高中化学全套教学案人教版选修4

1、第一章 化学反应与能量 一、教学目标：1、理解焓变（H） 反应热、热化学方程式、燃烧热、中和热及化学反应热的计算教学重点：理解概念教学难点：化学反应热的计算二、问题导学1、焓变（H） 反应热 放热反应 H 0 吸热反应 H 0焓变（H）单位：KJ/mol2、 热化学方程式 3、燃烧热焓变（H） 反应热 注意点：1 2 3 书写燃烧热化学方程式应以燃烧1mol纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数。4、中和热 三、问题探究：1.环形玻璃棒的作用 2.烧杯间填满碎泡沫塑料的作用 3.大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值 （填“偏大”、“偏小”或“无影响”）S，H04、书写焓变（H） 反应热时应注

2、意：1） 2） 3） 4） 5） 5、化学反应热的计算 盖斯定律：化学反应速率 假设反应体系的始态为S，终态为L，若SL，H0；则L 四、课堂练习 见课本五、自主小结第二章 化学反应速率和化学平衡一、教学目标1、理解化学反应速率、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）、等效平衡； 2、知道化学平衡常数并会计算3、能对化学反应自发进行的方向的判断教学重点：对概念理解。二、问题导学1、化学反应速率（1）概念： （2）表示方法： （用不同物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中的各物质的化学计量系数比。）2、影响化学反应速率的因素（1）内因（主要因素） 。（2） 1）浓度： 。 有关解释：在其他条件不变

3、时，对某一反应，活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比。当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增多，活化分子数也相应增大，单位体积内的有效碰撞次数也相应增多，化学反应速率增大。 2）压强： 有关解释：当温度一定时，一定物质的量的气体的体积与其所受的压强成反比。若气体的压强增大到原来的2倍，体积就缩小到原来的一半，单位体积内的分子数就增大到原来的2倍。故增大压强，就是增加单位体积里反应物的物质的量，即增大反应物的浓度，反应速率相应增大；相反，减小压强，气体的体积就扩大，反应物浓度减小，反应速率随之减小。说明： 若参加反应的物质为固体、液体

4、或溶液，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。与化学反应无关的气体对化学反应速率是否有影响，要分情况而定。在一定温度下于密闭容器中进行的化学反应N2(g)+3H2(g) 2 NH3 (g)： a、充入He并保持容器的容积不变时，虽容器内气体的总压增大，但由于气体的容积不变，反应物气体的物质的量浓度不变，化学反应速率不变，平衡不移动。 b、充入He并保持容器内的总压不变时，必然是容器的容积增大。而气体容积的增大，引起反应物浓度的减小，化学反应速率减小，平衡左移。 3）温度： 。经验规律：一般来说，温度每升高10，反应速率增大24倍。 有关解释：在浓度一定时，升高温度，反应物

5、分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。 说明：温度对反应速率的影响规律，对吸热、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。4）催化剂： 。 5） 向反应体系输入能量，都有可能改变化学反应速率。三、问题探究1、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）： 1）、浓度： 。 2）、压强： 3）、温度： 。2、等效平衡： 。（1）定温、定容：反应前后气体体积改变： 值相同。反应前后气体体积不变： 比值相同。（2）

6、定温、定压： 与原平衡比值相同。3、化学平衡常数Cm (A)·C n (B)Cp (C)·Cq (D)K= 1）、定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。 如：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) （注意：对于有固体或纯液体参加的反应，它们的浓度不列入K的表达式。K值与浓度无关，只受温度影响。不指明温度，K值无意义。对于给定的化学反应，正、逆反应的平衡常数互为倒数。）应用：判断反应进行的程度：K值越大，反应进行的程度越大，反应物转化

7、率越高。 判断反应热效应：T升高，K值增大，则正反应为吸热反应。 T降低，K值减小，则正反应为放热反应。4、化学反应自发进行的方向的判断根据体系存在着力图使自己的能量趋于“最低”和“有序”的自然规律，由焓变和熵变判据组合的复合判据适合于所有的过程。即G=HTS <0， 反应能自发进行 G=HTS 0，反应处于平衡状态 G=HTS <0，反应不能自发进行反应热H混乱度SG=HTS自发性>0>0低温>0，高温<0较高温度能自发>0<0>0任何温度都不能自发<0>0<0任何温度都能自发<0<0高温>0，低温&l

8、t;0较低温度能自发四、课堂练习五、自主小结第三章 电离平衡第一节 弱电解质的电离一、 教学目标1、理解强电解质和弱电解质及弱电解质的电离平衡、电离平衡常数。教学重点：对概念理解。二、问题导学1、强电解质和弱电解质 强电解质： 电解质 电离程度 弱电解质注意：化合物不是电解质即为非电解质难溶性化合物不一定就是弱电解质。（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。）溶液的导电性与电解质强弱没有必然的关系电离方程式的书写， 强电解质电离用“=”，弱电解质电离用“”三、问题探究1、弱电解质的电离平衡1）、电离平衡概念： 2）、特点：（1） （3） （4）“变”：

9、 3）、影响电离平衡的因素（1）决定性因素弱电解质的本性。（2）外因：溶液浓度同一弱电解质，物质的量浓度越大，离子浓度越大，电离度越小 温度由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。4）、电离平衡常数（1）概念： （2）电离平衡常数的意义：K值越大， ；K值越小， 。（3）影响K的外界条件： 。（4）多元弱酸、多元弱碱的电离多元弱酸的电离 。多元弱碱 四、课堂练习五、自主小结第二节 水的电离和溶液的pH值1、水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H2O+H2OH3O+OH简写成H2OH+OH，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响。2、水的离子积纯水及电解质稀溶

10、液中（c1mol·L1）有c(OH)·c(H+)=Kw，Kw只受温度影响，常温时（25）Kw=1×1014，温度升高，水的电离程度增大。Kw亦增大，100，Kw=1×1012。计算题记牢公式c(OH)·c(H+)=Kw计算时看是否是常温，不是常温要看该温度下的Kw值酸碱中和滴定1、仪器和试剂量取液体 ： 滴定管铁架台（滴定管夹）、锥形瓶、标准液和待测液、指示剂2、操作步骤：检查滴定管是否漏水（操作方法） 蒸馏水洗涤 标准液或待测液润洗滴定管 装液和赶气泡调零 滴定 读数3、指示剂选用：变色要灵敏，变色范围要小，且变色范围尽量在pH突变范围内（因

11、此中和滴定一般选用酚酞、甲基橙，而不用石蕊试液。4、滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。第三节 盐类的水解（课时1、2）一、盐溶液的酸碱性2.任何一种盐都可以看作是 和 反应的产物，按生成盐的酸和碱的强弱可以把盐分为： 水溶液呈 性 水溶液呈 性 水溶液呈 性弱酸弱碱盐 水溶液的酸碱性要看弱酸和弱碱的相对强弱。（谁强显谁性）要求：能够根据化学式判断盐的种类，进而推出前三种盐溶液的酸碱性（1）常见的强酸有 、 、 、 、 、 。（1）常见的强碱有 、 、 、 。(另第IA族的

12、铷、铯, 第IIA族的锶对应的碱)例题：实验室有下列试剂：NaOH溶液 水玻璃 Na2S溶液 NH4Cl溶液 浓H2SO4，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是（ ）A、 B、 C、 D、二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因溶液呈酸、碱性取决于 .强酸强碱盐溶液中没有任何因素使c(H+)和c(OH)不相等,因此强酸强碱盐溶液呈 性.任何水溶液中都存在水的电离平衡 .强酸弱碱盐在水溶液中完全电离,电离出 阳离子和 阴离子,则强酸弱碱盐电离出来的 离子和水电离出来的 离子结合成 使H2O的电离平衡向 方向移动,到达新平衡时c(H+) c(OH),溶液呈 性.例:NH4Cl溶液: 水微弱电离,电离出 和 N

13、H4Cl在水溶液中完全电离,电离出 和 NH4Cl电离出的 和水电离出的 结合生成 , 使H2O的电离平衡向 方向移动,到达新平衡时c(H+) c(OH),溶液呈 性.化学方程式 离子方程式 NH4Cl水溶液存在的微粒有 种,分别是 .强碱弱酸盐在水溶液中完全电离,电离出 阳离子和 阴离子,则强碱弱酸盐电离出来的 离子和水电离出来的 离子结合成 (或 )使H2O的电离平衡向 方向移动,到达新平衡时c(H+) c(OH),溶液呈 性.例: CH3COONa在水溶液中完全电离,电离出 和 CH3COONa电离出的 和水电离出的 结合生成 , 使H2O的电离平衡向 方向移动,到达新平衡时c(H+)

14、c(OH),溶液呈 性.化学方程式 离子方程式 CH3COONa水溶液存在的微粒有 种,分别是 .三、盐类的水解:在 中 电离出来的离子跟水所电离出来的 或 结合生成 的反应.1、必须在 中,不溶于水的部分不考虑.2、生成弱酸或弱碱（难电离微粒）3、实质：复分解反应 盐水酸+碱 （中和反应的逆反应） 中和反应 热,所以水解 热.中和反应程度 ,所以水解程度 (较大、较小),书写水解方程式时要用可逆符号.由于程度较小一般不标明气体,沉淀符号.另:多元弱酸根离子分步水解,以 为主（除SiO32-外），都要分步写.要求:能够判断是否是水解反应,要能够书写水解的化学方程式和离子方程式3按要求写出下列水

15、溶液中水解的化学方程式和离子方程式,并判断溶液的酸碱性,(1) 硫酸铁: (2)明矾 (3)硝酸铵 (4)硫酸铜 (5)氯化镁 (6)硅酸钠 (7)碳酸钾 (8) 碳酸氢钡 (9)偏铝酸钠 (10)次氯酸钠 (11)硫化钠 (12)NaCN (13)K2C2O4（草酸钾、乙二酸钾） (14)磷酸钠 4写出离子方程式（1）将NH4Cl加入到重水中 。（2）由FeCl3制Fe（OH）3胶体 第三节 盐类的水解（课时3、4）四、盐类的水解规律：（水解规律）（无弱不水解）有弱才水解，都弱双水解，越弱越水解（都强显中性）谁强显谁性。注意：有弱还要看溶不溶，不溶也不一定不水解。（如MgCO3也水解，但是F

16、eS不水解。）中和反应一般是完全进行的，所以有弱电解质参与的中和反应的逆反应，其水解反应程度很小，用可逆符号。谁强显谁性，都强不水解显中性，都弱看水解的相对强弱。多元弱酸的酸式酸根看电离与水解的相对强弱。（HSO3和H2PO4，电离程度>水解程度，所以NaHSO3和Na H2PO4的水溶液呈酸性，其他弱酸的酸式盐一般水溶液呈碱性）例题:将0.05mol下列物质置于500mL水中，充分搅拌后，溶液中阴离子数目最多的是（ ）A、NH4Br B、K2SO4 C、Na2S D、Mg(OH)2五、影响因素（1）内因 （2）外因： 例： 以FeCl3水解为例：FeCl3水解离子方程式 条件变化对水解

17、方向的影响c(Fe3+)c(H+)pH现象水解程度（水解百分率）升高温度加水加FeCl3（S）或浓FeCl3（aq）加入镁粉加盐酸加NaOH（S）加入Na2CO3（S）或NaHCO3（S）加入NaHSO4（S）加入NaCl（S）练习：CH3COONa的水解离子方程式 条件变化c(CH3COO)c(CH3COOH)c(OH)c(H+)pH水解程度升高温度加水加醋酸加醋酸钠加盐酸加NaOH（S）推广：浓度：增大盐的浓度，水解平衡向 移动，但水解程度 。道理与化学平衡相似，增大某反应物浓度，平衡向 移动，但该反应物转化率一般要 。减小盐的浓度（加水稀释），平衡向 移动。如CO32+H2OHCO3+O

18、H，加水稀释c(HCO3)、c(OH)均 。故盐的浓度越大，水解程度 ，但对应的离子浓度 。溶液的酸碱性：对于水解呈酸性的溶液加酸 水解，加碱 水解。对于水解呈碱性的溶液加酸 水解，加碱 水解。（填促进、抑制）（如a、FeCl3溶液在配制时加入盐酸，抑制其水解。b、等物质的量浓度的NH4HSO4和NH4Cl溶液，c(NH4+)显然是NH4HSO4大于NH4Cl。）温度：温度越高，水解程度 。因盐类水解是中和反应的 ，中和反应均为放热反应，水解反应一定 。（如制备Fe (OH)3胶体利用了温度对盐类水解的影响。）同种元素阳离子的化合价价高者解程度更大，如Fe3+>Fe2+六、水解平衡中的三

19、个守衡关系：CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH CH3COO + H2O CH3COOH + OH以醋酸钠溶液为例说明：（填>,< ,=）溶液呈电中性，所以溶液中n（正电荷）= n（负电荷）即：n（Na+） n（H+） n（CH3COO）+ n（OH）（两边同时除以体积）即：电荷守恒：c（Na+）c（H+） c（CH3COO）+ c（OH）CH3COONa固体中，n(Na+) n(CH3COO)但在CH3COONa溶液中，因为CH3COO)水解，所以 n(Na+) n(CH3COO)即 c(Na+) c(CH3COO)；根据CH3COONa固体中，n(Na+)

20、 n(CH3COO)所以该溶液中n(Na+) n(CH3COO) + n（CH3COOH），（两边同时除以体积）即：物料守恒：c（CH3COOH）+ c（CH3COO）c（Na+）将上述两式相加得到以下关系： 质子守恒：c（OH）= c（H+）+ c（CH3COOH） 质子守恒：根据水电离出的c（OH）= c（H+），溶液中的H+或OH虽与其他离子结合而以不同的形式存在，但其总量相同，第三节 盐类的水解（课时5、6）七、盐类水解的应用：（1）判断溶液的酸碱性：水解呈碱性的溶液，保存时试剂瓶要用橡胶塞。根据盐溶液的酸碱性，可以证明酸、碱的强弱。酸：选其强碱盐溶液，若该盐溶液呈中性，说明该酸是 ；

21、若呈碱性说明该酸是 。碱：选其强碱盐溶液，若该盐溶液呈中性，说明该碱是 ；若呈酸性说明该碱是 。根据同浓度（相同）强碱（不同）弱酸盐溶液的碱性强弱，可以比较弱酸的相对强弱。 弱酸越弱，说明对应的弱酸根离子水解程度越 。几种同浓度（相同）强碱（不同）弱酸盐溶液碱性越强，对应酸的酸的酸性越 。某些活泼金属与强酸弱碱盐反应。（如：Mg放入NH4Cl、FeCl3溶液中产生氢气。）判断溶液中微粒种类：先看溶剂分子和溶剂电离产生的微粒，再看溶质电离产生的微粒，最后看溶剂和溶液相互作用产生的微粒；（2）解释一些化学现象无水AlCl3瓶盖打开有白雾，试解释原因： 明矾、三氯化铁净水。(水解的离子反应方程式)明

22、矾净水 三氯化铁净水 原因：胶体粒子的表面积 ，吸附能力 ， 而起净水作用。用ZnCl2、NH4Cl作焊药：（生活知识介绍）金属表面往往存在氧化膜，这种氧化膜的存在会使焊接不牢固（即出现虚焊现象），而用NH4Cl或ZnCl2作为焊接时的焊药则能够保证焊接的牢固。原因是 NH4Cl或ZnCl2水解显 ，这种酸性的溶液可以除去金属表面的氧化膜。 油条的制作口诀是“一碱、二矾、三盐”，其中碱、矾、盐分别是指：NaHCO3、KAl(SO4)2·12H2O和NaCl，在面团中Al3和HCO3发生双水解反应， Al33HCO3Al(OH)3 3CO2 当面团被投入到沸腾的油中时，面团受热，其中的

23、CO2体积增大， 致使面团膨胀为油条。（3）盐类水解平衡的移动配制盐溶液。配制FeCl3溶液要加入 ，配制Na2SiO3溶液加入 ，目的： 热的纯碱溶液清洗油污效果较好，原因： 制备Fe(OH)3胶体的操作： 为什么用沸水？ 。加热时间能不能太长？ 原因 采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。判断盐溶液加热蒸干的产物：提示：加热尽管促进水解，但是产生了NaOH，碱性条件下无CO2逸出。小结：盐水解生成 时，蒸干后一般得到原物质。 将FeCl3溶液加热蒸干后得到 ，蒸干后再灼烧得到 提示：水解产生的HCl易挥发。最终会全部逸出。小结：盐水解生成

24、时，蒸干后一般得到弱碱。 将Fe2（SO4) 3溶液加热蒸干后得到 提示：水解产生的H2SO4不易挥发，最终仍和水解产生的Fe(OH)3反应。小结：盐水解生成 时，蒸干后一般得到原物质。 将NaHCO3溶液加热蒸干后得到 ，提示：因为NaHCO3受热分解，所以最终得到固体不是NaHCO3。小结：不稳定性盐的溶液加热蒸干时得到的固体与原盐的组成不同。 将Na2 SO3溶液加热蒸干后得到 提示：因为Na2 SO3具有还原性，容易被氧化。小结：还原性盐的溶液加热蒸干时得到的固体与原盐的组成不同。推广：将Al Cl3·6 H2O加热最终得到 ，原因 化学方程式 ，如果要得到无水Al Cl3固

25、体，可以一边加热一边通入 。目的 。制备纳米材料。例如，用TiCl4制备TiO2，化学方程式 制备时加入大量的水,同时加热,促进水解趋于完全.所得 经焙烧得TiO2（4）双水解问题（弱酸弱碱盐）（强酸弱碱盐和强碱弱酸同时溶于水）判断离子共存问题： 发生水解且相互促进反应的离子不能大量共存，如Fe3+、Al3+分别与CO32、HCO3、AlO2，Al3+与S2等。生活实例：泡沫灭火器原理：Na HCO3水解 Al2（SO4）3水解 离子方程式 施用化肥：普钙、氨态氮肥不能与 混用。原因： （5）分析盐溶液中离子浓度大小第四节 溶解平衡（第1、2课时）【知识要点】一、对“Ag+与Cl的反应不能进行

26、到底”的理解1、不同电解质在中的溶解度差别很大，有的很大，有的很小。在20时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，“不溶”是指“难溶”，绝对不溶的物质是没有的。2、生成沉淀的离子反应之所以能发生，是因为 。3、溶解平衡的建立：尽管AgCl溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会有少量溶解。AgCl因此在生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存。这样，生成沉淀的反应就转化成我们熟悉的固体溶解的问题。从固体溶解的角度来看，AgCl在水中存在两个过程：在水分子的作用下，少量Ag+与Cl脱离AgCl表面溶入水中，

27、溶液中的Ag+与Cl受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶液和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列平衡：AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl（aq）正是这种平衡的存在，决定了Ag+与Cl的反应不能进行到底。（1）定义：在一定条件下，难溶强电解质溶于水，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。思考1：将一块形状不规则的NaCl固体放入NaCl饱和溶液中，一昼夜后观察发现，固体变为规则的立方体，而质量却未发生变化，为什么？（2）特征：（与化学平衡相比较） ：可逆过程 ：v（溶解）

28、 v（沉淀） ：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变 ：动态平衡，v（溶解） v（沉淀） 0 ：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。（3）生成难溶电解质的离子反应的限度 不同电解质在水中的溶解度差别很大，例如AgCl和AgNO3。习惯上将溶解度小于0.01g的称为难溶电解质。对于常量的化学反应来说，0.01g是很小的，所以一般情况下，相当量的离子互相反应生成难溶电解质，就可以认为反应完全了。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于 ，沉淀就达完全。（4）影响沉淀溶解平衡的因素（1）内因： （2）外因：遵循 原理浓度：加水，平衡向 方向移动。温度：绝大数难溶盐的溶解是吸热过程，

29、升高温度，多数平衡向 方向移动。少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的溶解平衡。同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向 的方向移动。二、溶度积 1、概念：在一定温度下，难溶强电解质MmAn溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，这时的离子浓度幂的乘积是一个常数，叫作溶度积常数，简称溶度积。符号为KSP 2、表达式 MmNn(s)mMn+(aq)nNm(aq)Ksp c（Mn+）m·c（Nm）n例如：AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl（aq） Ksp=c（Ag+）·c（Cl）3、意义：溶度积Ksp反映了物质在水中的溶解能力。溶度积

30、和溶解度都可以表示物质的溶解能力，所以它们之间可以互相换算。知道溶解度可以求出溶度积，也可以由溶度积求溶解度。4、影响Ksp的因素：温度绝大数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，向 移动。Ksp 。少数盐的溶解是放热过程，升高温度，向生成 移动，Ksp 。如Ca(OH)2。5、判断规则 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积(离子积)Qc的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。Qc Ksp时： 溶液过饱和，平衡向生成沉淀的方向移动有沉淀生成 Qc Ksp时： 溶液饱和，处于平衡状态Qc Ksp时： 溶液不饱和，平衡向沉淀溶解的方向移动沉淀溶解第四章 电化学基础第一节 原

31、电池【知识要点】1、原电池定义：将 转变为 的装置。2、实质：将氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动。即将化学能转化成电能3、组成原电池的条件：a 、有两种活泼性不同的金属作电极（或金属与能导电的非金属或化合物）注意：燃料电池中两极可同选石墨或铂b 、有电解质溶液c 、构成闭合的回路d 、能自发发生氧化还原反应沿导线沿导线1、如图：若在上述f装置中接上检流计并插入盐桥（盐桥通常是装有饱和KCl琼脂溶胶的U形管，溶液不致流出来，但离子则可以在其中自由移动）。检流计指针偏转，说明有电流通过。从检流计指针偏转的方向可以知道电流的方向是Cu极Zn极。根据电流是从正极流向负极，因此，Zn极为负极，C

32、u极为正极。电子从Zn极Cu极。2、若取出盐桥，检流计指针归零，重新放入盐桥，指针又发生偏转，说明盐桥起到了使整个装置构成通路的作用。盐桥是怎样构成原电池中的电池通路呢？Zn棒失去电子成为Zn2+进入溶液中，使ZnSO4溶液中Zn2+过多，带正电荷。Cu2+获得电子沉积为Cu，溶液中Cu2+过少，SO42-过多，溶液带负电荷。当溶液不能保持电中性，将阻止放电作用的继续进行。盐桥的存在，其中Cl-向ZnSO4 溶液迁移，K+向CuSO4 溶液迁移，分别中和过剩的电荷，使溶液保持电中性，反应可以继续进行。盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路，盐桥既可沟通两方溶液，又能阻止反应物的直接接触。4、电极名称及其判断：（1）根据电极材料：两种金属（或金属与非金属）组成电极，若它们都与（或都不与）电解质溶液单独能反应，则较活泼的金属作负极；若只有一种电极与电解质溶液能反应，则能反应的电极作负极。 （2）根据电极反应：失电子氧化反