高中化学常用反应总结

高中化学常用反应资料

化学反应与能量

I考点1:吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别

比较

放热反应吸热反应

类型

定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应

反应物具体的总能量大于生成物反应物具有的总能量小于生成物具有

形成原因

具有的总能量的总能量

生成物分子成键时释放出的总能

与化学键强生成物分子成键时释放出的总能量小

量大于反应物分子断裂键时吸收

弱的关系于反应物分子断裂键时吸收的总能量

的总能量

表示方法△H<0△H>0

能|

成物反应物

ag为“为---

(a

图示§/：AH>0

质应物一…凌物.

反应过程反应过M

H,(g)+Cl：(g)=2HC1(g)C(s)+HaO(g)=CO(g)+H2(g)

实例

△H=-184.6kJ-mor,△H=+131.3kJ«noE,

特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定

于反应物和生成物具有的总能量(或靖)的相对大小。

2、常见的放热反应①一切燃烧反应；②活泼金属与酸或水的反应；③酸

碱中和反应；④铝热反应；⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反

应，如：N2+02=2N0,C02+C=2C0等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应①Ba(0H)2•8H20与NH4C1反应；②大多数分解反应

是吸热反应③星+9也-Cu+H;O,C+H;O(g)仝CO+H］等也是吸

热反应；④水解反应

考点2：反应热计算的依据

1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算AH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算△H=反应物的键能总和一生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和

终态（各生成物）有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步

进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同

的。

温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反

应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应AH也进行“+”

“_”等数学计算。

5.根据物质燃烧宸热数值计算：Q（放）=n（可燃物）X|AH|。

化学反应速率与化学平衡

|考点1：化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法»

化学反应速率通常用单位时面向反应物浓度和生成物浓度的变化来表

示。表达式：o其常用的单位是、或

2、影响化学反应速率的因素1）内因（主要因素）反应物本身的性质。

2）外因（其他条件不变，只改变一个条件）

增大反应物浓度，反应速率加怏，反之减慢。

对于市气体参加的反应，增大压强，反应

速率加快,反之减慢。

升高温度，反应速率加快，反之减慢。

使用催化剂，能改变化学反应速率，且正、

逆反应速率的改变程度蛔。

反应物间的接触面积、光辐射、放射线辐射、

超声波等。

3、理论解释一一有效碰撞理论（1）活化分子、活化能、有效碰撞①活化

分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图反应过程图中：E1为正反应的活

化能，使用催化剂时的活化能为E3,反应热为E1-E2。（注：E2为逆反

应的活化能）

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

|考点2：化学平衡

1、化学平衡状态：一定条件（恒温、恒容或恒压）下的可逆反应里，正

反应和逆反应的速率相等，反应混合物（包括反应物和生成物）中各组分

的浓度保持不变的状态。

到一化学平衡是一种动态平衡

号）一正反应速率=逆反应速率

京）一反应物和生成物的质量

y或浓度保持不变

制一条件改变，平衡状态可能改变,

2、化学平衡状态的特征J新条件下建立新的平衡状态

3、判断化学平衡状态的依据

联（g）+侬加），---pC（g）+<jD（g）

可能的情况是否达平衡

反应混合物①各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定达平衡

中各组分的②各组分的质量或各组分的质量分数一定达平衡

含量③各组分的体积或体积分数一定达平衡

④总体积、总压强或总物质的量一定不一定达平衡

■位时间内消耗mmolA,同时生成mmolA,达平衡

②单位时间内消耗mmolA（或nmolB）,同时消耗

达平衡

Pmo]C（或qmolD）,既va=v.

v占、的

③贝⑷：咿）：%f）:v（D）=m：n：p：q,此时v亚不一

糅不一定达平衡

定等于v.

④单位时间内生成了pmolC（或qmp|D）同时消耗

不一定达平衡

了mmolA（或nmolB）,此时均指v厩

（DnrErp+q时，总压强一定达平衡

压强

②।什n=p+q时，总压强一定不一定达平衡

混合气体的①当n+n/p+q时，Mr一定达平衡

平均相对分

②当in+n=p+q时＞Mr一定不一定达平衡

子质量Mr

混合气体的

恒温、恒压或恒温、恒容时，密度一定不一定达平衡

密度

反应体系内有色物质的颜色一定，就是有色物质的浓度

薇色达平衡

不变

任何化学反应都伴随着能量变化，绝热条件下反应体系

温度达平衡

的温度恒定

|考点3：化学平衡的移动

V荷V逆关0条件改变-V&V&-定时间

・'『‘逆工。

平衡1不平衡平衡2

破坏旧平衡建立新平衡

1、概念

可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新

化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。

2、化学平衡移动与化学反应速率的关系（1八正8逆：平衡向正反应方

包移动。（2）v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。（3）v正

＜v逆：平衡向＜span》逆反应方向移动。

3、影响化学平衡的因素

4、“惰性气体”对化学平衡的影响

条件影响结果备注

反应物浓度潜

平衡向正反应方向移动

大

对于有固体或纯液体参与的反

反应物浓度减

平衡向逆反应方向移动应，由于固体或纯液体的浓度

少

浓度可认为是常数,因此改变固体

生成物浓度增

平衡向逆反应方向移动的量平衡不发生移动,

大

生成物浓度减

平衡向正反应方向移动

少

平衡向气体体积减少方向对于无气体参加和生成的反

压强增大

移动应），改变压强.此时固、液体

压强

平衡向气体体积增大方向的浓度未改变，平衡不发生移

压强减少

移动动.

温度升高平衡向吸热方向移动

温度

温度降低平衡向放热方向移动

可以缩短达到平衡的时间，不

催化剂对平衡无影响改变平衡混合物中各组分的百

分比组成

①恒温、恒容条件原平衡体系无人情性气体■体系总压强增大--＞体系中

各组分的浓度不变一一平衡不移动。

②恒温、恒压条件原平衡体系充人惰性气体.容器容积增大,各反应气体

的分压减小一一体系中各组分的浓度同倍数减小

（等效于减压）

气体体积不变反应FATS-

----------------►平衡不移动

气体体积可变反应

士平衡向气体体积增大的方向移动

5、勒夏特列原理定义：如果改变影响平衡的一个条件（如C、P或T等），

平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态（如溶解平衡、化

学平衡、电离平衡、水解平衡等）和只限于改变影响平衡的一个条件。

勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生

移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就

是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。非

电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶

液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离

成离子的电解质。

混和物

物质f单质

[■强电解质：强酸.强籁.大多数1：如HG、NaOH>NaCI、BaSO4

纯净物.电解质,

弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐.水.如HQO、NH3-HjO.CU（OH）2.HQ

化合物

非电解质：非金属毂化物.大部分有机物；如SO3、CCh、C6Hl2O6、CCk、CH2=CH2-

2、电解质与非电解质本质区别：电解质一一离子化合物或共价化合物非电

解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、C02

等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaS（h不溶于水，

但溶于水的BaSO,全部电离，故BaSO,为强电解质）一一电解质的强弱与导

电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子

结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。B、浓度：浓度越大，电离程度越

小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电

解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外

加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电

离。5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）

6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生

成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫

做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）表示方法：

ABA*+B-Ki=[A*]B]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的

本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般

变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸

性越强。如：H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10

二、水的电离和溶液的酸碱性

H2o4^H++OH-

1、水电离平衡：

水的离子积：Kw=c[H*]•c[0H]25℃时，[H[=[OH-]=10-7mol/L;K,=

[H+]•[OH]=1*10-

注意：K,只与温度有关，温度一定，则K,值一定K,不仅适用于纯水，适用于

任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离K«〈1*10-“②温

度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离K,）

1*10“

4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂

一一甲基橙、石蕊、酚歆。变色范围：甲基橙3.r4.4（橙色）石蕊

5.0~8.0（紫色）酚猷8.2~10.0（浅红色）pH试纸一操作玻璃棒蘸取未知

液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。注意：①事先不能用水湿润

PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求[H*]混：将两种酸中的H*离子物质的量相加除

t+

以总体积，再求其它）田*]混=（[H]1V1+[H]2V2）/（Vi+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[0田]混：将两种酸中的0田离子物质的量相加

除以总体积，再求其它）[0于]混=（[0仃,+[0甲]12）/（V1+V2）（注意：

不能直接计算[H+]混）

3、强酸与强碱的混合：（先据H*+OH-==HzO计算余下的M或0F,①H*有余，

则用余下的H*数除以溶液总体积求[H*]混；0田有余，则用余下的0T数除以

溶液总体积求[0H」混，再求其它）

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10"倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）2、

弱酸溶液：稀释100倍时，pH稀（pH原+n（但始终不能大于或等于7）3、

强碱溶液：稀释10"倍时，pH稀=pH原一n（但始终不能小于或等于7）4、

弱碱溶液：稀释100倍时，pH稀〉pH原一n（但始终不能小于或等于7）5、

不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀

释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强

酸、强碱变化得快。

五、强酸（pHl）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.ml、若

等体积混合pHl+pH2=14则溶液显中性pH=7pHl+pH2215则溶液显碱性

pH=PH2-0.3pHl+pH2^13则溶液显酸性pH=pHl+O.32、若混合后显中性

pHl+pH2=14V酸：V碱=1：lpHl+pH2#14V酸：V碱=1：10<14'<pH,+pH2））

六、酸碱中和滴定：

4

1、中和滴定的原理实质：H+0H-=H20即酸能提供的T和碱能提供的0万物质

的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）仪②滴定管的刻度，0刻度在上，

往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部

分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴

定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后一

位。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、

洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗一检漏：滴定管是

否漏水f用水洗f用标准液洗（或待测液洗）一装溶液f排气泡一调液面一

记数据V（始）（4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用"

酸c酸I酸=〃碱c■碱1碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离

子数；c——酸或碱的物质的量浓度；-一酸或碱溶液的体积。当用酸去滴

定碱确定碱的浓度时，贝!|：「碱=1上述公式在求算浓度时很方便，而在分

析误差时起主要作用的是分子上的〃酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标

准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V

酸的增大，导致c酸偏高；/碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好

后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化

的却是标准酸用量的减少，即，酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的

误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与K

酸的变化成正比，即当/酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的T或Off结合生

成弱电解质的反应。

2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H，或0田结合，

破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁

性，两弱都水解，同强显中性。②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸

根水解程度大，碱性更强。（如：Na2c03>NaHC03）

4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热

5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸

热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸

碱：促进或抑制盐的水解（H*促进阴离子水解而抑制阳离子水解；0甲

促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HS0J显酸性②电离程度

>水解程度，显酸性（如：HS（V、HzPOJ）③水解程度〉电离程度，显碱

性（如：HCO3\HS\HPO产）

7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应

相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常见

的双水解反应完全的为：Fe"、Al"与AlOG'CfVXHCXh-）、S2-（HS）、S0产（HS（V）;

S。-与NHZ；COs^HCCV）与NHJ其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的

离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3t+3s②-+6H2。==

2A1（OH）3I+3H2st

8、盐类水解的应用：

水解的应用实例原理

3+

1、净水明研净水Al+3H20-人1(0,3(胶体)+311*

用热碱水冼油污物品CO2-+HO^HCOS'+OH'

2、去油污32

①配制FeCL溶液时常加

Fe3t+3H0=?Fe(0H)+3H+

入少量盐酸23

3、药品的保存②配制Na2cCh溶液时常

C02'+H0^HCO"+OH"

加入少量NaOH323

若不然，则：MgCb•6H0=^=Mg(0

由MgCh•6H2O制无水M2

4、制备无水盐gCL在HC1气流中加热

H)2+2HCl+4H20Mg(OH)2=^=MgO+H2O

用A用（SOD3与NaHCOs溶

5、泡沫灭火器Al3t+3HCO'=A1(OH)3I+3C0f

液混合32

6、比较盐溶液中比较NH4Cl溶液中离子NH/+H2OWNH3•H2O+H%(Cl)>c(NH<

离子浓度的大小浓度的大小*)>c(H*)>c(OH)-

9、水解平衡常数（KQ对于强碱弱酸盐：K产Kw/Ka（Kw为该温度下水的离子

积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数）对于强酸弱碱盐：

K产Kw/K-Kw为该温度下水的离子积，h为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电

离平衡常数,电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）

的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定

于第一步，第二步一般相当微弱。2）、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水

解）书写原则：一步书写

八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：：

任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离

子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒：（即原子个数守恒或质量守恒）

某原子的总量（或总浓度）=其以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OF浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度小于0.01g的电解

质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至l*10T以下的反应为完全反应。

如酸碱中和时［H］降至10-01/卜10-%014，故为完全反应，用“="，常见

的难溶物在水中的离子浓度均远低于KTinol/L,故均用“。（3）难溶并

非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三种微溶物质：CaSO,、

Ca（0H）2、AgzSO,（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（0H）2为放热，升温其溶解度

减少。（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

意在沉淀后用（s）标明状态，并用“W"。如：Ag£（s）W2Agt（aq）+S2-（aq）

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：K”越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能

使沉淀更完全。（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCb

溶液中FeCL。（3）氧化还原沉淀法：（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还

原；③沉淀转化。

5、沉淀的转化：

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。如：AgNO3

-AgCl（白色沉淀）-AgBr（淡黄色）fAgl（黄色）-Ag2s（黑色）

6、溶度积（Ksp）

1）、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重

新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。2）、表达式：

AmBn（s）=mA"（aq）+nB-（aq）人片［c（An+）］"•［c（B"-）］n3）、影响因素：外

因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解

方向移动。4）、溶度积规则Qc（离子积）>KSP有沉淀析出QC=KSP平衡状态

Qc<ksp例和，继埃洛解

电化学1.原电池的工作原理及应用1.概念和反应本质原电池是把化学

能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。2.原电池的构成

条件⑴一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生（一般是活

泼性强的金属与电解质溶液反应）。（2）二看两电极：一般是活泼性不同

的两电极。（3）三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①

电解质溶液；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

⑴反应原理

电极名称负极正极

电极材料锌片铜片

电极反应Zn-2e===Zn2+Cu2++2e-===Cu

反应类型氧化反应还原反应

电子流向由Zn片沿导线流向Cu片

盐桥中离子移向盐桥含饱和KCI溶液，K+移向正极，CI移向负极

(2)盐桥的组成和作用①盐桥中装有饱和的KCKKN(h等溶液和琼胶制

成的胶冻。②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路；b.平衡电荷，

使原电池不断产生电流。

2.电解的原理

1.电解和电解池⑴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。

⑶电解池的构成①有与电遮相连的两个电极。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⑴电极名称及电极反

应式(电解CuCh溶液为例)

电源

Tp

石鬓

电极名称：gm「电极名称：阻板

反应类型：氧化反应反应类型：还-反应

电极反应式：电极反应式：Cu"+2e-=Cu

2Cr-2e-=Cl2t

CuCI的液

CuC1=

总反应式：-^Cu+Cl2t管)电子和离子的移动方向

①电子：从电源负极流出后,流向电解池阴极；从电解池的阳极流出后

流向电源的正极。②离子：阳离子移向电解池的阴遥，阴离子移向电解

池的阳极。3.阴阳两极上放电顺序⑴阴极：(与电极材料无关)。氧化

性强的先放电，放电顺序：

IC、Ca".Na*..Al\Zn".Fc?'.Sn：\Pb：，卬Cu<FcJAg*

放电由堆到物

⑵阳极：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。若是惰性电极作阳

S*-,lBr.CT.OHhNQi.SOj.aX>.F-

故电一—

极，放电顺序为

3.化学电源

1.日常生活中的三种电池⑴碱性锌镒干电池一一一次电池正极反应：

---

2MnO2+2H20+2e-===2MnOOH+20H；负极反应：Zn+20H-2e===Zn(OH)2；

总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2o(2)锌银电池——一次电

--

池负极反应：Zn+20H-2e-===Zn(OH)2；正极反应：Ag20+H20+2e

===2Ag+20H\总反应：Zn+Ag20+H20===Zn(0H)2+2Ag。⑶二次电池(可

充电电池)铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是出，正极材料是

Pb02.①放电时的反应a.负极反应：Pb+S024-2e"===PbS04;b.正极

+_

反应：Pb02+4H+S04+2e===PbS04+2H20；c.总反应：Pb+PbO2+

2H2S04===2PbS04+2H20o②充电时的反应a.阴极反应：PbSO4+2e"===Pb

2—2—

+

+S04；b.阳极反应：PbS04+2H20-2e-===PbO2+4H+SO4；c.总反

应：2PbSO4+2H2。电解Pb+PbO2+2H2sO,。注可充电电池的充、放电不

能理解为可逆反应。

2.“高效、环境友好”的燃料电池氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料

电池，可分酸性和碱性两种。

种类酸性碱性

负极反应式2H2-4e'===4H+2H2+40H-4e===4H2O

+

正极反应式02+4e-+4H===2H2O02+2H2O+4e===4OH-

电池总反应

2H2+O2===2H2O

式

燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电

备注

作用

4.电解原理的应用

1.氯碱工业⑴电极反应阳极反应式：2C「-2葭===（：1"（氧化反应）

阴极反应式：2H++2e-===Hzt（还原反应）（2）总反应方程式2NaCl+2H2O

电解

=2NaOH+H2f+C12f（3）氯碱工业生产流程图

精制丝处I离子交换膜I显0（含少量、aOH）

NaC溶流

2.电镀下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题:

⑴镀件作阳极，镀层金属银作阳极。⑵电解质溶液是AgNOs溶液等含

镀层金属阳离子的盐溶液。（3）电极反应：阳极：Ag-e-===Ag+；阴极：

Ag++e-===Ag。（4）特点：阳极溶解，阳极沉积，电镀液的浓度丕变。3.电

解精炼铜⑴电极材料：阳极为粗铜阴极为缠翅。（2）电解质溶液：含

Cu?+的盐溶液。（3）电极反应：阳极：Zn—2e-===Zn2+、Fe—2e-===Fe2+、

Ni—2e-===Ni2+>Cu—2e-===Cu2+；阴极：Cu2++2e-===Cuo4.电冶金

利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。（1）冶炼钠

电解

2NaCl（熔融）=2Na+Cl2t电极反应：阳极：2C1--2e"===Cl2t;阴

电解

+

极：2Na+2e"===2Nao（2）冶炼铝2Al2O3（熔融）=4A1+302t电极反

2--3+-

应：阳极：60-12e===302t;阴极：4A1+12e===4Alo

S.金属的腐蚀与防护

1.金属腐蚀的本质金属原子失去电子变为金属阳离子,金属发生氧化

反应。2.金属腐蚀的类型⑴化学腐蚀与电化学腐蚀

类型化学腐蚀电化学腐蚀

条件金属跟非金属单质直接接触不纯金属或合金跟电解质溶液接触

现象无电流产生直微II电流产生

本质金属被置他较活泼金属被量他

联系两者往往同时发生,受（缝腐蚀更普遍

⑵析氢腐蚀与吸氧腐蚀以钢铁的腐蚀为例进行分析:

类型析氢腐蚀吸氧腐蚀

条件水膜酸性较强（PHW4.3）水膜酸性很弱或呈中性

电极反负Fe-2e-===Fe2+

应极

正

2H++2e-===H2__t。2+2H2O+4e===40H

极

2Fe+O2+2H2O===2Fe(OH)

Fe+2H+===Fe2++出

总反应式

1_2

联系吸氧腐蚀更普遍

3.金属的防护⑴电化学防护①牺牲阳极的阴极保护法一原电迪原理

a.鱼极：比被保护金属活泼的金属；b.正极：被保护的金属设备。②

外加电流的阴极保护法一电解原理a.阳极：被保护的金属设备；b.阻

极：惰性金属或石墨。（2）改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢

⑶加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化

等方法。

高中化学基本化学反应归纳

基本化学反应

（一）化合反应

1.定义：多变一（2）基本形式：A+B=AB

2C+O2===2CO2

CO+O2===2CO2

CO2+C===2CO

CO2+H2（D==H2c。3

2.镁在空气中燃烧：

2Mg+O2点燃2MqO

现象：（1）发出耀眼的白光（2）放出热量（3）生成白色粉末

3.铁在氧气中燃烧：3Fe+2O2点燃Fe3CU

现象：（1）剧烈燃烧，火星四射（2）放出热量（3）生成一种黑

色固体

注意：瓶底要放少量水或细沙，防止生成的固体物质溅落下来，

炸裂瓶底。

4.铜在空气中受热：2Cu+O2N2CuO现象：铜丝变黑。

5.铝在空气中燃烧：4AI+302点燃2Al2O3

现象：发出耀眼的白光，放热，有白色固体生成。

6.氢气中空气中燃烧：2H2+O2点燃2H2。

现象：（1）产生淡蓝色火焰（2）放出热量（3）烧杯内壁出现水

雾。

7.红（白）磷在空气中燃烧：4P+502点燃2P2。5

现象：（1）发出白光（2）放出热量（3）生成大量白烟。

8.硫粉在空气中燃烧：S+02点燃S02现象:

A.在纯的氧气中

发出明亮的蓝紫火焰，放出热量，生成一种有刺激性气味的气体。

B.在空气中燃烧

（1）发出淡蓝色火焰（2）放出热量（3）生成一种有刺激性气味

的气体。

9.碳在氧气中充分燃烧：C+。2点燃C02

现象：（1）发出白光（2）放出热量（3）澄清石灰水变浑浊

10.碳在氧气中不充分燃烧：2c+O2点燃2co

11.二氧化碳通过灼热碳层：C+CO2高温2co（是吸热的反应）

（二）分解反应

1.定义：一变多

基本形式：AB=A+B2HgO===2Hg+O2

2.水在直流电的作用下分解：2H2。通电2H2f+O2T

现象：（1）电极上有气泡产生。H2：02=2：1

正极产生的气体能使带火星的木条复燃。

负极产生的气体能在空气中燃烧，产生淡蓝色火焰

3.加热碱式碳酸铜：CU2（OH）2CO3^2Cu0+H2O+CO2T

现象：绿色粉末变成黑色，试管内壁有水珠生成，澄清石灰水变

浑浊。

4.加热氯酸钾（有少量的二氧化锦）：2KCIO3^_MnO22KCI

302?

5.加热高锅酸钾：2KMn04■K2MnO4+Mn02+02T

6.实验室用双氧水制氧气：2H2O2Mn022H2O+02T

现象：有气泡产生，带火星的木条复燃。

7.加热氧化汞：2Hg0幺2Hg+02T

8.锻烧石灰石：CaC03高温Ca0+C02T（二氧化碳工业制法）

9.碳酸不稳定而分解：H2CO3===H20+CO2T

现象：石蕊试液由红色变成紫色。

10.硫酸铜晶体受热分解：CUSO4«5H2O^CUSO4+5H2O

（三）置换反应

1.定义：一换一

基本形式：A+BC=AC+B

酸与金属反应：Zn+H2so4==ZnSO4+H2T

Fe+HzSd==FeSC）4+H2T

Mg+2HCI==MgCl2+H2T

盐与金属反应

2AI+3CuSO4==Al2（SO4）3+3CuCuSO4+Zn==ZnSO4+Cu

2.金属单质+酸---盐+氢气（置换反应）

（1）