高中化学选修四知识点总复习

、高中化学选修四知识总框架

绪日第三章：水溶液中的离子平衡

第一章：化学反应与能量第一节：弱电解质的电离

第一节：化学反应与能量的变化第二节：水的电离和溶液的酸碱性

第二节：燃烧热能源第三节：盐类的水解

第三节：化学反应热的计算第四节：难溶电解质的溶解平衡

第二章：化学反应速率和化学平衡第四章：电化学基础

第一节：化学反应速率第一节：原电池

第二节：影响化学反应速率的因素第二节：化学电源

第三节：化学平衡第三节：电解池

第四节：化学反应进行的方向第四节：金属的电化学腐蚀与防护

二、各章知识点汇总

第一章：化学区应与能量

一、焰变、反应热

2、反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

2、焙变(AHkJ/mol)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应

3、产生原因：化学键断裂一一吸热化学键形成一一放热

4、放热反应和吸热反应：

①放出热量的化学反应：4H为或△*()

内能转化为热能反应物总能量〉生成物总能量

断裂化学键吸收的总能量〈形成化学键放出的总能量吸热反应

②吸收热量的化学反应：4H为“+”或△H)。

热能转化为内能反应物总能量〈生成物总能量

断裂化学键吸收的总能量〉形成化学键放出的总能量

5、常见的放热反应：

①所有的燃烧反应⑤生石灰和水反应

②酸碱中和反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

③大多数的化合反应⑦铝热反应

④金属与酸的反应

6、常见的吸热反应：

①晶体Ba(OH)2-8H2O与NH4C1反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应

②大多数的分解反应④钱盐溶解等

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点：

1、热化学方程式必须标出能量变化。

2、热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态

(s、1、g分别表示固态、液态、气态，水溶液中溶质用aq表示)

3、热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

4、热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

5、各物质系数加倍，AH加倍：反应逆向进行，4H改变符号，数值不变

6、AH的单位为kJ/mol

7、不标气体或沉淀符号

三、燃烧热

1.概念：25℃,lOlkPa时，Imol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。kJ/mol

注意以下几点：

(1)反应条件：25℃>lOlkPa

(2)反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。C—CO2(g)H—H2O(1)S—SO2(g)

(3)燃烧物的物质的量：Imol

(4)研究内容：放出的热量。(AH<0,单位kJ/mol)

(5)计算：Q®=n*|AH|△H=-Q®/n

四、中和热

1、概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成ImolH2O放出的热量叫中和热。

2、强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应

+

其热化学方程为：H(aq)+OH(aq)=H2O(l),AH=-57.3kJ/mol

3、弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4、中和热的测定实验

五、盖斯定律

内容：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，而与具体

反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应

一步完成的反应热是相同的。

六、能源

①化石能源：煤、石油、天然气（不可再生）

②新能源：太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能、生物质能等（可以再生）

七、反应热大小比较

带符号比较物质的检定性与能量的关系：能量越高，物质越不稳定

第二章：化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率（V）

⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加

⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：v=Ac/A（v：平均速率，Ac：浓度变化，At：时间）单位：mol/（L-s）

注意：①化学反应速率不能用固体或液体的浓度变化量来表示

②为平均速率而不是瞬时速率

③化学反应速率之比等于化学计量数之比

⑷影响因素：

①内因：反应物的性质（决定因素）

②外因：

>浓度:其他条件相同时，增大反应物浓度反应速率增大，减小反应物浓度反应速率减小。

>压强：对有气体参加的反应

A、恒温时：增大压强，体积缩小，反应速率增大

B、恒温恒容时：充入反应气体一该物质浓度增大一反应速率增大

充入惰性气体一总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变一反应速率不变

C、恒温恒压时：充入惰性气体一体积增大一各反应物浓度减小一反应速率减小

注意：参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应

速率不变。

>温度：其他条件相同时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小

二、化学平衡

1、定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组

成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即

化学平衡状态。

2、化学平衡的特征：

逆（研究前提是可逆反应）

等（同一物质的正逆反应速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度与质量分数恒定）

变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据：

mA（g）+nB（g）wpC（g）+qD（g）

（1）混合物体系中各成分的含量：

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡

②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡

③各气体的体积或体积分数一定平衡

④总体积、总压力、总物质的量一定，不一定平衡

（2）正、逆反应速率的关系：

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即V（町=V您）平衡

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则V（正尸V（因平衡

③V（A）：V（B）：V（C）：V（D）=m：n：p：q,2正）不一定等于V俚）不一定平衡

④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均指V（逆）不一定平衡

（3）压强：

①m+n和+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡

（4）混合气体平均相对分子质量Mr

①Mr一定时，只有当m+n#p+q时，平衡

②Mr一定时，但m+n=p+q时，不一定平衡

（5）温度：任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡

（6）体系的密度密度一定，不一定平衡

（7）其他如体系颜色不再变化等平衡

3、影响化学平衡移动的因素

（1）浓度

①在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正

方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

②增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

③在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，

V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大

的方向移动。

（2）温度

在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使

化学平衡向着放热反应方向移动。

（3）压强

其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体

积增大方向移动。

注意：①改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

②气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

（4）催化剂

使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但使用催化

剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。

（5）勒夏特列原理（平衡移动原理）

改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

1、定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度累之积与反应物浓度嘉

之积的比值是一个常数。K

2、使用化学平衡常数K应注意的问题：

①表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度

②K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。

③反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”

而不代入公式。

④稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

3、化学平衡常数K的应用：

（1）判断可逆反应进行的程度

K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得

越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时:反应就进行得基本完全了。

（2）判断平衡移动的方向（Q：浓度积）

Q<K：反应向正反应方向进行；

Q=K：反应处于平衡状态；

Q）K：反应向逆反应方向进行

（3）判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应

四、等效平衡

1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反

应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

2、分类

（1）定温，定容条件下的等效平衡

①第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比

与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

②第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原

来相同即可视为二者等效。

（2）定温，定压的等效平衡：只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、反应端变与反应方向：

（1）嫡：物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度。S

（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的爆增加，这叫做燧增加原理，也是反应方向

判断的依据。.

（3）同一物质，在气态时嫡值最大，液态时次之，固态时最小。即S（g）〉S（l）＞S（s）

2、反应方向判断依据：（温度、压强一定）

AH-TAS〈0反应能自发进行AH-TAS〉0反应不能自发进行

注意：①AH为负，AS为正时，任何温度反应都能自发进行

②AH为正，AS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章：水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。

电解质：在水溶液中完全电离的电解质。如：强酸，强碱，大多数盐（可溶性盐及难溶性盐）

弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。如：弱酸，弱碱，水，两性物质，极少数盐

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

非电解质一一共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物

②SCh、NH.3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSCh不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，

故BaSCU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，弱电解质分子在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分

子的速率相等，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：

(1)内因：电解质本身的性质

(2)外因：

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：

(1)强电解质完全电离，在书写电离方程式时，用“=”

(2)弱电解质部分电离，在书写电离方程式时，用

①一元弱酸、弱碱一步电离

②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)

③多元弱碱分步电离(较复杂)，在中学阶段要求一步写出

④两性氢氧化物按两种方式电离

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

浓度的是之积，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：ABUA++B-K=c<A+)C<B->/C<AB>

7、影响因素：

a、电离常数K只与电解质的性质和温度有关，对同一弱电解质，温度一定，电离常数一定；

温度升高，电离常数增大。

b、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：H2SO3>H3PO4>

HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HC10

二、水的电离和溶液的酸碱性

+

1、水电离平衡：H2O^H+OH-

水的离子积:Kw=c水+)-c(0H)

25℃时，c(H+)=c(OH)=10"mo1/L,Kw=c(H+)-c(OH)=lxl014

注意：Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定；温度越高，Kw越大。

Kw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，Kw不变

②温度：升高温度，促进水的电离(水的电离是吸热的)，Kw增大

③加活泼金属如Na：促进水的电离，Kw不变

4、溶液的酸碱性与c(H+)和c(0田)的关系

判断溶液的酸碱性的依据是：c(H+)和c(0H)的大小

酸性溶液：c(H+)>c(OH)

中性溶液：c(H+)=c(OH)

碱性溶液：c(H+)<c(OH)

5、溶液的酸碱性和pH的关系：

(1)pH=-Igc[H+]

(2)pH和溶液的酸碱性的关系：(室温下)

酸性溶液:c(H+)>10-7mol/L,pH<7

中性溶液：c(H+)=10-7mol/L,pH=7

碱性溶液:c(H+)<10-7mol/L,pH>7

(3)pH的测定方法：

①酸碱指示剂：甲基橙、石蕊、酚醐

变色范围：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8。(紫色)酚猷;8.2~10.0(浅红色)

②pH试纸：操作：将一块pH试纸放在洁净、干燥的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测

液体点在试纸的中央，试纸变色后，马上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试纸读取pH值为整数，精确pH试纸读取

pH值到小数点后一位，pH计读取pH值到小数点后两位

三、混合液的pH值计算方法公式

++

1、强酸与强酸的混合：c(H+)®=[c(H)i*V|+c(H)2*V2]/(Vi+V2)

2、强碱与强碱的混合：c(OH)i8=[c(OH)iWi+c(OH-2*V2)]/(V,+V2)

3、强酸与强碱的混合：先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH、

H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求c(H+)温；

OK有余，则用余下的ON数除以溶液总体积求c(OH)海，再求其它

四、稀释过程溶液pH值的变化规律

1、强酸溶液pH=a：稀释IO0倍时，pH=a+n(但始终不能大于或等于7)

2、弱酸溶液pH=a：稀释10。倍时，pH(a+n(但始终不能大于或等于7)

3、强碱溶液pH=b：稀释10。倍时，pH=b-n(但始终不能小于或等于7)

4、弱碱溶液pH=a：稀释IO。倍时，pH)b-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）

注意：任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、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

1、若等体积混合：

pHi+pH2=14则溶液显中性pH=7

pHi+pH仑15则溶液显碱性pH>7

pH!+pH2<13则溶液显酸性pH<7

2、若混合后显中性

pHi+pH2=14V酸：V碱=1：1

pHi+pH2#14V酸：V碱=10PHI+pH2-14

六、酸碱中和滴定

1、中和滴定的原理实质：H++OH—=出0

即酸能提供的H+和碱能提供的OH物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（1）①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：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用水洗一用标准液洗（或待测液洗）一装溶液一

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

七、盐类的水解

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H+或0H-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0H-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Na2CO3>NaHCO3）

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；0H-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HSO晨显酸性

②电离程度〉水解程度，显酸性（如：HSO3-、H2PO4）

2

③水解程度〉电离程度，显碱性（如：HCO3\HS\HPO4-）

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：

Fe3\AP+与A*CO32（HCO3）>S2（HS）,SO32（HSO3）；

+2

S2-与NH4；CO3-（HCO3-）^NH4+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

8、盐类水解的应用：

水解的应用实例原理

1、净水明矶净水A产+3H2O=AI(OH)3(胶体)+3H+

用热威水冼油污物△

2、去油污COs^+HaO=HCOa+0H-

品

①配制FeCb溶液时

Fe++3HaO=Fe(OH)s+3H+

常加入少量盐酸

3、盐溶液的配制

②配制Na2c。3溶液

COa^+HaO=HCOs+OH-

时常加入少量NaOH

若不然，则:

由MgCI26H2。制无

MgCI26H2。4

4、制备无水盐水MgCI2在HCI气

Mg(OH)2+2HCI+4H2O

流中加热

Mg(OH)2vMgO+H2O

用AI（SO4）3与

23+

5、泡沫灭火器A|+3HCO3=AI(OH)31+3C0f

NaHCOa溶液混合

+

6、比较盐溶液中比较NH4cl溶液中NH4++H2O=NH3H2O+H

雨于浓度的大小高子浓度的大小C(CI')>C(NH4+)>C(H+)>C(0H)-

9、水解平衡常数（Kh）

对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka

（Kw为该温度下水的离子积，凡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：Kh=Kw/Kb

（Kw为该温度下水的离子积，Kb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，阳离子所带的总电荷数=阴离子所带的总电荷数

②物料守恒：（即原子个数守恒或质量守恒）指一个平衡体系中，某一组分的总浓度一定

等于它所电离或水解成的各种粒子的平衡浓度之和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与0H-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1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时［H+］降至

10-7mol/L<10-5mol/L,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

105mol/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：CaSO4sCa9H卜、Ag2SO4

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（OH）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：注意在沉淀后用⑸标明状态，并用“?”。

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：Ksp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FeCb。

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：AgNOjAgCI(白色沉淀)AgBr(淡黄色)Agl(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。

n+mn+mmn

②表达式：AmBn(s)mA(aq)+nB'(aq)KSP=[c(A)][c(B-)]

3、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)

Qc)KSP有沉淀析出

QC=KSP平衡状态

Qc〈KSP饱和，继续溶解

第四章：电化学基础

一、原电池的工作原理

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。

失e，带导线传递.

布电流产生

国化反应还惊：反应

外极锌铜原电池

Zn-2e=ZnaJ!=Cu

断阳射f-IW

溶一

rL一溶液|_

2、工作原理:阴岗f枝向

3、原电池的构成条件:

(1)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。

⑶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。

4、盐桥原电池

(1)构造ZnSO,iSiftCuSO,溶液

⑵盐桥的组成和作用：

①盐桥中装有饱和的KC1、KN03等溶液和琼脂制成的胶冻。

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。

③盐桥含饱和KC1溶液，K+移向正极，C1一移向负极。

⑶单池原电池和盐桥原电池的对比：

ZnSO,CuSO.

①相同点：正负极、电极反应、总反应、反应现象

②不同点：图1中Zn在CuSCU溶液中直接接触CP卡,会有一部分Zn与Ct?+直接反应，该

装置中既有化学能和电能的转化，又有一部分化学能转化成了热能，装置的温度会升高。图

2中Zn和CuSO4溶液分别在两个池子中，Zn与Ci?+不直接接触，不存在Zn与CM卡直接反

应的过程，所以仅是化学能转化成了电能，电流稳定，且持续时间长。

③关键点：盐桥原电池中，还原剂在负极区，而氧化剂在正极区。

>注意：原电池工作原理的3个失分点：

①原电池闭合回路的形成有多种方式,可以是导线连接两个电极，也可以是两电极相接触。

②电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的

闭合回路。

③无论在原电池还是在电解池中，电子均不能通过电解质溶液。

二、常见化学电源

1、碱性锌铳电池-------次电池

①电池组成：锌、碳棒、二氧化锌、氯化锌、氯化铁

②特点：用途广泛

③正极反应：2M11O2+2H2O+2e===2MnOOH+2OH

负极反应：Zn+2OFT-2e-===Zn(OH)2

总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2

2、银锌钮扣电池-------次电池

①电池组成：锌、氧化银、氢氧化钾溶液

②特点：放电平稳，电流大

③负极反应：Zn+2OPT—2e-===Zn(OH)2

正极反应：Ag2O+H2O+2e===2Ag+20H

总反应：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag

3、铅蓄电池——二次电池

①电池组成：铅、二氧化铅、硫酸

②特点：广泛用于机动车辆铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb,正极材料PbO2

③放电时的反应

负极反应：Pb+SO24-2e-===PbSO4

正极反应：PbO2+4H++SO2-4+2e-===PbSO4+2H20

④充电时的反应

阴极反应：PbSO4+2e—===Pb+SO2-4

阳极反应：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO2^4

总反应：PbO2+Pb+2H2SO4#2PbSO4+2H2O»

4、银氢电池——二次电池

①电池组成：贮氢合金，泡沫氧化银、氢氧化钾溶液

②特点：寿命长、性能好，比能量高

③放电时的反应

负极反应：MH-e+0H-===M+H20

正极反应：NiO(OH)+屋+H20===Ni(0H)2+0H

④充电时的反应

阴极反应：M+H20+e===MH+0H

阳极反应：Ni(OH)2+OH^-e-NiO(OH)+H2O

总反应：NiO(OH)+MHWNi(0H)2+M

注意：可逆电池的充、放电不能理解为可逆反应。

5.氢氧燃料电池

①电池组成：伯碳/氢气、钳碳/氧气，氢氧化钾溶液(或H2SO4溶液)

②特点：用于航天飞机、牵引车等。

③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===4H2H2+40H—4e===4H2。

正极反应式4e+4H===2Hz。O2+2H2O+4e===4OH

电池总反应式

2H24-O2===2H2O

三、电解原理

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。

提醒：注意电解与电离两概念的联系与区别联系：电解是在电解质电离的基础上完成的。

区别：电解需外加电源，是化学过程，电离一般在水溶液或熔融状态下完成，为物理过程。

2、电解池：

⑴构成条件：①有与电源相连的两个电极。②电解质溶液(或熔融盐)。③形成闭合回路。

(2)电极名称及电极反应式

电极右糕：RJH"电极匕称；哂

反应类型：式化反应反应龙型；让他反应

电极反应式：,也做反应式：Cu"+2t-Cu

2CT-2u=dt

(3)电子和离子移动方向：

①电子：从电源负极流向电解池的阴极；从电解池的阳极流向电源的正极。

②离子：阳离子移向电解池的阴极；阴离子移向电解池的阳极。

电子和离子移动方向图示

提醒：正确理解电子不下水(电解质溶液)。

3、解过程思维程序：

(1)首先判断阴、阳极，分析阳极材料是惰性电极还是活泼电极.

(2)再分析电解质水溶液的组成，找全离子并分阴、阳两组。

提醒：不要忘记水溶液中的H卡和0H\不要把H+、OK误加到熔融电解质中。

(3)然后排出阴、阳两极的放电顺序阴极：

3+2+2+2++3+2++2++

阳离子放电顺序AgSFe>Cu>H"(®)>Fe>Zn>H(zk)>AI>Mg>Na>Ca>Ko

阳极：活泼电极>S2>「>Br>CI>OH>含氧酸根离子。

提醒：①“活泼电极”一般指Pt、Au以外的金属。

②最常用的放电顺序：阳极:活泼金属〉C]>OH-；阴极:Ag+>Fe3+>Cu2+>H+,

(4)分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。

⑸最后写出电解反应的总化学方程式或离子方程式。

四、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水

(1)电极反应：

阳极反应式：2。一一25===。27(氧化反应)

阴极反应式：2H++2e~===H2f（还原反应）

（2）总反应方程式2NaCl+氏0==电解==2NaOH+H2f+Cl2T

离子反应方程式：2Cr+2H2。==电解==20HI-H2T+Cl2T

（3）应用：氯碱工业制烧碱、氢气和氯气

阳极：钛网（涂有钛、钉等氧化物涂层）

阴极：碳钢网

阳离子交换膜：①只允许阳离子通过，能阻止阴离子和气体通过。

②将电解槽隔成阳极室和阴极室

2、电解精炼铜

川报:粗铜

，两假材料卜［

电

解阴林纯铜

精

炼「阳极（含Zn.Ni、Ag.Au等朵质）

铜

■（两极反应Ni-2e户

Cu-2e^=Cu8＜（I:要反应）

-fj|K：Cu3++2e=Cu

3、电镀铜

阳虬幽

一|两极材M］-

阴极：得镀金帆

|电镀液］—含镀层金属阳离子的电斛质溶液

1+

|电极反而］|­阳极:Cu-2L^==Cu

阴极:C