第1章 化学反应与能量转化（含答案）-高二化学单元复习知识清单（鲁科版选择性必修1）

第第页第1章化学反应与能量转化（含答案）-高二化学单元复习知识清单（鲁科版选择性必修1）.第一章化学反应与能量转化知识清单

考点1化学反应的反应热与焓变

一、化学反应的反应热

1．反应热

（1）定义：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量。

（2）表示符号

（3）单位：kJ·mol－1或J·mol－1。

2．反应热的测定

（1）仪器——量热计

（2）原理：Q＝－C（T2－T1），其中C表示溶液及量热计的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。

3．焓变与反应热的关系

（1）文字叙述：在等压条件下，反应中物质的能量变化全部转化为热能时，焓变与该化学反应的反应热相等。

（2）数学表达式：ΔH＝Qp。

【特别提醒】

（1）物理变化中的能量变化不是反应热。如物质的三态变化，物质的溶解等。

（2）反应放热或吸热与反应条件无关。

二、化学反应的焓变

1．焓：用来描述物质所具有的能量的物理量，符号：H。

2．焓变

（1）定义：反应产物的总焓与反应物的总焓之差，符号：ΔH。

（2）表达式：ΔH＝H（反应产物）－H（反应物）.

（3）单位：kJ·mol－1或J·mol－1。

（4）化学反应的焓变示意图

【特别提醒】同一物质聚集的状态不同，所具有的能量也不同，“焓”也不同，一般来说气态＞液态＞固态。

3．焓变与化学键的关系

4．物质能量变化与焓变

5．常见的放热反应和吸热反应

（1）放热反应

①金属、金属氧化物与酸或水的反应

②可燃物的燃烧反应及缓慢氧化

③酸和碱的中和反应

④铝热反应，如2Al+Fe2O32Fe+Al2O3

⑤大多数的化合反应。如2NO2N2O4

（2）吸热反应

①大多数的分解的反应（2H2O22H2O+O2↑除外）

②铵盐和碱反应，如Ba（OH）28H2O+2NH4Cl＝BaCl2+2NH3H2O+8H2O

③盐的水解反应

④两个特殊反应：C+CO22CO、C+H2O（g）CO+H2

⑤碳酸氢钠与柠檬酸的反应

6．反应的热效应与反应条件的关系

（1）反应的热效应与反应条件无必然关系

①在高温下才能进行的化学反应不一定是吸热反应

②在常温下进行的化学反应不一定是放热反应

③使用催化剂的反应不一定是吸热反应

（2）可用根据反应条件判断反应的热效应

①需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应

②反应开始需要加热，停热后仍能继续进行，一般是放热反应

7．根据反应现象判断反应的热效应

（1）反应体系的温度变化

①体系的温度升高：放热反应

②体系的温度降低：吸热反应

（2）密闭体系的压强变化

①体系的压强增大：放热反应

②体系的压强减小：吸热反应

（3）液体的挥发程度

①液体的挥发程度增大：放热反应

②液体的挥发程度减小：吸热反应

（4）催化剂的红热程度

①停热后催化剂继续红热：放热反应

②停热后催化剂不再红热：吸热反应

8．ΔH的计算方法

（1）ΔH＝反应物断键吸收的总能量－反应产物成键释放的总能量

（2）ΔH＝反应产物所具有的总焓－反应物所具有的总焓

三、中和热的含义及测量

1．各类中和热数值的比较

（1）强酸和强碱的稀溶液发生中和反应，其反应热的数值是相等的，都约是57.3kJ·mol－1。

H+（aq）+OH－（aq）H2O（l）ΔH＝－57.3kJ·mol－1

（2）强酸和弱碱或弱酸和强碱的稀溶液发生中和反应，反应热的数值一般小于57.3kJ·mol－1，因为弱电解质的电离是吸热的。

（3）有浓酸或浓碱参与的中和反应，反应热的数值一般大于57.3kJ·mol－1，因为浓酸或浓碱的溶解是放热的。

（4）有沉淀生成的中和反应，反应热的数值一般大于57.3kJ·mol－1，因为生成沉淀的过程是化学键的形成过程，是放热的。

（5）中和反应的实质是H+和OH－反应生成H2O。若反应过程中有其他物质生成（如生成不溶性物质、难电离物质等），这部分反应热不在中和反应反应热之内。

2．测定中和反应的反应热需注意的几个问题

（1）实验中要用强酸、强碱的稀溶液（0.1～0.5mol·L－1）。

（2）操作时动作要快，尽量减少热量的损失，使用绝热装置，避免热量散发到反应体系外。

（3）测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸冲洗干净后，再测量NaOH溶液的温度，避免酸、碱在温度计的表面反应放热而影响测量结果。

（4）读取的中和反应的温度（T2）是反应混合液的最高温度。

（5）不能用弱酸或弱碱，因弱酸、弱碱电离时吸收热量而使测量数值偏低。

（6）反应热的数值是57.3kJ·mol－1，测定时与强酸、强碱的用量无关。

3．中和热的计算公式：H中和热＝－kJ/mol

三、反应过程中热量大小的比较

1．燃烧过程中热量大小的比较

（1）物质完全燃烧时放出的热量多

（2）物质在O2中完全燃烧放出的热量比在空气中的少（光能多）

（3）物质完全燃烧生成固态产物时放出的热量最多

（4）气态的物质完全燃烧放出的热量最多

2．各类中和热的比较

（1）强酸与强碱的中和热的数值等于57.3kJ·mol－1

（2）有浓酸或浓碱参加的中和热的数值大于57.3kJ·mol－1

（3）有弱酸或弱碱参加的中和热的数值小于57.3kJ·mol－1

（4）有沉淀生成的中和热的数值等于57.3kJ·mol－1

3．根据稳定性判断能量高低

（1）微粒稳定性的判断

①能量角度：微粒所含的能量越低越稳定

②键能角度：微粒所含的化学键键能越大越稳定

（2）生成稳定性强的物质，放热多

4．能量高低的判断

（1）金属性和非金属性强弱判据

①金属性越强，越容易失电子，吸收的能量越少

②非金属性越强，越容易得电子，释放的能量越多

③非金属单质与H2化合时生成的气态氢化物越稳定，放出的能量越多

（2）微粒稳定性判据：能量越低越稳定

（3）键能大小判据：断裂1个键的键能越大，物质越稳定，所含能量越低

考点2热化学方程式反应焓变的计算

一、热化学方程式

1．概念：把一个化学反应中的物质的变化和反应的焓变同时表示出来的式子。

2．意义：热化学方程式不仅表明了物质的变化，还表示了能量的变化。

3．热化学方程式中各量的含义

2A（g）+B（g）3C（g）△H＝－akJ·mol－1

（1）化学计量数

①含义：只表示物质的量，不表示分子个数

②特点：可以是整数也可以是分数

（2）热化学方程式的意义：2molA（g）和1molB（g）完全反应生成3molC（g）时释放akJ的热量。

（3）热化学方程式中的△H

①△H＝－akJ·mol－1中mol－1的含义：每摩尔反应

②单位：kJ·mol－1，与化学计量数无关

③正负：正逆反应的数值相等，符号相反

3．热化学方程式的书写方法

4．热化学方程式的正误判断

（1）注意标明物质的聚集状态：方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态（g、l、s），不用标“↑”或“↓”，水溶液用aq表示。

（2）注意注明必要的反应条件：焓变与温度等测定条件有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度（298K时可不注明）。

（3）注意明确化学计量数的含义：化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此热化学方程式中化学计量数也可以是分数。

（4）注意ΔH的单位及符号：ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。ΔH＜0表示为放热反应；ΔH＞0表示为吸热反应。

（5）注意同一反应中化学计量数与ΔH数值的对应关系：化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH数值的绝对值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH的数值改变符号，但绝对值不变。

二、反应焓变的计算及应用

1．盖斯定律

（1）定义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的。

（2）盖斯定律的特点

①化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。

②反应焓变一定。如图分别有三个途径：（Ⅰ）（Ⅱ）（Ⅲ）。

则有ΔH＝ΔH1+ΔH2＝ΔH3+ΔH4+ΔH5。

【特别提醒】化学反应的焓变与反应的过程、条件无关。

（2）盖斯定律的应用

①科学意义：对于无法或较难通过实验测定的反应的焓变，可应用盖斯定律计算求得。

②若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。

2．根据盖斯定律进行计算

（1）计算步骤

（2）ΔH与书写方式的关系

①正逆反应的△H、K的关系：△H正+△H逆＝0，K正·K逆＝1

②化学计量数变成n倍，△H变为n倍，K变为n次方倍

③反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2

④反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝

⑤反应③＝a×反应①－×反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝

（3）反应举例

①A+B＝C+D⊿H1

②2E+F＝2C⊿H2

③3D＝M+2N⊿H3

则：6A+6B＝6E+3F+2M+4N△H＝6△H1－3△H2+2△H3

三、能源

1．定义：自然界中，能为人类提供热、光、电等有用能量的物质或物质运动统称为能源。

2．分类

分类依据种类举例

转换过程一次能源太阳能、风能、化石燃料、地热能、潮汐能等

二次能源电能、氢能、石油加工产品、煤的加工产品等

使用历史常规能源化石燃料

新能源太阳能、风能、核能、氢能、生物质能等

性质可再生能源太阳能、风能、氢能、生物质能等

不可再生能源化石燃料、核能

3．我国能源现状

（1）我国目前使用最多的能源是化石燃料，包括煤、石油、天然气等，属于不可再生能源，并且能源利用率总体偏低。

（2）开源节流：即一方面开发核能、风能、太阳能等新能源，另一方面大力实施节能减排，提高能源利用效率。

考点3原电池的工作原理

一、原电池的工作原理

1．定义和反应本质

（1）能量转化：把化学能能转化为电能能

（2）反应本质：发生氧化还原反应。

2．构成条件

（1）一看反应：看是否有能自发进行放热的氧化还原反应

（2）二看两电极：一般是活泼性不同的两电极（两种金属或一种金属和一种能导电的非金属）。

（3）三看是否形成闭合回路

①有电解质溶液或熔融的电解质

②两电极直接或间接接触

③两电极插入电解质溶液中。

3．工作原理（以锌铜原电池为例）

（1）电极反应

①负极：电子流出的一极，发生氧化反应；

②正极：电子流入的一极，发生还原反应。

（2）三个“流向”

①电子流向：负极正极

②电流流向：正极负极正极

③离子流向：阳离子→正极；阴离子→负极

（3）盐桥作用

①导电：盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路

②平衡电荷：使由它连接的两溶液保持电中性

③隔离：使相互反应的物质不接触

4．根据经验规律判断电池的正负极

（1）根据电极材料判断正负极

①金属单质和非金属形成的电池，金属单质为负极

②金属单质和化合物形成的电池，金属单质为负极

③电极材料相同的原电池，还原剂为负极

（2）根据电解质溶液的酸碱性及氧化性判断正负极

①能够和电解质溶液反应的电极为负极

②容易和电解质溶液反应的电极为负极

（3）燃料电池中，可燃物作负极，助燃物作正极

二、原电池工作原理的应用

1．比较金属活泼性

（1）基本规律：一般负极金属活泼

（2）特殊情况

①强碱性溶液中，Mg-NaOH溶液-Al原电池中，Al负极

②氧化性溶液中，Cu-浓硝酸-Fe原电池中，Cu是负极

③铅蓄电池，负极质量增加，正极质量增加

2．加快氧化还原反应的速率

（1）一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率增大。

①向反应中加入少量不活泼金属的盐溶液

②不纯的金属腐蚀速率快

（2）金属腐蚀速率：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀

（3）利用原电池原理可加快制氢气的速率，但可能影响生成氢气的量。需注意生成氢气的总量是取决于金属的量还是取决于酸的量。

①足量的锌和一定量的稀硫酸反应，加入少量硫酸铜，产生氢气的量不变

②一定量的锌和足量的稀硫酸反应，加入少量硫酸铜，产生氢气的量减少

3．设计原电池

（1）分析原电池反应，判断正负极和溶液

①能设计成原电池的反应一定是自发的、放热的氧化还原反应

②负极材料确定之后，正极材料的选择范围较广，只要合理都可以

（2）盐桥式原电池

①导电：盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路

②平衡电荷：使由它连接的两溶液保持电中性，使电池能持续提供电流

③隔离：相互反应的电极和溶液通过盐桥隔离开

考点4化学电源

一、化学电源

1．化学电源的分类

2．一次电池

（1）特点：只能使用一次，不能充电复原继续使用

（2）代表：碱性锌锰干电池、酸性锌锰干电池

（3）电极：锌筒作负极，石墨作正极

3．二次电池：又称可逆电池、蓄电池、可充电电池

（1）特点：放电后能充电复原继续使用

（2）代表：铅蓄电池

（3）电极：铅作负极，二氧化铅作正极

（4）优点：性能优良，价格便宜，可多次充放电；单位重量的电极材料释放的电能小。

4．燃料电池

（1）代表：氢氧燃料电池

（2）电极：石墨电极材料

（3）特点：燃料电池没有燃烧现象。

（4）优点：能量利用效率高、可连续使用、排放污染物少。

二、原电池电极反应式的书写

1．书写步骤

（1）确定反应物和最终产物

（2）确定得失电子的数目

（3）电荷守恒配离子

①优先选择原电解质溶液中所含的离子

②再选择水中的H+或OH－，原则“左水右离子”

（4）元素守恒配平其他物质，一般缺H或O，用水补

2．典型电池电极反应的产物

（1）含碳燃料的氧化产物

正常产物酸性碱性碳酸盐溶液熔融碳酸盐O2－

CO2CO2CO32－HCO3－CO2CO32－

（2）含氮燃料的氧化产物：与环境无关，都是氮气

（3）氢气的氧化产物

正常产物酸性碱性中性CO32－O2－

H+H+H2OH+CO2+H2OH2O

（4）氧气的还原产物

正常产物酸性碱性中性CO2

O2－H2OOH－OH－CO32－

3．几种一次电池的电极反应式

（1）碱性锌锰干电池

①电池反应：Zn+2MnO2+2H2O2MnOOH+Zn（OH）2

②负极反应：Zn+2OH－－2e－Zn（OH）2

③正极反应：2MnO2+2H2O+2e－2MnOOH+2OH－

（2）纽扣式锌银电池

①电池反应：Zn+Ag2O+H2OZn（OH）2+2Ag

②负极反应：Zn+2OH－－2e－Zn（OH）2

③正极反应：Ag2O+H2O+2e－2Ag+2OH－

4．二次电池

（1）放电时为原电池，电极属性为正负极；充电时为电解池，电极属性为阴阳极

（2）阳极连正极，阴极连负极，电极反应和电极反应式相反，充放电时电极互变

①充电时，阳极变成正极，阴极变成负极

②放电时，正极变成阳极，负极变成阴极

（3）铅蓄电池：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O

①负极反应：Pb+SO42－－2e－PbSO4

②正极反应：PbO2+4H++SO42－+2e－PbSO4+2H2O

③阳极反应：PbSO4+2H2O－2e－PbO2+4H++SO42－

④阴极反应：PbSO4+2e－Pb+SO42－

5．燃料电池

（1）燃料电池的电极材料

①可燃物在负极上发生氧化反应，如氢气、甲烷、乙醇等还原剂

②助燃物在正极上发生还原反应，如氧气、氯气等氧化剂

（2）燃料电池的总反应：可燃物的燃烧反应兼顾产物和溶液的反应

（3）燃料电池的正极反应式

环境氧气

酸性环境4H++O2+4e－2H2O

碱性环境2H2O+O2+4e－4OH－

中性环境2H2O+O2+4e－4OH－

熔融氧化物O2+4e－2O2－

有CO2存在O2+4e－+2CO22CO32－

（4）燃料电池的负极反应式

环境甲烷氢气

酸性环境CH4+2H2O－8e－CO2+8H+H2－2e－2H+

碱性环境CH4+10OH－－8e－CO32－+7H2OH2－2e－+2OH－2H2O

熔融碳酸盐CH4+4CO32－－8e－5CO2↑+2H2OH2－2e－+CO32－H2O+CO2↑

碳酸盐溶液CH4+9CO32－－8e－+3H2O10HCO3－H2－2e－+CO32－H2O+CO2↑

熔融氧化物CH4+5O2－－8e－CO32－+2H2OH2－2e－+O2－2H2O

环境甲醇肼

酸性环境CH3OH+H2O－6e－CO2↑+6H+N2H4－4e－N2↑+4H+

碱性环境CH3OH+8OH－－6e－CO32－+6H2ON2H4－4e－+4OH－N2↑+4H2O

熔融碳酸盐CH3OH－6e－+3CO32－4CO2↑+2H2O

碳酸盐溶液CH3OH+7CO32－－6e－+2H2O8HCO3－

熔融氧化物CH3OH+4O2－－6e－CO32－+2H2ON2H4－4e－+2O2－N2↑+2H2O

考点5电解的原理

一、电解的原理

1．电解和电解池

（1）电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。

（2）电解池：电能转化为化学能的装置。

（3）电解池的构成

①有与直流电源相连的两个电极。

②电解质溶液（或熔融电解质）。

③形成闭合回路。

2．电解池的工作原理

（1）电极反应

①阳极：连原电池的正极，发生氧化反应

②阴极：连原电池的负极，发生还原反应

（2）三个“流向”

①电子流向：阳极阴极

②电流流向：阴极阳极阴极

③离子流向：阳离子→阴极；阴离子→阳极

（3）电势高低

①原电池：正极＞负极

②电解池：阴极＞阳极

3．电极按性质分类

（1）惰性电极：由Pt（铂）、Au（金）、C（石墨）组成的电极

（2）活泼电极：除了Pt、Au以外的其他金属电极

4．阴阳两极上放电顺序

（1）阴极（与电极材料无关）：氧化性强的微粒先放电，放电顺序：

（2）阳极（与电极材料有关）：

①若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。

②若是惰性电极作阳极，放电顺序为：

（3）三注意

①阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液（或熔融电解质）中的阳离子放电。

②最常用、最重要的放电顺序为阳极：Cl－＞OH－；阴极：Ag+＞Cu2+＞H+。

③电解水溶液时，K+～Al3+不可能在阴极放电。

5．重要的电化学反应式（水的化学计量数为2）

（1）铅蓄电池充放电反应：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O

（2）吸氧腐蚀的正极反应

①弱酸性、中性或碱性：2H2O+O2+4e－4OH－

②酸性：4H++O2+4e－2H2O

③CO2：O2+4e－+2CO22CO32－

（3）阳极OH－的放电反应

①碱溶液中OH－的放电反应：4OH－－4e－2H2O+O2↑

②水中的OH－的放电反应：2H2O－4e－O2↑+4H+

（3）阴极H+的放电反应

①酸溶液中H+的放电反应：2H++2e－H2↑

②水中的H+的放电反应：2H2O+2e－H2↑+2OH－

（4）惰性电极电解溶液

①NaCl：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑

②CuSO4：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4

③AgNO3：4AgNO3+2H2O4Ag+O2↑+4HNO3

④Cu（NO3）2：2Cu（NO3）2+2H2O2Cu+O2↑+4HNO3

6．其他

（1）电解质溶液的选择

①碱金属电极：不选择水溶液及醇类，一般选择有机电解质或固体电解质

②盐桥式原电池：负极材料和与其反应的电解质在不同的容器中

（2）电极pH变化

①看该电极反应是消耗还是产生H+或OH－

②若H+或OH－无变化，看该电极是消耗还是产生水

（3）溶液pH变化

①看总反应是消耗还是产生H+或OH－

②若H+或OH－无变化，看总反应是消耗还是产生水

（4）指示剂颜色变化和电极极性的关系

指示剂颜色变化放电微粒电极极性

酚酞变红H+阳极或正极

石蕊变红OH－阳极

淀粉变蓝I－阳极

二、用惰性电极电解溶液

1．电解水型

（1）放电微粒：H+离子和OH－离子同时放电

（2）放电产物：同时有H2和O2产生

（3）溶液的变化

电解液浓度变化pH变化溶液的复原

H2SO4变大变小加H2O

NaOH变大或不变变大或不变加H2O

KNO3变大或不变不变加H2O

2．电解电解质型

（1）放电微粒：电解质中阴阳离子同时放电

（2）溶液的变化

电解液浓度变化pH变化溶液的复原

HCl变小变大通HCl气体

CuCl2变小理论变大，实际变小加CuCl2固体

3．放氢生碱型

（1）放电微粒：水中的H+离子和电解质中的阴离子同时放电

（2）阴极产物：H2和OH－（2H2O+2e－H2↑+2OH－）

（3）溶液的变化

电解液浓度变化pH变化溶液的复原

NaCl变小变大通HCl气体

Na2S变小变大通H2S气体

4．放氧生酸型

（1）放电微粒：水中的OH－离子和电解质中的阳离子同时放电

（2）阳极产物：O2和H+（2H2O－4e－O2↑+4H+）

（3）溶液的变化

电解液浓度变化pH变化溶液的复原

CuSO4变小变小加CuO或CuCO3固体

AgNO3变小变小加Ag2O或Ag2CO3固体

【特别提醒】

（1）在“电解水型”中，若电解某物质的饱和溶液，则电解过程中会析出晶体，其浓度和pH均不变。

（2）电解后溶液的复原原则：少什么加什么，少多少加多少

（3）注意过度电解

①NaCl：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑，2H2O2H2↑+O2↑，加盐酸恢复原状

②CuSO4：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4，2H2O2H2↑+O2↑，加Cu（OH）2或Cu2（OH）2CO3恢复原状

考点6电解原理的应用

一、用活泼电极电解溶液

1．电解精炼铜（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt等杂质）

（1）电解池的构成

①粗铜作阳极

②精铜作阴极

③硫酸酸化的CuSO4溶液作电解液

（2）电极反应

①阳极：Zn－2e－Zn2+、Fe－2e－Fe2+、Ni－2e－Ni2+、Cu－2e－Cu2+

②阴极：Cu2++2e－Cu

（3）精炼结果

①比铜活泼的金属：变成阳离子留在溶液中

②比铜不活泼的金属：形成阳极泥

③铜在阴极上形成精铜

（4）反应特点

①阳极材料被消耗，需要及时补充

②溶液中的阴离子SO42－浓度不变

③电解过程中原电解质溶液浓度减小

④阳极减重量和阴极增重量的关系不确定

2．电镀

（1）电解池的构成

①镀层金属作阳极

②被镀物品作阴极

③含镀层金属离子溶液作电解液

（2）电极反应

①阳极：Cu－2e－Cu2+

②阴极：Cu2++2e－Cu_

（3）反应特点

①不能写出总反应方程式

②电解过程中原电解质溶液浓度不变

3．用活泼电极电解制备物质

（1）用铁为阳极电解KOH溶液制备K2FeO4

①阳极：Fe－6e－+8OH－FeO42－+4H2O

②阴极：2H2O+2e－H2↑+2OH－

③电解：Fe+2KOH+2H2OK2FeO4+3H2↑

（2）用铜为阳极电解NaOH溶液制备Cu2O

①阳极：2Cu+2OH－－2e－Cu2O+H2O

②阴极：2H2O+2e－H2↑+2OH－

③电解：2Cu+H2OCu2O+H2↑

二、用惰性电极电解熔融物

1．电冶炼：制备K、Ca、Na、Mg、Al等活泼金属

（1）炼钠的方法：电解熔融的NaCl

①阳极反应：2Cl－－2e－Cl2↑

②阴极反应：2Na++2e－2Na

③电解反应：2NaCl2Na+Cl2↑

（2）炼镁的方法：电解熔融的MgCl2

①阳极反应：2Cl－－2e－Cl2↑

②阴极反应：Mg2++2e－Mg

③电解反应：MgCl2Mg+Cl2↑

（3）炼铝的方法：电解熔融的Al2O3

①阳极反应：2O2－－4e－O2↑

②阴极反应：Al3++3e－Al

③电解反应：2Al2O34Al+3O2↑

④不用氯化铝的原因：AlCl3是共价化合物，熔融状态下不导电

⑤冰晶石的作用：作熔剂，降低氧化铝的熔点，节能

⑥阳极石墨被氧气腐蚀，需定期更换

2．电解熔融的碳酸钠

（1）阳极反应：2CO32－－4e－O2↑+2CO2↑

（2）阴极反应：2Na++2e－2Na

（2）电解反应：2Na2CO34Na+O2↑+2CO2↑

三、含离子交换膜电化学装置分析

1．离子交换膜在电解池中的作用

（1）隔离：将两极区隔离，阻止两极区产生的物质接触

①防止副反应发生，避免影响所制取产品的质量

②防止副反应发生，避免引发不安全因素（如爆炸）

（2）通透：能选择性的通过离子，起到平衡电荷、形成闭合回路的作用

（3）实例：氯碱工业中阳离子交换膜的作用

①平衡电荷，形成闭合回路；

②防止Cl2和H2混合而引起爆炸；

③避免Cl2与NaOH反应生成NaClO，影响NaOH的产量；

④避免Cl－进入阴极区导致制得的NaOH不纯。

2．常见的离子交换膜（隔膜）

（1）阳离子交换膜：简称阳膜，只允许阳离子通过

（2）阴离子交换膜：简称阴膜，只允许阴离子通过

（3）质子交换膜：只允许氢离子通过

3．含离子交换膜电化学装置的几个区域

（1）原料区

①主料区：加入原料的浓溶液，流出原料的稀溶液

②辅料区：加入辅料的稀溶液，流出辅料的浓溶液

（2）产品区：产品中的阴阳离子通过离子交换膜进入该区域

（3）缓冲区：两侧的离子交换膜属性相同，起防漏的保护作用

（4）计算含交换膜电化学装置中某一区域质量变化，注意离子的迁移

装置问题

根据O2~4e－~4H+，阳极产生lmolO2时，有4molH+由阳极移向阴极，则阳极溶液的质量减轻32g+4g＝36g

四、多池串联池属性的判断

1．有外接电源的全部都是原电池

2．无明显外接电源的一般只有1个原电池，其余全是电解池

（1）有盐桥的是原电池

（2）有燃料电池的是原电池

（3）能发生自发氧化还原反应的装置为原电池

（4）多个自发，两电极金属性相差最大的为原电池

3．电极的连接顺序：负→阴→阳→阴→…→阳→正

4．串联电路的特点：每一个电极转移的电子数都相等

五、电化学的相关计算

1．方法：电子守恒和电荷守恒列关系式

（1）电子守恒：两极得失电子数相等

①串联电路各支路转移的电子数相同，按支路算

②并联电路总电子数等于支路电子数之和，按干路算

（2）电荷守恒：1个电子对应1个正电荷或负电荷

（3）常用关系式：O2~4e－~4Ag~2Cu~2H2~2Cl2~4OH－~4H+~Mn+

2．电化学计算的物理公式

（1）电量公式：Q＝It＝nNAq＝nF

（2）电能公式：W＝UIt＝UQ

①n——得失电子的物质的量（mol）

②NA——阿伏加德罗常数（6.02×1023mol－1）

③q——1个电子所带的电量（1.60×10－19C）

④I——电流强度（A）

⑤t——时间（s）

⑥F—