高中化学课堂笔记----化学选修4笔记.doc

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1、精选优质文档-倾情为你奉上化学选修4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（1）.符号： H （2）.单位：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应。(放热吸热) H 为“-”或H 放热）H 为“+”或H 0 常见的放热反应：所有的燃烧反应 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Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 以H2、CO、C为还原

2、剂的氧化还原反应 铵盐溶解等小结：1、化学键断裂，吸收能量； 化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，H为“-”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，H为“+”或大于03、反应热 数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.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。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

3、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。注意以下几点：研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g), N元素转化为N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); H =285.8 kJ/mol燃烧物的物质的量：燃料是以1

4、mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； 研究内容：放出的热量。（H105时，该反应就进行得基本完全了。2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）Q K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态 ; Q K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应;若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应四、等效平衡1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为

5、等效平衡。2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：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：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应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应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（H 0）。对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全焓变（H

6、）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素1、反应熵变与反应方向：（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熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用S表示。 S=S生成物总熵S反应物总熵反应的S越大,越有利于反应自发进行(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。熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加（ S0）。且S越大，越有利于反应自发进行。正确判断一个化学反应 是否能够自发进行： 必须综合考虑反应的焓变和熵变（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即

7、S(g)S(l)S(s) 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： H-TS0，反应能自发进行;H-TS=0,反应达到平衡状态;H-TS0，反应不能自发进行注意：（1）. H 0 该反应一定能自发进行；（2）. H 0，S0 该反应一定不能自发进行；（3）. H 0，S0，S0 该反应在较高温度下能自发进行第三章 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：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解

8、质。物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物 。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、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物 2、(1)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。(2)强

9、电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 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）(3)强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHACHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB3、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，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一

10、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。5、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）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，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-/AB7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质

11、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO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，则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*10-1

12、4 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：（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，然后与标准比色卡对比即可。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常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊5红色58紫色8蓝色甲基橙3.1红色3.14.4橙色4.4黄色酚酞8无色810浅红10红色三 、混合液的pH值计算方法公

13、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+V2）2、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，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它）注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！四、稀释

14、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7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于7）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、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7p

15、H1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性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

16、。（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，则：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，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V

17、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，则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，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类

18、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)弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOHCH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。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

19、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。使得平衡向右移。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：NH4Ac = NH4 + Ac

20、- NH4 + H2ONH3H2O + H Ac + H2OHAc + OH-两个水解反应生成的H+和OH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。（2）常见的双水解反应完全的为：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盐类水解的应用：混施化肥（N、P、K三元素不能变成和）泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）

21、FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）明矾净水（Al3水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（强者显性）比较盐溶液离子浓度的大小 判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）配制盐溶液（加对应的酸防止水解）8、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/Kb（Kw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则1、多

22、元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：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）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较1.基本原则：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。2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：中常

23、化学常见的有三对等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性掌握其处理方法（即抓主要矛盾）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/L10-5mol/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“=

24、”。（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，否则不存在平衡。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）氧化还原沉淀法： （4）同离子

25、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；氧化还原； 沉淀转化 。常采用的方法有：加水；加热；减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。5、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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（KSP）1、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

26、持不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2、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、溶度积规则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 电化学基础第一节 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化学原理:电子从负极（较活泼金属）流向正极（较不活泼金属或碳棒），负极发生氧化反应，正极发生还原反应。半电池：包括电极材料和电解质溶液，两个隔离的半电池通过盐桥连接

27、起来。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、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应： Zn2eZn2（较活泼金属）正极：还原反应： 2H2eH2（较不活泼金属）总反应式：Zn+2H+=Zn2+H25、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 （

28、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 负极: (1)相对活泼的金属(2)失电子,发生氧化反应(3)质量减少(4)电解质溶液中阴离子的定向移动方向正极: (1)相对不活泼的金属 或 非金属(2)得电子,发生还原反应(3)质量增加 或 生成气体(4)电解质溶液中阳离子的定向移动方向第二节 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，可以多次重

29、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）：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应： 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，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，

30、负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。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)。电极反应式为：负极：CH410OH8e- 7H2O；正极：4H2O2O28e- 8OH-。电池总反应式为：CH42O22KOHK2CO33H2O3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少

31、、运行噪音低书写电极反应式应注意以下几点：1电极反应是一种离子反应，遵循书写离子反应的所有规则（如“拆”、“平”）；2将两极反应的电子得失数配平后，相加得到总反应，总反应减去一极反应即得到另一极反应；3负极失电子所得氧化产物和正极得电子所得还原产物，与溶液的酸碱性有关如4价的C在酸性溶液中以CO2形式存在，在碱性溶液中以CO32形式存在）；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电解池形成的条件： a.有与直流电源相连的两极 b.电解质溶液或熔融的电解质 c.形成闭合回路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还原反应(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，发生氧化还原反应的过程4、电子流向：（电源）负极（电解池）阴极（离子定向运动）电解质溶液（电解