2017高中化学选修4知识点总结.doc

优质文本化学选修4化学反响与原理第一章 化学反响与能量一、焓变 反响热 1反响热：化学反响过程中所放出或吸收的热量，任何化学反响都有反响热，因为任何化学反响都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反响热可以分为燃烧热、中和热、溶解热 2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反响的热效应.符号： H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反响热，都可用H表示，单位都是kJ/mol。3.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响。(放热>吸热) H 为“-或H <0吸收热量的化学反响。吸热>放热H 为“+或H >0也可以利用计算H来判断是吸热还是放热。H=生成物所具有的总能量-反响物所具有的总能量=反响物的总键能-生成物的总键能 常见的放热反响： 所有的燃烧反响 所有的酸碱中和反响 大多数的化合反响 金属与水或酸的反响 生石灰氧化钙和水反响铝热反响等 常见的吸热反响： 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl 大多数的分解反响 条件一般是加热或高温的反响区分是现象物理变化还是反响生成新物质是化学变化，一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态6.常温是指25，101.标况是指0,101.7.比拟H时必须连同符号一起比拟。二、热化学方程式书写化学方程式注意要点: 热化学方程式必须标出能量变化，即反响热H，H对应的正负号都不能省。 热化学方程式中必须标明反响物和生成物的聚集状态s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示 热化学反响方程式不标条件，除非题中特别指出反响时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 各物质系数加倍，H加倍，即：H和计量数成比例；反响逆向进行，H改变符号，数值不变。 6.表示意义：物质的量物质状态吸收或放出*热量。三、燃烧热1概念： 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。注意以下几点：研究条件：101 kPa反响程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量：1 mol研究内容：放出的热量。H<0，单位kJ/mol2.燃烧热和中和热的表示方法都是有H时才有负号。3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。四、中和热1概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反响而生成1mol H2O，这时的反响热叫中和热。2强酸与强碱的中和反响其实质是H+和OH-反响，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=57.3kJ/mol3弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反响时的中和热小于57.3kJ/mol。4中和热的测定实验：看课本装置图1一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小，一般中和热为57.3kJ/mol。2假设用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。3假设用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。(4)在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。五、盖斯定律1内容：化学反响的反响热只与反响的始态各反响物和终态各生成物有关，而与具体反响进行的途径无关，如果一个反响可以分几步进行，那么各分步反响的反响热之和与该反响一步完成的反响热是相同的。六、能源注：水煤气是二次能源。第二章 化学反响速率和化学平衡一、化学反响速率1. 化学反响速率v 定义：用来衡量化学反响的快慢，单位时间内反响物或生成物的物质的量的变化 表示方法：单位时间内反响浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式：v=c/t：平均速率，c：浓度变化，t：时间单位：mol/L·s 影响因素： 决定因素内因：反响物的性质决定因素 条件因素外因：浓度固体和纯液体除外，压强方程式中必须要有气体 ，温度提高了反响物分子的能量，催化剂降低了活化能，浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反响速率，温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反响速率。2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。注意：1、参加反响的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反响速率不变。 2、惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时：充入本体系气体，反响速率增大；充入惰性气体反响速率不变恒温恒压时：充入惰性气体反响速率减小二、化学平衡一1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反响进行到正逆反响速率相等时，各组成成分浓度不再改变，到达外表上静止的一种“平衡，这就是这个反响所能到达的限度即化学平衡状态。2、化学平衡的特征逆研究前提是可逆反响等同一物质的正逆反响速率相等 动动态平衡 定各物质的浓度与质量分数恒定 变条件改变，平衡发生变化 3、判断平衡的依据判断可逆反响到达平衡状态的方法和依据例举反响mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各气体的体积或体积分数一定平衡即：各组分的量保持不变时一定能判断平衡。正、逆反响速率的关系在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，平衡在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡即：用物质来判断平衡时，必须要一正一逆且要带上系数。用速率来判断平衡时，必须要一正一逆且速率之比等于计量数之比。总的压强，总的物质的量，总的体积m+np+q时，能判断平衡m+n=p+q时，不能判断平衡。即：总的量看气体的计量数，气体的计量数不等时能判断。混合气体平均相对分子质量Mr或密度用公式判断推出公式是一个变化的量就能判断平衡温度任何反响都伴随着能量变化，当体系温度一定时其他不变一定能判断平衡。平衡其他变化的量能判断平衡，固定不变的量不能判断平衡。二影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响1影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反响物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反响物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动2增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反响方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反响方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意：1改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动2气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反响速率和逆反响速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反响到达平衡所需的时间。5.勒夏特列原理平衡移动原理：如果改变影响平衡的条件之一如温度，压强，浓度，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数一定义：在一定温度下，当一个反响到达化学平衡时，生成物浓度幂之积与反响物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：K二使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。2、K只与温度T有关，与反响物或生成物的浓度无关。3、反响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、稀溶液中进行的反响，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。三化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反响进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反响进行的程度越大，即该反响进行得越完全，反响物转化率越高。反之，那么相反。 一般地，K>105时，该反响就进行得根本完全了。2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反响是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。Q：浓度积Q_K:反响向正反响方向进行;Q_=_K:反响处于平衡状态 ;Q_K:反响向逆反响方向进行3、利用K值可判断反响的热效应假设温度升高，K值增大，那么正反响为_吸热_反响假设温度升高，K值减小，那么正反响为_放热_反响四、等效平衡1、概念：在一定条件下定温、定容或定温、定压，只是起始参加情况不同的同一可逆反响到达平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2、分类1定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反响前后气体分子数改变的可逆反响：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类：对于反响前后气体分子数不变的可逆反响：只要反响物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。2定温，定压的等效平衡只要保证可逆反响化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反响进行的方向1、反响熵变与反响方向：1熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：Jmol-1K-1 (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，也是反响方向判断的依据。.（3） 同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)S(l)S(s)（4） 方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向 。2、反响方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反响的判读依据为： H-TS0 反响能自发进行H-TS=0 反响到达平衡状态H-TS0 反响不能自发进行注意：1H为负，S为正时，任何温度反响都能自发进行 2H为正，S为负时，任何温度反响都不能自发进行第三章 水溶液中的离子平衡一、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： 在水溶液里只有一局部分子电离成离子的电解质 。物质单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大局部有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯洁物2、电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 注意：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、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就到达了 平衡状态 ，这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素：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，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里参加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：参加能与弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时，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：在一定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，一般用Ka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决定。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>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = cH+·cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，那么KW值一定KW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、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14温度：促进水的电离水的电离是 吸 热的易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱性和pH： 1pH=-lgcH+2pH的测定方法：酸碱指示剂 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。变色范围：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，然后与标准比色卡比照即可 。 注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它 H+混 =H+1V1+H+2V2/V1+V22、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它 OH-混OH-1V1+OH-2V2/V1+V2 (注意 :不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合：先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，那么用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，那么用余下的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：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n 但始终不能大于或等于72、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n 但始终不能小于或等于75、不管任何溶液，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pH均接近76、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混和计算规律1、假设等体积混合pH1+pH2=14 那么溶液显中性pH=7pH1+pH215 那么溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 那么溶液显酸性pH=pH1+0.32、假设混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH214 V酸：V碱=1：1014-pH1+pH2六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的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，因为下端有一局部没有刻度。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准备过程：准备：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，那么：c碱=上述公式在求算浓度时很方便，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，假设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，那么c碱降低了；对于观察中出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。七、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解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H+或OH-结合生成弱电解质的反响。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，是平衡向右移动，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:Na2CO3 NaHCO3)4、盐类水解的特点：1可逆与中和反响互逆 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；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 如: HSO3- 、H2PO4- 水解程度电离程度，显 碱 性 如：HCO3- 、HS- 、HPO42-7、双水解反响： 1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反响。双水解反响相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 2常见的双水解反响完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、药品的保存配制FeCl3溶液时常参加少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常参加少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热假设不然，那么：MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比拟盐溶液中离子浓度的大小比拟NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常数 Kh对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/KbKw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数电离、水解方程式的书写原那么1、多元弱酸多元弱酸盐的电离水解的书写原那么：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱多元弱碱盐的电离水解书写原那么：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比拟根本原那么：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：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所有微粒的量(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衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 1溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。2反响后离子浓度降至1*10-5以下的反响为完全反响。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反响，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衡。 4掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 5溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 6溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否那么不存在平衡。2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ 。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq+ S2-(aq)3、沉淀生成的三种主要方式 1加沉淀剂法：Ksp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MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 3氧化复原沉淀法： 4同离子效应法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：酸碱；氧化复原； 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。 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr淡黄色 AgI 黄色 Ag2S黑色6、溶度积KSP1、定义：在一定条件下，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：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m c(Bm-)n3、影响因素：外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。4、溶度积规那么QC离子积KSP 有沉淀析出QC= KSP 平衡状态QC KSP 未饱和，继续溶解第四章 电化学根底第一节 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 内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液。 4、电极反响：以锌铜原电池为例：负极： 氧化 反响： Zn2eZn2 较活泼金属正极： 复原 反响： 2H2eH2 较不活泼金属总反响式： Zn+2H+=Zn2+H2 5、正、负极的判断： 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从电子的流动方向 负极流入正极 3从电流方向 正极流入负极 4根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根据实验现象_溶解的一极为负极_ 增重或有气泡一极为正极 第二节 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，可以屡次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。2、电极反响：铅蓄电池 放电：负极铅： Pb2e- PbSO4 正极氧化铅： PbO24H+2e- PbSO42H2O 充电：阴极： PbSO42H2O2e- PbO24H+ 放电 充电 阳极： PbSO42e- Pb 两式可以写成一个可逆反响： PbO2Pb2H2SO4 2PbSO42H2O 3、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响直接产生电流的一种原电池 2、电极反响：一般燃料电池发生的电化学反响的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反响写出总的电池反响，但不注明反响的条件。，负极发生氧化反响，正极发生复原反响，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反响。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时： 负极：2H24e- =4H+ 正极：24 e- 4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时： 负极： 2H24OH-4e-4H2O 正极：22H2O4 e-4OH-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(燃料)和氧气(氧化剂)。电极反响式为：负极：CH410OH8e- 7H2O；正极：4H2O2O28e- 8OH-。电池总反响式为：CH42O22KOHK2CO33H2O3、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复原反响(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，发生氧化复原反响的过程 4、电子流向：电源负极电解池阴极离子定向运动电解质溶液电解池阳极电源正极 5、电极名称及反响： 阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反响 阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 复原 反响 6、电解CuCl2溶液的电极反响：阳极： 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)阴极： Cu2+2e-=Cu(复原)总反响式： CuCl2 =Cu+Cl2 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：电解反响离子方程式书写：放电顺序：阳离子放电顺序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 阴离子的放电顺序 是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，假设阳极材料为活性电极Fe、Cu)等金属，那么阳极反响为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；假设为惰性材料，那么根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反响式。 电解质水溶液点解产物的规律类型电极反响特点实例电解对象电解质浓度pH电解质溶液复原分解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电HCl 电解质 减小  增大 HCl CuCl2- CuCl2放H2生成碱型阴极：水放H2生碱阳极：电解质阴离子放电NaCl电解质和水生成新电解质 增大 HCl放氧生酸型阴极：电解质阳离子放电阳极：水放O2生酸CuSO4电解质和水生成新电解质 减小氧化铜电解水型阴极：4H+ + 4e- = 2H2 阳极：4OH- - 4e- = O2+ 2H2ONaOH  水  增大 增大水H2SO4 减小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外表镀上一薄层其他金属或合金的方法2、电极、电解质溶液的选择：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，附着在金属外表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响原理 阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2+2e-=Cu， 电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液 3、电镀应用之一：铜的精炼 阳极：粗铜；阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜 3、电冶金1、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中复原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝2、电解氯化钠：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl = Na + + Cl通直流电后：阳极：2Na+ + 2e = 2Na阴极：2Cl 2e = Cl2规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律 1假设无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。有活泼性不同的两个电极；两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；较活泼金属与电解质溶液能发生氧化复原反响有时是与水电离产生的H+作用，只要同时具备这三个条件即为原电池。 2假设有外接电源，两极插入电解质溶液中，那么可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，那么为电镀池。 3假设多个单池相互串联，又有外接电源时，那么与电源相连接的装置为电解池成电镀池。假设无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极电子输出极，有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。 原电池，电解池，电镀池的比拟性质 类别 原电池 电解池 电镀池定义装置特点将化学能转变成电能的装置将电能转变成化学能的装置应用电解原理在某些金属外表镀上一侧层其他金属反响特征 自发反响 非自发反响 非自发反响 装置特征无电源，两级材料不同有电源，两级材料可同可不同 有电源 形成条件活动性不同的两极电解质溶液形成闭合回路两电极连接直流电源两电极插入电解质溶液形成闭合回路1镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；2电镀液必须含有镀层金属的离子 电极名称负极：较活泼金属正极：较不活泼金属能导电非金属阳极：与电源正极相连阴极：与电源负极相连名称同电解，但有限制条件阳极：必须是镀层金属阴极：镀件 电极反响负极：氧化反响，金属失去电子正极：复原反响，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子吸氧腐蚀阳极：氧化反响，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子阴极：复原反响，溶液中的阳离子得到电子阳极：金属电极失去电子阴极：电镀液中阳离子得到电子电子流向负极正极 电源负极阴极电源正极阳极 同电解池溶液中带电粒子的移动阳离子向正极移动阴离子向负极移动阳离子向阴极移动阴离子向阳极移动 同电解池联系 在两极上都发生氧化反响和复原反响原电池与电解池的极的得失电子联系图：阳极(失)