原电池章节知识点总结

第四章电化学基础知识点整理

1．原电池和电解池的比较：

2、原电池正负电极的判断

1）根据电极材料：较活泼一极为负，较不活泼的一极为正（与电解质反应得失电子）2）根据两极发生的反应：发生氧化反应的一极为负，还原反应的一极为正

3）根据电极增重还是减重：溶解或减轻的一极为负，增加或放出气泡的一极为正 4）根据电子或电流流动方向：电流方向：正→负电子流向：负→正

5）根据溶液中离子运动方向：阴离子移向的一极为负，阳离子移向的一极为正

3．正确书写原电池电极反应式

(1)列出正负电电极上的反应物质,在等式的两边分别写出反应物和生成物

(2)在反应式左边写出得失电子数,使得失电子数目相等。（得失电子守恒）

(3)使质量守恒。电极反应式书写时注意:负极反应生成物的阳离子与电解质

溶液中的阴离子是否共存。若不共存，则该电解质溶液中的阴离子应该写入

负极反应式;若正极上的反应物质是O2则得电子生成O2-，而其极不稳定在中

性或碱性的电解质溶液中结合H2O生成OH－,若电解液为酸性，则结合H+生

成H2O。电极反应式的书写必须遵循离子方程式的书写要求。

(4)正负极反应式相加得到总反应式。若能写出总反应式,可以减去较易

写出的电极反应式,从而写出较难书写的电极方程式

4．电解池的阴阳极判断：

⑴由外电源决定：阳极：连电源的正极；阴极：连电源的负极；

⑵根据电极反应: 氧化反应→阳极；还原反应→阴极

⑶根据阴阳离子移动方向：阴离子移向→阳极；阳离子移向→阴极，

⑷根据电子几点流方向：电子流向: 电源负极→阴极；阳极→电源正极

电流方向: 电源正极→阳极；阴极→电源负极

5.电解时电极产物判断：

⑴阳极：如果电极为活泼电极，则电极失电子，被氧化被溶解，例如Zn-2e-=Zn2+

如果电极为惰性电极，C、Pt、Au、Ag、Ti等，则溶液中阴离子失电子，例如4OH-- 4e-= 2H2O+ O2 阴离子放电顺序S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-

⑵阴极：（.阴极材料(金属或石墨)总是受到保护）根据电解质中阳离子活动顺序判断，阳离子得电子顺序—金属活动顺序表的反表金属活泼性越强，则对应阳离子的放电能力越弱，既得电子能力越弱。离子得电子顺序：K+

6．电解原理的应用

A、电解饱和食盐水（氯碱工业）

⑴反应原理阳极：2Cl- - 2e-== Cl2↑

阴极：2H+ + 2e-== H2↑总反应：2NaCl+2H2O电解

====H2↑+Cl2↑+2NaOH

B、电解冶炼铝（电解熔融氧化铝）

⑵原理阳极2O2－－4e- =O2↑

阴极Al3＋+3e- =Al 总反应：4Al3++6O2ˉ电解

====4Al+3O2↑

C、电镀：用电解的方法在金属表面镀上一层金属或合金的过程。

⑴镀层金属作阳极，镀件作阴极，电镀液必须含有镀层金属的离子。电镀铜原理：

阳极镀层金属Cu－2eˉ = Cu2+

阴极被镀件表面Cu 2++2eˉ= Cu

E、电解精炼铜：粗铜作阳极，精铜作阴极，电解液含有Cu2+。铜前金属先反应但不析出，铜后金属不反应，形成“阳极泥”。

9、化学腐蚀和电化腐蚀的区别

金属腐蚀速度：电解池阳极＞原电池负极＞普通化学腐蚀＞原电池正极＞电解池阴极

(3)燃料电池

①氢氧燃料电池当用碱性电解质时，电极反应为：

负极：2H2+40H—－4e—＝4H20；正极：02+2H20+4e—＝40H—总反应：2H2+02＝2H2O

当用酸性电解质时，电极反应为：

负极：2H2－4e—＝4H+；正极：02+4H++4e—＝2H2O总反应：2H2+02＝2H2O

②甲烷燃料电池

该电池用金属铂片插入KOH溶液中作电极，在两极上分别通甲烷和氧气；

负极：CH4+10OH－－8e－=CO32－+7H2O；正极：2O2+4H2O+8e－=8OH－

总反应方程式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O

第二章反应速率与化学平衡

一、化学反应速率

1.概念:用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示化学反应速率

计算公式：单位：mol·L-1·s-1

2.应用中应注意的问题

①反应速率是平均反应速率，不是瞬时速率

②对同一化学反应来说，用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同，在比较

速率大小时一定要转化到同一物质来比较

③、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率

都为正数（没有负数）。

④、固体或纯液体的浓度是恒定不变的，一般不用纯液体或固体来表示化学反应速率

⑤、物质表示的化学反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比

二，影响化学反应速率的因素

㈠、内因：物质本身的结构和性质是化学反应速率大小的决定因素，反应类型不同有不同的化学反应速率，反应类型相同但反应物不同，化学反应速率也不同。㈡、外界条件对化学反应速率的影响

1、浓度对化学反应速率的影响。结论：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可

以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。

注意：a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。

2、压强对反应速率的影响。

结论：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。

3、温度对化学反应速率的影响。

结论：其他条件不变，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。原因：(1)浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。

(2)温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，

反应速率也会相应的加快。前者是主要原因。

4、催化剂对化学反应速率的影响。

结论：催化剂可以改变化学反应的速率。正催化剂：能够加快反应速率的催化剂。

负催化剂：能够减慢反应速率的催化剂。如不特意说明，指正催化剂。

原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。

5、其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，

也会对化学反应的速率产生影响

6、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

活化分子：能量较高、有可能发生有效碰撞的分子。化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。分子百分数： (活化分子数/反应物分子数)×100% 二．可逆反应

(1)可逆反应：在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。

不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。

(2)可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。

(3)可逆反应的特点：

①相同条件下，正反应和逆反应同时发生②反应物、生成物共同存在

③可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底)

三、化学平衡