高中化學(xué)選修知識點總結(jié)填空

1、 化學(xué)反應(yīng)與原理 章節(jié)知識點梳理第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變 反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間 反應(yīng)所放出或吸收的熱量 2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號： （2）.單位： 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂 熱 化學(xué)鍵形成 熱放熱反應(yīng) (放熱 吸熱) H 為“ ”或H 0吸熱反應(yīng) （吸熱 放熱）H 為“ ”或H 0 常見放熱反應(yīng)： 常見的吸熱反應(yīng)： l 二、熱化學(xué)方程式 書寫化學(xué)方程式注意要點: 必須標(biāo)出能量變化。 必須標(biāo)明聚集狀態(tài)（ 分別表示固 液 氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用 表示） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計

2、量數(shù)可以是 ，也可以是 各物質(zhì)系數(shù)加倍，H ；反應(yīng)逆向進(jìn)行，H 三、燃燒熱1概念：25 ，101 kPa時， 。燃燒熱的單位用 表示。 注意：研究條件：101 kPa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是 。燃燒物的物質(zhì)的量： 內(nèi)容：放出的熱量。（H 0，單位 ）四、中和熱1概念： 溶液中， 的反應(yīng)熱。2強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是 和 反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為： 3弱酸或弱堿 ，所以它們反應(yīng)時的中和熱 57.3kJ/mol。4中和熱的測定實驗用品儀器 ：大燒杯（500ml） 、小燒杯（100ml） 、 、 量筒（50ml 2只 ）、 、 硬紙板或泡沫塑料板（有2孔）、泡沫塑料或碎紙條 鹽酸（0.50mo

3、l/L）氫氧化鈉溶液（0.55mol/L） 實驗步驟 ：計算公式：誤差分析五、蓋斯定律1內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng) （各反應(yīng)物）和 （各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則 。2使用方法 3.反應(yīng)熱的計算第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：衡量反應(yīng)快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的量的變化 表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式： （：平均速率，c：濃度變化）單位： 影響因素： 決定因素（內(nèi)因）： （決定因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.反應(yīng)物濃度、氣體壓強、溫度、催化劑對反

4、應(yīng)速率的影響條件變化單位體積內(nèi)分子總數(shù)活化分子百分?jǐn)?shù)單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)V變化光、電磁波、超聲波、固體反應(yīng)物 顆粒大小、溶劑等注意：（1）固體和液體，由于壓強對濃度幾乎無影響，反應(yīng)速率不變。 （2）、惰性氣體對于速率的影響 恒溫恒容時：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變恒溫恒體時：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一）1.定義：2、化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是 反應(yīng)）等（ 的正逆反應(yīng)速率相等） 動（動態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù) ） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系

5、中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定（ ）各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡總體積、總壓強、總物質(zhì)的量一定（ ）正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系在單位時間內(nèi)消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在單位時間內(nèi)消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆)（ ）V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在單位時間內(nèi)生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡壓強m+np+q時，總壓強一定（其他條件一定）（ ）m+n=p+q時，總壓強一定（其他條

6、件一定）（ ）混合氣體平均相對分子質(zhì)量MrMr一定時，只有當(dāng)m+np+q時（ ）Mr一定時，但m+n=p+q時（ ）溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定（ ）其他如體系顏色不再變化等平衡 3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)（二）影響化學(xué)平衡移動的因素1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響(1)其他條件不變，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，平衡向 移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，平衡向 移動。（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡 移動（3）溶液中的反應(yīng)，如稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆

7、也減小，但是減小的程度不同，平衡向方程式中計量數(shù)之和大的方向移動。2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響其他條件不變，溫度升高平衡向_移動，溫度降低平衡向 方向移動。3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響其他條件不變，增大壓強，平衡向 移動；減小壓強，平衡向 移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似4.催化劑：由于催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是 的，所以平衡 。但是使用正催化劑可以 達(dá)到平衡所需的時間_。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能 的方向移動。三、化學(xué)平

8、衡常數(shù) （符號 ）（一）定義：一定溫度下，達(dá)到化學(xué)平衡時， _比值。 （二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是 。2、K只與 有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中固體或純液體，由于其濃度是固定不變的。4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng) 的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時 的濃度越大，它的 進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越_。反之，則相反。 一般地，K>105時，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。2、利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，可判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及

9、建立平衡的方向。（Q：濃度積）Q K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;Q K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;Q K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為 反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為 反應(yīng)四、等效平衡1、概念：一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），同一可逆反應(yīng)經(jīng)不同途徑達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）等溫，等容條件下的等效平衡第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)： 第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)： （2）等溫，等壓的等效平衡： 五、化學(xué)平衡圖像問題 看懂圖像（面、線、點、勢）-聯(lián)想規(guī)律

10、-分析判斷六、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做 原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)時熵值關(guān)系為S(g ) S(l) S(s) 2、反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判斷依據(jù)為：G=H-TS 0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行H-TS 0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)H-TS 0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：（1）H為負(fù)，S為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行 （2）H為正，S為負(fù)時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行第三章 水溶液中的離子平衡一

11、、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)：在 中或 狀態(tài)下能導(dǎo)電的 。非電解質(zhì) ： 強電解質(zhì) ： 。弱電解質(zhì)： 。下列物質(zhì)中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O 、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2屬非電解質(zhì) 的有： 屬強電解質(zhì) 的有： 。屬弱電解質(zhì)的有： 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別： 電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性 關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng) 時，電離過程就達(dá)到了 平衡狀態(tài) 。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般 熱，升溫電離平衡向 移動。B、濃度：濃度越大，電離程度 ；溶液稀釋時，電離平衡向 移動。C、同離子效

12、應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)電離的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)， 電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）表示方法：ABA+B- Ki= 7、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2S

13、O3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：: 水的離子積：KW = ； 25時, ; KW = = 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何稀溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ： 水的電離 溫度： 水的電離（因為水的電離是 熱的）能水解的鹽： 水的電離 4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= （2）pH的測定方法：酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4

14、（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）pH試紙 操作 。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計算方法1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算H+混)3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H

15、+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原+ n （但始終不能 7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原+n （但始終不能 7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原n （但始終不能 7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原n （但始終不能 7）5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化 ，強酸、強堿變化 。五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質(zhì)：H+

16、OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量 。2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 它的最大刻度值。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、 、 、 、趕氣泡、調(diào)液面。（4）實驗過程及滴定終點的判斷3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析六、鹽類的水解1、定義： 。2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的弱離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，使平衡向 移動， 水的電離。

17、3、鹽類水解規(guī)律：有 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 顯誰性，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 NaHCO3)4、鹽類水解的特點：（1） （2） （3） 5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 （越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn) 水解而 陽離子水解；OH ）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性 電離程度水解程度，顯 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-

18、）7、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。 （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)；Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)。其特點是相互水解成沉淀或氣體。離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實例原理凈水明礬凈水去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸配制Na2C

19、O3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常數(shù) （Kh）強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka 強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb （Kw為該溫度下水的離

20、子積，Ka為該條件下該弱酸電離平衡常數(shù)；Kb為該條件下該弱堿的電離平衡常數(shù)）七電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒：:任何溶液均顯電 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒: （即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和質(zhì)子守恒：即水電離出

21、的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至 以下的離子反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三種微溶物質(zhì)： （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。 （6）溶解平衡存在的一般前提是：存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉

22、淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越小，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。 （2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如除去MgCl2溶液中FeCl3可以加入 （3）氧化還原沉淀法： （4）同離子效應(yīng)法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：酸堿； 氧化還原； 。5、沉淀的轉(zhuǎn)化： 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。 AgNO3 AgCl() AgBr（淡黃色） AgI（黃色） Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）表達(dá)式：AmBn(s)

23、 mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m c(Bm-)n影響溶解平衡的因素：決定因素是 外因：濃度：加水，平衡向 方向移動。溫度：升溫，多數(shù)平衡向 方向移動。、溶度積規(guī)則QC（離子積） KSP 有沉淀析出QC KSP 平衡狀態(tài)QC KSP 未飽和，繼續(xù)溶解第四章 電化學(xué)基礎(chǔ)一原電池： 1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池 2、組成條件： 3、電子：外電路： 極導(dǎo)線 極 內(nèi)電路：鹽橋中 離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液， 離子移向正極溶液。 4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極： 反應(yīng)： 正極： 反應(yīng)： 總反應(yīng)式： 5、正、負(fù)極的判斷： （1）從電極材料：一般 為負(fù)極；或金屬

24、為負(fù)極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向和電流方向 （3）從發(fā)生反應(yīng) （4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向 （5）根據(jù)實驗現(xiàn)象二 化學(xué)電池1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)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：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二次電池 又叫充電電池1.鉛蓄電池的電極反應(yīng) 放電： 負(fù)極（鉛）： 正極（氧化鉛）： 充電：陰極： 陽極： 放電 充電 兩式可以寫成一個可逆反應(yīng)：PbO2Pb2H2SO4 2PbSO42H2O 2目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳

25、電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池燃料電池 1、燃料電池：使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種化學(xué)電池 2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時： 負(fù)極： 正極： 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時： 負(fù)極： 正極： 甲烷燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，在兩極上分別通甲烷和氧氣(。電極反應(yīng)式為：負(fù)極： ；正極： -。電池總反應(yīng)式為： 3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率

26、高、廢棄物少、運行噪音低三電解原理1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置電解槽2、電解：直流電通過電解質(zhì)溶液，在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)的過程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程4、電子流向：（電源）負(fù)極（電解池）陰極（離子定向運動）電解質(zhì)溶液（電解池）陽極（電源）正極 5、電極名稱及反應(yīng)： 陽極：與直流電源的 相連的電極，發(fā)生 反應(yīng) 陰極：與直流電源的 相連的電極，發(fā)生 反應(yīng) 6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)：陽極： )陰極： 總反應(yīng)式： 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程陰極（陽離子）放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+&g

27、t;H+)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陽極放電順序 惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子>F-(SO32-/MnO4->OH-)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(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)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(yīng)式。 用惰性電極電解電解質(zhì)溶液規(guī)律電解類型電解質(zhì)分類實例電

28、極反應(yīng)特點pH變化溶液復(fù)原應(yīng)加四、電解原理的應(yīng)用 1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣陽極： )陰極： 總反應(yīng)式： 2.電鍍（1）應(yīng)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(zhì)溶液的選擇：陽極：（鍍層金屬） M ne = M n+陰極：待鍍金屬（鍍件）： M n+ + ne = M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液 （3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉 陽極： ； 陰極： 電解質(zhì)溶液： 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、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl =

29、Na + + Cl通直流電后：陽極： 陰極： 規(guī)律總結(jié)：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即為原電池。 （2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)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或電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極），有關(guān)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 類別 原電池 電解池 電鍍池定義（裝置特點）將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬是否是自發(fā)反應(yīng) 裝置特 征有電源，兩級材料可同可不同 形成條件活動性不同的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合