(完整版)苏教版高中化学必修二知识点总结(专题一、二)

1、12高中化学必修2知识点归纳总结第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核M注意：I1中子（N个） 质量数（A）=质子数（Z） +中子数（N）1.原子数:X 1原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（Z个）熟背前20号元素，熟悉120号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2 .原子核外电子的排布规律： 电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是 2n2;最外层电子数不超过 8个（K层为最外层不超过 2个），次外层不超 过18个，倒数第三层电子数不超过

2、 32个。电子层：一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号：K L M N O P Q3 .元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。（对于原子来说）二、元素周期表1.编排原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同 的各元素从左到右排成一横行 。（周期序数=原子的电子层数）* 把最外层电子数相同 的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。主族序数=原子最外层电子数核外电子层数兀素种类12种兀素28种兀素38种兀素418种兀素518种兀素

3、632种兀素7未填满（已有26种兀素）2.结构特点: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个横行）第四周期（7个周期）J第五周期I长周期第六周期第七周期表主族：I A口 A共7个主族【族 J副族：m BW日I Bn B,共7个副族（18个纵行）1第皿族：三个纵行，位于口 B和I B之间（16个族）零族：稀有气体 三、元素周期律1 .元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。2.同周期元素性质递变规律第三周期兀素11Na12Mg

4、isAI14Si15P16S17Cl1sAr(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小Jh.一(3)主要化合价+ 1+ 2+ 3+ 4一 4+ 5-3+ 6-2+ 71一(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加一(5)单质与水或酸置 换难易冷水 剧烈热水与 酸快与酸反 应慢一(6)氢化物的化学式SiH4PHH2sHCl一(7)与H化合的难易由111一(8)氢化物的稳定性稳定性增强*一(9)最高价氧化物的 化学式Ns2OMgOAl 2QSiO2P2C5SOCl2。一最高 价氧 化物 对应 水化 物(10)化学式NaOHMg(OH>Al(OH) 3H

5、2SiO3HPOH2SOHC1O4一(11)酸碱性强碱中强碱两性氢 氧化物弱酸中强 酸强酸很强 的酸一(12)变化规律碱性减弱，酸性增强,一第I A族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr( Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下第口 A族卤族元素：F Cl Br I At( F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方)判断元素金属性和非金属性强弱的方法：(1)金属性强(弱)单质与水或酸反应生成氢气容易(难)；氢氧化物碱性强(弱)；相互置换反应(强制弱)Fe+ CuSO= FeSO+ Cu。(2)非金属性强(弱)一一单质与氢气易(难)反应；生成的氢化物稳定(不稳定)；最高价氧化物的水化物(

6、含氧酸)酸性强(弱)；相互置换反应(强制弱)2NaBr+ Cl 2= 2NaCl + B2。(I)同周期比较：金属TNa> Mg> Al与酸或水反应：从易一难碱性：NaOH> Mg(OH)>Al(OH) 3非金属性：SivPv Sv Cl单质与氢气反应：从难一易氢化物稳定性： SiH4V PHv H2SV HCl酸性(含氧酸)：HbSiO3V HPO v H2SO< HClQ(n)同主族比较:金属TLi v Nav K< Rbv Cs (碱金属兀素) 与酸或水反应：从难一易碱性：LiOHv NaOK KO此 RbO此 CsOH非金属性：F>Cl>

7、Br>I (卤族兀素)单质与氢气反应：从易一难氢化物加1定： HF> HCl > HBr> HI(出)非金属性：F>Cl >Br>I氧化性：F2>Cl2>Br2>l2还原性：F vCl vBr VI酸性(无氧酸)：HFv HCl v HBrv HI金属T: Li <Nsk K< Rb< Cs还原性(失电子能力)：Li v Nav K< Rbv Cs氧化性(得电子能力)：Li >Na+ >K >Rb >Cs十比较粒子（包括原子、离子）半径的方法（“三看” ）：（1）先比较电子层数,电子层数

8、多的半 径大。（2）电子层数相同时，再比较核电荷数,核电荷数多的半径反而小。元素周期表的应用1、元素周期表中共有个 7 周期，是短周期，J 是长周期。其中第 二_周期也被称为不完全周期。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、长周期元素 共同组成。IB - VHB是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。3、元素所在的周期序数 =电子层数 ，主族元素所在的族序数 = 最外层电子数，元素周 期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增弓& 元素的金属性逐渐减弱， 非金属性

9、逐渐增强。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大 ,电子 层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱，元素的金属性逐渐增强， 非金属 性逐渐减弱 。4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的区峻工原子的结构和元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测元素的性厦。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体 材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀_材料。第二单元 微粒之间的相互作用化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强

10、烈的相互作用。1.离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用 叫离了键原子之间通过共用电子对所形成的相互 作用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子成键兀素活泼金属与活泼非金属兀素之间 （特殊：NHCl、NHNG等钱盐只由非金属元素组成，但含有离子键）非金属兀素之间离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键一定没有离子键）极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成， A B型，如，H Cl。 共价键&

11、quot;L非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A-A型，如，ClCl。2 .电子式：用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影 响物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分壬间作用力。水分子间的 氢键，是一个水

12、分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作 用力，这种作用力使得水分子间作用力增加,因此水具有较高的熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有HF H 2。 NH 3。嗔目离子键共价键金属键既念阴阳之间的强烈相 互作用原子通过共用电子对形成的强烈 相互作用，成化合物离子化合物金属单质利断化学键方法形成晶体离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体刖断晶体方法容沸点高低很高有的很高有的很低融化时破坏作用离子键物理变化分子间作 用力化学变化共价 键共价键金属键更度导电性第三单元从微观结构看物质的多样性司系物同位素同分异构体同素异形体既念组成相似，结构上相 岸一个或多个“ CH2' 京子团的有机

13、物质子数相同中子 属不同的原子互 成称同位素分子式相同结构M、同的化合物同一兀素,形成的不何种 单质讦究 对象。机化合物之间原子之间化合物之间单质之间目似点等构相似通式相同质子数相同分子式相同同种元素,同点相差n个CH2原子团(n>1)申了数小同原子排列/、同组成或结构不同弋表物烷烧之间五、笊、M乙醇与二甲醛 止烷与异丁烷Q与O金刚石与石墨专题二化学反应与能量变化第一单元 化学反应的速率与反应限度1、化学反应的速率（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。计算公式:v(B) =c(B)|_| n(B) t V? t单位： mol/（

14、L s）或 mol/（ L min）B为溶液或气体，若 B为固体或纯液体不计算速率。以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。重要规律：（i）速率比=方程式系数比（ii）变化量比=方程式系数比（2）影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素） 。外因：温度：升高温度,增大速率催化剂:一般加快反应速率（正催化剂）浓度:增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）压强:增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原 电池等也会改变化学反应速率。2、化学反应的限度一一化学平衡（1）在一定条

15、件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反 _ 应物和生成物的浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速 率，对化学平衡无影响。在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为 0。（2）化学平衡状态

16、的特征：逆、动、等、定、变。逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即vF = v逆W0。定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。（3）判断化学平衡状态的标志：VA （正方向）=VA （逆方向）或nA （消耗）=nA （生成）（不同方向同一物质比较） 各组分浓度保持不变或百分含量不变借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的

17、量不相等的反应适用，即如对于反应xA+ yB - j zC, x+ywz ）第二单元化学反应中的热量1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。原因：当物质发生化学反应时， 断开反应物中的化学键要吸收能量,而形成生成物中的化学键要放出能量。 化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发"台程中是吸收能量还是放出能量,决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量v E生成物总能量，为吸热反应。2、常见的放热反应和吸热反应常见的放热反应：所有的燃烧与缓慢氧化酸碱中和反应大多数的化合反应金属与酸的反应 生石

18、灰和水反应（特殊：C+CO2=2CO是吸热反应）浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等常见的吸热反应：俊盐和碱的反应如 Ba（OH） 2 - 8H2O + NH4Cl = BaCl2+2NH3,+ 10H2O大多数分解反应如 KCIO3、KMnO4、CaCO3的分解等 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应如：C(s)+H2O(g) CO(g) + H2(g)。钱盐溶解等3.产生原因：化学键断裂一一吸热化学键形成一一放热能，量生成物吸收能量反应物趣的吸挑反应0。可理解为，由于放H 0。可理解为，由于吸（g,l,s分别表示固态，液态,放出热量的化学反应。（放热吸热）4H为“-”或4 H <0 吸收

19、热量的化学反应。（吸热 >放热） H为“+”或4 H >04、放热反应、吸热反应与键能、能量的关系能十量反应物前出能量一一线物皮应坐粽放热反应放热反应：汇E （反应物）E （生成物） 其实质是，反应物断键吸收的能量生成物成键释放的能量, 出热量，整个体系能量降低吸热反应：E E （反应物）VE （生成物）其实质是：反应物断键吸收的能量生成物成键释放的能量, 收热量，整个体系能量升高。5、热化学方程式书写化学方程式注意要点热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态气态，水溶液中溶质用 aq表示）热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。热化学方程式中

20、的化学计量数可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍， H加倍；反应逆向进行， H改变符号，数值不变第三单元化学能与电能的转化原电池：1、概念：将化学能转化为电能的装置叫做原电池2、组成条件：两个活泼性不同的电极电解质溶液 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路某一电极与电解质溶液发生氧化还原反应原电池的工作原理：通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。3、电子流向：外电路：负 极一-导线一-正 极内电路：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。电流方向：正极导线负极4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应:Zn 2e=Zn2+ (较活泼金

21、属)较活泼的金属作负极,负极发 生氧化反应,电极反应式：较活泼金属- ne-=金属阳离子负极现象:负极溶解，负极质量 减少。正极：还原反应：2H.+2e=H2T (较不活泼金属) 较不活泼的金属或石墨作正极, 正极发生还原反应,电极反应式：溶液中阳离子+ne=单质,正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。总反应式：Zn+2H +=Zn2+H2 T5、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)根据实验现象溶解的一极为负

22、极增重或有气泡一极为正极6、原电池电极反应的书写方法：(i)原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极 反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：写出总反应方程式。把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。氧化反应在负极发生， 还原反应在正极发生， 反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。(ii)原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。7、原电池的应用：加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。比较金属 活动性强弱。设计原电池。金属的腐蚀。化学电池：1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：借助于化学能直

23、接转变为电能的装置3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池一次电池1、常见一次电池：碱性锌镒电池、锌银电池、锂电池等二次电池1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池 或蓄电池。2、电极反应：铅蓄电池放电：负极（铅）：Pb+ SO 4- -2e =PbSO4j正极（氧化铅）：_PbO2+4H+ SO 2 +2e = PbSO4 J + 2H2。_充电：阴极：PbSO4+2H2O2e = PbO2+4H + + SO 4-阳极：PbSO4+2e =Pb+ SO 4-放电两式可以写成一个可逆反应：PbO2+Pb+2H 2SO42PbSOU +2H2O充

24、电目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉银电池、氢银电池、锂离子电池、聚合物锂离子 电池三、燃料电池1、燃料电池：一是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池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，钳为正、负极，介质分 为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2 4e =4H+ 正极：O2+4 e +4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2+4OH4e =4隆。 正极:O2+2H2O + 4 e

25、 = 4OH另一种燃料电池是用金属钳片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料 和氧气氧化剂。电极反应式为：负极：CH4+10OH +8e=7H2O;正极：4H2O + 2O2+8e- =8OH- 。电池总反应式为： CH4+ 2O2+ 2KOH = K2CO3+ 3H2O3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、废弃电池的处理：回收利用电解池：一、电解原理1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽2、电解: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

26、：（电源）负极一（电解池）阴极一（离子定向运动） 电解质溶液一（电解池）阳极一（电源）正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的 万极相连的电极,发生化一反应阴极：与直流电源的 负极 相与的电极,发生 还原 反应6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极：2Cl-2e-=Cl 2 (氧化)阴极：Cu2+2e-=Cu(还原)总反应式： CuCl2=Cu+Cl2 T7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程规律总结：电解反应离子方程式书写：放电顺序：阳离子放电顺序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>F

27、e2+>Zn2+>Al 3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K + 阴离子的放电顺序是惰性电极时：S2->I->Br->Cl ->OH ->NO 3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO 4->OH-)是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极(Fe、Cu)等金属,则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。电解质水溶液点解产物的规律电极反应特点实例电解对象电解质

28、浓度pH电解质溶 液复原分解电解质 鼓电解质电离出的阴 ，日离子分别在两极放 tHCl电解质减小增大HClCuCl2CuCl2玫H2生成碱 鼓羽极：水放H2生碱阳极：电解质阴离子放 tNaCl电解质和水生成新电解 质增大HCl放 氧生酸型羽极：电解质阳离子放 t阳极：水放O2生酸CuSO4电解质和水生 成新电解质减小氧化铜电解水型阴极：4H+ + 4e- = 2H2 T阳极：4OH- 4e- = O2 T + 2H2ONaOH水增大增大水H2SO4减小Na2SO4/、变上述四种类型电解质分类：(1)电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐(2)电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐(氟化物

29、除外)(3)放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐(4)放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、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(1)、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(2)、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镀铜反应原理阳极（纯铜）：Cu-2e-=Cu2+,阴极（镀件）：Cu2+2e-=Cu,电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液（3）、电镀应用之一：铜的精炼阳

30、极：粗皿 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，如钠、镁、钙、铝（2）、电解氯化钠：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：2C一 2e = Cl2T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。有活泼性不同的两个电极；两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；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

31、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。（3）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电解池电镀池定义（装置特点）将化学能转变成电 能的装置将电能转变成化学能的 装置应用电解原理在某些金属 表面镀上一侧层其他金属反应特征自发反应非自发反应非自发反应装置特征无电源，两级材料/、同后电源，两级材料叫可 引不同后电源形成条件活动性小同的两极

32、 电解质溶液 形成闭合回路两电极连接直流电源 两电极插入电解质溶液 形成闭合回路1镀层金属接电源正极，待 镀金属接负极；2电镀液必 须含有镀层金属的离子电极名称负极：较活泼金属 正极：较小活泼金 属（能导电非金属）阳极：与电源正极相连阴极：与电源负极相连名称同电解，但有限制条件 阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件电极反应负极：氧化反应， 金属失去电子 正极：还原反应， 溶液中的阳离子的 电子或者氧气得电 子（吸氧腐蚀）阳极：氧化反应，溶液 中的阴离子失去电子， 或电极金属失电子 阴极：还原反应，溶液 中的阳离子得到电子阳极：金属电极失去电子阴极：电镀液中阳离子得到 电子电子流向负极一正极电源负极

33、一阴极同电解池电源正极一阳极溶液中带电粒子 的移动阳离子向正极移动 阴离子向负极移动阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动同电解池联系在两极上都发生氧化反应和还原反应原电池与电解池的极的得失电子联系图:阳极(失)一e极(得)e负极(失)e一阴极(得) 金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀(1)金属腐蚀内容：(2)金属腐蚀的本质：都是金属原子失去 电子而被氧化的过程(3)金属腐蚀的分类：化学腐蚀一金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀电化学腐蚀一不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。 比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。化学腐蚀与电化腐蚀的比较电化腐蚀化学腐蚀条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触现象有微弱的电流产生无电流产生本质:较活泼的金属被氧化的过程n金属被氧化的过程关系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重(4)、电化学腐蚀的分类：析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出条件：潮湿空气中形成的水膜，酸性较强(水膜中“解有CO2、SO2、H2s等气体)电极反应：负极：Fe - 2e- = Fe2+正极：2H+ + 2e- = H2 T总式：Fe + 2H+ = Fe2+ H2