鲁科版化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理知识点总结化学反应原理是指化学反应发生的原理和规律。
化学反应是化学物质之间发生的变化过程，它是由分子、离子或原子之间的键的断裂和形成所引起的。
了解化学反应原理可以帮助我们理解和解释化学现象、推断和预测反应产物、优化化学过程、设计新的化学反应等。
下面是化学反应原理的一些重要知识点总结。
1.反应速率和反应的速率方程：反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化量。
反应的速率方程描述了反应速率与反应物浓度的关系。
一般情况下，反应速率与浓度成正比，可以用速率常数k来表示。
反应速率还可以由反应物的摩尔反应系数与常数k相结合表示。
2. 反应平衡：当一个反应达到一定的条件下，反应速率的前后变化趋势相同，称为反应达到平衡。
在平衡时，反应物和产物的摩尔浓度不再改变，但是反应仍然在进行。
平衡常数Keq描述了反应物和产物摩尔浓度的关系，它是反应物和产物浓度比的乘积的比值。
3.平衡常数与反应热力学：平衡常数与反应热力学分析有关。
在常温常压下，反应物和产物之间的能量变化可以通过反应焓变ΔH来描述。
根据反应焓变ΔH的正负，可以判断反应是放热反应还是吸热反应。
平衡常数与ΔH之间有关系，当ΔH为正时，平衡常数较小时反应向产物方向偏移，反之，当ΔH为负时，平衡常数较大，反应向反应物方向偏移。
4.化学平衡与莱沃留斯定律：莱沃留斯定律描述了化学反应中浓度变化对平衡常数的影响。
它指出，在一定温度和压强下，当反应达到平衡后，反应物和产物浓度的比值的乘积的倒数等于平衡常数。
当改变反应物浓度或产物浓度时，反应会重新达到平衡，而平衡常数不变。
5.反应速率与反应机理：反应速率与反应机理密切相关。
反应机理是指反应中发生的一系列微观步骤，每个步骤都有一个速率常数。
反应机理包括起始物质的反应、中间物的生成和中间物的反应等步骤。
反应速率决定于速率控制步骤的速率常数。
通常情况下，反应速率与活化能有关，活化能越低，反应速率越快。
温度的升高可以提高反应速率，因为它提供了更多的能量以克服反应的活化能。
鲁科版-高中化学必修1知识点总结(整理版)
鲁科版化学必修一知识点总结b)加KSCN溶液，溶液显血红色。
2.主要反应的化学方程式：①铁与盐酸的反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑②铁与硫酸铜反应（湿法炼铜）：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu③在氯化亚铁溶液中滴加氯水：（除去氯化铁中的氯化亚铁杂质）3FeCl2+Cl2=2FeCl3④氢氧化亚铁在空气中变质：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3⑤在氯化铁溶液中加入铁粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2⑥铜与氯化铁反应（用氯化铁腐蚀铜电路板）：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2⑦少量锌与氯化铁反应：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2八、氮及其化合物的性质2NO+O2=2NO+3H22NHO NH O NH+HCl=NH（现象：产生白烟）硫1．表现氧化性：（S<Cl2）铁与硫蒸气反应：Fe+SFeS铜与硫蒸气反应：2Cu+SCu2S2．表现还原性：硫在空气中燃烧：O2+SSO22.铝与强碱的反应：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al（OH）4]+3H2↑3.铝在空气中氧化：4Al+3O2==2Al2O3氧化铝(Al2O3 )1.氧化铝与酸反应：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O2.氧化铝与强碱反应：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al（OH）4]氧化铝(Al（OH3)1.氢氧化铝与强酸反应：Al（OH）3+3HCl=AlCl3+3H2O2.氢氧化铝与强碱反应：Al（OH）3+NaOH=Na[Al（OH）4]3.实验室制取氢氧化铝沉淀：Al3++3NH3?H2O=Al（OH）3↓+3NH4+十四、硅及及其化合物性质。
【鲁科版原理】化学反应速率知识点总结
化学反应速率知识梳理1、反应速率(1).定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或增加来表示。
(2).定义式：tc v ∆∆= (3).单位：mol•L -1•s -1、mol•L -1•min -1、mol•L -1•h -1 或 mol/（L•s ）、mol/（L•min ）、mol/（L•h ）【注意】① 化学反应速率是指一段时间内的平均速率，且反应速率均取正值，即0>v 。
② 一般不用纯液体或固体来表示化学反应速率.③ 表示化学反应速率时要指明具体物质,同一个反应选用不同物质表示的速率，数值可能会不同，但意义相同，其速率数值之比等于相应反应物计量数之比。
④ 比较同一个反应在不同条件下速率大小，要折算为同一物质表示的速率进行比较。
【例题1】在2L 的密闭容器中，加入1mol 和3mol 的H 2和N 2，发生 N 2 + 3H 2 2NH 3 ，在2s 末时，测得容器中含有0.4mol 的NH 3，求用N 2、H 2、NH 3分别表示反应的化学反应速率。
【例题2】对于反应A + 3B = 2C + 2D ，下列数据表示不同条件的反应速率，其中反应进行得最快的是( ),反应进行快慢程度相等的是( )A.v (A) =0.7mol/(L·S)B. v =1.8mol/(L · S)C. v (C) =1mol/(L · S)D. v (D) =1.2mol/(L · min)【例题3】 某温度时，容积为 2L 的密闭容器时， X 、Y 、Z 三种气态物质的物质的量随时间变化情况如图：(1)写该反应的化学方程式(2)在 3min 内 X 的平均反应速率为2.有效碰撞理论（1）有效碰撞与化学反应：能够发生化学反应的分子碰撞叫做有效碰撞。
能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。
活化分子具有比普通分子（非活化分子）更高的能量。
鲁科版化学反应原理第二章知识点总结
1.怎样判断一个反应能否自发进行？2.对于反应aA (g)+ bB(g) = cC(g) + dD(s)，写出其平衡常数表达式，平衡常数的大小反映了什么？3.对于反应aA (g)+ bB(g) = cC(g) + dD(s)，写出其浓度商表达式Q>K：_________________(“正反应方向”或“逆反应方向”或“不”)移动Q<K：_________________(“正反应方向”或“逆反应方向”或“不”)移动Q=K：_________________4.对于反应aA (g)+ bB(g) = cC(g) + dD(s),写出A的转化率公示(1) α(A)=______________________(2)α(A)=__________________________5.温度对化学平衡移动的影响（1）对于反应aA (g)+ bB(g) = cC(g) + dD(s) ∆H<0升高温度，平衡朝__________(“吸热”或“放热”)方向移动，平衡朝______________(“正反应方向”或“逆反应方向”或“不”)移动，V升高温度时：V正________(“增大”或“减小”或“不变”)V逆________(“增大”或“减小”或“不变”),V正________V逆(“>”“<”“=”)α(A)=_____________(“增大”或“减小”或“不变”)；α(B)=__________；K=____________(“增大”或“减小”或“不变”)。
t （2）对于反应aA (g)+ bB(g) = cC(g) + dD(s) ∆H<0降低温度，平衡朝__________(“吸热”或“放热”)方向移动，平衡朝______________(“正反应方向”或“逆反应方向”或“不”)移动，V降低温度时：V正________；V逆________；V正________V逆(“>”“<”“=”)α(A)=_____________；α(B)=_____________；K=____________(“增大”或“减小”或“不变”)（3）对于反应aA (g)+ bB(g) = cC(g) + dD(s) ∆H>0升高温度，平衡朝__________(“吸热”或“放热”)方向移动，t平衡朝______________(“正反应方向”或“逆反应方向”或“不”)移动，升高温度时：V正________ ；V逆________ ；V正________V逆(“>”“<”“=”) Vα(A)=_____________；α(B)=_____________；K=____________(“增大”或“减小”或“不变”)。
高三化学知识点总结鲁科版
高三化学知识点总结鲁科版在高三学习中，化学是一门重要的科学课程。
掌握化学的基本知识点对于高考取得好成绩至关重要。
下面是对高三化学知识点的总结，以鲁科版教材为基础。
一、化学的基本概念在化学中，有些基本概念需要我们了解。
其中包括物质的性质、分子、元素、化合物、离子、氧化还原等。
通过对这些基本概念的掌握，我们能够更好地理解化学反应的本质。
二、化学反应和化学方程式化学反应是指物质之间发生的变化过程。
化学方程式是表示化学反应的一种方式。
在化学方程式中，原子的质量守恒、电荷守恒和能量守恒是重要的原则。
我们需要能够根据已知的反应物和产物，写出正确的化学方程式，并能够进行相应的计算问题。
三、化学平衡和化学平衡常数化学平衡是指化学反应在一定条件下达到动态平衡的状态。
在化学平衡中，反应物和产物的物质的量是一定的，而它们的摩尔浓度比例由化学平衡常数决定。
了解化学平衡的条件和计算化学平衡常数是必要的。
四、化学物质的分类和性质化学物质可以分为无机物和有机物，通过学习它们的特性和性质，我们能够更好地了解它们在化学反应中的作用。
此外，了解金属和非金属的性质、离子的化合物以及化学反应中的能量变化也是必要的。
五、酸碱和溶液了解酸碱的性质以及酸碱的中和反应是化学知识的重要组成部分。
此外，溶液的浓度和溶解度也是需要我们掌握的内容。
通过了解这些知识，我们能够更好地理解酸碱反应、溶液的制备和浓度计算等问题。
六、氧化还原反应氧化还原反应是化学反应中的一类重要反应类型。
了解氧化还原反应的性质、氧化数的计算以及电化学的基本原理，能够帮助我们理解电池的工作原理和通过电流进行的化学反应等。
七、有机化合物有机化合物是碳元素与其他元素形成的化合物。
通过学习有机化合物的结构、命名、性质和反应机理等内容，我们能够更好地理解生物化学的基本原理和有机合成的相关知识。
八、化学分析化学分析是通过实验手段确定物质的成分和结构的方法。
学习化学分析的基本原理和方法，包括定性分析和定量分析，能够让我们更好地理解实验结果和化学知识的应用。
课堂笔记系列：鲁科版化学选修四《化学反应原理》：化学反应与能量转化
第一章：化学反应与能量转化I 化学反应的热效应1.反应热：当化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收的能量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q 表示，单位kJ/mol 或J/mol 。
2.热量变化与Q 的关系：反应吸热，Q >0；反应放热，Q <0。
3.反应热的分类：中和热、燃烧热(1)中和热：在稀溶液中，酸、碱中和反应生成1mol 水放出的热量。
①强酸、强碱中和反应的离子方程式：H ＋＋OH －====H 2O 。
②强酸、强碱的中和热值：57.3kJ/mol 。
(2)燃烧热：在101KPa 下，1mol 可燃物完全燃烧生成稳定氧化物所释放的热量。
4.测定中和反应的反应热 (1)实验目的定量测定强酸与强碱反应的反应热。
(2)实验原理①常见的强酸与强碱在溶液中发生中和反应的实质是： H ＋(aq)＋OH －(aq)==== H 2O(l)；当所用溶液的体积相同、溶液中H ＋和OH －的浓度相同、反应前溶液的温度也相同时，中和反应放出的热量相等，反应后溶液的温度相同。
②计算公式：Q ＝－cm (T 2－T 1)，其中m 为混合溶液的质量，c 为水的比热容，T 1、T 2为反应前后溶液的温度。
(3)实验用品简易量热计、量筒(100 mL)、温度计、烧杯(250 mL)。
1.0 mol ·L －1的盐酸、1.0 mol ·L －1的NaOH 溶液、1.0 mol ·L －1的硝酸溶液、1.0 mol ·L －1的KOH 溶液。
(4)实验步骤①用一量筒量取100 mL 1.0 mol ·L －1的盐酸，倒入量热计内筒，盖上杯盖，插入温度计，匀速搅拌后记录初始温度T 1。
②用另一量筒量取100 mL 1.0 mol ·L －1的NaOH 溶液倒入250 mL 的烧杯中，调节其温度与量热计中盐酸的温度相同。
③将烧杯中的碱液迅速倒入量热计中，立即盖好杯盖，匀速搅拌，记录体系达到的最高温度T 2。
鲁科版-高中化学必修1知识点总结
鲁科版-高中化学必修1知识点总结高中化学必修一知识点总结（鲁科版）一、钠及其化合物的性质：钠（Na）是一种金属元素，具有活泼的化学性质。
1.钠与空气反应钠在空气中会缓慢氧化，生成氧化钠（Na2O），也可以燃烧生成过氧化钠（Na2O2）。
2.钠与水反应钠与水反应会生成氢气和氢氧化钠（NaOH），同时会有剧烈的反应，表现为钠浮在水面上，熔化为银白色小球，在水面上四处游动，并伴有嗞嗞响声。
此外，滴入酚酞的水会变红色。
过氧化钠（Na2O2）是一种强氧化剂，与水和二氧化碳反应会生成氢氧化钠和碳酸钠。
碳酸钠和碳酸氢钠（NaHCO3和Na2CO3）是常见的钠化合物。
在碳酸钠溶液中滴加稀盐酸会生成碳酸氢钠，而在盐酸中加入碳酸钠溶液则会生成二氧化碳气体。
碳酸氢钠受热分解会生成碳酸钠、水和二氧化碳气体。
氢氧化钠与碳酸氢钠反应会生成碳酸钠和水。
二、氯及其化合物的性质氯（Cl）是一种具有强氧化性的非金属元素。
1.氯气（Cl2）与金属单质的反应氯气可以与铁丝和铜丝燃烧生成相应的金属氯化物。
2.氯气与非金属单质的反应氯气可以与氢气燃烧生成氢氯酸。
此外，氯气还可以与硫化氢、二氧化硫等非金属单质反应。
3.氯气与水的反应氯气与水反应会生成次氯酸和盐酸。
4.氯气与氢氧化钠的反应氯气与氢氧化钠反应会生成次氯酸钠和氯化钠，常用于氯气的尾气处理。
5.制取漂白粉氯气能通入石灰浆，生成氯化钙和次氯酸钙，后者经过干燥和粉碎即可得到漂白粉。
2CaCl2和Ca(ClO)2叫做漂白粉。
漂白粉在空气中会变质，变成CaCO3和2HClO。
以物质的量为中心的物理量关系包括三个部分：物理量、物质的量单位和XXX（mol）。
物质的摩尔质量M可以通过n=m/M计算得出。
气体的摩尔体积Vm可以通过n=V/Vm计算得出，其中V为气体体积，单位是升（L），而Vm是气体摩尔体积，标准状况下，1 mol气体为22.4 L。
溶液中溶质的物质的量浓度c可以通过n=cV计算得出，其中C为溶液中溶质的物质的量浓度，单位为mol•L。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学学科的重要组成部分，它涵盖了许多关键的概念和理论，对于理解化学反应的发生、方向、速率以及能量变化等方面具有重要意义。
以下是对化学反应原理相关知识点的详细总结。
一、化学反应速率化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素主要包括以下几个方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快；减小反应物的浓度，反应速率减慢。
这是因为浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，从而加快了反应速率。
2、压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强（减小容器体积），反应速率加快；减小压强（增大容器体积），反应速率减慢。
需要注意的是，压强对反应速率的影响实际上是通过改变气体的浓度来实现的。
3、温度升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
一般来说，温度每升高 10℃，反应速率通常增大到原来的 2 4 倍。
这是因为温度升高，分子的运动速率加快，更多的分子成为活化分子，有效碰撞的几率增加。
4、催化剂使用催化剂能显著改变化学反应速率。
正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
催化剂通过改变反应的路径，降低反应的活化能，从而使更多的分子能够在较低的能量条件下发生反应。
5、其他因素固体表面积、光照、超声波、电磁波等也会对反应速率产生影响。
例如，增大固体反应物的表面积，能够增加反应物之间的接触面积，从而加快反应速率。
二、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
1、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
（2）等：正反应速率和逆反应速率相等。
（3）动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
（4）定：平衡时反应物和生成物的浓度保持恒定。
（5）变：当外界条件改变时，原平衡会被破坏，在新的条件下建立新的平衡。
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鲁科版化学必修一知识点总结一、 钠及其化合物的性质：钠Na1.钠与空气反应①钠在空气中缓慢氧化：4Na+O 2==2Na 2O②钠在空气中燃烧：2Na+O 2=====△Na 2O 22.钠与水反应2Na+2H 2O=2NaOH+H 2↑ （反应物系数为2）现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。
3.钠与酸溶液反应：先与酸反应；钠与盐溶液反应：先与水反应。
过氧化钠Na 2O 21.过氧化钠与水反应：2Na 2O 2+2H 2O=4NaOH+O 2↑（反应物系数为2）2.过氧化钠与二氧化碳反应：2Na 2O 2+2CO 2=2Na 2CO 3+O 2 （反应物系数为2）碳酸钠和碳酸氢钠NaHCO 3和Na 2CO 31.在碳酸钠溶液中滴加稀盐酸：Na 2CO 3+ HCl = NaCl+NaHCO 3 （先无明显现象）NaHCO 3+ HCl = NaCl+H 2O+CO 2↑（后产生大量气体 较快）在盐酸中加入碳酸钠溶液：Na 2CO 3+ 2HCl = 2NaCl+H 2O+CO 2↑（产生大量气体 较慢）2.在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na 2CO 3+CO 2+H 2O=2NaHCO 33.碳酸氢钠受热分解：2NaHCO 3=====△Na 2CO 3+H 2O+CO 2↑4.氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO 3=Na 2CO 3+H 2O二、 氯及其化合物的性质氯元素单质及其化合物间的转化关系氯气Cl 21.与金属单质铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl 2=====点燃2FeCl 3 （剧烈燃烧 红棕色烟）铜丝在氯气中燃烧：Cu+Cl 2=====点燃CuCl 2（剧烈燃烧 棕黄色烟）2.与非金属单质氢气在氯气中燃烧：H 2+Cl 2=====点燃2HCl （苍白色火焰 瓶口产生白雾）3.氯气与水的反应Cl 2+H 2O=HClO+HCl4.氯气与氢氧化钠的反应Cl 2+2NaOH=NaCl+NaClO+H 2O （氯气的尾气处理，制84消毒液）5.制取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl 2+2Ca(OH)2=CaCl 2+Ca （ClO ）2+2H 2O （CaCl 2和Ca （ClO ）2的混合物叫漂白粉）漂白粉在空气中变质：Ca(ClO)2+CO 2+H 2O=CaCO 3↓+2HClO2HClO====2HCl+O 2三、 以物质的量为中心的物理量关系1.物质的量n 单位-摩尔（mol ）①n= N/N A N ：微粒个数 N A ：阿伏加德罗常数 N A =6.02×1023 mol -12.摩尔质量M②n= m/M m ：物质质量 M ：摩尔质量，单位g •mol -1时在数值上等于该物质的相对原子（分子）质量。
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鲁科版化学必修一知识点总结一、钠及其化合物的性质：钠Na1.钠与空气反应①钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O②钠在空气中燃烧：2Na+O2=====△Na2O22.钠与水反应2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ （反应物系数为2）现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。
3.钠与酸溶液反应：先与酸反应；钠与盐溶液反应：先与水反应。
过氧化钠Na2O21.过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（反应物系数为2）2.过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（反应物系数为2）碳酸钠和碳酸氢钠NaHCO3和Na2CO31.在碳酸钠溶液中滴加稀盐酸：Na2CO3+ HCl = NaCl+NaHCO3 （先无明显现象）NaHCO3+ HCl = NaCl+H2O+CO2↑（后产生大量气体较快）在盐酸中加入碳酸钠溶液：Na2CO3+ 2HCl = 2NaCl+H2O+CO2↑（产生大量气体较慢）2.在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO33.碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3=====△Na2CO3+H2O+CO2↑4.氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O二、氯及其化合物的性质氯元素单质及其化合物间的转化关系氯气Cl 21.与金属单质铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl 2=====点燃2FeCl 3 （剧烈燃烧 红棕色烟）铜丝在氯气中燃烧：Cu+Cl 2=====点燃CuCl 2（剧烈燃烧 棕黄色烟）2.与非金属单质氢气在氯气中燃烧：H 2+Cl 2=====点燃2HCl （苍白色火焰 瓶口产生白雾）3.氯气与水的反应Cl 2+H 2O=HClO+HCl4.氯气与氢氧化钠的反应Cl 2+2NaOH=NaCl+NaClO+H 2O （氯气的尾气处理，制84消毒液）5.制取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl 2+2Ca(OH)2=CaCl 2+Ca （ClO ）2+2H 2O （CaCl 2和Ca （ClO ）2的混合物叫漂白粉）漂白粉在空气中变质：Ca(ClO)2+CO 2+H 2O=CaCO 3↓+2HClO2HClO====2HCl+O 2三、 以物质的量为中心的物理量关系1.物质的量n 单位-摩尔（mol ）①n= N/N A N ：微粒个数 N A ：阿伏加德罗常数 N A =6.02×1023 mol -12.摩尔质量M②n= m/M m ：物质质量 M ：摩尔质量，单位g •mol -1时在数值上等于该物质的相对原子（分子）质量。
超详细鲁科版化学反应原理第一章化学反应与能量转化知识点总结(精华版)
第一章化学反应与能量转化学问点总结§1.1 化学反应的热效应1. 焓变反应热（1）反应热：肯定温度下，肯定物质的量的反应物之间完全反应所释放或吸取的热量；（2）焓：表示物质所具有的能量的一个物理量；符号：H ；单位：KJ·mol —1；①焓变：△H＝H( 反应产物)－H(反应物) ；△H＞0，吸热反应，△H ＜0，放热反应；②焓变( ΔH的)意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应；③焓变产生缘由：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或△H >0吸取热量的化学反应；（吸热>放热）△H 为“+”☆常见的放热反应：①全部的燃烧反应②酸碱中和反应③活泼金属与水或酸的反应④大多数的化合反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释，氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2·8H2O 与NH 4Cl ②大多数的分解反应③以H 2，CO ，C 为仍原剂的氧化仍原反应④铵盐溶解等2. 热化学方程式书写热化学方程式留意要点：状态明，符号清，量对应，标温压；①状态明：g,l,s 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示；②符号清：注明焓变（要写单位，留意正，负号）；各物质系数加倍，△H 加倍；正逆反应焓变数值不变，符号相反；③量对应：△ H 详细数值与方程式系数成比例；④标温压：热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强，298K 和101.325KPa 可以不标明；3. 燃烧热：25 ℃，101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳固的氧化物时所释放的热量；ΔH<0，单位kJ/mol；4. 中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成 1 mol 液态水时所释放的热量叫做中和热．①中和反应实质：H+ 和OH- 反应；其热化学方程式：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol②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57.3kJ/mol ；③中和热的测定试验目的：测定强酸，强碱反应的中和热；仪器及试剂：量热计（温度计，环形玻璃搅拌棒），盐酸，NaOH 溶液；原理：Q=-C （T 2-T 1）=-mc（T 2-T 1）C：溶液及量热计的热容；c：该物质的比热容；m：该物质的质量；T 1：反应前体系的温度；T 2：反应后体系的温度；5. 盖斯定律定义：对于一个化学反应，无论是一步完成仍是分几步完成，其反应焓变都是一样的，盖斯定律揭示的是反应中的能量守恒；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；假如一个化学方程式可以通过其他几个化学方程式相加减而得到，就该反应的焓变为相关反应的焓变的代数和；§1.2 电能转化为化学能——电解1. 电解定义：让直流电通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生氧化反应和仍原反应的过程；欢迎下载＋－- 4e = O 2电解池：将电能转化为化学能的装置；电解池由直流电源，固体电极材料，电解质溶液 或熔融电解质组成；电子流向：电源负极 → 阴极→ （离子定向运动）电解质溶液 → 阳极→ 电源正极；2. 解答电解题应遵循什么样的思路？（1）第一， 确定两个电极谁是阳极， 谁是阴极？ 与电源正极相连的为阳极， 发生氧化反应， 活泼金属电极或阴离子在该电极失去电子； 与电源负极相连的为阴极， 发生仍原反应， 金属阳离子在该极得到电子；（ 2）其次，留意两个电极的电极材料： 假如是金属电极（金铂除外） ，活泼金属电极失电 子，电极溶解，质量减小；假如是惰性电极，按离子的放电次序进行电解； （3） 分析通电前电解质电离出的阴，阳离子分别有哪些？ 除了电解质电离出的离子之外，溶液仍要考虑水电离出的H ＋和 OH —；（4） 通电后离子定向移动到哪个电极？ 阳离子移向阴极，阴离子移向阳极；（5） 在电极上的放电次序如何？①阳极放电次序： 活泼金属电极 （金属活动性次序， Au ，Pt 除外） > S 2—> I — > Br —> Cl —>OH —>含氧酸根（如 SO 42—，NO — 等）②阴极放电次序：与金属活动性次序相反： K ＋＜ Ca 2＋＜ Na ＋＞ Mg 2＋ ＜ Al 3＋ ＜ Zn 2 ＋＜ Fe2＋＜Sn 2＋＜ Pb 2＋ ＜ H ＋＜Cu 2＋＜ Hg 2＋ ＜ Ag＋3. 根据电解思路，写出用惰性电极电解以下 熔融电解质 的相关反应熔融电解质电极反应电 解 总 反 应＋－NaCl阴极： 2Na 阳极： 2Cl ＋ 2e －=2Na2NaCl( 熔融 )2Na ＋ Cl 2↑-2e =Cl 2↑ 阴极： Mg 2＋ ＋ 2e － =Mg MgCl 2 阳极： 2Cl －-2e =Cl 2↑MgCl 2(熔融 ) Mg ＋ Cl 2↑ 阴极： Al 3＋＋ 3e －Al 2O 3阳极： 2O2－－↑2Al 2O 3 (熔融)4Al ＋ 3O 2 ↑4. 写出用惰性电极电解以下溶液 的相关反应： 溶 液电极反应电 解 总 反 应NaCl阴极： 2H ＋2e =H 2↑2NaCl ＋ 2H 2O2NaOH ＋阳极： 2Cl －-2e －=Cl 2↑ H 2↑＋ Cl 2↑ 电解饱和食盐水 阴极： 2Cu 2＋＋ 4e －=2Cu2CuSO 4 ＋2H 2O 2Cu ＋ O 2↑1 CuSO 4阳极： 4OH－-4e=2H 2O ＋ O 2↑＋ 2H 2SO 4补充 CuO 可仍原到原电解质溶液＋－AgNO 3阴极： 4Ag 阳极： 4OH ＋ 4e －－-4e =4Ag=2H 2O ＋ O 2↑4AgNO 3 ＋ 2H 2O 4Ag ＋ O 2↑＋ 4HNO 3 H 2SO 4， 阴极： 4H ＋4e =2H 2↑2 NaOH ，Na 2SO 4阳极： 4OH－ -4e =2H 2O ＋ O 2↑ 2H 2O2H 2↑＋ O 2↑ 3－ －=Al －－－＋－-2e =Cl 2 2 2阴极： Cu 2＋＋ 2e －=Cu CuCl 2 阳极： 2Cl －-2e －=Cl ↑CuCl 2 Cu ＋ Cl 2↑ 3＋ 阴极： 2H ＋2e=H 2↑ 盐酸－阳极： 2Cl ↑2HClH 2↑＋ Cl 2 ↑5. 铜的电解精炼： 粗铜作阳极， 接电源正极； 精铜作为阴极， 接电源负极； 硫酸酸化的 CuSO 4 溶液作为电解质溶液； 阳极反应： Cu -2e —= Cu 2 ＋阴极反应： Cu2＋＋2e —= Cu阳极泥含有Ag ，Pt ，Au （银，铂，金）6. 电镀：应用电解原理，在金属表面镀上一薄层金属或合金的过程称为电镀；目的：增强金属的抗腐蚀才能，耐磨性或改善金属制品的外观；规律：镀层金属做阳极，镀件做阴极，含有镀层金属阳离子的盐溶液作为电镀液； 例如：在铁钉上镀铜：铜做阳极，接电源正极；铁钉做阴极，接电源负极；电镀液采纳 含 Cu 2＋的盐溶液； 阳极反应： Cu -2e— = Cu 2＋；阴极反应： Cu2＋＋ 2e— = Cu （在镀件上析出） ；§1.3 化学能转化为电能 —— 电池1. 原电池：利用氧化仍原反应把化学能转化成电能的装置；留意：只有氧化仍原反应才能设计成原电池；2. 原电池中，电子流出的电极是负极，发生氧化反应；电子流入的电极是正极，发生仍原反应；在原电池的外电路，电子由负极流向正极(与电流流淌方向相反 )；原电池的两个电极反应组成电池的总反应叫做电池反应； 3. 构成原电池的三要素：两个导电的电极， 电解质溶液 ， 形成闭合回路 ；4. 作为化学电源的电池有一次电池，二次电池（可充电电池）和燃料电池；可充电电池：放电时是原电池， 将化学能转化为电能；充电时是电解池，将电能转化为化学能；5. 金属的腐蚀：金属腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀；腐蚀速率：电解池腐蚀 >原电池腐蚀 >化学腐蚀；钢铁 (铁碳合金 )的电化学腐蚀因外界条件不同又分为吸氧腐蚀和析氢腐蚀；分别写出以下条件钢铁腐蚀时的电极反应及电池反应： 反应 水膜呈酸性水膜呈弱酸性或中性负极 Fe-2e －=Fe2＋－Fe-2e =Fe2 ＋＋－－－正极2H ＋ 2e =H 2↑ O 2＋ 2H 2O ＋ 4e =4OH电池反应 2Fe ＋ O 2 ＋ 2H 2O ＝ 2Fe(OH) 2及铁生锈的Fe ＋ 2H ＋=Fe 2＋＋ H ↑4Fe(OH) 2 ＋ O 2 ＋ 2H 2O ＝ 4Fe(OH) 3反应2Fe(OH) 3＝Fe 2O 3＋ 3H 2O6. 铅蓄电池，又称可充电电池；负极材料是Pb ，正极材料是 PbO 2，电解质溶液是： 30%的 H 2SO 4；蓄电池放电时是原电池装置，充电时是电解池装置； 放电 PbO 2＋Pb ＋2H 2SO 4 2PbSO 4↓＋2H 2O 充电－＋ 4 ＋－＋4 4 2放电时电极反应为：负极 :Pb ＋ SO 2—-2e —= PbSO 4；正极： PbO ＋ 4H ＋SO 2—＋2e —＋ 2H24＋2—放电时电池反应为：Pb ＋PbO 2 ＋4H＋ 2SO =PbSO 42 O ；=2PbSO 4＋ 2H 2O. 充电时电极反应为：阴极PbSO 4 ＋ 2e —=Pb ＋ SO2—（与放电的负极反应相反） ；阳极： PbSO 4＋ 2H 2 O -2e —= PbO 2＋ 4H ＋SO 4 2— （与放电的正极反应相反） ； 充电时总化学反应为： 2PbSO ＋ 2H O =Pb ＋ PbO ＋ 4H ＋ ＋ 2SO 2— .7. 氢氧燃料电池：分别写出碱性(或中性 )，酸性条件下氢氧燃料电池的电极反应：反应 酸性条件下碱性条件下负极H 2-2e =2HH ＋ 2OH －- 2e －=2H O＋ －－－正极O 2＋ 4H ＋ 4e =2H 2O O 2＋ 2H 2O ＋ 4e =4OH电池反应2H 2＋O 2 ＝ 2H 2O提示： 燃料电池的总反应即燃料燃烧的方程式；通常燃料做负极， 氧气做正极，电极反应仍要考虑电解质溶液及四周环境；复杂的负极反应可以通过总反应减正极反应；燃料电池的优点：能量转换率高，废弃物少，运行噪音低8. 金属腐蚀的防护：金属腐蚀的本质是金属在肯定条件下发生氧化反应，所以金属防护就 是实行措施防止金属发生氧化反应，除实行外加涂层防护， 金属表面电镀外， 仍有牺牲阳极爱护法，外加电流阴极爱护法等；外加电流阴极爱护法优于牺牲阳极爱护法优于一般防护； 9. 原电池与电电解解池池的与比原较电池有哪些异同.装置原电池电解池装置实例能量 转化 将化学能转变成电能 方式①活泼性不同的两电极将电能转变成化学能①直流电源形成 ②电解质溶液 ②两个电极条件 ③形成闭合回路 ③电解质溶液或熔融电解质装置④自发的氧化仍原反应原电池④形成闭合回路电解池电极 负极：较活泼金属 正极：较不活泼金属 名称 （或能导电的非金属） 电极 负极：氧化反应反应 正极：仍原反应 阳极：与电源正极相连阴极：与电源负极相连阳极：氧化反应阴极：仍原反应 电子 导线负极正极流向电源负极→电解池阴极电解池阳极→电源正极 离子定向移动 方向阳离子移向正极， 阴离子移向负极阳离子移向阴极， 阴离子移向阳极4 2 2 2 4。
鲁科版化学反应原理 第二章 化学反应的方向限度 知识点总结
鲁科版化学反应原理第二章化学反应的方向限度知识点总结鲁科版化学反应原理第二章化学反应的方向、限度知识点总结第二章化学反应方向和极限概述1.（1）达到化学平衡状态的标志：（等、定）① 等：平衡时，V（正）=V（负）②定：反应物和生成物的浓度保持不变（注意：不是相等）（2）化学平衡状态的判断① ν正=ν逆②平衡时各物质浓度不随时间延长而变化，包括有颜色的物质颜色不再变化③ 当反应物和产物的气态物质系数相等时，混合气体的量、压力和平均相对分子量保持不变，因此无法判断是否达到平衡；当反应物和产物的气态物质系数不相等时，混合气体的量、压力和平均相对分子量保持不变，表明已达到化学平衡。
④ 混合气体的密度保持不变，因此无法判断它是否达到平衡。
2.在温度、压强一定的条件下，化学反应方向的判断依据为：δh-tδS＜0反应可以自发进行δh-tδS=0，反应达到平衡δh-tδS＞0的反应不能自发进行注意：（1）δh为负，δs为正时，任何温度反应都能自发进行（2）δh为正，δs为负时，任何温度反应都不能自发进行（3）δh、δS是定时的，在高温下自发，t>δh/δ反应可以在S（4）下自发进行，δh、δS为负时，低温自发，t3.化学平衡常数k：对于反应aa(g)+bb(g)cc(g)+dd(g)[c] c[D]D当温度恒定时，有k？[c] ——反应达到平衡时产物c的浓度，即平衡浓度AB[a][b]注：（1）对于涉及纯固体或溶剂的反应，它们不包括在平衡常数的表达式中。
（2）对于同类型的反应，k值越大，说明反应进行的越完全。
（3） K只随温度变化而变化。
吸热反应：t↑, K↑; 放热反应：t↑, K↓;（4）k的表达式书写与方程式的写法有关，给定反应的正、逆反应的平衡常数互为倒数。
（5） K的大小是可逆反应程度的标志。
一般来说，当k>105时，反应基本完成；当k<10-5时，反应难以进行；10-54. 用Q（浓度商）和K（化学平衡常数）之间的关系来判断是否达到平衡状态CC（c）CD（d）Q=――a-c（c）-反应一定时间内产物c的浓度c（a）CB（b）Q=K，可逆反应已达到平衡；Q>k时，可逆反应反向进行；Q<K，对于反应AA（g）+BB（g）=CC（g）+DD（s），可逆反应向前进行5，反应物a的平衡转化公式C0（a）-[a]C变成（a）-α（a）=×100%=――×100%C0（a）C0（a）-增加一种反应物的浓度将增加另一种反应物的转化率，并降低其自身的转化率。
鲁科版化学反应原理知识点总结
第一章 化学反应与能量转化
§1.1 化学反应的热效应 一、焓变、反应热
要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位 为 kJ/mol，规定放热反应的ΔH 为“—”，吸热反应的ΔH 为“+”。 特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带 kJ/mol，而不是 kJ，热量的单位是 kJ。 3在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。 要
点二：放热反应和吸热反应
1．放热反应的ΔH 为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH 为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量） ∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能） 2．常见的放热反应和吸热反应
种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；③将一个热化学方程式颠倒时，H的“+”“—”号
也随之改变，但数值不变。 （4）注意 1molH2、O2、、P4 分别含有 1molH－H、1mol O=O、6molP－P，1molH2O 中含有 2molO—H，1molNH3 含有 3molN－H ，1molCH4 含有 4molC－H。
①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。 ②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生
成一氧化碳的反应
3. 需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应
4. 通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
要点二：能源 新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程 式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。
鲁科版化学反应原理知识点总结
鲁科版化学反应原理知识点总结一、化学反应的基本概念1.化学反应的定义：化学反应是指物质之间发生质的变化，生成新的物质的过程。
2.化学反应的特征：化学反应具有永久性、不可逆性和放热(吸热)性等特征。
3.化学反应的参与物质：反应物是发生化学反应的起始物质，生成物是化学反应过程中新生成的物质。
二、化学方程式的表示与解读1.化学方程式的表示方法：化学方程式通过化学符号和化学式来表示反应物和生成物之间的变化关系，反应物在左边，生成物在右边，用箭头隔开。
2.化学方程式的解读：化学方程式中的化学符号和化学式可以告诉我们反应物和生成物的种类和数量。
三、化学反应速率1.化学反应速率的定义：化学反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物形成的速度。
2.影响化学反应速率的因素：(1)温度：温度升高会使反应速率加快。
(2)反应物浓度：反应物浓度越高，反应速率越快。
(3)压力：对气体反应而言，压力升高会使反应速率加快。
(4)催化剂：催化剂能够降低反应活化能，加快反应速率。
3.反应速率的计算：通过观察反应物浓度或生成物浓度随时间的变化来计算反应速率。
四、化学平衡1.化学平衡的定义：化学平衡是指在给定的条件下，反应物与生成物浓度之间的比值保持恒定。
2.平衡常数和平衡表达式：平衡常数是描述化学平衡程度的量，可以通过化学平衡式和平衡表达式计算得到。
3.影响化学平衡的因素：(1)温度：温度升高(降低)会使可逆反应的正向(逆向)方向的反应速率增大。
(2)压力：对于气体反应，加大压力会使反应偏向反应物较少的一方。
(3)浓度：在反应达到平衡时，反应物与生成物浓度之间的比值是恒定的。
五、其他重要知识点1.配平化学方程式：将化学方程式中的反应物和生成物的系数调整为整数，使反应物的原子数等于生成物的原子数。
2.摩尔反应焓与平衡常数的关系：通过计算摩尔反应焓来判断可逆反应的平衡方向。
3.化学反应的实验条件：可通过温度、浓度、压力等实验条件来调控化学反应速率和平衡位置。
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选修4 化学反应原理第一章化学反应与能量转化§1.1化学反应的热效应一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。
4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。
三、燃烧热、中和热、能源要点一：燃烧热、中和热及其异同特别提醒：1．燃烧热指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。
2．中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。
注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH －需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。
3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。
4．注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。
燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol水为标准。
要点二：能源新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。
关于能源问题，应了解下面的几个问题：（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）（2）能源的开发；①太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5×1019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。
②生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。
③风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。
④地球能、海洋能。
四、反应热的求算1．由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。
也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。
2．反应热的数值等于E（形成新键释放的总能量）与E（断键所吸收的总能量）之差，放热反应△H的符号为“—”，吸热反应△H的符号为“+”。
特别提醒：（1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加减”，从而得出求算新热化学方程式反应热△H的关系式。
（2）具体方法：①热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数；②热化学方程式“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；③将一个热化学方程式颠倒时， H的“+”“—”号也随之改变，但数值不变。
（4）注意1molH2、O2、、P4分别含有1molH－H、1mol O=O、6molP－P，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN－H ，1molCH4含有4molC－H。
§1.2电能转化为化学能——电解一、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：电解池中电子由电源负极流向阴极，被向阴极移动的某种阳离子获得，而向阳极移动的某种阴离子或阳极本身在阳极上失电子，电子流向电源正极。
5、电极名称及反应：（1）阳极：与电源正极相连的电极，是发生氧化反应；若惰性材料（石墨、Pt、Au ）作阳极，失电子的是溶液中的阴离子；若为活性金属电极（Pt、Au除外），失电子的是电极本身，表现为金属溶解。
（2）阴极：是与电源负极相连的电极，电极本身不参与反应；溶液中的阳离子在阴极上得电子，发生还原反应。
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(还原) 总反应式： CuCl 2 =Cu+Cl 2 ↑ 电解NaCl 溶液的电极反应：阳极：2Cl --2e-=Cl 2↑ (氧化)阴极： 2Na 1++2e-=2Na(还原) 总反应式：2NaCl =2Na+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： 放电顺序： 阳离子放电顺序 Ag +>Hg 2+>Fe 3+>Cu 2+>H +(指酸电离的)>Pb 2+>Sn 2+>Fe 2+>Zn 2+>Al 3+>Mg 2+>Na +>Ca 2+>K + 阴离子的放电顺序是惰性电极时：S 2->I ->Br ->Cl ->OH ->NO 3->SO 42-(等含氧酸根离子)>F -(SO 32-/MnO 4->OH -)是活性电极时：电极本身溶解放电⒊ 离子的放电顺序：主要取决于离子本身的性质，也与溶液浓度、温度、电极材料等有关。
注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe 、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则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应式。
电解质水溶液电解产物的规律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：阳极：2Cl --2e-=Cl 2↑阴极：2H —+ 2e —== H 2↑ 总反应： 2NaCl + 2H 2O ＝电解2NaOH + H 2↑ + Cl 2↑2．电镀：待镀金属制品作阴极，镀层金属作阳极，含有镀层金属离子的溶液作电镀液，阳极反应：M – ne－ =M n+（进入溶液），阴极反应M n+ + ne－ =M（在镀件上沉积金属）。
镀铜反应原理：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．电解精炼铜：以粗铜为阳极，精铜为阴极，含铜离子的溶液作电解质溶液。
电解时发生如下反应：阳极（粗铜）：Cu －2e－= Cu2+；阴极（纯铜）：Cu2+ + 2e－= Cu。
4．电冶金：Mg、Al的制取，如，电解熔融NaCl制金属Na：2NaCl(熔融) =2Na + Cl2↑第三节化学能转化为电能---电池一、原电池的工作原理1．将化学能转变为电能的装置叫做原电池，它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电子经过导线传给氧化剂，使氧化还原反应分别在两极上进行。
2．原电池的形成条件：（如下图所示）（1）活泼性不同的两种电极材料（2）电解质溶液（3）构成闭合电路（用导线连接或直接接触）（4）自发进行的氧化还原反应特别提醒：构成原电池的四个条件是相互联系的，电极不一定参加反应，电极材料不一定都是金属，但应为导体，电解质溶液应合理的选取。
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4．判断原电池正负极常用的方法负极：一般为较活泼金属，发生氧化反应；是电子流出的一极，电流流入的一极；或阴离子定向移动极；往往表现溶解。
正极：一般为较不活泼金属，能导电的非金属；发生还原反应；电子流入一极，电流流出一极；或阳离子定向移向极；往往表现为有气泡冒出或固体析出。
5．原电池电极反应式书写技巧（1）根据给出的化学方程式或题意，确定原电池的正、负极，弄清正、负极上发生反应的具体物质（2）弱电解质、气体、难溶物均用化学式表示，其余以离子符号表示，写电极反应式时，要遵循质量守恒、元素守恒定律及正负极得失电子数相等的规律，一般用“=”而不用“→”（3）注意电解质溶液对正、负极反应产物的影响，正、负极产物可根据题意或化学方程式加以确定（4）正负电极反应式相加得到原电池的总反应式，通常用总反应式减去较易写的电极反应式，从而得到较难写的电极反应式。
二、原电池原理的应用（1）设计原电池（这是近几年高考的命题热点）（2）加快了化学反应速率：形成原电池后，氧化还原反应分别在两极进行，使反应速率增大，例如：实验室用粗锌与稀硫酸反应制取氢气；在锌与稀硫酸反应时加入少量的CuSO 4溶液，能使产生H 2的速率加快 （3）进行金属活动性强弱的比较（4）电化学保护法：即金属作为原电池的正极而受到保护，如在铁器表面镀锌 （5）从理论上解释钢铁腐蚀的主要原因三、化学电源1．化学电源分类一次电池放电时——原电池反应二次电池（可充电电池）充电时——电解池反应燃料电池充电电池是指既能将化学能转变成电能（即放电），又能将电能转变成化学能（充电）的一类特殊的电池。