第十章电解质

1、第十一章 电解质一、强电解质和弱电解质二、水的电离和溶液PH值三、盐水解四、中和滴定五、电化学六、胶体第一部分 强弱电解质一、电解质和非电解质 1、电解质和非电解质比较电 解 质非电解质定 义在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物在水溶液里和熔化状态下都不能导电的化合物溶液中存在的微粒离子或离子、分子共存分子或反应产物的离子结构特点离子化合物或共价化合物共价化合物举 例H2SO4、H2S、NaOH、NH3H2O、BaSO4、NaCl、Na2O、Al2O3等CO2、SO3、NH3、CH4、C2H5OH、蔗糖等 2、物质分类与电解质的关系单质既不是电解质，也不是非电解质化合物电解质：NH3H2O、H

2、2CO3、H2SO3、H2SO4非电解质：NH3、CO2、SO2、SO3纯净物物质混合物：盐酸是电解质 3、电解质导电与金属导电区别 1）金属导电实质：自由电子的定向移动物理变化：T；电阻增大 2）电解质导电条件：在溶液中或溶化状态下实质：电解过程分析讨论Na2SO4溶液的导电a. Na2SO4 (aq) = 2Na+ + SO42b. Na+、SO42 在电场作用下作定向移动c. 电解： 阳极：4OHv 4e = O2+ 2H2O 阴极；4H+ + 4e = 2H2在溶液中起平衡电荷作用，增强溶液导电性d. Na+ 阴极 SO42 阳极与量多少无关电解质溶液导电强弱取决于离子浓度（与电解质强

3、弱无关） 在等离子浓度的前提下，取决于阴、阳离子所带电荷数化学过程 T 电阻减小eg: 把0.05mol NaOH固体分别加入下列100ml液体中，溶液导电能力变化不大的是：A、自来水B、0.5mol/L盐酸abc导电能力C、0.5mol/L醋酸D、0.5mol/L NH4Cl (aq)eg: 在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液导电能力如图所示，请回答：（1）“0”点导电能力为0的理由 （2）a、b、c三点溶液PH由小到大顺序 （3）a、b、c三点中电离度最大是 二、强电解质与弱电解质强电解质弱电解质电离程度完全电离只部分电离结构特征离子键或强极性共价键极性共价键有无电离平衡无电离平衡，

4、不可逆存在平衡，过程可逆溶液中存在的溶质微粒离子电解质分子与离子共同存在电离方程式不可逆，不分步电离如：H2SO4 = 2H+ + SO42 BaSO4 = Ba2+ + SO42可逆，分步电离如：H2S H+ + HS HS H+ + S2实 例强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI强碱：NaOH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2绝大多数盐：NaCl、BaSO4、NaHCO3、NH4Cl活泼的金属氧化物：Na2O、Al2O3弱酸：H2CO3、H2S、HF、H2SO3、H3PO4、HClO、CH3COOH、HCN弱碱：NH3H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3

5、、Cu(OH)2少数盐：Pb(Ac)2、HgCl2 2、弱电解质电离 1）电离平衡：在一定条件（温度、浓度）下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时的状态。 特点：逆：（AB A+ + B）正向：离子化；逆向：分子化等：v正 = v逆定：动：变：eg1: 如何证明CH3COOH存在电离平衡？CH3COOH CH3COO + H+ （加石蕊变红，加CH3COONa H+ 红色变浅）eg2: 甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是A、1mol/L甲酸溶液的PH约为2B、甲酸能与水以任意比例互溶C、10ml 1mol/L甲酸恰好与10ml 1mol/L NaOH溶液完全

6、反应D、在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液弱eg3: 能使H2O + H2OH3O+ + OH 电离平衡向正方向移动，且所得溶液呈酸性的是A、在水中加NaHCO3B、在水中加CuCl2C、在水中加稀H2SO4D、将水加热至99，其中H+ = 110-6 mol/L 2）电离度（a）转化率（某条件下最高转化率）定义：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来总分子（包括已电离的和未电离的）的百分数。表达式： 同一溶液eg: 一元弱酸：H+ = C原a；HA H+ + A意义：a. 表示弱电解质的相对强弱在等浓度的前提下，电离度越大，电离愈充分，电解质相对越强。b. 指明

7、温度、浓度c. 电离度必须用百分数表示COOH强酸的酸性顺序：H2SO3H3PO4HFHCOOH CH3COOHH2CO3H2SOHHClOHCN HCO3 2、25时，0.1mol/L弱电解质的电离度一般不超过10%，可见弱电解质在溶液中主要以分子形式存在。影响因素.浓度eg: HAc H+ + Ac C，a；C，a（从平衡移动的角度分析）b. 温度电离过程吸热 T，a；T，ac. 同离子效应：在弱电解溶液中，加入与该弱电解质具有相同的强电解质，会使弱电解ad. 能反应的离子eg1: 外界条件变化对a等影响的情况分析 例：25时，0.1mol/L CH3COOH达电离平衡后，改变条件，其平衡

8、移动方向、a、n (H+)、H+，导电性的变化见下表（CH3COOH CH3COO + H+ Q）：移动方向an (H+) (mol)H+导电性加 水加冰醋酸升 温加醋酸钠加少量NaOHeg2: 甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1 mol/L和0.1mol/L，则甲、乙两瓶中OH之比 。 3）电离平衡常数定义：在一定温度下，弱电解在溶液中电离达平衡时，电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子浓度的比值是一个常数。表达式：HAc H+ + Ac eg：HAc H+ + Ac初： c0 0平：C CaCaCa当a很小时，1 a = 1 K = Ca2 a = C，a注：a. 各微粒浓度为平衡时的浓度b.

9、 K电离 只与温度有关而与浓度无关c. K电离 随温度升高而增大eg: 用水稀释0.1mol氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ）A、 B、C、H+OHD、OH的物质的量3、电离方程式书写 1）强电解质“=”，弱电解质书写“” 2）条件熔融状态离子型（断离子键）水溶液中电解质均电离（断共价键、离子键）3）部分电解质电离方程式书写酸式盐a. 强酸酸式盐 eg: NaHSO4 水溶液：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42 熔融态：NaHSO4 = Na+ + HSO4b. 弱酸酸式盐 eg: NaH2PO4 水溶液：NaH2PO4 = Na+ + H2PO4；H2PO4H+ +H

10、PO42；HPO42H+ +PO43 熔融态：NaH2PO4 = Na+ + H2PO4难溶性电解质a. 难溶性强电解质 BaSO4 (s) Ba2+ + SO2（溶解平衡） 注：电解质强弱与电解质的溶解性无关；相反，易溶的不完全是强电解质。eg: PbAc2b. 难溶性弱电解质 Mg(OH)2 (s) Mg2+ + 2OH（双平衡：溶解平衡、电离平衡）饱和电解质溶液 NaCl (s) Na + Cl（溶解与结晶平衡）多元弱酸分步电离 H2CO3 H+ + HCO3（第一步电离为主） HCO3 H+ + CO32（第一步对第二步有影响）多元弱碱分步电离，一步表示Mg(OH)2 Mg2+ + 2

11、OH第二部分 水的电离与溶液的PH值一、水的电离 1、H2O H+ + OH ；2H2O H3O+ + OH（自偶电离）水是一种极弱电解质，故可看作一元弱酸，又可看作一元弱碱。+三角键形结构HOHH O H配位键H O H|HH H自偶电离举例 NH3 + NH3 NH4+ + NH2 HF + HF H2F+ + F 2、水的电离平衡25 1L水H2O H+ + OH 110-7 110-72H2O = 100% = 1.810-7%（很小）K电离 = K电离H2O = H+ OH水的离子积（25） Kw = H+OH = 10-710-7= 10 -14a. Kw（100）= H+ OHb

12、. 其它任何水溶液中，水的电离依然存在，但程度有可能不同。c. Kw 是温度的函数，只随温度的变化而变化，而与其它任何条件无关，不仅适用于纯水，而且适合任何溶液。d. 溶液中Kw = H+OH 溶液中eg: 碱的溶液：Kw = OH H2O H+醇 + H+ H2O 计算时可省略 酸的溶液：Kw = H+ H2O OH碱 + OH H2O e. 不论纯水中还是任何溶液中， H+ H2O = OH H2O ，但在不同溶液中，H+H2O或OH H2O去向不同，例在不同盐溶液（举例说明）。水电离平衡的影响因素举例分析平衡移动H+OHaKW升高温度加 盐 酸加 烧 碱加FeCl3溶液加 纯 碱eg1:

13、25时，(1) 10L水中含OH 物质的量为 ，含H+ 个数 个（Na为阿氏常数）(2) 1g 水中含H+ 个数约为 个(3) 1mol 水中含OH 物质的量 eg2: 已知25时某水溶液的PH=10，该水溶液中水的电离近似为 。 解：水溶液PH=10，可能为碱，也可能为强碱弱酸盐 . 若为碱 (aq)，则H+ H2O = 10-10 H2O = 100% = 1.810-10%（比较纯水电离） . 若为盐 (aq)，OH H2O = 10-4 H2O = 100% = 1.810-4%（比较纯水电离）二、溶液酸碱性 1、溶液的PH值定义：PH = - lgH+ 溶液中H+； H+ = 10P

14、Ha. POH = - lgOH 溶液中OH；OH = 10PH = 10 PH14b. 25 PH + POH = - lg H+OH = - lg1014 =14适应对象：H+OH 小于1mol/L的稀溶液 PH值范围：0PH14性质：PH值改变n个单位，H+和OH改变10n倍PH值测定a. 酸碱指示剂只能测其酸碱性，即PH值的大致范围。b. PH试纸测定法最简单方法操作：将PH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒取未知溶液滴在试纸上，然后与标准比色卡比较即可。注意：. 事先不能用水湿润试纸. 只能取整数值c. PH计测定法常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂本色变色范围的PH石 蕊紫色5红58紫

15、8篮甲基橙橙色3.1红3.14.4橙4.4黄酚 酞无色无810浅红40红 2、溶液的酸碱性溶液酸碱性判断a. 任何温度下H+ OH酸性本质 H+ = OH中性H+ 110-7 PH7酸性H+ = 110-7 PH=7中性H+ 7碱性思考：已知100时，Kw = 1.010-12，此时纯水PH值多少？其酸碱性如何？不同溶液酸碱性比较a. PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同倍数，则强酸溶液PH变化较大；碱也如此。b. 酸与碱的PH之和为14，等体积混合。. 若为强酸、强碱，则PH = 7（恰好中和）. 若为强酸、弱碱，则PH 7（碱过量）. 若为弱酸、弱碱，则PH 14PH 7（碱过量）. P

16、H1 + PH2 14PH 14 则v酸 : v碱 = 10(PH + PH)14:1. 若PH1 + PH2 14 则v酸 : v碱 = 1014 (PH + PH):1 PH1 + PH2 = a 则v酸 : v碱 = 10(n14):1第三部分 盐类的水解一、盐类的水解 H2O H+ + OH + + + AB = B + A+水解 中和 HB + AOH 1、概念：溶液中盐的离子跟水电离出来的H+或OH生成弱电解质的反应叫做盐类的水解。 2、实质：盐的离子破坏了水的电离平衡，增加了水的电离度，并常使溶液呈酸性或碱性。盐类的水解是中和反应的逆反应。 3、特点：吸热、可逆、程度小（一般水解

17、百分率5%） （中和反应是一个放热反应）4、规律：有弱才水解 无弱不水解 越弱越水解 都弱都水解 谁强显谁性 同强显中性阳离子（水解）呈酸性 阴离子（水解）显碱性 例：. NaCl、KNO3、Na2SO4等不水解 PH=7 . NaHSO4 不水解 PHH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHCN；弱碱：Mg(OH)2Al(OH)3Fe(OH)3 。外因影响水解平衡移动的因素温度，因水解是吸热过程，升高温度可促进水解，使水解平衡向右移动，水解百分率增大。 eg：不同的加热条件对FeCl3溶液水解平衡的影响列表如下：Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ Q条件常 温加 热沸

18、腾持续沸腾蒸 干结果溶液呈酸性酸性增强形成胶体产生沉淀得到Fe (OH)3固体 浓度，增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但水解百分率减小；稀释时可以促进水解，水解平衡向右移动，水解百分率增大。 酸碱度，向盐的溶液中加入H+，可以促进阴离子水解，抑制阳离子水解；向盐的溶液中加入OH，可以促进阳离子水解，抑制阴离子水解。 eg：不同条件对FeCl3水解平衡的影响列表如下： Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ Q条件移动方向H+ 数pH值Fe3+水解程度现 象升温通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3 6、表示方法离子方程式、化学方程式 盐类水解离子方程式的书写要领： 水解是中和反应的

19、逆反应，一般是可逆的，因此书写时要写“”不用“=”。 水解反应一般程度较小，生成物中并无气体和沉淀生成，不能写“”和“”符号。（注：双水解能彻底的用“”“”） 多元弱酸根水解是分步进行，以第一步水解为主。如Na2S溶于水时，S2水解： S2 + H2O HS + OH。 多元弱碱阳离子水解复杂，可看作一步水解反应。如Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+。 多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向。有的以水解为主，如： HCO3、HS、HPO42等，其强碱的酸式盐水溶液呈碱性；又如HSO3、H2PO4等，其强碱的酸式盐水溶液以电离为主，呈酸性（弱酸性），在不同的条件下，可能是

20、水解也可能是电离，其离子方程式的写法是有区别的。二、盐类水解的应用何时考虑盐类水解 1、工农业生产中的应用 （1）用明矾或FeCl3溶液作净水剂 （2）用热浓的纯碱溶液除油污 （3）用Al2(SO4)3和NaHCO3溶液填充泡沫灭火器 （4）锅垢中Mg(OH)2的形成原因 （5）农田施肥时，草木灰不能和铵态氮肥以及过磷酸钙混合使用 2、化学实验中的应用 （1）配制和贮存易水解盐如FeCl3、Al2(SO4)3等需加入少量的H+。 （2）制取Fe(OH)3胶体：Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3 (胶体) +3H+（此过程已不可逆，故不能用表示）。 （3）制取Al2S3的方法：把硫粉和铝

21、粉混合加热即可，不能在溶液中制取。 （4）物质鉴别时有时会考虑盐类水解，如只用一种试剂鉴别：Na2CO3、NaOH、AgNO3、Na2S、C6H5OH、NaNO3六种溶液。 答案为FeCl3溶液。 （5）碱性溶液如Na2CO3、Na2SiO3溶液保存时不能用玻璃塞。 3、化学事实分析中的应用 （1）比较溶液的酸碱性的pH值时，需考虑盐类水解。如比较同浓度a. Na2SiO3 b.Na2CO3 c. NaHCO3 d. CH3COOH e. NaHSO4 f. NH4Cl g.NaNO3 的pH值的大小：abcgfd.e . （2）判断离子共存问题时，需考虑盐水解，常见的，因强烈双水解而不能在溶

22、液中大量共存的离子见下表：S2SO32CO32AlO2Al3+Fe3+ 注意：AlO2碱性很强，几乎不能跟一切水解显酸性的离子如Fe2+、NH4+共存，甚至能夺取HCO3中的H+而产生Al(OH)3沉淀。Fe3+因氧化S2，SO32而不共存。 （3）比较离子浓度大小时需考虑盐类水解如：Na2CO3溶液中OH、Na+、CO32、HCO3、H+按浓度由大到小排列为Na+CO32OHHCO3H+. （4）加热、浓缩、蒸干某些盐溶液时，不一定能得到相应的盐，要注意盐的水解问题。灼烧蒸干 如AlCl3溶液 Al(OH)3 Al2O3灼烧蒸干 FeCl3溶液 Fe(OH)3 Fe2O3三、离子反应问题 1

23、、离子反应的类型金属+酸溶液 Mg + 2H+ = Mg2+ + H2金属+盐溶液非金属+盐溶液 2I + Cl2 = 2Cl + I2其他氧化还原反应（在溶液中进行）有电子转移的反应Fe + Cu2+ = Fe2+ + CuFe + 2Fe3+ = 3Fe2+离子反应碱+酸酸或碱+氧化物酸或碱+盐盐+盐水解无电子转移的反应 2、分析离子共存问题，需注意以下几个方面 （1）注意溶液的颜色。常见的有色离子有：Cu2+（蓝色）、Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、MnO4（紫色）。 （2）注意溶液的酸碱性。如若已知某溶液“跟Al作用产生H2”或“由水电离出的H+为10-12mol/L”即表示该溶

24、液既可能为酸性又可能为碱性环境。 （3）注意离子间能否发生复分解反应（即能否生成沉淀、气体、难电离物质等）。 （4）注意离子间能否发生氧化还原反应。 氧化性顺序：F2Cl2Br2Fe3+I2SO2S 还原性顺序：FClBrFe2+ISO32H2PO4 HPO42 OH PO43 多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析。eg: Na2CO3 (aq) Na+CO32OHHCO3H+ 不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液其他离子对其影响的因素 eg: 相同物质的量浓度的下列各溶液中 A. NH4ClB. CH3COONH4C. NH4HSO4 NH4+：C A B 混合溶液中各离子浓度比较要进

25、行综合分析 如电离因素、水解因素等。 （2）电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，但溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。 如NaHCO3溶液中存在着Na+、H+、HCO3、CO32、OH，就存在如下关系：Na+ + H+ = HCO3 + OH + 2CO32 。 （3）物料守恒规律 所谓物料守衡，就是某一组合的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。 例：Na2S溶液中存在如下平衡： S2 + H2O HS + OH HS + H2O H2S + OH H2O H+ + OH 这样，溶液中的OH都是由水电离出来，而H

26、2O分子每电离出一个OH，必然电离出一个H+，只不过不全以H+形式存在，有的被S2俘获变为HS，有的又被HS俘获变为H2S分子，但H+总数等于OH总数，故有下式成立： c (OH ) = c(HS) + 2c (H2S) + c (H+) 从元素守恒角度由Na : S = 2 : 1，有： Na+ = 2S2 + HS + H2S由、得：Na+ S2 OH HS H+eg: Na2CO3 (aq) 电荷：Na+ + H+ = 2CO32 + HCO3 + OH 物料：Na+ = 2CO32 + 2HCO3 + 2H2CO3 质子：OH = H+ + HCO3 + 2H2CO3 eg: AlCl

27、3 (aq) 电荷：3Al3+ + H+ = Cl + OH 物料：Cl = 3Al3+ + 3Al(OH)3 质子：H+ = OH + 3Al(OH)3 第四部分 酸碱中和滴定一、概念 1、定义：用已知浓度的酸（或碱）测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。 2、原理：H+ + OH = H2O n H+ = n OHCH+V H+ = COHVOH C标V标 = C未V未 3、实验关键：准确测定参加反应的两种溶液的体积。准确判断中和反应是否恰好完全反应。二、实验仪器 1、酸式滴定管：不能盛放碱液、Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液以及HF；中性，强氧化性溶液可盛放。 2、碱式滴定管：不能盛

28、放酸性溶液和强碱性溶液。 3、锥形瓶其中加入待测液或标准液，再滴23d指示剂洗涤后不能润洗，不需干燥加液后可加水充稀瓶底常衬有白纸或白瓷板 4、铁架台、滴定管夹、烧杯（辅助仪器）三、实验试剂 1、标准溶液、待测溶液（稀溶液） 2、指示剂作用：通过颜色的变化来确定滴定终点。（终点中点，但在误差允许范围之内）四、操作 1、准备过程洗涤 水（滴定管、锥形瓶）检漏润洗 （待装液）、（滴定管）注液（排出尖端气泡）调液 调至“0”刻度或“0”刻度以下读数 记录初读数取一定体积待测液于锥形瓶，滴23d指示剂。 2、滴定左手控制活塞或小球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中颜色变化。滴速：先快后慢，当接近终点时

29、，应一滴一摇。终点：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显改变，且分钟内溶液颜色不变，读出体积记录。 3、计算：取两次或多次滴定结果，取平均值C标 。五、指示剂选择 1、单一指示剂选择指示剂变色范围越窄越好 石蕊一般不用溶液颜色的变化，由浅到深易观察。eg: 强酸 强碱 甲基橙（黄 橙）强碱 强酸 酚酞（无 浅红）强酸 强碱 甲基橙（黄 橙）（酸性区指示剂）强碱 弱酸 酚酞（无 红）（碱性区指示剂） 2、双指示剂选择 双指示剂选择：利用两种指示剂在不同等量点的颜色变化得到两个终点，然后根据各终点消耗标准溶液的体积和浓度，算出各成分的含量。HCl eg1: NaOH + Na2CO3 v1NaOHNa

30、2CO3酚酞（红）（Na2CO3使酚酞显红色）V2NaCl (+H2O)Na2CO3 (+NaCl)甲基橙(黄) (无)H2CO3 (+NaCl) 橙HCl eg2: Na2CO3 + NaHCO3 两v1Na2CO3NaHCO3酚酞（红）V2 Na2CO3NaHCO3 甲基橙(黄) (无)H2CO3 (+NaCl) 橙六、误差分析 从公式出发进行讨论C待 = C标V标第五部分 原电池一、原电池 1、装置特点：化学能转化电能的装置 氧化还原反应的应用，利用氧化、还原反应伴随有电子转移，把氧化反应、还原反应分开进行，则转移的电子在线路中形成电流，相当于直流电源。 2、构成条件（一般）（构成工作条

31、件）两个活泼性不同的电极（形成电位差）电解质溶液（提供离子运动空间）形成闭合回路（提供电子传递空间） （或在溶液中接触） eg: 从三个角度设置画图 注：a. 区别电极材料与参加电极反应的物质b. 较活泼金属不能做原电池的电极电料。eg: K、Ca、Nac. 电极材料有时也充当电极反应的物质，且电极材料是导体，只有负极材料参加反应。d. 充当电极材料的可以是金属或非金属，属金属氧化物，且一般充当负极的金属比充当正极的金属活泼。e. 负极材料可能与电解质溶液反应。H2SO4 3、工作原理（Zn Cu）2eZn + H2SO4 = ZnSO4 + H2Iee还原反应氧化反应正极负极2H+ + 2e

32、 = H2Zn 2e = Zn2+H+ 从Cu表面获得电子生成H2Zn不断溶解进入溶液电解质溶液阳离子移向阴离子移向SO42 H+平衡电离 注：从工作原理判断正、负电极。原电池原理运用。. 通过原电池正负极判断，比较两金属的活泼性。 活泼性：负极正极. 利用原电池原理加快反应速率 eg: 粗锌代替纯锌或向酸中滴加CuSO4溶液加快Zn与酸的反应. 利用原电池原理进行金属保护（牺牲阴极、阳极保护法）. 利用原电池原理进行判断金属腐蚀先后顺序. 利用原电池原理设计制定新型电池 4、常见原电池介绍. 连续电池两电极都不参加反应 （两极用惰性电极材料，若在两极上引入适当物质，并使它们发生氧化还原反应，

33、形成原电池）KOH(aq)eg: 氢氧碱性燃料电池（高效低污）4e（-）Ni(NIO2) Ni（+）2H2 + O2 = 2H2O（-）：2H2 + 4OH 2e = 4H2O（+）：O2 + 2H2O + 4e = 4OHeg: 甲烷氧燃料电池8eKOH(aq)（-）Pt Pt（+）CH4 + 2O2 + 2KOH = K2CO3 + 3H2O（-）CH4 + 10OH - 8e = CO32 + 7H2O（+）O2 + H2O + 4e = 4OHeg: 熔融碳酸盐燃料电池4eLi2CO3、K2CO3(熔)650（-）NiCrAl合金 Ni（+）CO + H2 + O2 = CO2 + H

34、2O（-）H2 + CO + 2CO32 4e = 3CO2 + H2O（+）2CO2 + O2 + 4e = 2CO32. 一次电池负极参加反应的原电池 活泼金属作电极材料且参加负极反应eg: 普通锌锰电池（干电池）4eZnCl2、NH4Cl、MnO2、淀粉糊650（-）锌 石墨2Zn + 4NaCl + 4MnO2 = Zn(NH3)4Cl2 + ZnCl2 + 2M2O3 + 2H2O（-）Zn 2e = Zn2+（+）2NH4+ + 2e = 2NH3+ H2eg: 海水电离（航海路灯）12e海水、O2（-）Al 石墨4Al + 3O2 + 6H2O = 4Al(OH)3（-）4Al

35、12e = 4Al3+（+）3O2 + 6H2O + 12e = 12OHeg: 钮扣式电池（银锌电池）2e浓KOH(aq)（-）Zn（Hg） AgO（c） （不锈钢内填充）Ag2O + Zn = 2Ag + ZnO（-）Zn + 2OH 2e = ZnO + H2O（+）Ag2O + H2O + 2e = 2Ag + 2OH. 二次电池两电极材料都参加电极反应（可充可放）（且产物为固体）H2SO4 (浓)铅蓄电池（-）Pb PbO2（-）Pb + SO42 2e = PbSO4（+）PbO2 + 4H+ + SO42 + 2e = PbSO4 + 2H2O放充Pb + PbO + 2H2SO

36、4 2PbSO + 2H2O充电（电解）阳极：PbSO4 + 2H2O 2e = PbO + 4H+ + SO42阴极：PbSO4 + 2e = Pb + SO42镉渠蓄电池KOH(aq)（-）Cd NiO(OH)2（-）Cd + 2OH 2e = Cd(OH)2（+）2NiC(OH)2 + 2H2O + 2e = Ni(OH)2 + 2OH放充放充Cd + 2NiO(OH)2 + 2H2O 2Ni(OH)2 + Cd(OH)2eg3: 爱迪生电池：Fe + NiO2 + 2H2O Fe(OH)2 + Na(OH)2 （l：NaOH）（-）Fe + 2OH 2e = Fe(OH)2 （+）Ni

37、O2 + H2O + 2e = Ni(OH)2 + 2OH放充eg4: 钠硫电池：2Na + HS Na2Sx（-）2Na 2e = Na （+）HS + 2e = Sx2注：电极反应书写两极得失电子数相等电极反应用“=”电极反应式中若有气体生成需加“”总反应式正极和负极的电极反应式相加而得二、金属腐蚀和防护 1、金属蚀化学腐蚀：金属或合金直接与具有腐蚀性化学物质发生氧化还原反应而消耗的过程。 （无电流产生）电化腐蚀：不纯金属或合金与电解质溶液接触发生原电池反应而消耗的过程。 （有微弱电流产生）a. 吸氧腐蚀：钢铁表面吸附的水膜中溶有O2，并呈中性或极弱酸性，反应中O2得电子。（-）Fe 2e

38、 = Fe2+ ；（+）O2 + 2H2O + 4e = 4OHb. 析氢腐蚀：钢铁表面吸附的水膜中溶有CO2呈较强酸性，反应中有H2产生（-）Fe 2e = Fe2+ （+）2H+ + 2e = H2 2、金属保护改变金属内部结构（不锈钢）在金属表面覆盖保护层（电镀、涂漆、制氧化膜）电化学防护外加电流阴极保护被保钢件 牺牲阳极、阴极保护被保钢件活泼金属第六部分 电解、电镀一、电解 1、定义：使电流通过电解质溶液（或溶化的电解质），而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。 注：电解过程即电解质溶液导电的过程区别电解与电离的区别电解建立在电离基础上 2、电解池 1）装置特点：电能 化学能 2）构成工

39、作条件（两极液电源）电解质溶液（或熔化的电解质）与电源相连的两极形成闭合回路3）工作原理CuSO4 (aq)电解2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2I e阴极阳极Cu2+ + 2e = Cu电解质溶液SO42 Cu2+ee氧化反应还原反应惰性电极4OH 4e = O2+ 2H2O惰性电极：Pt、C等活性电极：金属注：电极材料阴极本身不会参加电极反应依原理判断两极的产物 4）溶液中离子放电次序（离子放电顺序，即阴离子在阳极失电子顺序和阳离子在阴极得电子顺序，即阴离子的还原性和阳离子的氧化性顺序。）A、阳极活性电极：M ne = Mn+惰性电极 S2 SO32 I Br Cl OH H2O中OH NO3 SO42 F最高价含氧酸根 SS