导电性、溶解性无关；3、电离平稳：在肯定的条件下,当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时,电离过程就达到了平稳状态,这叫电离平稳；4、影响电离平稳的因素：A、温度：电离一般吸热,升温有利于电离；B、浓度：浓度越大,电离程度 越小；溶液稀释时,电离平稳向着电离的方向移动；C、同离子效应： 在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离；D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离；9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数： 在肯定条件下, 弱电解质在达到电离平稳时,溶液中电离所生成的各种离子Ka浓度的乘积, 跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数；叫做电离平稳常数, （一般用表示酸, Kb 表示碱；）表示方法： ABA +B- Ki= A+ B-/AB11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性打算；b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大；C、 同 一 温 度 下 , 不 同 弱 酸 , 电 离 常 数 越 大 , 其 电 离 程 度 越 大 , 酸 性 越 强 ； 如 ：H2SO3>H 3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平稳：:5 名师归纳总结 - - - - - - -第 5 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 水的离子积： K W = cH+·cOH- 25时 , H+=OH- =10-7 mol/L ; K W = H+·OH- = 1*10-14 留意： K W 只与温度有关,温度肯定,就K W 值肯定K W不仅适用于纯水,适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点： （ 1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平稳的外界因素：酸、碱：抑制水的电离K W1*10-14热的）-14温度：促进水的电离（水的电离是吸易水解的盐：促进水的电离K W 1*104、溶液的酸碱性和pH ：（ 1）pH=-lgcH+ （2）pH 的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、 石蕊、 酚酞；变色范畴：甲基橙 3.14.4（橙色）石蕊 5.08.0（紫色）酚酞 8.210.0（浅红色）pH 试纸 操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可；留意：事先不能用水潮湿 PH 试纸；广泛 pH 试纸只能读取整数值或范畴三 、混合液的 pH 值运算方法公式1、强酸与强酸的混合： （先求 H +混：将两种酸中的求其它）H +混 =（H +1V 1+H + 2V 2）/（V 1+V 2）2、强碱与强碱的混合： （先求 OH-混：将两种酸中的H +离子物质的量相加除以总体积,再OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它）OH-混（ OH-1V 1+OH- 2V 2） /（V 1+V 2）留意 :不能直接运算 H+ 混 3、强酸与强碱的混合： （先据 H + + OH- =H 2O 运算余下的 H +或 OH-,H +有余,就用余下的 H+数除以溶液总体积求 H+混； OH-有余,就用余下的 OH-数除以溶液总体积求 OH- 混,再求其它）四、稀释过程溶液pH 值的变化规律：10 n 倍时, pH 稀 10 n 倍时, pH 稀 10 n 倍时, pH 稀 10 n 倍时, pH 稀= pH 原+ n （但始终不能大于或等于7）pH 均1、强酸溶液：稀释pH 原+n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释= pH 原 n （但始终不能小于或等于7）3、强碱溶液：稀释 pH 原 n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释5、不论任何溶液,稀释时pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液无限稀释后接近 7 6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH 变化得慢,强酸、强碱变化得快；五、强酸（ pH1 ）强碱（ pH2）混和运算规律1、如等体积混合pH1+pH2=14 就溶液显中性pH=7 pH1+pH2 15 就溶液显碱性pH=pH 2-0.3 pH1+pH2 13就溶液显酸性pH=pH 1+0.3 2、如混合后显中性pH1+pH2=14 V 酸： V 碱=1： 1 14- （pH1+pH2 ）pH1+pH2 14 V 酸： V 碱=1： 106 名师归纳总结 - - - - - - -第 6 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 五、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质： H+OH=H2O 即酸能供应的H+和碱能供应的OH-物质的量相等；2、中和滴定的操作过程：（1）仪滴定管的刻度,O 刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值, 由于下端有一部分没有刻度；滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱）,也不得中途向滴定管中添加；滴定管可以读到小数点后一位；（2）药品：标准液；待测液；指示剂；（3）预备过程：预备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面；（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据 V 始 （4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析式中： n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积；当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,就：n 酸 c 酸 V 酸c 碱=n 碱 V 碱上述公式在求算浓度时很便利,而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的变化,因为在滴定过程中 c 酸为标准酸, 其数值在理论上是不变的,如稀释了虽实际值变小,但表达的却是 V 酸的增大, 导致 c 酸偏高； V 碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的, 当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小, 但引起变化的却是标准酸用量的减少,即 V 酸减小,就 c 碱降低了；对于观看中显现的误差亦同样如此；综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c 碱的误差与 V 酸的变化成正比, 即当 V 酸的实测值大于理论值时,c 碱偏高,反之偏低；同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然；六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）H+或 OH-结合生成弱电解质的1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的反应；2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或 OH-结合 ,破坏水的电离,是平稳向右移动,促进水的电离；3、盐类水解规律：有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁 强显谁性,两弱都水解,同强显中性；多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强；如:Na 2CO3 NaHCO 3 4、盐类水解的特点： （1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越高水解程度越大（水解吸热,越热越水解）阳离子水解； OH -促进浓度：浓度越小,水解程度越大（越稀越水解）酸碱： 促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：7 名师归纳总结 - - - - - - -第 7 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 只电离不水解：如HSO4-显酸 性性（如 : HSO 3- 、 H2PO4-）性 （如： HCO 3- 、 HS- 、HPO42-）电离程度水解程度,显酸水解程度电离程度,显碱7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应；双水解反应相互促进,水解程度较大, 有的 甚至水解完全；使得平稳向右移；（2）常见的双水解反应完全的为：S 2-与 NH 4 +； CO3 2-HCO 3-与 NH 4式配平依据是两边电荷平稳,如：8、盐类水解的应用：Fe 3+、Al 3+与 AlO 2-、CO 3 2-HCO 3-、S 2-HS-、SO3 2-HSO 3-；+其特点是相互水解成沉淀或气体；双水解完全的离子方程2Al3+ + 3S 2- + 6H 2O = 2AlOH3 + 3H2S水解的应用 1、净水2、去油污3、药品的储存4、制备无水盐5、泡沫灭火器6、比较盐溶液中 离子浓度的大小9、水解平稳常数对于强碱弱酸盐：弱酸的电离平稳常数实例原理明矾净水Al3+3H2O AlOH3 胶体 +3H+用热碱水冼油污物品CO3 2-+H2O HCO3-+OH配制 FeCl3 溶液经常加入Fe 3+3H2O FeOH+ 3+3H少量盐酸配制Na2CO3 溶液经常加CO3 2-+H2O HCO3-+OH入少量 NaOH 由 MgCl2· 6H2O制无水 MgCl2如不然,就：在 HCl 气流中加热MgCl2·6H2O MgOH2+2HCl+4H2O MgOH2 MgO+H2O 用 Al2SO43与 NaHCO 3溶液Al3+3HCO-=AlOH 3 +3CO2混合比较NH4Cl 溶液中离子浓NH4 +H2O NH3·+ H2O+H度的大小cCl->cNH 4 +>cH+>cOH-（Kh）Kh =Kw/KaKw为该温度下水的离子积,Ka 为该条件下该弱酸根形成的 对于强酸弱碱盐： Kh =Kw/K b（Kw 为该温度下水的离子积,弱碱的电离平稳常数）电离、水解方程式的书写原就Kb 为该条件下该弱碱根形成的1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原就：分步书写 留意：不管是水解仍是电离,都打算于第一步,其次步一般相当柔弱；2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原就：一步书写8 名师归纳总结 - - - - - - -第 8 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 八、溶液中微粒浓度的大小比较基本原就：抓住溶液中微粒浓度必需满意的三种守恒关系：电荷守恒： :任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒 : （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量 或总浓度 其以各种形式存在的全部微粒的量 或浓度 之和质子守恒：即水电离出的 H +浓度与 OH-浓度相等；九、难溶电解质的溶解平稳1、难溶电解质的溶解平稳的一些常见学问（1）溶解度 小于 0.01g 的电解质称难溶电解质；（ 2）反应后离 子浓度降 至 1*10-5 以 下的反应为完 全反应；如酸 碱中和时 H + 降至10-7mol/L<10-5mol/L ,故为完全反应,用“=” ,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L ,故均用“=” ；（3）难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平稳；（4）把握三种微溶物质：（5）溶解平稳常为吸热,但CaSO4、CaOH2、Ag2SO4 CaOH 2为放热,升温其溶解度削减；（6）溶解平稳存在的前提是：必需存在沉淀,否就不存在平稳；2、溶解平稳方程式的书写”；如： Ag 2Ss 2Ag+aq）+ S2-aq 留意在沉淀后用s标明状态,并用“3、沉淀生成的三种主要方式（ 1）加沉淀剂法： K sp越小（即沉淀越难溶） ,沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全；（ 2）调 pH 值除某些易水解的金属阳离子：如加（ 3）氧化仍原沉淀法：（4）同离子效应法 4、沉淀的溶解：MgO 除去 MgCl 2溶液中 FeCl3；沉淀的溶解就是使溶解平稳正向移动；常采纳的方法有：酸碱；氧化仍原； 沉淀转化 ；5、沉淀的转化：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；Ag 2S（黑色）如： AgNO 3 AgCl 白色沉淀 AgBr （淡黄色）AgI （黄色）6、溶度积（ KSP）1、定义：在肯定条件下,难溶电解质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,溶液中各离子的浓度保持不变的状态；2、表达式： AmBns mA m .cBn+aq+nBm-aq K SP= cAn+m-n3、影响因素：外因：浓度：加水,平稳向溶解方向移动；温度：升温,多数平稳向溶解方向移动；4、溶度积规章 QC（离子积）KSP 有沉淀析出QC= K SP 平稳状态QC K SP 未饱和,连续溶解第四章9 名师归纳总结 - - - - - - -第 9 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 第一节 原电池原电池：1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池 _ 2、组成条件： 两个活泼性不同的电极 电解质溶液 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路3、电子流向：外电路：负极导线正极阳离子移向正内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液,盐桥中极的电解质溶液；4、电极反应：以锌铜原电池为例：（较活泼金属）（较不活泼金属）负极：氧化反应：Zn 2eZn2正极：仍原反应：2H2eH 2总反应式：Zn+2H+=Zn2+H 25、正、负极的判定：（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极,非金属为正极；（2）从电子的流淌方向 负极流入正极（3）从电流方向 正极流入负极（4）依据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极,阴离子流向负极（5）依据试验现象_溶解的一极为负极_增重或有气泡一极为正极其次节化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池 2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池一、一次电池1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二、二次电池1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生,可以多次重复使用,又叫充电电 池或蓄电池；2、电极反应：铅蓄电池放电：负极（铅） ： Pb SO 4 2- 2e PbSO4正极（氧化铅） ： PbO24H+ SO 4 2- 2e PbSO4 2H 2O 充电：阴极：PbSO42H 2O2e PbO2 4H+ SO 4 2-2PbSO4 2H2O 阳极：PbSO42e Pb SO 4 2-放电两式可以写成一个可逆反应：PbO2Pb2H 2SO4充电目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池三、燃料电池1、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池2、电极反应： 一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同,可依据燃烧反应写出总的电池反应,但不注明反应的条件；不过要留意一般电解质溶液要参与电极反应；,负极发生氧化反应,正极发生仍原反应,以氢氧燃料电池为例,铂为正、负极,介质分10 名师归纳总结 - - - - - - -第 10 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 为酸性、碱性和中性；当电解质溶液呈酸性时：负极： 2H24e=4H+ 正极： 24 e 4H+ =2H 2O 当电解质溶液呈碱性时：负极：2H24OH4e 4H2O正极： 22H 2O4 e 4OH燃料和氧另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH 溶液作电极,又在两极上分别通甲烷气氧化剂；电极反应式为：负极： CH410OH 7H2O ；正极： 4H2O2O2；电池总反应式为：CH42O22KOH K2CO3 3H2O 3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 四、废弃电池的处理：回收利用 第三节 电解池 一、电解原理 1、电解池：把电能转化为化学能的装置 也叫电解槽 2、电解： 电流 外加直流电 通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化仍原反应 被动的不是 自发的 的过程 3、放电：当离子到达电极时,失去或获得电子,发生氧化仍原反应的过程 4、电子流向：（电源） 负极 （电解池） 阴极 （离子定向运动）正极5、电极名称及反应：电解质溶液 （电解池） 阳极 （电源）阳极：与直流电源的正极相连的电极,发生氧化反应阴极：与直流电源的负极相连的电极,发生仍原反应6、电解 CuCl 2溶液的电极反应：阳极：2Cl- -2e-=Cl 2 氧化 阴极：Cu 2+2e-=Cu 仍原 总反应式：CuCl 2 =Cu+Cl 2 7、电解本质：电解质溶液的导电过程,就是电解质溶液的电解过程规律总结：电解反应离子方程式书写：放电次序：阳离子放电次序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+指酸电离的 >Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+- 阴离子的放电次序>F-SO3 2-/MnO 4->OH是惰性电极时：S 2->I->Br->Cl->OH->NO 3->SO 4 2-等含氧酸根离子是活性电极时：电极本身溶解放电 留意先要看电极材料,是惰性电极仍是活性电极,如阳极材料为活性电极（Fe、Cu等金属,就阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液；如为惰性材料, 就依据阴阳离子的放 电次序,依据阳氧阴仍的规律来书写电极反应式；电解质水溶液点解产物的规律类型电极反应特点实例电解对象电 解 质 浓pH 电解质溶分 解 电 解电解质电离出的HCl电解质度增大液复原减小HCl 质型阴阳离子分别在两CuCl2-CuCl211 名师归纳总结 - - - - - - -第 11 页,共 14 页精选学习资料 - - - - - - - - - 极放电放 H2 生成阴极：水放H2 生碱NaCl电 解 质 和生 成 新 电增大HCl碱型阳极：电解质阴离子水解质放电放阴极：电解质阳离子电 解 质 和生减小氧化铜氧生酸型放电CuSO 4成 新 电 解电阳极：水放O2生酸水质增大水阴极：4H+ + NaOH水增大解水型4e- = 2H2 H2SO4减小阳极： 4OH- - 4e- = O2 + 2H2O Na2SO4不变上述四种类型电解质分类：（1）电解水型：含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐（2）电解电解质型：无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法（2）、电极、电解质溶液的挑选：阳极：镀层金属,失去电子,成为离子进入溶液M ne = M n+阴极：待镀金属（镀件） ：溶液中的金属离子得到电子,成为金属原子,附着在金属表面M n+ + ne = M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液镀铜反应原理阳极 纯铜 ：Cu-2e-=Cu2+,阴极 镀件 ：Cu 2+2e-=