(完整版)蘇教版高中化學必修二知識點總結(專題一、二)

1、12高中化學必修2知識點歸納總結第一單元原子核外電子排布與元素周期律一、原子結構質子（Z個）原子核M注意：I1中子（N個） 質量數(shù)（A）=質子數(shù)（Z） +中子數(shù)（N）1.原子數(shù):X 1原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=原子的核外電子核外電子（Z個）熟背前20號元素，熟悉120號元素原子核外電子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2 .原子核外電子的排布規(guī)律： 電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；各電子層最多容納的電子數(shù)是 2n2;最外層電子數(shù)不超過 8個（K層為最外層不超過 2個），次外層不超 過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過

2、 32個。電子層：一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 對應表示符號：K L M N O P Q3 .元素、核素、同位素元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。核素：具有一定數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子。同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。（對于原子來說）二、元素周期表1.編排原則：按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列將電子層數(shù)相同 的各元素從左到右排成一橫行 。（周期序數(shù)=原子的電子層數(shù)）* 把最外層電子數(shù)相同 的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。主族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)核外電子層數(shù)兀素種類12種兀素28種兀素38種兀素418種兀素518種兀素

3、632種兀素7未填滿（已有26種兀素）2.結構特點:第一周期短周期J第二周期 r 周期I第三周期元 素 周 期（7個橫行）第四周期（7個周期）J第五周期I長周期第六周期第七周期表主族：I A口 A共7個主族【族 J副族：m BW日I Bn B,共7個副族（18個縱行）1第皿族：三個縱行，位于口 B和I B之間（16個族）零族：稀有氣體 三、元素周期律1 .元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。2.同周期元素性質遞變規(guī)律第三周期兀素11Na12Mg

4、isAI14Si15P16S17Cl1sAr(1)電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加(2)原子半徑原子半徑依次減小Jh.一(3)主要化合價+ 1+ 2+ 3+ 4一 4+ 5-3+ 6-2+ 71一(4)金屬性、非金屬性金屬性減弱，非金屬性增加一(5)單質與水或酸置 換難易冷水 劇烈熱水與 酸快與酸反 應慢一(6)氫化物的化學式SiH4PHH2sHCl一(7)與H化合的難易由111一(8)氫化物的穩(wěn)定性穩(wěn)定性增強*一(9)最高價氧化物的 化學式Ns2OMgOAl 2QSiO2P2C5SOCl2。一最高 價氧 化物 對應 水化 物(10)化學式NaOHMg(OH>Al(OH) 3H

5、2SiO3HPOH2SOHC1O4一(11)酸堿性強堿中強堿兩性氫 氧化物弱酸中強 酸強酸很強 的酸一(12)變化規(guī)律堿性減弱，酸性增強,一第I A族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr( Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下第口 A族鹵族元素：F Cl Br I At( F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方)判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：(1)金屬性強(弱)單質與水或酸反應生成氫氣容易(難)；氫氧化物堿性強(弱)；相互置換反應(強制弱)Fe+ CuSO= FeSO+ Cu。(2)非金屬性強(弱)一一單質與氫氣易(難)反應；生成的氫化物穩(wěn)定(不穩(wěn)定)；最高價氧化物的水化物(

6、含氧酸)酸性強(弱)；相互置換反應(強制弱)2NaBr+ Cl 2= 2NaCl + B2。(I)同周期比較：金屬TNa> Mg> Al與酸或水反應：從易一難堿性：NaOH> Mg(OH)>Al(OH) 3非金屬性：SivPv Sv Cl單質與氫氣反應：從難一易氫化物穩(wěn)定性： SiH4V PHv H2SV HCl酸性(含氧酸)：HbSiO3V HPO v H2SO< HClQ(n)同主族比較:金屬TLi v Nav K< Rbv Cs (堿金屬兀素) 與酸或水反應：從難一易堿性：LiOHv NaOK KO此 RbO此 CsOH非金屬性：F>Cl>

7、Br>I (鹵族兀素)單質與氫氣反應：從易一難氫化物加1定： HF> HCl > HBr> HI(出)非金屬性：F>Cl >Br>I氧化性：F2>Cl2>Br2>l2還原性：F vCl vBr VI酸性(無氧酸)：HFv HCl v HBrv HI金屬T: Li <Nsk K< Rb< Cs還原性(失電子能力)：Li v Nav K< Rbv Cs氧化性(得電子能力)：Li >Na+ >K >Rb >Cs十比較粒子（包括原子、離子）半徑的方法（“三看” ）：（1）先比較電子層數(shù),電子層數(shù)

8、多的半 徑大。（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù),核電荷數(shù)多的半徑反而小。元素周期表的應用1、元素周期表中共有個 7 周期，是短周期，J 是長周期。其中第 二_周期也被稱為不完全周期。2、在元素周期表中，I A-VHA 是主族元素，主族和 0族由短周期元素、長周期元素 共同組成。IB - VHB是副族元素，副族元素完全由長周期元素構成。3、元素所在的周期序數(shù) =電子層數(shù) ，主族元素所在的族序數(shù) = 最外層電子數(shù)，元素周 期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小，原子核對核外電子的吸引能力逐漸增弓& 元素的金屬性逐漸減弱， 非金屬性

9、逐漸增強。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸增大 ,電子 層數(shù)逐漸增多，原子核對外層電子的吸引能力逐漸 減弱，元素的金屬性逐漸增強， 非金屬 性逐漸減弱 。4、元素的結構決定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的區(qū)峻工原子的結構和元素的性質特點。我們可以根據(jù)元素在周期表中的位置，推測元素的結構，預測元素的性廈。元素周期表中位置相近的元素性質相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質的新物質。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找半導體 材料，在過渡元素中尋找各種優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕_材料。第二單元 微粒之間的相互作用化學鍵是直接相鄰兩個或多個原子或離子間強

10、烈的相互作用。1.離子鍵與共價鍵的比較鍵型離子鍵共價鍵概念陰陽離子結合成化合物的靜電作用 叫離了鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互 作用叫做共價鍵成鍵方式通過得失電子達到穩(wěn)定結構通過形成共用電子對達到穩(wěn)定結構成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵兀素活潑金屬與活潑非金屬兀素之間 （特殊：NHCl、NHNG等錢鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵）非金屬兀素之間離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵一定沒有離子鍵）極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成， A B型，如，H Cl。 共價鍵&

11、quot;L非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A-A型，如，ClCl。2 .電子式：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。3、分子間作用力定義把分子聚集在一起的作用力。由分子構成的物質，分子間作用力是影 響物質的熔沸點和 溶解性 的重要因素之一。4、水具有特殊的物理性質是由于水分子中存在一種被稱為氫鍵的分壬間作用力。水分子間的 氫鍵，是一個水

12、分子中的氫原子與另一個水分子中的氧原子間所形成的分子間作 用力，這種作用力使得水分子間作用力增加,因此水具有較高的熔沸點。其他一些能形成氫鍵的分子有HF H 2。 NH 3。嗔目離子鍵共價鍵金屬鍵既念陰陽之間的強烈相 互作用原子通過共用電子對形成的強烈 相互作用，成化合物離子化合物金屬單質利斷化學鍵方法形成晶體離子晶體分子晶體原子晶體金屬晶體刖斷晶體方法容沸點高低很高有的很高有的很低融化時破壞作用離子鍵物理變化分子間作 用力化學變化共價 鍵共價鍵金屬鍵更度導電性第三單元從微觀結構看物質的多樣性司系物同位素同分異構體同素異形體既念組成相似，結構上相 岸一個或多個“ CH2' 京子團的有機

13、物質子數(shù)相同中子 屬不同的原子互 成稱同位素分子式相同結構M、同的化合物同一兀素,形成的不何種 單質訐究 對象。機化合物之間原子之間化合物之間單質之間目似點等構相似通式相同質子數(shù)相同分子式相同同種元素,同點相差n個CH2原子團(n>1)申了數(shù)小同原子排列/、同組成或結構不同弋表物烷燒之間五、笊、M乙醇與二甲醛 止烷與異丁烷Q與O金剛石與石墨專題二化學反應與能量變化第一單元 化學反應的速率與反應限度1、化學反應的速率（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。計算公式:v(B) =c(B)|_| n(B) t V? t單位： mol/（

14、L s）或 mol/（ L min）B為溶液或氣體，若 B為固體或純液體不計算速率。以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。重要規(guī)律：（i）速率比=方程式系數(shù)比（ii）變化量比=方程式系數(shù)比（2）影響化學反應速率的因素：內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素） 。外因：溫度：升高溫度,增大速率催化劑:一般加快反應速率（正催化劑）濃度:增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）壓強:增大壓強，增大速率（適用于有氣體參加的反應）其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態(tài)（溶劑）、原 電池等也會改變化學反應速率。2、化學反應的限度一一化學平衡（1）在一定條

15、件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反 _ 應物和生成物的濃度不再改變,達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)?；瘜W平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速 率，對化學平衡無影響。在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行?？赡娣磻荒苓M行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為 0。（2）化學平衡狀態(tài)

16、的特征：逆、動、等、定、變。逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即vF = v逆W0。定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。（3）判斷化學平衡狀態(tài)的標志：VA （正方向）=VA （逆方向）或nA （消耗）=nA （生成）（不同方向同一物質比較） 各組分濃度保持不變或百分含量不變借助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體的總物質的

17、量不相等的反應適用，即如對于反應xA+ yB - j zC, x+ywz ）第二單元化學反應中的熱量1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。原因：當物質發(fā)生化學反應時， 斷開反應物中的化學鍵要吸收能量,而形成生成物中的化學鍵要放出能量。 化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發(fā)"臺程中是吸收能量還是放出能量,決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量v E生成物總能量，為吸熱反應。2、常見的放熱反應和吸熱反應常見的放熱反應：所有的燃燒與緩慢氧化酸堿中和反應大多數(shù)的化合反應金屬與酸的反應 生石

18、灰和水反應（特殊：C+CO2=2CO是吸熱反應）濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等常見的吸熱反應：俊鹽和堿的反應如 Ba（OH） 2 - 8H2O + NH4Cl = BaCl2+2NH3,+ 10H2O大多數(shù)分解反應如 KCIO3、KMnO4、CaCO3的分解等 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g) CO(g) + H2(g)。錢鹽溶解等3.產生原因：化學鍵斷裂一一吸熱化學鍵形成一一放熱能，量生成物吸收能量反應物趣的吸挑反應0。可理解為，由于放H 0?？衫斫鉃椋捎谖╣,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài),放出熱量的化學反應。（放熱吸熱）4H為“-”或4 H <0 吸收

19、熱量的化學反應。（吸熱 >放熱） H為“+”或4 H >04、放熱反應、吸熱反應與鍵能、能量的關系能十量反應物前出能量一一線物皮應坐粽放熱反應放熱反應：匯E （反應物）E （生成物） 其實質是，反應物斷鍵吸收的能量生成物成鍵釋放的能量, 出熱量，整個體系能量降低吸熱反應：E E （反應物）VE （生成物）其實質是：反應物斷鍵吸收的能量生成物成鍵釋放的能量, 收熱量，整個體系能量升高。5、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點熱化學方程式必須標出能量變化。熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)氣態(tài)，水溶液中溶質用 aq表示）熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。熱化學方程式中

20、的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)各物質系數(shù)加倍， H加倍；反應逆向進行， H改變符號，數(shù)值不變第三單元化學能與電能的轉化原電池：1、概念：將化學能轉化為電能的裝置叫做原電池2、組成條件：兩個活潑性不同的電極電解質溶液 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路某一電極與電解質溶液發(fā)生氧化還原反應原電池的工作原理：通過氧化還原反應(有電子的轉移)把化學能轉變?yōu)殡娔堋?、電子流向：外電路：負 極一-導線一-正 極內電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質溶液,鹽橋中 陽 離子移向正 極的電解質溶液。電流方向：正極導線負極4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極：氧化反應:Zn 2e=Zn2+ (較活潑金

21、屬)較活潑的金屬作負極,負極發(fā) 生氧化反應,電極反應式：較活潑金屬- ne-=金屬陽離子負極現(xiàn)象:負極溶解，負極質量 減少。正極：還原反應：2H.+2e=H2T (較不活潑金屬) 較不活潑的金屬或石墨作正極, 正極發(fā)生還原反應,電極反應式：溶液中陽離子+ne=單質,正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質量增加?？偡磻剑篫n+2H +=Zn2+H2 T5、正、負極的判斷：(1)從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。(2)從電子的流動方向 負極流入正極(3)從電流方向正極流入負極(4)根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極(5)根據(jù)實驗現(xiàn)象溶解的一極為負

22、極增重或有氣泡一極為正極6、原電池電極反應的書寫方法：(i)原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極 反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：寫出總反應方程式。把總反應根據(jù)電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。氧化反應在負極發(fā)生， 還原反應在正極發(fā)生， 反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。(ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。7、原電池的應用：加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。比較金屬 活動性強弱。設計原電池。金屬的腐蝕?；瘜W電池：1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直

23、接轉變?yōu)殡娔艿难b置3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一次電池1、常見一次電池：堿性鋅鎰電池、鋅銀電池、鋰電池等二次電池1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池 或蓄電池。2、電極反應：鉛蓄電池放電：負極（鉛）：Pb+ SO 4- -2e =PbSO4j正極（氧化鉛）：_PbO2+4H+ SO 2 +2e = PbSO4 J + 2H2。_充電：陰極：PbSO4+2H2O2e = PbO2+4H + + SO 4-陽極：PbSO4+2e =Pb+ SO 4-放電兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2+Pb+2H 2SO42PbSOU +2H2O充

24、電目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘銀電池、氫銀電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子 電池三、燃料電池1、燃料電池：一是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉗為正、負極，介質分 為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2 4e =4H+ 正極：O2+4 e +4H+ =2H2O當電解質溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH4e =4隆。 正極:O2+2H2O + 4 e

25、 = 4OH另一種燃料電池是用金屬鉗片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料 和氧氣氧化劑。電極反應式為：負極：CH4+10OH +8e=7H2O;正極：4H2O + 2O2+8e- =8OH- 。電池總反應式為： CH4+ 2O2+ 2KOH = K2CO3+ 3H2O3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用電解池：一、電解原理1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽2、電解:流（外加直流電）通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應（被動的不是自發(fā)的）的過程3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程4、電子流向

26、：（電源）負極一（電解池）陰極一（離子定向運動） 電解質溶液一（電解池）陽極一（電源）正極5、電極名稱及反應：陽極：與直流電源的 萬極相連的電極,發(fā)生化一反應陰極：與直流電源的 負極 相與的電極,發(fā)生 還原 反應6、電解CuCl2溶液的電極反應：陽極：2Cl-2e-=Cl 2 (氧化)陰極：Cu2+2e-=Cu(還原)總反應式： CuCl2=Cu+Cl2 T7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：放電順序：陽離子放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>F

27、e2+>Zn2+>Al 3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K + 陰離子的放電順序是惰性電極時：S2->I->Br->Cl ->OH ->NO 3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO 4->OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極(Fe、Cu)等金屬,則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應式。電解質水溶液點解產物的規(guī)律電極反應特點實例電解對象電解質

28、濃度pH電解質溶 液復原分解電解質 鼓電解質電離出的陰 ，日離子分別在兩極放 tHCl電解質減小增大HClCuCl2CuCl2玫H2生成堿 鼓羽極：水放H2生堿陽極：電解質陰離子放 tNaCl電解質和水生成新電解 質增大HCl放 氧生酸型羽極：電解質陽離子放 t陽極：水放O2生酸CuSO4電解質和水生 成新電解質減小氧化銅電解水型陰極：4H+ + 4e- = 2H2 T陽極：4OH- 4e- = O2 T + 2H2ONaOH水增大增大水H2SO4減小Na2SO4/、變上述四種類型電解質分類：(1)電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽(2)電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物

29、除外)(3)放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽(4)放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣(1)、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法(2)、電極、電解質溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液M ne = M陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面M n+ + ne = M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理陽極（純銅）：Cu-2e-=Cu2+,陰極（鍍件）：Cu2+2e-=Cu,電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應用之一：銅的精煉陽

30、極：粗皿 陰極：純銅電解質溶液:硫酸銅3、電冶金（1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子,從它們的化合物中還原出來用于冶煉 活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na + + Cl通直流電后：陽極：2Na+ + 2e = 2Na 陰極：2C一 2e = Cl2T規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。有活潑性不同的兩個電極；兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。（2）若有外

31、接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。（3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池,其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較原電池電解池電鍍池定義（裝置特點）將化學能轉變成電 能的裝置將電能轉變成化學能的 裝置應用電解原理在某些金屬 表面鍍上一側層其他金屬反應特征自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應裝置特征無電源，兩級材料/、同后電源，兩級材料叫可 引不同后電源形成條件活動性小同的兩極

32、 電解質溶液 形成閉合回路兩電極連接直流電源 兩電極插入電解質溶液 形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待 鍍金屬接負極；2電鍍液必 須含有鍍層金屬的離子電極名稱負極：較活潑金屬 正極：較小活潑金 屬（能導電非金屬）陽極：與電源正極相連陰極：與電源負極相連名稱同電解，但有限制條件 陽極：必須是鍍層金屬 陰極：鍍件電極反應負極：氧化反應， 金屬失去電子 正極：還原反應， 溶液中的陽離子的 電子或者氧氣得電 子（吸氧腐蝕）陽極：氧化反應，溶液 中的陰離子失去電子， 或電極金屬失電子 陰極：還原反應，溶液 中的陽離子得到電子陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到 電子電子流向負極一正極電源負極

33、一陰極同電解池電源正極一陽極溶液中帶電粒子 的移動陽離子向正極移動 陰離子向負極移動陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖:陽極(失)一e極(得)e負極(失)e一陰極(得) 金屬的電化學腐蝕和防護一、金屬的電化學腐蝕(1)金屬腐蝕內容：(2)金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去 電子而被氧化的過程(3)金屬腐蝕的分類：化學腐蝕一金屬和接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕電化學腐蝕一不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應。 比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕?；瘜W腐蝕與電化腐蝕的比較電化腐蝕化學腐蝕條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產生無電流產生本質:較活潑的金屬被氧化的過程n金屬被氧化的過程關系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重(4)、電化學腐蝕的分類：析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜，酸性較強(水膜中“解有CO2、SO2、H2s等氣體)電極反應：負極：Fe - 2e- = Fe2+正極：2H+ + 2e- = H2 T總式：Fe + 2H+ = Fe2+ H2