高中化学选择性必修1(RJ)一课一背

高中化学选择性必修1(RJ)一课一背1.1.1反应热焓变1.反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。2.(1)常见放热反应：活泼金属与水(酸)反应、酸碱中和、燃烧反应、多数化合反应。(2)常见吸热反应：多数分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体反应、水煤气生成反应、C与CO2生成CO。3.中和反应反应热的测定：Q=cmΔt。

4.反应热与焓变(ΔH)：ΔH＝H生成物－H反应物，单位：kJ/mol或kJ·mol－1中学阶段认为，等压条件下化学反应的反应热等于反应的焓变。1.1.2热化学方程式燃烧热1.热化学方程式的书写(1)注明反应时的温度和压强，25℃、101kPa下进行的反应可不注明。(2)注明反应物和生成物的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。(3)热化学方程式的化学计量数，可以是整数或分数。(4)ΔH必须与化学方程式一一对应。ΔH的单位中“mol-1”，指的是“每摩尔反应”，对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH也不同。2.燃烧热：在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。常见元素完全燃烧的指定产物：C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N→N2(g)3.燃烧热的热化学方程式书写：以燃烧1mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。1.2.1盖斯定律1.盖斯定律的特点：遵循能量守恒定律，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。2.盖斯定律应用的常见方法(1)虚拟路径法：

(2)加合法：结合已知热化学方程式消去“中间产物”，得到目标热化学方程式，采用“目标加合法”可快速消去“中间产物”，反应热也随之相加减。3.ΔH的大小比较：“四看法”看物质状态，看ΔH符号，看化学计量数，看反应的程度。1.2.2反应热的计算1.一定量的反应物产生热量的计算(1)依据热化学方程式计算：热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比(2)依据燃料的燃烧热计算：Q=n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热)。2.几种常见反应热的计算类型(1)根据键能或燃烧热计算：键能计算ΔH=E(反应物总键能)-E(生成物总键能)(2)根据盖斯定律计算：将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减,得到一个新的热化学方程式及其ΔH。(3)根据图像信息计算第一章_整理与提升1.热化学方程式的书写：一写化学方程式、二标聚集状态、三写ΔH[数值(包括正负)及单位]、四标温度和压强(25℃和101kPa时可不标)2.反应热的计算(1)ΔH与热化学方程式中物质的化学计量数成比例(2)键能计算：ΔH=E(反应物的键能总和)-E(生成物的键能总和)(3)总能量计算：ΔH=H(生成物的总能量)-H(反应物的总能量)(4)盖斯定律：虚拟路径法、加合法；遵循能量守恒定律(5)图像信息计算

2.1.1化学反应速率1.表达式

；单位mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1。2.在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示反应的快慢相同，且反应速率的数值之比等于化学计量数之比。3.化学反应速率计算的“三段式”模板利用转化量之比等于化学计量数之比建立各数据间的关系2.1.2影响化学反应速率的因素1.本质因素：由反应物的组成、结构和性质等因素决定2.其他条件不变，只改变一个条件，对化学反应速率的影响规律：(1)浓度：增大反应物的浓度，化学反应速率增大；减小反应物的浓度，化学反应速率减小(2)压强：适用于有气体参与的反应，且通过浓度对反应速率的影响实现。一般是增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率减小(3)温度：升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小(4)催化剂：使用合适催化剂，反应速率增大(5)其他因素：接触面积、溶剂、光照等均能改变化学反应速率2.1.3活化能理论解释外因对化学反应速率的影响1.有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞；条件：有足够的能量和合适的取向。2.活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差。3.外界因素影响化学反应速率的理论解释(1)浓度、压强：增大反应物浓度(增大压强)→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。(2)温度：升高温度→活化分子的百分数增大→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。(3)催化剂：使用催化剂→改变了反应历程，反应的活化能降低→单位体积内活化分子数增大→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率加快。第二章第一节复习提升课1.常见影响反应速率的因素：浓度、温度、压强、催化剂活性、接触面积、副反应等。2.碰撞理论对催化作用的解释：催化剂通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能，使活化分子百分数增多，从而加快反应速率。活化能越小，反应速率越快；活化能越大，反应速率越慢，反应越难进行。3.过渡态理论：化学反应中反应速率最慢的一步基元反应决定了整个反应的速率，最慢的反应也是基元反应中活化能(能垒)最大的反应。4.速率方程：v=kcx(A)·cy(B)；k称为速率常数，对同一反应，温度升高，k值增大，反应速率加快。2.2.1化学平衡状态1.可逆反应的特点双同(正、逆反应同时进行)，双向("⇌"表征正、逆两个方向)，一小(任一反应物的转化率小于100%，反应物与生成物共存)2.化学平衡状态的特征逆(可逆反应)，等(v正=v逆)，动(动态平衡，v正=v逆≠0)，定(平衡混合物中，各组分的浓度保持一定)，变(外界条件改变，化学平衡状态可能发生改变)3.化学平衡状态的判断方法(1)直接判据——定义法："等"，"定""等"：v正=v逆，①同一种物质：生成速率等于消耗速率；②不同物质：速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率(2)间接判据——"变量不变"时即为平衡2.2.2化学平衡常数1.表达式：mA(g)+nB(g)

pC(g)+qD(g)任意时刻，浓度商，平衡时，2.影响因素：K与温度有关，升高温度，吸热反应的平衡常数增大，反之减小3.应用：(1)K值越大，反应进行得越完全，反应物转化率越大；(2)温度升高，若K增大，则正反应为吸热反应；(3)若Q<K，向正反应方向进行，v正>v逆；若Q>K，向逆反应方向进行，v正<v逆；若Q=K，处于平衡状态，v正=v逆4.计算：(1)平衡常数K：①正、逆反应的K互为倒数；②两反应相加，K总=K1·K2；两反应相减，K总=；(2)平衡转化率α(A)=2.2.3浓度、压强对化学平衡的影响1.化学平衡移动的过程：

2.浓度对化学平衡移动的规律总结：当其他条件不变时(1)c(反应物)增大或c(生成物)减小，平衡向正反应方向移动。(2)c(反应物)减小或c(生成物)增大，平衡向逆反应方向移动。3.压强对化学平衡的影响规律：对于有气体参加的可逆反应，当达到平衡时，在其他条件不变时：(1)增大压强(减小容器的容积)，化学平衡向气体体积缩小的方向移动。(2)减小压强(增大容器的容积)，化学平衡向气体体积增大的方向移动。(3)对于反应后气体的总体积不变的可逆反应，改变压强，平衡不移动。2.2.4温度、催化剂对化学平衡的影响勒夏特列原理1.温度对化学平衡的影响规律(1)改变温度，任意可逆反应的化学平衡一定会发生移动。(2)当其他条件不变时，升高温度，化学平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，化学平衡向放热反应的方向移动。2.催化剂对化学平衡的影响规律(1)催化剂能同等程度的改变正、逆反应速率。(2)当其他条件不变时，催化剂不能改变达到化学平衡状态时反应混合物的组成，但能改变反应达到化学平衡所需的时间。3.勒夏特列原理(1)如果改变影响平衡的一个因素(如温度、压强等)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。其中的"减弱"不等于"消除"，更不是"扭转"。(2)适用范围：已达到平衡的反应体系。第二章第二节复习提升课1.压强平衡常数表达式：mA(g)+nB(g)⥬pC(g)+qD(g)2.绝热体系的化学平衡分析方法在绝热条件下，体系与外界不进行热交换，若反应放热，体系内温度升高，平衡向吸热反应方向移动；若反应吸热，体系内温度降低，平衡向放热反应方向移动。3.常见平衡移动图像分类突破(1)条件改变时速率—时间图像：改变浓度，图像一点保持连续；改变温度或压强，两点突变(2)含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像：看拐点，想原理(3)转化率(或质量分数)与压强—温度图像：定一议二2.3化学反应的方向1.熵变ΔS=S(反应产物)-S(反应物)(1)体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大(2)同一物质的熵值：S(g)>S(l)>S(s)2.自由能变化与焓变、熵变的关系ΔG=ΔH-TΔS。ΔG不仅与焓变和熵变有关，还与温度有关。3.反应方向与自由能的关系化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。①ΔG<0,反应能自发进行;②ΔG=0，处于平衡状态;③ΔG>0,反应不能自发进行(1)ΔH<0，ΔS>0，ΔG<0，一定能自发(2)ΔH>0，ΔS<0，ΔG>0，一定不能自发(3)ΔH<0，ΔS<0，ΔG的正负决定于温度，低温能自发(4)ΔH>0，ΔS>0，ΔG的正负决定于温度，高温能自发2.4化学反应的调控1.合成氨反应的特点自发性，可逆性，熵变(ΔS<0)，焓变(ΔH<0)。2.实际工业合成氨的适宜条件工业生产中,必须从反应速率和反应限度两个角度来选择适宜条件(1)压强：一般采用的压强为10~30MPa。(2)温度：一般采用的温度为400~500℃。(3)催化剂：铁触媒(4)浓度：及时将氨气从反应混合物中分离出去，将未反应的N2和H2循环使用并及时补充N2和H2，使反应物保持一定的浓度。(5)投料比：实际生产中是1∶2.8。(6)其他：兼顾环境保护和社会效益。3.1.1弱电解质的电离平衡1.强电解质与弱电解质的比较(1)强电解质：在水溶液中能全部电离；溶液中只有电离出的阴、阳离子；包括强酸、强碱和大部分盐。(2)弱电解质：在水溶液中只能部分电离；溶液中既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子；包括弱酸、弱碱、水。2.外界条件对弱电解质的电离平衡的影响(1)浓度：对溶液加水稀释时，电离平衡向着电离的方向移动(2)温度：电离吸热，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动(3)相同离子：加入与弱电解质电离产生相同离子的强电解质，电离平衡将向电离的反方向移动(4)化学反应：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动3.1.2电离平衡常数强酸与弱酸比较1.电离平衡常数：AB⇌A++B-，(酸用Ka，碱用Kb)(1)对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关(2)多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定(3)相同温度下，弱酸(碱)的Ka(Kb)越大，电离程度越大，酸(碱)性越强2.一元强酸和一元弱酸的比较(1)相同V、相同c①一元强酸的c(H+)大,酸性强,与同一金属反应时的起始反应速率大;一元弱酸反之②一元强酸和一元强碱的中和碱的能力、与足量活泼金属反应产生H2的总量相同(2)相同V、相同c(H+)①一元强酸的中和碱的能力小,与足量活泼金属反应产生H2总量少;一元弱酸反之②一元强酸和一元强碱的c(H+)、酸性、与同一金属反应时的起始反应速率相同3.2.1水的电离1.水的离子积常数：Kw

=c(H+)·c(OH-)，25℃时，Kw=1.0×10-14。Kw只与温度有关，升高温度Kw增大。适用于纯水和稀的电解质溶液。2.酸或碱溶液中c水(H+)、c水(OH-)的计算方法(1)在酸或碱溶液中水的电离虽然受到抑制，但c水(H+)=c水(OH-)。(2)酸溶液中c水(H+)=c水(OH-)=(忽略水电离出的H+浓度)，酸电离的c(H+)认为是溶液中总c(H+)。(3)碱溶液中c水(OH-)=c水(H+)=(忽略水电离出的OH-浓度)，碱电离的c(OH-)认为是溶液中总c(OH-)。3.水的电离平衡曲线曲线上的任意点的Kw都相同，曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同。3.2.2溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性：取决于溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小酸性溶液：c(H+)>c(OH-)，c(H+)>1×10-7mol·L-1中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1碱性溶液：c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7mol·L-12.溶液的pH与溶液酸碱性的关系：pH=-lgc(H+)pH<7，为酸性溶液；pH=7，为中性溶液；pH>7，为碱性溶液。3.计算酸碱溶液的pH酸性：先求c(H+)→pH(注意元数)；碱性：先求c(OH-)由c(H+)→pH4.酸碱溶液稀释时pH变化规律(常温)(1)强酸(碱)每稀释10倍，pH向7靠拢1个单位；(2)弱酸(碱)每稀释10倍，pH向7靠拢不到1个单位；(3)酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7。3.2.3酸碱中和滴定1.酸碱中和滴定的原理c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱，2.指示剂的选择滴定终点为碱性时选酚酞；酸性选甲基橙；中性时酚酞、甲基橙均可。3.滴定管：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度，精确度：0.01mL。(1)酸式滴定管，装酸性/中性/强氧化性溶液，不能装碱性溶液。(2)碱式滴定管，盛装碱性溶液，不能盛装酸性/强氧化性溶液。4.滴定终点:等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录此时滴定管的读数。5.误差分析依据：均为定值，误差在V标准。第三章第一、二节复习提升课1.弱酸(碱)稀释时pH的变化规律无论是浓度相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸(碱)。原因：强酸(碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H+(OH-)的物质的量(水电离的除外)不会增多，而弱酸(碱)随着加水稀释，电离程度增大，H+(OH-)的物质的量会不断增多。2.氧化还原滴定(1)常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7、I2等。(2)指示剂的选择：用KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或Fe2+溶液时，不需另加指示剂。用Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液时，以淀粉溶液为指示剂。(3)滴定终点的判断的模板：当滴入最后半滴xxx标准溶液后，溶液变成xxx色，且半分钟内不恢复原来的颜色。3.3.2影响盐类水解的因素1.定量描述盐类水解能力大小——水解常数(Kh)

(1)表达式：CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-，Kh=(2)水解常数与电离常数的关系同理Kh=。弱酸(碱)的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。2.影响盐类水解因素总结(1)内因：盐的性质，越弱越水解(2)外因：①盐溶液的浓度越小，水解程度越大；②越热越水解；③加入酸(碱)与盐水解的性质相同时，酸(碱)会抑制盐类水解；④加入水解性质相同的盐，相互抑制，加入水解性质相反的盐，相互促进。

第三章第三节复习提升课1.质子守恒式的书写电荷守恒式与元素守恒式联立，消去未参与水解平衡的微粒，即得质子守恒式2.电解质溶液中粒子浓度关系综合分析解题模型(1)分析溶液混合是否反应及各溶质的定量关系(2)确定混合后溶液的溶质成分是恰好反应单一溶质，还是过量混合溶质(3)若是混合溶质溶液，分析溶质成分和定量关系，进而分析电离程度与水解程度，确定粒子成分及其浓度关系3.抓“五点”破解中和滴定图像起点、一半点、中性点、恰好反应点、过量点4.利用中和滴定曲线分析粒子浓度思路三看：一看谁滴定谁，二看坐标，三看特殊点(起点、恰好反应点和中性点)3.4.1难溶电解质的沉淀溶解平衡1.沉淀溶解平衡：(1)概念：一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，即建立了动态平衡。(2)影响因素：①内因(决定因素)--难溶电解质本身的性质；②外因--温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。2.溶度积常数(Ksp)：AmBn(s)

mAn+(aq)+nBm-(aq)(1)表达式：Ksp=cm(An+)·cn(Bm-)，Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。(2)应用：定量判断给定条件下有无沉淀生成。任意时刻，Q=cm(An+)·cn(Bm-)①Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；②Q=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；③Q<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出。(3)对同类型物质(如AgCl/AgBr等),Ksp越大,难溶电解质在水中的溶解能力越强3.4.2沉淀溶解平衡的应用1.沉淀的生成(1)利用生成沉淀分离或除去某些离子的原则：①生成沉淀的反应能够发生；②反应完成后，溶液中剩余离子的浓度尽量小。(2)沉淀生成的方法：①调节pH法；②加沉淀剂法。2.沉淀溶解的原理(1)根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。(2)沉淀溶解的方法：①酸溶解法；②配位溶解法；③盐溶液溶解法3.沉淀转化的实质与条件(1)由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，实质是沉淀溶解平衡的移动。(2)溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，两者溶解度相差越大，转化越容易。当溶解度相差不太大时，可通过提高转化试剂的浓度实现。3.4.3沉淀溶解平衡的图像分析1.难溶盐的沉淀溶解平衡曲线pc(Rn+)~pc(Xn-)图像，纵、横坐标均为沉淀溶解平衡粒子浓度的负对数。(1)横坐标数值越大，c(Xn-)越小；纵坐标数值越大，c(Rn+)越小(2)直线上任意一点，坐标数值越大，其对应的离子浓度越小2.金属氢氧化物的沉淀溶解平衡曲线pc(Bn+)~pH图像，横坐标：pH=-lgc(H+)，纵坐标：pC=-lgc(Bn+)(1)c(H+)/c(Bn+)越大，则pH/pC越小；(2)直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡3.沉淀溶解平衡滴定曲线(1)横坐标：滴加溶液的体积，纵坐标：随溶液体积增加相应离子浓度的变化；(2)突跃点表示恰好完全反应，其数据可计算对应沉淀的Ksp，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态；(3)平衡图像突破方法：识图像、想原理、找联系。4.1.1原电池的工作原理1.锌铜原电池的工作原理：总反应：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+(1)负极：锌片,氧化反应，Zn-2e-=Zn2+；正极：铜片,还原反应，Cu2++2e-=Cu(2)电子流向：由锌极(负极)通过导线流向铜极(正极)(3)离子移向：阳离子移向正极，阴离子移向负极2.原电池：(1)把化学能转化为电能的装置(2)构成条件：①反应：自发进行的氧化还原反应；②电极：两个活泼性不同的电极；③溶液：电解质溶液；④回路：形成闭合回路，内电路--电解质溶液(作离子导体)，外电路--导线(作电子导体)3.原电池工作原理的应用：(1)加快化学反应速率；(2)比较金属的活动性强弱：一般作负极的金属比作正极的金属活泼(注意电解质溶液的种类)；(3)设计原电池的一般思路：“两极一液一回路”4.1.2常见化学电源(一)——一次电池和二次电池1.一次电池——碱性锌锰电池(1)负极反应物：锌粉；正极反应物：MnO2；电解质：KOH(2)总反应：Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2(3)负极：Zn+2OH--2e-Zn(OH)2；正极：MnO2+H2O+e-=MnO(OH)+OH-2.二次电池——铅酸蓄电池(1)放电反应和充电反应总反应：Pb+PbO2+2H2SO4

2PbSO4+2H2O(2)放电反应原理负极：Pb+SO42--2e-===PbSO4；正极：PbO2+4H++SO42-+2e-==PbSO4+2H2O(3)充电反应原理：充电过程与其放电过程相反3.二次电池充电时的电极连接方法：正接正，负接负4.1.3常见化学电源(二)——形形色色的燃料电池1.氢氧燃料电池工作原理：总反应式：2H2+O2=2H2O(1)酸性电解质(H2SO4)：负极：H2-2e-=2H+；正极：O2+4e-+4H+=2H2O(2)碱性电解质(KOH)：负极：H2-2e-+2OH-2H2O；正极：O2+4e-+2H2O4OH-2.甲烷燃料电池工作原理(1)在酸性介质中：总反应：CH4+2O2=CO2+2H2O负极：CH4+2H2O-8e-=CO2+8H+；正极：O2+4H++4e-=2H2O(2)在碱性(KOH溶液)介质中：总反应：CH4+2O2+2OH-=CO32-+3H2O负极：CH4+10OH--8e-=CO32-+7H2O；正极：O2+2H2O+4e-=4OH-3.燃料电池电极反应式的书写：(1)写总反应式：总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应，则总反应为加和后的反应；(2)写正极反应式(正极一般为O2得电子)；(3)电池负极反应式=电池反应的总反应式-电池正极反应式第四章第一节复习提升课复杂电池反应中电极反应式的书写(1)列物质写式子负极反应式：符合“还原剂-ne-→氧化产物”的形式正极反应式：符合“氧化剂+ne-→还原产物”的形式(2)看环境配守恒检查是否符合原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒酸性介质：多余的“O”，加“H”转化为H2O，不能出现OH-碱性介质：多余的“O”加“H2O”转化为OH-，不能出现H+熔融态电解质：可添加熔融态电解质中的相应离子(3)两式加验总式两电极反应式相加，与总反应式对照验证4.2.1电解原理1.电解池的构成条件(1)直流电源；(2)两个电极；(3)电解质溶液或熔融电解质；(4)形成闭合回路2.电解原理(1)阴极：与电源负极相连，还原反应；阳极：与电源正极相连，氧化反应(2)离子移动方向：在电解质溶液中，阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动3.放电规律(1)阳极为惰性电极(如碳棒、Pt、稀土金属材料等)时，离子的放电顺序：①阳极：溶液中阴离子放电，放电顺序：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子②阴极：溶液中阳离子放电，常见阳离子的放电顺序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>……(2)阳极为活性电极(如Fe/Cu/Ag等)，电极本身先放电，反应式为M-ne-=Mn+4.2.2电解原理的应用1.氯碱工业阳极：2Cl--2e-=Cl2↑(氧化反应)；阴极：2H2O+2e-=H2↑+2OH-(还原反应)总反应：2NaCl+2H2OH2↑+Cl2↑+2NaOH；2Cl-+2H2OH2↑+Cl2↑+2OH-2.电镀--在铁制钥匙上面镀铜阳极：镀层金属Cu，Cu-2e-=Cu2+；阴极：镀件铁制钥匙，Cu2++2e-=Cu电解质溶液：Cu2+浓度保持不变3.电解精炼(粗铜含锌、银、金