高中化学苏教版知识点总结

⾼中化学苏教版知识点总结
化学选修4化学反应与原理
专题1 化学反应与能量变化
第⼀单元化学反应中的热效应
⼀、化学反应的焓变
1、反应热与焓变
（1）反应热：化学反应过程中，当反应物和⽣成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。

（2）焓变(ΔH)：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的焓变。

符号：△H，单位：kJ/mol
2、放热反应和吸热反应：
（1）放热反应：在化学反应过程中，放出热量的反应称为放热反应（反应物的总能量⼤于⽣成物的总能量）
（2）吸热反应：在化学反应过程中，吸收热量的反应称为吸热反应（反应物的总能量⼩于⽣成物的总能量）
化学反应过程中的能量变化如图：
放热反应ΔH为“—”或ΔH＜0 吸热反应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）
（3）常见的放热反应：1）所有的燃烧反应2）酸碱中和反应
3）⼤多数的化合反应4）⾦属与酸的反应
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NH4Cl 2）⼤多数的分解反应
3）以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 4）铵盐溶解等
注意：1）化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和⽣成物总能量的相对⼤⼩，与反应条件（如点燃、加热、⾼温、光照等）和反应类型⽆关；
2）物质的溶解过程也伴随着能量变化：NaOH 固体溶于⽔明显放热；硝酸铵晶体溶于⽔明显吸热，NaCl 溶于⽔热量变化不
明显。

3、化学反应过程中能量变化的本质原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热 4、热化学⽅程式
（1）定义：能够表⽰反应热的化学⽅程式叫做热化学⽅程式。

（2）意义：既能表⽰化学反应过程中的物质变化，⼜能表⽰化学反应的热量变化。

（3）书写化学⽅程式注意要点:
1）热化学⽅程式必须标出能量变化。

2）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，
⽔溶液中溶质⽤aq 表⽰）
3）热化学反应⽅程式要指明反应时的温度和压强。

4）热化学⽅程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，不表⽰分⼦个数，表⽰对应物
质的物质的量。

5）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。

△H 的单位为kJ/mol ，它并不是指1mol 反应物或是⽣成物，可以理解为“每摩尔反应”。

如：
2222H (g)+O (g)==2H O(l) H=-285.8KJ ?﹒mol
-1
是指每摩尔反应——“2molH 2(g)和1molO 2（g ）完全反应⽣成2molH 2O(l)”的焓变。

5、总结：热化学⽅程式与普通化学⽅程式的⽐较
⼆、反应热的测量与计算： 1、中和热概述：
（1）定义：在稀溶液中，酸跟碱发⽣中和反应，⽣成1mol(l)⽔时的反应热叫做中和热。

（2）中和热的表⽰：H +(aq)+OH -(aq)=H 2O (l)；△H=-57.3kJ ／mol 。

（3）要点
1）条件：”稀溶液”⼀般是指酸、碱的物质的量浓度均⼩于或等于1 mol/L 的溶液，因为若酸、
碱浓度较⼤，混合时会产⽣溶解热，⽽影响中和热的测定。

2）反应物：（强）酸与（强）碱。

中和热不包括离⼦在⽔溶液中的⽣成热、电解质电离的吸热
所伴随的热效应。

3）中和热是以⽣成1mol 液态⽔所放出的热量来定义的，因此在书写中和热的热化学⽅程式时，
就以⽣产1mol H 2O 为标准来配平其余物质的化学计量数。

如表⽰稀NaOH 和稀硫酸的中和反应的热化学⽅程式： 2424211
NaOH(aq)+
H SO (aq)==Na SO (aq) +H O(l) H=-57.3KJ 22
﹒mol -1 4）中和反应的实质是H +和OH -化合⽣成 H 20，若反应过程中有其他物质（如沉淀等）⽣成，这
部分反应热也不在中和热内。

5）放出的热量：57.3kJ/mol 2、中和热的测量：（1）仪器：量热计。

量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁盖有保温层，盖上有温度计和搅拌器。

或者：⼤烧杯（500 mL ）、⼩烧杯（100 mL ）、温度计、量筒（50 mL ）两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中⼼有两个⼩孔）、环形玻璃搅拌棒。

试剂：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH 溶液。

（2）实验原理：测定含x mol HCl 的稀盐酸与含x mol NaOH 的稀NaOH 溶液混合后放出的热量为Q kJ ，则Q H x
=-
kJ ﹒mol -1
（3）实验步骤：
1）在⼤烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放⼊的⼩烧杯杯⼝与⼤烧杯杯⼝相平。

然后再在⼤、⼩烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），⼤烧杯上⽤泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个⼩孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所⽰。

2）⽤⼀个量筒量取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒⼊⼩烧杯中，并⽤温度计测量盐酸的温度，记⼊下表。

然后把温度计上的酸⽤⽔冲洗⼲净。

3）⽤另⼀个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并⽤温度计测量NaOH溶液的温度，记⼊下表。

4）把温度计和环形玻璃搅拌棒放⼊⼩烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液⼀次倒⼊⼩烧杯（注意不要洒到外⾯）。

⽤环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最⾼温度，记为终⽌温度，记⼊下表。

5）重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。

（4）常见问题：
1）教材有注，“为了保证0.50mol·L的盐酸完全被中和，采⽤0.55mol·LNaOH溶液，使碱稍稍过量”，那可不可以⽤
0.50mol·LNaOH与0.55mol·LHCl，让酸稍稍过量呢?
答案：不是“可以与不可以”⽽是“不宜”。

原因是稀盐酸⽐较稳定，取50mL、0.50mol·LHCl，它的物质的量就是0.025mol，⽽NaOH溶液极易吸收空⽓中的CO2，如果恰好取50mL、0.50mol·LNaOH，就很难保证有0.025molNaOH参与反应去中和
0.025mol的HCl。

2）为了确保NaOH稍稍过量，可不可以取体积稍稍过的0.50mol·LNaOH溶液呢?
回答：可以的。

⽐如“量取51mL(或52mL)0.50mol·LNaOH溶液”。

只是(m1+m2)再不是100g，⽽是101g或102g。

3）强酸与弱碱，强碱与弱酸的中和反应热值如何估计?
鉴于弱酸、弱碱在⽔溶液中只能部分电离，因此，当强酸与弱碱、强碱与弱酸发⽣中和反应时同时还有弱碱和弱酸的不断电离(吸收热量，即电离热)。

所以，总的热效应⽐强酸强碱中和时的热效应值(57.3KJ/mol)要⼩⼀些。

4）测定酸碱中和热为什么要⽤稀溶液？
答：中和热是酸碱在稀溶液中发⽣中和反应⽣成lmol⽔时所放出的热量，为什么要指明在稀溶液中呢？
因为如果在浓溶液中，即使是强酸或强碱，由于得不到⾜够的⽔分⼦，因此也不能完全电离为⾃由移动的离⼦。

在中和反应过
程中会伴随着酸或碱的电离及离⼦的⽔化，电离要吸收热量，离⼦的⽔化要放出热量，不同浓度时这个热量就不同，所以中和热的值就不同，这样就没有⼀个统⼀标准了。

5）为什么强酸强碱的中和热是相同的？
答：在稀溶液中，强酸和强碱完全电离，所以它们的反应就是H+与OH-结合成H2O的反应，每⽣成lmol⽔放出的热量（中和热）是相同的，均为57．3 kJ／mol。

6）为什么弱酸、弱碱参加的中和反应的中和热⼩于57．3 kJ／mol？
答：弱酸、弱碱在⽔溶液中不能完全电离，存在着电离平衡。

弱酸或弱碱参与中和反应的同时，伴随着电离，电离过程要吸收热量，此热量就要由H+与OH-结合成⽔分⼦放出的热量来抵偿，所以总的来说中和热⼩于57．3 kJ/mol。

7）是什么原因使中和热测定结果往往偏低？
答：按照课本中所⽰装置进⾏中和热测定，往往所测结果偏低，造成如此现象的主要原因有：（1）仪器保温性能差。

课本中⽤⼤⼩烧杯间的碎纸⽚来隔热保温，其效果当然不好，免不了热量散失，所以结果偏低，这是主要原因；
（2）实验中忽略了⼩烧杯、温度计所吸收的热量，因此也使结果偏低；
（3）计算中假定溶液⽐热容为4．18 J／（g·℃），密度为1g／cm3，实际上这是⽔的⽐热容和密度，酸碱溶液的⽐热容、密度均较此数⼤，所以也使结果偏低。

8）为何说保温效果差是造成中和热测定值偏低的主要原因？
答：实验中温度升⾼得不多，所以烧杯、玻璃棒吸收的热量甚⼩，影响不⼤；⽽酸、碱溶液是稀溶液，实际密度对⽐热容与⽔相差甚微；所以此影响更微弱。

因此说，结果偏低的主要原因是保温性能差，若能改进装置，⽐如⽤保温杯代替烧杯，使保温性能良好，就更能接近理论值。

9）离⼦⽅程式H+＋OH-=H2O代表了酸碱中和反应的实质，能否⽤此代表所有中和反应的离⼦⽅程式？
答：离⼦⽅程式书写要求“将难电离或难溶的物质以及⽓体等⽤化学式表⽰”，所以弱酸、弱碱参与中和反应时应以分⼦的形式保留。

例如，醋酸和氢氧化钠的离⼦⽅程式就应当写为：HAC+OH-=Ac-+H2O
只有可溶性强酸强碱的离⼦⽅程式才可能如此表⽰。

10）为什么中和热测定中要⽤稍过量的碱？能不能⽤过量的酸？
答：这是为了保证碱（或酸）能够完全被中和。

H+与OH-相互接触碰撞才能发⽣反应，如果⽤等量的酸、碱，随着反应的进⾏，H+与OH-相互碰撞接触的机会越来越少，越来越困难，可能有⼀部分H+与OH-就不能反应，⽽在⼀种微粒过量的情况下，则⼤⼤增加了另⼀种微粒完全反应的机会。

不能⽤过量的酸，因为碱中含有杂质碳酸钠，酸过量就会有酸与碳酸盐反应导致中和热测定不准．
11）为什么要⽤环形玻璃棒搅拌？若⽤铁丝取代环⾏玻璃棒会不会有影响？
答为了使反应充分．若⽤铁丝取代环⾏玻璃棒会使铁与酸反应放出热量⽽且铁丝传热快，使测量值偏低。

3、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，⽽与具体反应进⾏的途径⽆关，如果⼀个反应可以分⼏步进⾏，则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。

三、能源的充分利⽤
1、标准燃烧热和热值
（1）标准燃烧热概念：在101 kPa时，1 mol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：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）
（2）热值：在101 kPa时，1 g 物质完全燃烧⽣成稳定的化合物时所放出的热量。

热值的单位⽤kJ/g表⽰。

四、反应热⼤⼩的计算：
（1）根据标准燃烧热、热值或中和热计算：
|△H|= n（燃料）×燃料的标准燃烧热；
|△H|= m（燃料）×燃料的热值
|△H|= n（H2O）×中和热
（2）根据热化学⽅程式计算：
△H与反应物各物质的物质的量成正⽐
（3）根据反应物和⽣成物的键能计算：
△H=反应物的总能量- ⽣成物的总能量
（4）根据盖斯定律计算：
若某热化学⽅程式可以由其他⼏个热化学⽅程式通过适当的“加、减”得到，则该反应的焓变可以根据其他⼏个热化学⽅程式的焓变通过相应的“加、减”得到。

（5）根据物质的⽐热和温度变化进⾏计算：
△H= -Q = -cm△T
第⼆单元化学能与电能的转化
⼀、原电池的⼯作原理：
1、原电池：
（1）概念：将化学能转化为电能的装置叫做原电池。

（2）组成原电池的条件：
1）⾸要条件：有能⾃发进⾏的氧化还原反应；
2）两个活泼性不同的电极（⾦属或导电的⾮⾦属）
3）电解质溶液：两个电极均需插⼊电解质溶液中
4）两电极⽤导线相连并插⼊电解液构成闭合回路
此电池的优点：能产⽣持续、稳定的电流
（3）电⼦流向：外电路：负极——导线——正极
内电路（电解质溶液内）：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。

内电路中离⼦的移动可以这样理解：电源内部（内电路）电流⽅向从负极到正极，因此受电场⼒作⽤，阳离⼦向正极移动，阴离⼦向负极移动。

（4）电极反应：以锌铜原电池为例：
负极：失去电⼦，氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼⾦属）
正极：得到电⼦，还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼⾦属）
总反应式：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①__溶解的⼀极为负极__②增重或有⽓泡⼀极为正极
⼆、化学电源
1、概念：
（1）电池的分类：化学电池、太阳能电池、原⼦能电池
（2）化学电源：将化学能直接转变为电能的装置
（3）化学电源的分类：⼀次电池、⼆次电池、燃料电池
2、⼀次电池：
概念：活性物质（发⽣氧化还原反应的物质）消耗到⼀定程度后，就不能再使⽤。

其电解质溶液制成胶状，也叫⼲电池。

常见⼀次电池：普通锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银纽扣电池等
3、⼆次电池
1）概念：放电后可以再充电使活性物质（电极、电解质溶液）获得再⽣，可以多次重复使⽤，⼜叫充电电池或蓄电池。

2）常见⼆次电池：铅蓄电池、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 3）电极反应：
放电反应为原电池反应，电极反应式为：
负极（铅）：Pb ＋
－2e - ＝PbSO 4↓
正极（氧化铅）：PbO 2＋4H +＋＋2e - ＝PbSO 4↓＋2H 2O 总反应式：Pb ＋PbO 2＋2
＋4H +＝2PbSO 4↓＋2H 2O
充电反应为上述反应的逆反应，电极反应式为：
阳极（失去电⼦）： PbSO 4＋2H 2O －2e - ＝PbO 2＋4H +＋
阴极（得到电⼦）： PbSO 4＋2e - ＝Pb ＋
两式可以写成⼀个可逆反应：22442Pb+PbO +2H SO 2PbSO +2H O 放电充电
4、燃料电池
（1）概念：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，所以燃料电池也是化学电源。

它与其它电池不同，它不是把还原剂、氧化剂物质全部贮存在电池内，⽽是在⼯作时，不断地从外界输⼊，同时把电极反应产物不断排出电池。

燃料电池的正极和负极都⽤多孔炭和多孔镍、铂、铁等制成。

从负极连续通⼊氢⽓、煤⽓、发⽣炉煤⽓、⽔煤⽓、甲烷等⽓体；从正极连续通⼊氧⽓或空⽓。

电解液可以⽤碱(如氢氧化钠或氢氧化钾等)把两个电极隔开。

化学反应的最终产物和燃烧时的产物相同。

燃料电池的特点是能量利⽤率⾼，设备轻便，减轻污染，能量转换率可达70%以上。

（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。

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：
①当电解质溶液呈酸性时：
负极：2H2－4e-=4H+ 正极：Ｏ2＋4 e-4H+ =2H2O
②当电解质溶液呈碱性时：
负极：2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e-＝4OH-
③当电解质溶液呈中性：
正极： O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- （这个和⾦属的吸氧腐蚀是⼀样的）
负极：2H2 - 4e- = 4H+
（3）燃料电池的优点：能量转换率⾼、废弃物少、运⾏噪⾳低
5、海⽔电池：
该电池以海⽔为电解质溶液，靠空⽓中的氧⽓使铝不断氧化⽽产⽣电流。

负极材料是铝，正极材料可以⽤⽯墨。

电极反应式为：负极反应：Al－3 e-＝Al3+，
正极反应：2H2O＋O2＋4 e-＝4OH-。

电池总反应式为：4Al＋3O26H2O＝4Al(OH)3
6、原电池正、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：①溶解的⼀极为负极；②增重或有⽓泡⼀极为正极
6）根据电极反应：失电⼦发⽣氧化反应的为负极；得电⼦发⽣还原反应的为正极。

7、原电池电极反应的书写⽅法：
（1）负极反应式的书写：
1）负极材料本⾝被氧化：
①⾦属电极失去电⼦⽣成的⾦属阳离⼦不与电解质溶液溶液反应：
M-ne-==M n+
②⾦属电极失去电⼦⽣成的⾦属阳离⼦与电解质溶液溶液反应：将⾦属失电⼦的反应、⾦属阳离⼦与电解质溶液的反应叠加在⼀起。

如铅蓄电池的负极反应式为：
Pb -2e- + SO42-==PbSO4.
2）若负极材料本⾝不参与反应：
如燃料电池，要将燃料失电⼦的反应极其产物与电解质溶液的反应叠加在⼀起写。

如氢氧燃料
电池（KOH溶液为电解质溶液）的负极反应式为：
H2 -2e- + 2OH- ==2H2O
（2）正极反应式的书写：
①负极⾦属与电解质溶液能发⽣反应：在正极上电解质溶液中氧化性强的离⼦被还原。

阳离⼦氧化性的强弱顺序：
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>(稀HNO3电离的NO3-)>H+（指酸电离的) >Pb2+>Sn2+> Fe2+>Zn2
+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
如Zn、Cu、稀H2SO4组成的原电池：2H+ + 2e- ==H2↑
如Zn、Cu、CuSO4组成的原电池：Cu2+ + 2e- ==Cu
如Fe、Cu、稀HNO3组成的原电池：NO3-+4H++3e-===NO↑+2H2O
②负极⾦属与电解质溶液不发⽣反应：在正极上被还原的物质⼀般是溶解在电解质溶液中的O2.如铁、铜、氢氧化钠溶液组成的原电池：O2 + 4e- +2H2O ==4OH-
（3）原电池的总反应式⼀般把正极和负极反应式相加⽽得。

（4）特殊情况：下列情况并不是较活泼⾦属做负极：
① Mg、Al、稀H2SO4组成的原电池：
负极（Al）反应：2Al-6e- + 8OH- == 2AlO2- + 4H2O
正极（Mg）反应：6H+ + 6e- ==3H2↑
② Fe（或Al）、Cu、浓HNO3组成的原电池：
负极（Cu）反应：Cu – 2e- == Cu2+
正极（Fe或Al）反应：2NO3- + 4H+ + 2e- ==2NO2↑+ 2H2O
③ Mg、Al、NaOH溶液组成的原电池：
由于Mg与NaOH溶液不反应，⽽Al能与NaOH溶液反应，故Al为负极，Mg为正极。

负极（Al）反应：2A l－6e-＋8OH-==2AlO2-＋4H2O
正极（Mg）反应：6H+＋6e-==3H2↑
总反应式：2Al＋2OH-＋4H2O==2AlO2-＋3H2↑
备注：类似的还有Zn也与NaOH会反应，Si、S、P等也会与NaOH反应，
所以如果Mg、Zn、NaOH组成的原电池，Zn是负极；Si、Fe、NaOH组成的原电池，Si是负极。

例：有甲、⼄两位学⽣均想利⽤原电池反应检测⾦属的活动
性顺序，两⼈均使⽤镁⽚和铝⽚作电极，但甲同学将电极放
⼊6 mol/L的H2SO4溶液中，⼄同学将电极放⼊6 mol/L的NaOH溶液中，如右图所⽰。

下列关于电极的判断正确的是( )
A．甲中镁作负极，⼄中镁作负极
B．甲中镁作负极，⼄中铝作负极
C．甲中铝作正极，⼄中铝作正极
D．甲中镁作正极，⼄中铝作正极
解析：选B。

甲中在酸性溶液中⾦属镁较⾦属铝容易失去电⼦，所以甲中⾦属镁作为原电池的负极；⽽⼄中在碱性溶液中⾦属铝较⾦属镁更容易失去电⼦，所以⼄中⾦属铝作为原电池的负极。

8、如何设计化学电池：
例如：以2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2为依据，设计⼀个原电池。

(1)将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，分别作原电池的负极和正极的电极反应式：负极：Cu－2e－
===Cu2＋正极：2Fe3＋＋2e－===2Fe2＋
(2)确定电极材料
如发⽣氧化反应的物质为⾦属单质，可⽤该⾦属直接作负极；如为⽓体(如H2)或溶液中的还原性离⼦，可⽤惰性电极(如Pt、碳棒)作负极。

发⽣还原反应的电极材料必须不如负极材料活泼。

本例中可⽤铜棒作负极，⽤铂丝或碳棒作正极。

(3)确定电解质溶液
⼀般选⽤反应物中的电解质溶液即可。

如本例中可⽤FeCl3溶液作电解液。

(4)构成闭合电路。

特别提醒：设计原电池时，若氧化还原⽅程式中⽆明确的电解质溶液，可⽤⽔作电解质，但为了增强其导电性，通常加⼊强碱或⼀般的强酸。

如燃料电池，⽔中⼀般要加⼊KOH或H2SO4。

9、常见原电池⽅程式：
（1）Cu─H2SO4─Zn原电池
正极：2H+ + 2e- → H2↑
负极：Zn - 2e- → Zn2+
总反应式：Zn + 2H+ == Zn2+ + H2↑
（2）Cu─FeCl3─C原电池
正极：2Fe3+ + 2e- → 2Fe2+
负极：Cu - 2e- → Cu2+
总反应式：2Fe3+ + Cu == 2Fe2+ + Cu2+
（3）钢铁在潮湿的空⽓中发⽣吸氧腐蚀
正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
负极：2Fe - 4e- → 2Fe2+
总反应式：2Fe + O2 + 2H2O == 2Fe（OH)2
（4）氢氧燃料电池（中性介质）
正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
负极：2H2 - 4e- → 4H+
总反应式：2H2 + O2 == 2H2O
（5）氢氧燃料电池（酸性介质）
正极：O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O
负极：2H2 - 4e-→ 4H+
总反应式：2H2 + O2 == 2H2O
（6）氢氧燃料电池（碱性介质）
正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
负极：2H2 - 4e- + 4OH- → 4H2O
总反应式：2H2 + O2 == 2H2O
（7）铅蓄电池（放电）
正极(PbO2) ：PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ → PbSO4 + 2H2O 负极(Pb) ：Pb- 2e-+ (SO4)2-→ PbSO4
总反应式：Pb+PbO2+4H++ 2(SO4)2- == 2PbSO4 + 2H2O （8）Al─NaOH─Mg原电池
正极：6H2O + 6e- → 3H2↑ + 6OH-
负极：2Al - 6e- + 8OH- → 2AlO2- + 4H2O
总反应式：2Al+2OH-+2H2O==2AlO2- + 3H2↑
（9）CH4燃料电池(碱性介质)
正极：2O2 + 4H2O + 8e- → 8OH-
负极：CH4 -8e- + 10OH- → (CO3)2- + 7H2O
总反应式：CH4 + 2O2 + 2OH- == (CO3)2- + 3H2O
（10）熔融碳酸盐燃料电池
（Li2CO3和Na2CO3熔融盐作电解液，CO作燃料）：
正极：O2 + 2CO2 + 4e- → 2(CO3)2- (持续补充CO2⽓体)
负极：2CO + 2(CO3)2- - 4e- → 4CO2
总反应式：2CO + O2 == 2CO2
（11）银锌纽扣电池(碱性介质)
正极(Ag2O) ：Ag2O + H2O + 2e- → 2Ag + 2OH-
负极(Zn) ：Zn + 2OH- -2e- → ZnO + H2O
总反应式：Zn + Ag2O == ZnO + 2Ag
三、电解池
1、电解原理
（1）电解概念：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)的过程叫点解。

点解过程吧电脑转化为化学能。

（2）电解池：
1）定义：把电能转化为化学能的装置，也叫电解槽
2）电解池的组成条件：
A．与电源相连的两个电极；
B．两个电极插⼊电解质溶液（或熔融的电解质）中；
C．形成闭合电路。

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→（电解池）阳极→（电源）正极
5）电极名称及反应：
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，发⽣还原反应
隋性电极——只导电,不参与氧化还原反应(C/Pt/Au)
活性电极——既导电⼜参与氧化还原反应(Cu/Ag)
6）⼯作原理：
点解的过程是（前提是阳极为惰性电极）电解质溶液（或熔融电解质）中的阴、阳离⼦在电流的作⽤下发⽣定向移动，在阳极和阴极分别被氧化和被还原⽣成新物质的过程。

7）电解CuCl2溶液的电极反应：
阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)
阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)
总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2↑
（3）电解时电极产物的判断：
1）阳极产物的判断：
A．阳极是活性电极：
阳极是⾦属活动顺序表中Ag或Ag前⾯的⾦属，则电极本⾝失去电⼦，电极溶解。

B．阳极是惰性电极（Pt、Au、⽯墨）：
阳极是惰性电极，则是电解质溶液中的阴离⼦失去电⼦，阳极产物要根据阴离⼦放电顺序来判断：
S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离⼦)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
2）阴极产物的判断：
阴极本⾝不参与电极反应，阴极是电解质溶液中的阳离⼦得到电⼦放电，阳离⼦放电顺序为：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>(稀HNO3电离的NO3-)>H+（指酸电离的) >Pb2+>Sn2+> Fe2+>Zn2+>Al3+
>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
（4）电解中电极附近溶液pH值的变化：
1）电极区域 A．阴极H+放电产⽣H2，阴极区域pH变⼤。

B．阳极OH-放电产⽣O2，阳极区域pH变⼩。

2）电解质溶液中：
A．电解过程中,既产⽣H2,⼜产⽣O2,则原溶液呈酸性的pH变⼩,原溶液呈碱
性的pH变⼤,原溶液呈中性的pH不变（浓度变⼤）。

B．电解过程中, ⽆H2和O2产⽣, pH⼏乎不变。

但象CuCl2变⼤
C．电解过程中,只产⽣H2, pH变⼤。

D．电解过程中,只产⽣O2, pH变⼩。

（5）惰性电极电解电解质⽔溶液的规律
电解质分类：
1）电解⽔型：含氧酸（H2SO4、HNO3等），强碱（NaOH、KOH等），活泼⾦属含氧酸盐（Na2SO4、KNO3等）
2）电解电解质型：⽆氧酸（HCl、HBr等，但HF除外），不活泼⾦属的⽆氧酸盐（CuCl2等，
氟化物除外）
3）放氢⽣碱型：活泼⾦属的⽆氧酸盐（如NaCl、KBr等，但氟化物除外）
4）放氧⽣酸型：不活泼⾦属的含氧酸盐（如CuSO4、AgNO等）
2、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（氯碱⼯业）
电极反应见上表。

（2）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
1）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
2）镀铜反应原理：
阳极(纯铜)：Cu-2e -=Cu 2+，阴极(镀件)：Cu 2++2e -=Cu ，电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO 4溶液 3）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，从它们的化合物中还原出来⽤于冶炼活泼⾦属，如钾、钠、镁、钙、铝
2）、电解熔融氯化钠：
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 — == Cl 2↑
总反应式：
22NaCl()2Na+Cl →点解熔融22NaCl()2Na+Cl →点解
熔融↑
（4）规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律
1）若⽆外接电源，⼜具备组成原电池的三个条件。

①有活泼性不同的两个电极；②两极⽤导线互相连接成直接插⼊连通的电解质溶液⾥；③较活泼⾦属与电解质溶液能发⽣氧化还原反应（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）若有外接电源，两极插⼊电解质溶液中，则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，则为电镀池。

（）若多个单池相互串联，⼜有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。

若⽆外接电源时，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，电镀池的⽐较
☆☆原电池与电解池的极的得失电⼦联系图：
阳极(失) e- 正极（得）e- 负极（失）e- 阴极（得）
第三单元⾦属的腐蚀和防护
⼀、⾦属的电化学腐蚀
1、概念：⾦属腐蚀是指⾦属或合⾦与周围环境中的物质发⽣化学反应⽽腐蚀损耗的现象。

本质：都是⾦属原⼦失去电⼦⽽被氧化⽣成⾦属阳离⼦的过程
2、⾦属腐蚀的类型：
3、钢铁电化学腐蚀的分类：
（1）析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢⽓放出
①条件：潮湿空⽓中形成的⽔膜,酸性较强（⽔膜中溶解有CO2、SO2、H2S等⽓体）
②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+
正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑
总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
（2）吸氧腐蚀——反应过程吸收氧⽓
①条件：中性或碱性或弱酸性溶液
②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+
正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-
总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2
离⼦⽅程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
⽣成的Fe(OH)2被空⽓中的O2氧化，⽣成Fe(OH)3：
Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱去⼀部分⽔就⽣成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）
③规律总结：
⾦属腐蚀快慢的规律：在同⼀电解质溶液中，⾦属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有⼀般防腐条件的腐蚀＞⽆防腐条件的腐蚀⼆、⾦属的电化学防护
1、利⽤原电池原理进⾏⾦属的电化学防护
（1）、牺牲阳极的阴极保护法
原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化。